원자의 전자 껍질의 구조. 원자의 전자 구조 요소의 전자 층
화학물질은 우리 주변의 세상을 구성하는 물질입니다.
각 화학 물질의 특성은 두 가지 유형으로 나뉩니다. 다른 물질을 형성하는 능력을 특징으로 하는 화학적 유형과 객관적으로 관찰되고 화학적 변환과 별도로 간주될 수 있는 물리적 유형입니다. 예를 들어, 물질의 물리적 특성은 응집 상태(고체, 액체 또는 기체), 열전도도, 열용량, 다양한 매체(물, 알코올 등)에 대한 용해도, 밀도, 색상, 맛 등입니다.
일부 화학 물질이 다른 물질로 변환되는 것을 화학 현상 또는 화학 반응이라고 합니다. 다른 물질로의 변형 없이 물질의 물리적 특성의 변화를 분명히 동반하는 물리적 현상도 있다는 점에 유의해야 합니다. 예를 들어, 물리적 현상에는 얼음이 녹는 것, 물이 얼거나 증발하는 것 등이 포함됩니다.
공정 중에 화학 현상이 발생한다는 사실은 색상 변화, 침전물 형성, 가스 방출, 열 및/또는 빛 방출과 같은 화학 반응의 특징적인 징후를 관찰함으로써 결론을 내릴 수 있습니다.
예를 들어, 화학 반응의 발생에 대한 결론은 다음을 관찰하여 내릴 수 있습니다.
물을 끓일 때 침전물이 생기는 현상, 일상생활에서 스케일이라고 불리는 현상
불이 붙을 때 열과 빛의 방출;
공기 중에서 신선한 사과 조각의 색상이 변합니다.
반죽발효 등의 과정에서 기포발생
화학 반응 중에 거의 변화가 없지만 새로운 방식으로만 서로 연결되는 물질의 가장 작은 입자를 원자라고 합니다.
그러한 물질 단위의 존재에 대한 아이디어는 고대 그리스에서 고대 철학자들의 마음 속에 나타났습니다. 이는 실제로 "원자"라는 용어의 기원을 설명합니다. "atomos"는 문자 그대로 그리스어에서 "분할할 수 없음"을 의미하기 때문입니다.
그러나 고대 그리스 철학자들의 생각과는 달리 원자는 물질의 절대 최소가 아니다. 그것들 자체는 복잡한 구조를 가지고 있습니다.
각 원자는 소위 아원자 입자(양성자, 중성자 및 전자)로 구성되며 각각 p +, no 및 e - 기호로 지정됩니다. 사용된 표기법의 위 첨자는 양성자가 단위 양전하를 갖고, 전자가 단위 음전하를 가지며, 중성자는 전하가 없음을 나타냅니다.
원자의 질적 구조에 관해서는 각 원자에서 모든 양성자와 중성자가 소위 핵에 집중되어 있으며 그 주위에 전자가 전자 껍질을 형성합니다.
양성자와 중성자는 질량이 거의 같습니다. m p ≒ m n이고, 전자의 질량은 각각의 질량보다 거의 2000배 작습니다. m p /m e ≒ m n /m e ≒ 2000.
원자의 기본 특성은 전기적 중성이며 전자 하나의 전하가 양성자 하나의 전하와 같기 때문에 이로부터 모든 원자의 전자 수가 양성자의 수와 같다는 결론을 내릴 수 있습니다.
예를 들어, 아래 표는 가능한 원자 구성을 보여줍니다.
동일한 핵전하를 갖는 원자의 종류, 즉 핵에 동일한 수의 양성자를 가지고 있는 원소를 화학 원소라고 합니다. 따라서 위의 표에서 원자1과 원자2는 하나의 화학 원소에 속하고 원자3과 원자4는 다른 화학 원소에 속한다는 결론을 내릴 수 있습니다.
각 화학 원소에는 고유한 이름과 개별 기호가 있으며 이는 특정 방식으로 읽혀집니다. 예를 들어, 원자가 핵에 단 하나의 양성자를 포함하는 가장 간단한 화학 원소는 "수소"라고 불리며 기호 "H"로 표시되며 "재"로 읽혀지며 화학 원소는 다음과 같습니다. +7의 핵 전하(즉, 7개의 양성자 포함) - "질소"에는 기호 "N"이 있으며 "en"으로 읽습니다.
위의 표에서 볼 수 있듯이, 한 화학 원소의 원자는 핵의 중성자 수가 다를 수 있습니다.
동일한 화학 원소에 속하지만 중성자 수가 달라서 질량이 다른 원자를 동위원소라고 합니다.
예를 들어, 화학 원소 수소에는 1H, 2H, 3H의 세 가지 동위원소가 있습니다. 기호 H 위의 지수 1, 2, 3은 중성자와 양성자의 총 수를 의미합니다. 저것들. 수소가 원자핵에 하나의 양성자가 있다는 사실을 특징으로하는 화학 원소라는 것을 알면 1 H 동위 원소에는 중성자가 전혀 없다는 결론을 내릴 수 있습니다 (1-1 = 0). 2 H 동위원소 - 중성자 1개(2-1=1), 3 H 동위원소 - 중성자 2개(3-1=2). 이미 언급했듯이 중성자와 양성자는 질량이 같고 전자의 질량은 그들에 비해 무시할 정도로 작기 때문에 이는 2 H 동위 원소가 1 H 동위 원소보다 거의 두 배 무겁고 3 H 동위원소는 심지어 3배 더 무겁습니다. 수소 동위원소의 질량이 이렇게 크게 분산되어 있기 때문에 동위원소 2H와 3H에는 별도의 개별 이름과 기호가 지정되었으며 이는 다른 화학 원소에서는 일반적이지 않습니다. 2H 동위원소는 중수소로 명명되고 기호 D가 부여되었으며, 3H 동위원소는 삼중수소라는 이름이 부여되고 기호 T가 부여되었습니다.
양성자와 중성자의 질량을 하나로 취하고 전자의 질량을 무시하면 실제로 원자의 양성자와 중성자의 총 수에 더해 왼쪽 위 지수를 질량으로 간주할 수 있으므로 이 지수를 질량수라고 하며 기호 A로 표시합니다. 양성자의 핵 전하는 원자에 해당하고 각 양성자의 전하는 일반적으로 +1로 간주되므로 핵의 양성자 수는 전하번호(Z)라고 합니다. 원자의 중성자 수를 N으로 표시하면 질량수, 전하수, 중성자 수의 관계를 수학적으로 다음과 같이 표현할 수 있습니다.
현대 개념에 따르면 전자는 이중(입자파) 특성을 가지고 있습니다. 입자와 파동의 성질을 모두 갖고 있다. 전자는 입자처럼 질량과 전하를 가지고 있지만 동시에 파동처럼 전자의 흐름은 회절 능력이 있는 것이 특징입니다.
원자 내 전자의 상태를 설명하기 위해 전자가 특정 운동 궤적을 갖지 않고 공간의 어느 지점에나 위치할 수 있지만 확률은 서로 다른 양자 역학의 개념이 사용됩니다.
전자가 발견될 가능성이 가장 높은 핵 주변의 공간 영역을 원자 궤도라고 합니다.
원자 궤도는 모양, 크기 및 방향이 다를 수 있습니다. 원자 궤도는 전자 구름이라고도 합니다.
그래픽적으로 하나의 원자 궤도는 일반적으로 사각형 셀로 표시됩니다.
양자 역학은 매우 복잡한 수학적 장치를 가지고 있으므로 학교 화학 과정의 틀에서는 양자 역학 이론의 결과만 고려됩니다.
이러한 결과에 따르면 모든 원자 궤도와 그 안에 위치한 전자는 완전히 4개의 양자수를 특징으로 합니다.
- 주양자수 n은 주어진 궤도에 있는 전자의 총 에너지를 결정합니다. 주양자수 값의 범위는 모두 자연수, 즉 n = 1,2,3,4, 5 등
- 궤도 양자수(l)는 원자 궤도의 모양을 특징으로 하며 0에서 n-1까지의 정수 값을 취할 수 있습니다. 여기서 n(재현율)은 주요 양자수입니다.
l = 0인 궤도를 호출합니다. 에스-궤도. s-오비탈은 구형 모양이며 공간에서 방향성이 없습니다.
l = 1인 궤도를 호출합니다. p-궤도. 이 궤도는 3차원 숫자 8의 모양을 갖습니다. 대칭축을 중심으로 숫자 8을 회전하여 얻은 모양으로 바깥쪽은 아령과 유사합니다.
l = 2인 궤도를 호출합니다. d-궤도, 그리고 l = 3 – f-궤도. 그들의 구조는 훨씬 더 복잡합니다.
3) 자기 양자수(m l)는 특정 원자 궤도의 공간 방향을 결정하고 궤도 각 운동량을 자기장의 방향으로 투영하는 것을 나타냅니다. 자기양자수 ml는 외부 자기장 강도 벡터의 방향에 대한 궤도의 방향에 해당하며 0을 포함하여 -l에서 +l까지의 정수 값을 취할 수 있습니다. 가능한 값의 총 개수는 (2l+1)입니다. 예를 들어 l = 0 m l = 0(1개 값), l = 1 m l = -1, 0, +1(3개 값), l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2(자기양자수의 5개 값) 등
예를 들어 p-궤도, 즉 궤도 양자수 l = 1인 "8의 입체 도형" 모양을 갖는 궤도는 자기 양자수(-1, 0, +1)의 세 가지 값에 해당하며, 이는 차례로, 공간에서 서로 수직인 세 방향에 해당합니다.
4) 스핀 양자수(또는 간단히 스핀)(ms)는 일반적으로 원자 내 전자의 회전 방향을 담당하는 것으로 간주될 수 있으며 값을 가질 수 있습니다. 서로 다른 스핀을 갖는 전자는 서로 다른 방향(↓ 및 )을 가리키는 수직 화살표로 표시됩니다.
동일한 주양자수를 갖는 원자의 모든 궤도 집합을 에너지 준위 또는 전자 껍질이라고 합니다. 어떤 숫자 n을 갖는 임의의 에너지 준위는 n 2 궤도로 구성됩니다.
주양자수와 궤도양자수 값이 동일한 오비탈 집합은 에너지 하위 준위를 나타냅니다.
주양자수 n에 해당하는 각 에너지 준위는 n개의 하위 준위를 포함합니다. 차례로, 궤도 양자수 l을 갖는 각 에너지 하위 준위는 (2l+1) 궤도로 구성됩니다. 따라서 s 하위 수준은 1개의 s 오비탈로 구성되고, p 하위 수준은 3개의 p 오비탈로 구성되며, d 하위 수준은 5개의 d 오비탈로 구성되며, f 하위 수준은 7개의 f 오비탈로 구성됩니다. 이미 언급한 바와 같이 하나의 원자 궤도는 종종 하나의 정사각형 셀로 표시되므로 s-, p-, d- 및 f-하위 수준은 다음과 같이 그래픽으로 표시될 수 있습니다.
각 궤도는 엄격하게 정의된 세 개의 양자수 n, l 및 m l의 개별 집합에 해당합니다.
오비탈 간의 전자 분포를 전자 구성이라고 합니다.
원자 궤도를 전자로 채우는 것은 세 가지 조건에 따라 발생합니다.
- 최소 에너지 원리: 전자는 가장 낮은 에너지 하위 수준부터 시작하여 궤도를 채웁니다. 에너지가 증가하는 순서대로 하위 수준의 순서는 다음과 같습니다.<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
전자 하위 레벨 작성 순서를 더 쉽게 기억할 수 있도록 다음 그래픽 그림이 매우 편리합니다.
- 파울리 원리: 각 오비탈에는 2개 이하의 전자가 포함될 수 있습니다.
오비탈에 전자가 1개 있으면 짝을 이루지 않은 전자라고 하고, 2개가 있으면 전자쌍이라고 합니다.
- 훈트의 법칙: 원자의 가장 안정적인 상태는 한 하위 수준 내에서 원자가 짝을 이루지 않은 전자의 가능한 최대 수를 갖는 상태입니다. 원자의 가장 안정적인 상태를 바닥 상태라고 합니다.
실제로 위의 내용은 예를 들어 p-하위 레벨의 3개 궤도에서 1번째, 2번째, 3번째 및 4번째 전자의 배치가 다음과 같이 수행됨을 의미합니다.
전하수가 1인 수소에서 전하수가 36인 크립톤(Kr)으로 원자 궤도를 채우는 작업은 다음과 같이 수행됩니다.
원자 궤도의 채우기 순서에 대한 이러한 표현을 에너지 다이어그램이라고합니다. 개별 요소의 전자 다이어그램을 기반으로 소위 전자 공식(구성)을 기록하는 것이 가능합니다. 예를 들어, 15개의 양성자를 갖고 결과적으로 15개의 전자를 갖는 원소, 즉 인(P)은 다음과 같은 에너지 다이어그램을 갖습니다.
전자식으로 변환하면 인 원자는 다음과 같은 형태를 취합니다.
15 P = 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 3
하위 준위 기호 왼쪽에 있는 일반 크기 숫자는 에너지 준위 번호를 나타내고, 하위 준위 기호 오른쪽에 있는 위 첨자는 해당 하위 준위의 전자 수를 나타냅니다.
다음은 D.I.가 주기율표의 처음 36개 원소에 대한 전자 공식입니다. 멘델레예프.
| 기간 | 제품 번호. | 상징 | 이름 | 전자식 |
| 나 | 1 | 시간 | 수소 | 1초 1 |
| 2 | 그 | 헬륨 | 1초 2 | |
| II | 3 | 리 | 리튬 | 1초 2 2초 1 |
| 4 | BE | 베릴륨 | 1초 2 2초 2 | |
| 5 | 비 | 붕소 | 1초 2 2초 2 2p 1 | |
| 6 | 씨 | 탄소 | 1초 2 2초 2 2p 2 | |
| 7 | N | 질소 | 1초 2 2초 2 2p 3 | |
| 8 | 영형 | 산소 | 1초 2 2초 2 2p 4 | |
| 9 | 에프 | 플루오르 | 1초 2 2초 2 2p 5 | |
| 10 | 네 | 네온 | 1초 2 2초 2 2p 6 | |
| III | 11 | 나 | 나트륨 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 1 |
| 12 | 마그네슘 | 마그네슘 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 | |
| 13 | 알 | 알류미늄 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 1 | |
| 14 | 시 | 규소 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 2 | |
| 15 | 피 | 인 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 3 | |
| 16 | 에스 | 황 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | 염소 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 5 | |
| 18 | 아르곤 | 아르곤 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 | |
| IV | 19 | 케이 | 칼륨 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 1 |
| 20 | 칼슘 | 칼슘 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 | |
| 21 | SC | 스칸듐 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 1 | |
| 22 | 티 | 티탄 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 2 | |
| 23 | V | 바나듐 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | 크롬 | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 여기서 우리는 전자 하나의 점프를 관찰합니다. 에스~에 디하위 수준 | |
| 25 | 망 | 망간 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 5 | |
| 26 | 철 | 철 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 6 | |
| 27 | 공동 | 코발트 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 7 | |
| 28 | 니 | 니켈 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 8 | |
| 29 | 구리 | 구리 | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 여기서 우리는 전자 하나의 점프를 관찰합니다. 에스~에 디하위 수준 | |
| 30 | 아연 | 아연 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 10 | |
| 31 | 가 | 갈륨 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | 게 | 게르마늄 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | 처럼 | 비소 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | 셀렌 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | 브르 | 브롬 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | 크르 | 크립톤 | 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 10 4p 6 |
이미 언급했듯이 바닥 상태에서 원자 궤도의 전자는 최소 에너지 원리에 따라 위치합니다. 그러나 원자의 바닥 상태에 빈 p-오비탈이 있는 경우 종종 과도한 에너지를 원자에 부여함으로써 원자는 소위 여기 상태로 전환될 수 있습니다. 예를 들어, 바닥 상태의 붕소 원자는 전자 구성과 다음 형식의 에너지 다이어그램을 갖습니다.
그리고 들뜬 상태(*), 즉 일부 에너지가 붕소 원자에 전달되면 전자 구성과 에너지 다이어그램은 다음과 같습니다.
원자의 어느 하위 준위가 마지막으로 채워지는지에 따라 화학 원소는 s, p, d 또는 f로 나뉩니다.
테이블 D.I에서 s, p, d 및 f 요소 찾기 멘델레예프:
- s-요소에는 채워질 마지막 s-하위 레벨이 있습니다. 이러한 요소에는 그룹 I 및 II의 기본(표 셀 왼쪽) 하위 그룹의 요소가 포함됩니다.
- p 요소의 경우 p 하위 수준이 채워집니다. p-요소에는 각 기간의 마지막 6개 요소(첫 번째 및 일곱 번째 요소 제외)와 그룹 III-VIII의 주요 하위 그룹 요소가 포함됩니다.
- d 요소는 s 요소와 p 요소 사이에 오랜 기간 동안 위치합니다.
- f 원소는 란탄족 원소와 악티늄족 원소라고 합니다. D.I 테이블 하단에 나열되어 있습니다. 멘델레예프.
전자 구성원자는 전자 궤도를 수치로 표현한 것입니다. 전자 궤도는 수학적으로 전자가 발견될 가능성이 있는 원자핵 주위에 위치한 다양한 모양의 영역입니다. 전자 구성은 독자에게 원자가 얼마나 많은 전자 궤도를 가지고 있는지 빠르고 쉽게 알려주고 각 궤도의 전자 수를 결정하는 데 도움이 됩니다. 이 기사를 읽고 나면 전자 구성을 작성하는 방법을 익힐 수 있습니다.
단계
D. I. Mendeleev의 주기율표를 사용한 전자 분포
- 예를 들어, 전하가 -1인 나트륨 원자는 여분의 전자를 갖게 됩니다. 게다가기본 원자 번호는 11입니다. 즉, 원자는 총 12개의 전자를 갖게 됩니다.
- +1의 전하를 갖는 나트륨 원자에 대해 이야기하는 경우 기본 원자 번호 11에서 전자 1개를 빼야 합니다. 따라서 원자는 10개의 전자를 갖게 됩니다.
-
궤도의 기본 목록을 기억하십시오.원자의 전자 수가 증가함에 따라 특정 순서에 따라 원자 전자 껍질의 다양한 하위 준위를 채웁니다. 전자 껍질의 각 하위 수준은 채워지면 짝수의 전자를 포함합니다. 다음과 같은 하위 수준을 사용할 수 있습니다.
전자 구성 표기법을 이해합니다.각 오비탈의 전자 수를 명확하게 표시하기 위해 전자 구성이 작성되었습니다. 궤도는 순차적으로 작성되며 각 궤도의 원자 수는 궤도 이름 오른쪽에 위 첨자로 작성됩니다. 완성된 전자 구성은 일련의 하위 수준 지정 및 위 첨자의 형태를 취합니다.
- 예를 들어 가장 간단한 전자 구성은 다음과 같습니다. 1초 2 2초 2 2p 6 .이 구성은 1s 하위 준위에 2개의 전자, 2s 하위 준위에 2개, 2p 하위 준위에 6개의 전자가 있음을 보여줍니다. 2 + 2 + 6 = 총 10개의 전자. 이것은 중성 네온 원자(네온의 원자 번호는 10)의 전자 구성입니다.
-
궤도의 순서를 기억하세요.전자 궤도는 전자 껍질 수가 증가하는 순서로 번호가 지정되지만 에너지가 증가하는 순서로 배열됩니다. 예를 들어, 채워진 4s 2 궤도는 부분적으로 채워지거나 채워진 3d 10 궤도보다 에너지가 낮거나 이동성이 낮으므로 4s 궤도가 먼저 작성됩니다. 오비탈의 순서를 알면 원자의 전자 수에 따라 쉽게 채울 수 있습니다. 오비탈을 채우는 순서는 다음과 같습니다. 1초, 2초, 2p, 3초, 3p, 4초, 3d, 4p, 5초, 4d, 5p, 6초, 4f, 5d, 6p, 7초, 5f, 6d, 7p.
- 모든 궤도가 채워지는 원자의 전자 구성은 다음과 같습니다. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6일 10 7p 6
- 위의 항목은 모든 궤도가 채워졌을 때 주기율표에서 가장 높은 번호의 원자인 Uuo(ununoctium) 118 원소의 전자 구성이라는 점에 유의하십시오. 따라서 이 전자 구성에는 중성으로 하전된 원자의 현재 알려진 모든 전자 하위 준위가 포함됩니다.
-
원자의 전자 수에 따라 궤도를 채우십시오.예를 들어, 중성 칼슘 원자의 전자 구성을 기록하려면 주기율표에서 원자 번호를 찾는 것부터 시작해야 합니다. 원자번호는 20번이므로 위의 순서에 따라 전자 20개를 가진 원자의 구성을 적어보겠습니다.
- 20번째 전자에 도달할 때까지 위의 순서에 따라 오비탈을 채우세요. 첫 번째 1s 오비탈에는 2개의 전자가 있고, 2s 오비탈에도 2개가 있으며, 2p에는 6개, 3s에는 2개, 3p에는 6개, 4s에는 2개가 있습니다(2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20.) 즉, 칼슘의 전자 구성은 다음과 같은 형태를 갖습니다. 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 .
- 오비탈은 에너지가 증가하는 순서로 배열되어 있습니다. 예를 들어 4차 에너지 준위로 이동할 준비가 되면 먼저 4s 궤도를 적고, 그 다음에 3d. 네 번째 에너지 수준 이후에는 동일한 순서가 반복되는 다섯 번째 에너지 수준으로 이동합니다. 이는 세 번째 에너지 수준 이후에만 발생합니다.
-
주기율표를 시각적 단서로 사용하세요.여러분은 주기율표의 모양이 전자 구성에서 전자 하위 준위의 순서와 일치한다는 것을 이미 알아차렸을 것입니다. 예를 들어, 왼쪽에서 두 번째 열의 원자는 항상 "s 2"로 끝나고 얇은 중앙 부분의 오른쪽 가장자리에 있는 원자는 항상 "d 10"으로 끝납니다. 구성 작성에 대한 시각적 가이드로 주기율표를 사용하십시오. 즉, 궤도에 추가하는 순서가 표에서의 위치와 어떻게 일치하는지를 알 수 있습니다. 아래를 참조하세요:
- 구체적으로 가장 왼쪽 두 열에는 전자 구성이 s 오비탈로 끝나는 원자가 포함되어 있고, 표의 오른쪽 블록에는 구성이 p 오비탈로 끝나는 원자가 포함되어 있으며, 아래쪽 절반에는 f 오비탈로 끝나는 원자가 포함되어 있습니다.
- 예를 들어, 염소의 전자 구성을 기록할 때 다음과 같이 생각하십시오. "이 원자는 주기율표의 세 번째 행(또는 "주기")에 위치합니다. 또한 p 궤도 블록의 다섯 번째 그룹에도 위치합니다. 주기율표의 전자 구성은 다음과 같이 끝납니다. ..3p 5
- 표의 d 및 f 궤도 영역에 있는 요소는 해당 요소가 위치한 주기와 일치하지 않는 에너지 수준을 특징으로 합니다. 예를 들어, d-오비탈을 갖는 요소 블록의 첫 번째 행은 4주기에 위치하지만 3d 오비탈에 해당하고, f-오비탈을 갖는 요소 블록의 첫 번째 행은 6주기에 있음에도 불구하고 4f 오비탈에 해당합니다. 기간.
-
긴 전자 구성을 작성하기 위한 약어를 알아보세요.주기율표의 오른쪽 가장자리에 있는 원자를 원자라고 합니다. 희가스.이들 원소는 화학적으로 매우 안정적입니다. 긴 전자 구성을 작성하는 과정을 단축하려면 원자보다 전자 수가 적은 가장 가까운 희가스의 화학 기호를 대괄호 안에 작성하고 후속 궤도 수준의 전자 구성을 계속 작성하십시오. 아래를 참조하세요:
- 이 개념을 이해하려면 예제 구성을 작성하는 것이 도움이 될 것입니다. 희가스를 포함하는 약어를 이용하여 아연(원자번호 30)의 배열을 적어보자. 아연의 전체 구성은 다음과 같습니다: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. 그러나 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 은 비활성 기체인 아르곤의 전자 구성임을 알 수 있습니다. 아연의 전자 구성 부분을 대괄호(.) 안에 있는 아르곤의 화학 기호로 바꾸면 됩니다.
- 따라서 약어로 작성된 아연의 전자 구성은 다음과 같은 형식을 갖습니다. 4초 2 3d 10 .
- 아르곤과 같은 비활성 가스의 전자 구성을 작성하는 경우에는 작성할 수 없습니다. 이 원소 앞에는 희가스에 대한 약어를 사용해야 합니다. 아르곤의 경우 네온()이 됩니다.
주기율표 ADOMAH 사용
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주기율표 ADOMAH를 마스터하세요.전자 구성을 기록하는 이 방법은 암기가 필요하지 않지만 수정된 주기율표가 필요합니다. 왜냐하면 전통적인 주기율표에서는 네 번째 주기부터 시작하여 주기 번호가 전자 껍질과 일치하지 않기 때문입니다. 주기율표 ADOMAH - 과학자 Valery Zimmerman이 개발한 특별한 유형의 주기율표를 찾아보세요. 간단한 인터넷 검색으로 쉽게 찾을 수 있습니다.
- ADOMAH 주기율표에서 가로줄은 할로겐, 희가스, 알칼리 금속, 알칼리 토금속 등과 같은 원소 그룹을 나타냅니다. 수직 열은 전자 레벨에 해당하고 소위 "계단식"(블록 s, p, d 및 f를 연결하는 대각선)은 마침표에 해당합니다.
- 헬륨은 두 원소 모두 1s 궤도를 갖고 있기 때문에 수소 쪽으로 이동합니다. 기간 블록(s,p,d,f)은 오른쪽에 표시되고 레벨 번호는 하단에 표시됩니다. 원소는 1부터 120까지의 상자에 표시됩니다. 이 숫자는 중성 원자의 총 전자 수를 나타내는 일반 원자 번호입니다.
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ADOMAH 테이블에서 원자를 찾으십시오.원소의 전자 구성을 쓰려면 주기율표 ADOMAH에서 해당 기호를 찾아 원자 번호가 더 높은 모든 원소에 줄을 그으세요. 예를 들어, 에르븀(68)의 전자 구성을 작성해야 하는 경우 69에서 120까지의 모든 원소를 삭제하세요.
- 표 하단에 있는 1부터 8까지의 숫자를 참고하세요. 이는 전자 레벨의 수 또는 열의 수입니다. 줄이 그어진 항목만 포함된 열은 무시합니다. 에르븀의 경우 1,2,3,4,5 및 6번 열이 남아 있습니다.
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요소까지 궤도 하위 수준을 계산합니다.표 오른쪽에 표시된 블록 기호(s, p, d, f)와 밑면에 표시된 열 번호를 보면 블록 사이의 대각선을 무시하고 열을 열 블록으로 나누어 순서대로 나열합니다. 아래에서 위로. 다시 말하지만 모든 요소에 줄이 그어진 블록은 무시하세요. 열 번호와 블록 기호로 시작하는 열 블록을 작성합니다. 즉, 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s(에르븀의 경우)입니다.
- 참고: 위의 Er 전자 구성은 전자 하위 수준 번호의 오름차순으로 작성되었습니다. 오비탈을 채우는 순서대로 쓸 수도 있습니다. 이렇게 하려면 열 블록을 작성할 때 열이 아닌 아래에서 위로 계단식을 따르십시오. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .
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각 전자 하위 수준의 전자 수를 계산합니다.각 열 블록에서 지워지지 않은 요소의 수를 세어 각 요소에 하나의 전자를 부착하고 각 열 블록의 블록 기호 옆에 해당 숫자를 적습니다. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . 이 예에서 이것은 에르븀의 전자 구성입니다.
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잘못된 전자 구성에 주의하십시오.지면 에너지 상태라고도 하는 가장 낮은 에너지 상태에 있는 원자의 전자 구성과 관련된 18가지 일반적인 예외가 있습니다. 그들은 전자가 차지하는 마지막 두세 위치에 대해서만 일반 규칙을 따르지 않습니다. 이 경우 실제 전자 구성은 전자가 원자의 표준 구성에 비해 에너지가 낮은 상태에 있다고 가정합니다. 예외 원자에는 다음이 포함됩니다.
- Cr(..., 3d5, 4s1); 구리(..., 3d10, 4s1); NB(..., 4d4, 5s1); 모(..., 4d5, 5s1); 루(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); PD(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); 라(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); 하나님(..., 4f7, 5d1, 6s2); 오(..., 5d10, 6s1); 교류(..., 6d1, 7s2); 목(..., 6d2, 7s2); 아빠(..., 5f2, 6d1, 7s2); 유(..., 5f3, 6d1, 7s2); NP(..., 5f4, 6d1, 7s2) 및 센티미터(..., 5f7, 6d1, 7s2).
- 전자 배열 형태로 쓰여진 원자의 원자 번호를 찾으려면 문자 뒤에 오는 모든 숫자(s, p, d, f)를 더하면 됩니다. 이것은 중성 원자에 대해서만 작동하며, 이온을 다루는 경우에는 작동하지 않습니다. 추가되거나 손실된 전자의 수를 더하거나 빼야 합니다.
- 문자 뒤의 숫자는 위 첨자이므로 시험에서 실수하지 마십시오.
- "반만 가득 찬" 하위 수준 안정성은 없습니다. 이것은 단순화입니다. "반쯤 채워진" 하위 준위로 인한 안정성은 각 궤도가 하나의 전자에 의해 점유되어 전자 사이의 반발을 최소화한다는 사실에 기인합니다.
- 각 원자는 안정된 상태를 유지하는 경향이 있으며 가장 안정적인 구성에는 s 및 p 하위 준위(s2 및 p6)가 채워져 있습니다. 희가스(Noble Gas)는 이러한 구성을 가지고 있어 거의 반응하지 않으며 주기율표에서 오른쪽에 위치합니다. 따라서 구성이 3p 4로 끝나는 경우 안정적인 상태에 도달하려면 두 개의 전자가 필요합니다(s-하위 전자를 포함하여 6개를 잃으면 더 많은 에너지가 필요하므로 4개를 잃는 것이 더 쉽습니다). 그리고 구성이 4d 3으로 끝나면 안정적인 상태를 달성하려면 전자 3개를 잃어야 합니다. 또한, 절반만 채워진 하위 레벨(s1, p3, d5..)은 예를 들어 p4 또는 p2보다 더 안정적입니다. 그러나 s2와 p6은 훨씬 더 안정적입니다.
- 이온을 다룰 때 이는 양성자의 수가 전자의 수와 같지 않음을 의미합니다. 이 경우 원자의 전하는 화학 기호의 오른쪽 상단(보통)에 표시됩니다. 따라서 +2 전하를 갖는 안티몬 원자는 전자 구성 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 을 갖습니다. 5p 3 이 5p 1 로 변경되었습니다. 중성 원자 구성이 s와 p가 아닌 하위 준위로 끝날 때 주의하세요.전자를 빼앗을 때는 원자가 궤도(s 및 p 궤도)에서만 전자를 가져올 수 있습니다. 따라서 구성이 4s 2 3d 7로 끝나고 원자가 +2의 전하를 받으면 구성은 4s 0 3d 7로 끝납니다. 3d 7에 유의하세요. 아니다변화하면 s 오비탈의 전자가 대신 손실됩니다.
- 전자가 "더 높은 에너지 수준으로 이동"하도록 강제되는 조건이 있습니다. 하위 준위가 전자 1개가 부족하여 절반 또는 가득 차면 가장 가까운 s 또는 p 하위 준위에서 전자 1개를 가져와 전자가 필요한 하위 준위로 이동합니다.
- 전자 구성을 기록하는 데는 두 가지 옵션이 있습니다. 에르븀에 대해 위에 표시된 것처럼 에너지 준위 수의 증가 순서 또는 전자 궤도를 채우는 순서로 쓸 수 있습니다.
- 마지막 s 및 p 하위 수준을 나타내는 원자가 구성만 작성하여 요소의 전자 구성을 작성할 수도 있습니다. 따라서 안티몬의 원자가 구성은 5s 2 5p 3이 됩니다.
- 이온은 동일하지 않습니다. 그들에게는 훨씬 더 어렵습니다. 두 레벨을 건너뛰고 시작한 위치와 전자 수가 얼마나 큰지에 따라 동일한 패턴을 따릅니다.
원자의 원자 번호를 찾으십시오.각 원자에는 그와 관련된 특정 수의 전자가 있습니다. 주기율표에서 원자 기호를 찾으세요. 원자 번호는 1(수소의 경우)부터 시작하여 각 후속 원자에 대해 1씩 증가하는 양의 정수입니다. 원자 번호는 원자에 포함된 양성자의 수이므로 전하가 0인 원자의 전자 수이기도 합니다.
원자의 전하를 결정합니다.중성 원자는 주기율표에 표시된 것과 동일한 수의 전자를 갖습니다. 그러나 전하를 띤 원자는 전하의 크기에 따라 더 많거나 적은 전자를 갖게 됩니다. 전하를 띤 원자로 작업하는 경우 다음과 같이 전자를 더하거나 뺍니다. 각 음전하에 대해 하나의 전자를 더하고 각 양전하에 대해 하나를 뺍니다.
원자의 전자 구성준위와 하위 준위별로 원자 내 전자의 배열을 보여주는 공식입니다. 기사를 공부한 후에는 전자가 어디에 어떻게 위치하는지 배우고, 양자수에 대해 알게 되며, 원자의 전자 구성을 그 수로 구성할 수 있게 됩니다. 기사 마지막에는 원소 표가 있습니다.
요소의 전자 구성을 연구하는 이유는 무엇입니까?
원자는 구성 세트와 같습니다. 특정 수의 부품이 있고 서로 다르지만 동일한 유형의 두 부품은 완전히 동일합니다. 하지만 이 구성 세트는 플라스틱 세트보다 훨씬 더 흥미롭고 그 이유는 다음과 같습니다. 근처에 누가 있는지에 따라 구성이 변경됩니다. 예를 들어 수소 옆에 산소 아마도물로 변하고, 나트륨 근처에 있으면 가스로 변하고, 철 근처에 있으면 완전히 녹으로 변합니다. 왜 이런 일이 발생하는지에 대한 질문에 대답하고 다른 원자 옆의 동작을 예측하려면 아래에서 설명할 전자 구성을 연구해야 합니다.
원자에는 몇 개의 전자가 있습니까?
원자는 핵과 그 주위를 회전하는 전자로 구성되며, 핵은 양성자와 중성자로 구성됩니다. 중성 상태에서 각 원자는 핵의 양성자 수와 동일한 전자 수를 갖습니다. 양성자의 수는 원소의 원자 번호로 지정됩니다. 예를 들어 황은 주기율표의 16번째 원소인 16개의 양성자를 가지고 있습니다. 금에는 주기율표의 79번째 원소인 79개의 양성자가 있습니다. 따라서 황은 중성 상태에서 16개의 전자를 가지고 있고, 금은 79개의 전자를 가지고 있습니다.
전자를 어디에서 찾을 수 있습니까?
전자의 행동을 관찰함으로써 특정 패턴이 도출되었으며, 이는 양자수로 설명되며 총 4가지가 있습니다.
- 주양자수
- 궤도 양자수
- 자기양자수
- 스핀 양자수
궤도 함수
또한 궤도라는 단어 대신 "궤도"라는 용어를 사용합니다. 궤도는 전자의 파동 함수이며 대략 전자가 시간의 90%를 보내는 영역입니다.
N-레벨
L-쉘
M l - 궤도 수
M s - 궤도의 첫 번째 또는 두 번째 전자
궤도 양자 수 l
전자 구름을 연구한 결과, 그들은 에너지 수준에 따라 구름이 공, 아령 및 기타 두 가지 더 복잡한 네 가지 주요 형태를 취한다는 것을 발견했습니다. 에너지가 증가하는 순서대로 이러한 형태를 s-, p-, d- 및 f-껍질이라고 합니다. 이들 껍질 각각은 1(s), 3(p), 5(d), 7(f) 궤도를 가질 수 있습니다. 궤도 양자수는 궤도가 위치한 껍질입니다. s, p, d 및 f 궤도에 대한 궤도 양자수는 각각 0,1,2 또는 3의 값을 취합니다.
s-껍질에는 하나의 궤도가 있습니다(L=0) - 두 개의 전자
p-껍질에는 3개의 오비탈이 있습니다(L=1) - 6개의 전자
d 껍질에는 5개의 궤도가 있습니다(L=2) - 10개의 전자
f 껍질에는 7개의 궤도가 있습니다(L=3) - 14개의 전자
자기양자수 ml
p-껍질에는 3개의 궤도가 있으며, -L에서 +L까지의 숫자로 지정됩니다. 즉, p-껍질(L=1)의 경우 궤도 "-1", "0" 및 "1"이 있습니다. . 자기양자수는 문자 ml로 표시됩니다.
껍질 내부에서는 전자가 서로 다른 궤도에 위치하기가 더 쉽기 때문에 첫 번째 전자가 각 궤도에 하나씩 채워지고 그 다음에는 각 궤도에 전자 쌍이 추가됩니다.
d-쉘을 고려해보세요:
d-쉘은 L=2 값, 즉 5개의 오비탈(-2,-1,0,1 및 2)에 해당하며 처음 5개의 전자는 M l =-2, M 값을 사용하여 쉘을 채웁니다. l =-1, M l =0 , M l =1, M l =2.
스핀 양자수 ms
스핀은 축을 중심으로 전자가 회전하는 방향이며 두 가지 방향이 있으므로 스핀 양자 수에는 +1/2와 -1/2의 두 가지 값이 있습니다. 하나의 에너지 하위 준위에는 스핀이 반대인 전자 2개만 포함될 수 있습니다. 스핀 양자수는 ms로 표시됩니다.
주양자수 n
주요 양자수는 에너지 준위이며, 현재 7개의 에너지 준위가 알려져 있으며 각 에너지 준위는 아라비아 숫자(1,2,3,...7)로 표시됩니다. 각 레벨의 포탄 수는 레벨 번호와 동일합니다. 첫 번째 레벨에는 포탄 1개, 두 번째 레벨에는 2개가 있습니다.
전자수
따라서 모든 전자는 4개의 양자수로 설명될 수 있으며, 이 숫자의 조합은 전자의 각 위치에 대해 고유합니다. 첫 번째 전자를 취하고, 가장 낮은 에너지 수준은 N = 1이며, 첫 번째 수준에는 하나의 껍질이 있습니다. 모든 수준의 첫 번째 껍질은 공 모양(s -shell)을 갖습니다. L=0이면 자기양자수는 M l =0이라는 한 가지 값만 취할 수 있으며 스핀은 +1/2와 같습니다. 다섯 번째 전자(원자에 관계없이)를 취하면 이에 대한 주요 양자수는 N=2, L=1, M=-1, 스핀 1/2이 됩니다.
화학 반응 중에 반응하는 원자의 핵은 (방사성 변환을 제외하고) 변하지 않기 때문에 원자의 화학적 특성은 전자 껍질의 구조에 따라 달라집니다. 이론 원자의 전자 구조양자 역학 장치를 기반으로 구축되었습니다. 따라서 원자 에너지 준위의 구조는 원자핵 주변 공간에서 전자를 찾을 확률에 대한 양자 역학적 계산을 기반으로 얻을 수 있습니다 ( 쌀. 4.5).
쌀. 4.5. 에너지 수준을 하위 수준으로 나누는 계획
원자의 전자 구조 이론의 기본은 다음 조항으로 축소됩니다. 원자의 각 전자 상태는 4개의 양자수로 특징 지어집니다. 주요 양자수 n = 1, 2, 3,; 궤도 (방위각) l=0,1,2, n–1; 자기 중 엘 = -l, –1,0,1, 엘; 회전 중 에스 = -1/2, 1/2 .
에 따르면 파울리 원리, 동일한 원자에는 동일한 4개의 양자수 집합을 갖는 두 개의 전자가 있을 수 없습니다. 엔, 엘, 엠 엘 , 중 에스; 동일한 주양자수 n을 갖는 전자 집합은 전자층, 즉 원자의 에너지 준위를 형성하며, 핵부터 번호가 매겨지고 다음과 같이 표시됩니다. K, L, M, N, O, P, Q, 그리고 주어진 값을 가진 에너지 층에서 N이하일 수 있다 2n 2 전자. 동일한 양자수를 갖는 전자의 집합 N그리고 엘, 핵심에서 멀어짐에 따라 지정되는 하위 수준을 형성합니다. 초, 피, 디, 에프.
원자핵 주변 공간에서 전자의 위치를 확률적으로 결정하는 것은 하이젠베르크의 불확정성 원리에 해당합니다. 양자역학적 개념에 따르면, 원자 내의 전자는 특정한 운동 궤적을 갖지 않고 핵 주변 공간의 어느 부분에도 위치할 수 있으며, 그 다양한 위치는 일정한 음전하 밀도를 갖는 전자 구름으로 간주됩니다. 전자가 발견될 가능성이 가장 높은 핵 주변의 공간을 다음과 같이 부릅니다. 궤도 함수. 전자구름의 약 90%를 포함하고 있습니다. 각 하위 수준 1초, 2초, 2p등. 특정 모양의 특정 수의 궤도에 해당합니다. 예를 들어, 1초- 그리고 2초-궤도는 구형이고 2p-궤도( 2p 엑스 , 2p 와이 , 2p 지-오비탈)은 서로 수직 방향으로 향하고 아령 모양( 쌀. 4.6).
쌀. 4.6. 전자 궤도의 모양과 방향.
화학 반응 중에 원자핵은 변화하지 않고 원자의 전자 껍질만 변하며, 그 구조는 화학 원소의 많은 특성을 설명합니다. 원자의 전자구조 이론을 바탕으로 멘델레예프의 화학원소주기법칙의 심오한 물리적 의미를 확립하고 화학결합이론을 창안하였다.
화학 원소주기 시스템의 이론적 정당화에는 원자 구조에 대한 데이터가 포함되어 화학 원소 특성 변화의 주기성과 원자의 유사한 유형의 전자 구성의 주기적 반복 사이의 연관성이 있음을 확인합니다.
원자 구조 교리에 비추어 볼 때, 멘델레예프가 모든 원소를 7개의 주기로 나누는 것은 정당합니다. 주기의 수는 전자로 채워진 원자의 에너지 준위 수에 해당합니다. 짧은 주기에서는 원자핵의 양전하가 증가함에 따라 외부 준위의 전자 수가 증가합니다(첫 번째 주기에서는 1에서 2로, 두 번째 및 세 번째 주기에서는 1에서 8로). 요소 특성의 변화: 기간의 시작 부분(첫 번째 제외)에는 알칼리 금속이 있으며, 금속 특성이 점진적으로 약화되고 비금속 특성이 강화되는 것이 관찰됩니다. 이 패턴은 두 번째 기간의 요소에서 추적할 수 있습니다. 표 4.2.
표 4.2.
큰 주기에서는 핵의 전하가 증가함에 따라 전자로 준위를 채우는 것이 더 어려워지며, 이는 작은 주기의 원소에 비해 원소 특성의 더 복잡한 변화를 설명합니다.
하위 그룹의 화학 원소 특성의 동일한 특성은 다음과 같이 외부 에너지 수준의 유사한 구조로 설명됩니다. 테이블 4.3, 알칼리 금속의 하위 그룹에 대해 전자로 에너지 준위를 채우는 순서를 보여줍니다.
표 4.3.
그룹 번호는 일반적으로 화학 결합 형성에 참여할 수 있는 원자 내 전자 수를 나타냅니다. 이는 그룹 번호의 물리적 의미입니다. 주기율표의 네 자리에서는 원자량이 증가하는 순서로 원소가 배열되어 있지 않습니다. 아르곤그리고 케이,공동그리고 니,티이자형그리고 나,목그리고 아빠. 이러한 편차는 화학 원소 주기율표의 단점으로 간주되었습니다. 원자 구조의 교리는 이러한 편차를 설명했습니다. 핵 전하의 실험적 결정은 이들 원소의 배열이 핵 전하의 증가에 해당한다는 것을 보여주었습니다. 또한 원자핵 전하의 실험적 측정을 통해 수소와 우라늄 사이의 원소 수와 란탄족 원소의 수를 측정할 수 있었습니다. 이제 주기율표의 모든 자리는 다음과 같은 간격으로 채워집니다. Z=1~ 전에 Z=114그러나 주기율표가 완전하지 않아 새로운 초우라늄 원소의 발견이 가능합니다.
처음 네 기간의 요소 원자의 전자 껍질 구조: $s-$, $p-$ 및 $d-$elements. 원자의 전자 구성. 원자의 바닥 상태와 들뜬 상태
원자라는 개념은 고대 세계에서 물질의 입자를 나타내기 위해 생겨났습니다. 그리스어로 번역된 원자는 “분할할 수 없음”을 의미합니다.
전자
실험을 바탕으로 아일랜드 물리학자 Stoney는 모든 화학 원소의 원자에 존재하는 가장 작은 입자에 의해 전기가 전달된다는 결론에 도달했습니다. 1891년에 Stoney 씨는 이 입자를 다음과 같이 명명할 것을 제안했습니다. 전자, 그리스어로 "호박"을 의미합니다.
전자라는 이름이 붙은 지 몇 년 후, 영국 물리학자 Joseph Thomson과 프랑스 물리학자 Jean Perrin은 전자가 음전하를 띤다는 것을 증명했습니다. 이것은 화학에서 $(-1)$ 단위로 사용되는 가장 작은 음전하입니다. Thomson은 심지어 전자의 속도(빛의 속도와 동일함 - $300,000km/s)와 전자의 질량(수소 원자의 질량보다 $1836$ 배 적음)을 결정하는 데 성공했습니다.
Thomson과 Perrin은 공기가 배출되는 유리관에 납땜된 두 개의 금속판(음극과 양극)으로 전류원의 극을 연결했습니다. 전극판에 약 1만 볼트의 전압을 가하면 관에서 발광 방전이 발생하고 입자가 음극(음극)에서 양극(양극)으로 날아가는데, 과학자들은 이를 처음에 '양극'이라고 불렀습니다. 음극선, 그리고 그것이 전자의 흐름이라는 것을 알게되었습니다. TV 화면과 같은 특수 물질에 전자가 부딪히면 빛이 납니다.
결론은 다음과 같습니다. 전자는 음극을 구성하는 물질의 원자에서 빠져나옵니다.
자유 전자 또는 그 흐름은 금속 와이어를 가열하거나 주기율표 I족의 주요 하위 그룹 원소(예: 세슘)로 형성된 금속에 빛을 비추는 등 다른 방법으로 얻을 수 있습니다.
원자 내 전자의 상태
원자 내 전자의 상태는 다음에 관한 정보의 총합으로 이해됩니다. 에너지특정 전자 공간, 위치합니다. 우리는 원자 내의 전자가 운동 궤적을 가지고 있지 않다는 것을 이미 알고 있습니다. 우리는 이것에 대해서만 이야기할 수 있어요 확률핵 주변 공간에서의 위치. 이는 핵을 둘러싼 이 공간의 어느 부분에나 위치할 수 있으며, 서로 다른 위치의 집합은 특정 음전하 밀도를 갖는 전자 구름으로 간주됩니다. 비유적으로 이것은 다음과 같이 상상할 수 있습니다. 사진 마감에서와 같이 100분의 1초 또는 100만분의 1초 후에 원자 내 전자의 위치를 사진으로 찍는 것이 가능하다면 그러한 사진의 전자는 점으로 표시될 것입니다. 그러한 사진을 무수히 겹쳐놓으면 그 사진은 이러한 점이 가장 많이 있는 곳에 밀도가 가장 높은 전자구름이 될 것입니다.
그림은 핵을 통과하는 수소 원자의 전자 밀도의 "컷"을 보여주며, 점선은 전자를 감지할 확률이 $90%$인 구를 제한합니다. 핵에 가장 가까운 윤곽선은 전자를 탐지할 확률이 $10%$, 핵의 두 번째 윤곽선 내부에서 전자를 탐지할 확률이 $20%$, 세 번째 윤곽선 내부에서 $≒30%인 공간 영역을 포함합니다. $ 등 전자의 상태에는 약간의 불확실성이 있습니다. 이 특별한 상태를 특징짓기 위해 독일의 물리학자 W. 하이젠베르크(W. Heisenberg)는 다음과 같은 개념을 도입했습니다. 불확정성 원리, 즉. 전자의 에너지와 위치를 동시에 정확하게 결정하는 것이 불가능하다는 것을 보여주었습니다. 전자의 에너지가 더 정확하게 결정될수록 그 위치가 더 불확실해지고, 그 반대의 경우도 마찬가지입니다. 위치가 결정되면 전자의 에너지를 결정하는 것은 불가능합니다. 전자를 검출할 확률 범위에는 명확한 경계가 없습니다. 그러나 전자를 발견할 확률이 최대가 되는 공간을 선택하는 것은 가능하다.
전자가 발견될 가능성이 가장 높은 원자핵 주위의 공간을 궤도라고 합니다.
여기에는 전자 구름의 약 $90%$가 포함되어 있으며, 이는 전자가 공간의 이 부분에 있는 시간의 약 $90%$를 의미합니다. 모양에 따라 라틴 문자 $s, p, d$ 및 $f$로 지정되는 네 가지 유형의 궤도가 알려져 있습니다. 일부 형태의 전자 궤도의 그래픽 표현이 그림에 표시됩니다.
특정 궤도에서 전자 운동의 가장 중요한 특징은 핵과의 결합 에너지입니다. 비슷한 에너지 값을 가진 전자가 단일을 형성합니다. 전자층, 또는 에너지 수준. 에너지 준위는 핵부터 시작하여 $1, 2, 3, 4, 5, 6$ 및 $7$로 번호가 매겨져 있습니다.
에너지 준위의 수를 나타내는 정수 $n$을 주양자수라고 합니다.
주어진 에너지 수준을 차지하는 전자의 에너지를 특성화합니다. 핵에 가장 가까운 첫 번째 에너지 준위의 전자는 가장 낮은 에너지를 갖습니다. 첫 번째 수준의 전자와 비교하여 다음 수준의 전자는 많은 양의 에너지를 특징으로 합니다. 결과적으로, 외부 수준의 전자는 원자핵에 가장 덜 단단히 결합되어 있습니다.
원자의 에너지 준위(전자 층) 수는 화학 원소가 속한 D.I. Mendeleev 시스템의 주기 수와 같습니다. 첫 번째 주기의 원소 원자는 하나의 에너지 준위를 갖습니다. 두 번째 기간 - 2; 일곱 번째 기간 - 7.
에너지 준위에서 최대 전자 수는 다음 공식에 의해 결정됩니다.
여기서 $N$은 최대 전자 수입니다. $n$은 레벨 번호 또는 주 양자 번호입니다. 결과적으로 핵에 가장 가까운 첫 번째 에너지 준위에는 전자가 2개 이상 있을 수 없습니다. 두 번째 - $8$ 이하; 세 번째 – $18$ 이하; 네 번째에는 $32$를 넘지 않습니다. 그러면 에너지 수준(전자 층)은 어떻게 배열됩니까?
두 번째 에너지 준위 $(n = 2)$부터 시작하여 각 준위는 하위 준위(하위층)로 나뉘며, 핵과의 결합에너지가 조금씩 다릅니다.
하위 수준의 수는 주 양자 수의 값과 같습니다.첫 번째 에너지 수준에는 하나의 하위 수준이 있습니다. 두 번째 - 두; 세 번째 - 세 번째; 넷째 - 넷. 하위 수준은 차례로 궤도에 의해 형성됩니다.
$n$의 각 값은 $n^2$와 동일한 궤도 수에 해당합니다. 표에 제시된 데이터에 따르면 주양자수 $n$과 하위 준위 수, 오비탈 유형 및 수, 하위 준위 및 준위의 최대 전자 수 사이의 연결을 추적할 수 있습니다.
주요 양자 수, 궤도의 유형 및 수, 하위 준위 및 준위의 최대 전자 수.
| 에너지 수준 $(n)$ | $n$과 동일한 하위 수준 수 | 궤도형 | 궤도 수 | 최대 전자 수 | ||
| 하위 수준에서 | $n^2$와 동일한 레벨 | 하위 수준에서 | $n^2$와 동일한 수준에서 | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3일$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4일$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
하위 수준은 일반적으로 라틴 문자와 $s, p, d, f$로 구성되는 궤도의 모양으로 표시됩니다. 그래서:
- $s$-하위 레벨 - 원자핵에 가장 가까운 각 에너지 레벨의 첫 번째 하위 레벨은 하나의 $s$-오비탈로 구성됩니다.
- $p$-하위 레벨 - 첫 번째 에너지 레벨을 제외한 각각의 두 번째 하위 레벨은 3개의 $p$-오비탈로 구성됩니다.
- $d$-하위 레벨 - 세 번째 에너지 레벨부터 시작하는 각각의 세 번째 하위 레벨은 5개의 $d$-오비탈로 구성됩니다.
- 네 번째 에너지 레벨부터 시작하는 각각의 $f$-하위 레벨은 7개의 $f$-오비탈로 구성됩니다.
원자핵
그러나 전자만이 원자의 일부인 것은 아닙니다. 물리학자 앙리 베크렐은 우라늄염을 함유한 천연 광물이 알려지지 않은 방사선도 방출하여 빛이 차단된 사진 필름을 노출시킨다는 사실을 발견했습니다. 이 현상을 방사능.
방사선에는 세 가지 유형이 있습니다.
- $α$-선은 전자의 전하보다 $2$ 배 더 크지만 양의 부호를 가지며 질량은 수소 원자의 질량보다 $4$ 배 더 큰 $α$-입자로 구성됩니다.
- $β$선은 전자의 흐름을 나타냅니다.
- $γ$-선은 전하를 운반하지 않는 무시할 수 있는 질량을 가진 전자기파입니다.
결과적으로 원자는 양전하를 띤 핵과 전자로 구성된 복잡한 구조를 갖습니다.
원자는 어떻게 구성되어 있나요?
1910년 런던 근처 캠브리지에서 어니스트 러더퍼드(Ernest Rutherford)와 그의 학생 및 동료들은 얇은 금박을 통과하여 스크린에 떨어지는 $α$ 입자의 산란을 연구했습니다. 알파 입자는 일반적으로 원래 방향에서 단 1도만 벗어나 금 원자 특성의 균일성과 균일성을 확인하는 것처럼 보입니다. 그리고 갑자기 연구자들은 일부 $α$ 입자가 마치 일종의 장애물에 부딪힌 것처럼 갑자기 경로 방향을 바꾸는 것을 발견했습니다.
러더퍼드는 호일 앞에 스크린을 배치함으로써 금 원자에서 반사된 $α$ 입자가 반대 방향으로 날아가는 드문 경우도 감지할 수 있었습니다.
계산에 따르면 원자의 전체 질량과 모든 양전하가 작은 중심 핵에 집중되면 관찰된 현상이 발생할 수 있습니다. 밝혀진 바와 같이 핵의 반경은 음전하를 띤 전자가 위치하는 영역인 전체 원자의 반경보다 100,000배 더 작습니다. 비유적인 비교를 적용하면 원자의 전체 부피는 루즈니키 경기장에 비유될 수 있고, 핵은 경기장 중앙에 위치한 축구공에 비유될 수 있습니다.
모든 화학 원소의 원자는 작은 태양계와 비슷합니다. 따라서 러더퍼드가 제안한 이 원자 모델을 행성형이라고 부릅니다.
양성자와 중성자
원자의 전체 질량이 집중된 작은 원자핵은 양성자와 중성자의 두 가지 유형의 입자로 구성되어 있음이 밝혀졌습니다.
양성자전자의 전하와 동일한 전하를 갖지만 $(+1)$ 기호는 반대이고 질량은 수소 원자의 질량과 같습니다(화학에서는 1로 간주됩니다). 양성자는 $↙(1)↖(1)p$(또는 $p+$) 기호로 표시됩니다. 중성자전하를 띠지 않고 중성이며 양성자의 질량과 같은 질량을 갖습니다. $1$. 중성자는 $↙(0)↖(1)n$(또는 $n^0$) 기호로 표시됩니다.
양성자와 중성자를 합쳐서 부른다. 핵자(위도부터 핵- 핵심).
원자를 구성하는 양성자와 중성자 수의 합을 원자라고 한다. 질량수. 예를 들어, 알루미늄 원자의 질량수는 다음과 같습니다.
무시할 수 있을 정도로 작은 전자의 질량은 무시할 수 있기 때문에 원자 전체의 질량이 핵에 집중되어 있다는 것은 명백합니다. 전자는 $e↖(-)$로 지정됩니다.
원자는 전기적으로 중성이므로, 원자 안에 있는 양성자와 전자의 수가 같다는 것입니다. 화학원소의 원자번호와 같습니다., 주기율표에 지정되었습니다. 예를 들어, 철 원자의 핵에는 $26$의 양성자가 포함되어 있고, $26$의 전자가 핵 주위를 돌고 있습니다. 중성자 수를 결정하는 방법은 무엇입니까?
알려진 바와 같이, 원자의 질량은 양성자와 중성자의 질량으로 구성됩니다. $(Z)$ 요소의 일련번호를 아는 것, 즉 양성자 수와 질량수 $(A)$는 양성자와 중성자 수의 합과 같으며, 중성자 수 $(N)$는 다음 공식을 사용하여 구할 수 있습니다.
예를 들어, 철 원자의 중성자 수는 다음과 같습니다.
$56 – 26 = 30$.
표는 소립자의 주요 특성을 나타냅니다.
소립자의 기본 특성.
동위원소
동일한 핵전하를 가지고 있지만 질량수가 다른 동일한 원소의 다양한 원자를 동위원소라고 합니다.
단어 동위 원소두 개의 그리스어 단어로 구성됩니다. ISO- 동일하고 토포스- 장소(place)는 원소 주기율표에서 “한 자리(세포)를 차지하는 것”을 의미합니다.
자연에서 발견되는 화학 원소는 동위원소의 혼합물입니다. 따라서 탄소에는 질량 $12, 13, 14$의 세 가지 동위원소가 있습니다. 산소 - 질량이 $16, 17, 18 등인 세 가지 동위원소
일반적으로 주기율표에 표시된 화학 원소의 상대 원자 질량은 자연의 상대적 풍부함을 고려하여 주어진 원소의 자연 동위 원소 혼합물의 원자 질량의 평균 값이므로 원자 값 질량은 종종 분수입니다. 예를 들어, 천연 염소 원자는 $35$(자연에는 $75%$)와 $37$(자연에는 $25%$)의 두 동위원소가 혼합되어 있습니다. 따라서 염소의 상대적 원자 질량은 $35.5$입니다. 염소 동위원소는 다음과 같이 작성됩니다.
$↖(35)↙(17)(Cl)$ 및 $↖(37)↙(17)(Cl)$
염소 동위원소의 화학적 특성은 칼륨, 아르곤과 같은 대부분의 화학 원소의 동위원소와 정확히 동일합니다.
$↖(39)↙(19)(K)$ 및 $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ 및 $↖(40)↙(18 )(Ar)$
그러나 수소 동위원소는 상대적 원자 질량의 극적인 배수 증가로 인해 특성이 크게 다릅니다. 그들은 심지어 개별 이름과 화학 기호도 부여받았습니다: 프로튬 - $↖(1)↙(1)(H)$; 중수소 - $↖(2)↙(1)(H)$ 또는 $↖(2)↙(1)(D)$; 삼중수소 - $↖(3)↙(1)(H)$ 또는 $↖(3)↙(1)(T)$.
이제 우리는 화학 원소에 대한 현대적이고 보다 엄격하며 과학적인 정의를 내릴 수 있습니다.
화학 원소는 동일한 핵 전하를 가진 원자의 집합입니다.
처음 네 기간의 원소 원자의 전자 껍질 구조
D.I. Mendeleev 시스템의 기간에 따라 요소 원자의 전자 구성 표시를 고려해 봅시다.
첫 번째 기간의 요소입니다.
원자의 전자 구조 다이어그램은 전자 층(에너지 수준) 전반에 걸친 전자 분포를 보여줍니다.
원자의 전자 공식은 에너지 준위와 하위 준위 전반에 걸친 전자 분포를 보여줍니다.
원자의 그래픽 전자 공식은 준위와 하위 준위뿐만 아니라 궤도 전반의 전자 분포를 보여줍니다.
헬륨 원자에서는 첫 번째 전자층이 완성됩니다. 여기에는 $2$의 전자가 포함됩니다.
수소와 헬륨은 $s$ 원소이며, 이들 원자의 $s$ 궤도는 전자로 채워져 있습니다.
두 번째 기간의 요소.
모든 두 번째 주기 원소에 대해 첫 번째 전자층이 채워지며, 최소 에너지의 원리에 따라 전자는 두 번째 전자층의 $s-$ 및 $p$ 궤도를 채웁니다(첫 번째 $s$, 그 다음 $p$ ) 및 Pauli 및 Hund 규칙.
네온 원자에서는 두 번째 전자층이 완성됩니다. 여기에는 $8$ 전자가 포함되어 있습니다.
세 번째 기간의 요소.
세 번째 주기 원소의 원자에 대해서는 첫 번째와 두 번째 전자층이 완성되어 세 번째 전자층이 채워지며, 여기서 전자는 3s-, 3p-, 3d-sub 준위를 차지할 수 있다.
세 번째 기간 요소의 전자 껍질 구조.
마그네슘 원자는 $3.5$ 전자 궤도를 완성합니다. $Na$ 및 $Mg$는 $s$ 요소입니다.
알루미늄 및 후속 원소에서는 $3d$ 하위 준위가 전자로 채워집니다.
| $↙(18)(Ar)$ 아르곤 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
아르곤 원자는 바깥층(세 번째 전자층)에 $8$의 전자를 가지고 있습니다. 바깥층이 완성되었으나 세 번째 전자층에는 전체적으로 18개의 전자가 있을 수 있으므로 세 번째 주기의 원소는 채워지지 않은 $3d$-오비탈을 갖습니다.
$Al$부터 $Ar$까지의 모든 요소는 $р$입니다. -강요.
$s-$ 및 $p$ -강요형태 주요 하위 그룹주기율표에서.
네 번째 기간의 요소.
칼륨과 칼슘 원자는 네 번째 전자층을 가지며 $4s$ 하위 준위가 채워집니다. $3d$ 하위 수준보다 에너지가 낮습니다. 네 번째 기간 원소 원자의 그래픽 전자 공식을 단순화하려면 다음을 수행하십시오.
- 아르곤의 기존 그래픽 전자 공식을 다음과 같이 표시하겠습니다. $Ar$;
- 이러한 원자가 채워지지 않은 하위 수준은 묘사하지 않습니다.
$K, Ca$ - $s$ -강요,주요 하위 그룹에 포함됩니다. $Sc$에서 $Zn$까지의 원자의 경우 3d 하위 수준은 전자로 채워집니다. 이것은 $3d$ 요소입니다. 그들은 다음에 포함되어 있습니다 측면 하위 그룹,외부 전자층이 채워지면 다음과 같이 분류됩니다. 과도기적 요소.
크롬과 구리 원자의 전자 껍질 구조에 주목하십시오. 그 안에서 하나의 전자는 $4s-$에서 $3d$ 하위 수준으로 "실패"합니다. 이는 결과 $3d^5$ 및 $3d^(10)$ 전자 구성의 더 큰 에너지 안정성으로 설명됩니다.
$↙(24)(Cr)$ $1초^(2)2초^(2)2p^(6)3초^(2)3p^(6)3d^(4) 4초^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| 요소 기호, 일련번호, 이름 | 전자 구조 다이어그램 | 전자식 | 그래픽 전자 공식 |
| $↙(19)(K)$ 칼륨 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ 칼슘 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ 스칸듐 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ 또는 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ 티타늄 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ 또는 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ 바나듐 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ 또는 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ 크롬 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ 또는 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Cu)$ 크롬 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ 또는 $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ 아연 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ 또는 $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ 갈륨 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ 또는 $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(KR)$ 크립톤 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ 또는 $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
아연 원자에서는 세 번째 전자층이 완성됩니다. 모든 $3s, 3p$ 및 $3d$ 하위 준위가 그 안에 채워져 있으며 총 $18$ 전자가 있습니다.
아연 다음의 원소에서는 네 번째 전자층인 $4p$ 하위 레벨이 계속 채워집니다. $Ga$부터 $Кr$ - $р$까지의 요소 -강요.
크립톤 원자의 외부(네 번째) 층은 완전하며 $8$의 전자를 갖습니다. 하지만 아시다시피 네 번째 전자층에는 총 $32$의 전자가 있을 수 있습니다. 크립톤 원자에는 여전히 채워지지 않은 $4d-$ 및 $4f$ 하위 수준이 있습니다.
다섯 번째 기간 요소의 경우 하위 수준은 $5s → 4d → 5p$ 순서로 채워집니다. 또한 $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46)에서 전자의 "고장"과 관련된 예외도 있습니다. ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$는 6번째와 7번째 기간에 나타납니다. -강요, 즉. 세 번째 외부 전자 레이어의 $4f-$ 및 $5f$ 하위 레벨이 각각 채워지는 요소입니다.
$4f$ -강요~라고 불리는 란타넘족.
$5f$ -강요~라고 불리는 악티늄족.
여섯 번째 기간의 요소 원자에서 전자 하위 레벨을 채우는 순서: $↙(55)Cs$ 및 $↙(56)Ba$ - $6s$ 요소; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-요소; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-요소; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-요소; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-요소. 그러나 여기에도 전자 궤도의 채우기 순서를 위반하는 요소가 있습니다. 예를 들어 $f$-하위 레벨이 절반으로 채워지고 완전히 채워지는 에너지 안정성과 관련이 있습니다. $nf^7$ 및 $nf^(14)$.
원자의 어느 하위 수준이 마지막에 전자로 채워지는지에 따라 이미 이해한 대로 모든 요소는 4개의 전자군 또는 블록으로 나뉩니다.
- $s$ -강요;원자 외부 수준의 $s$-하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. $s$-원소에는 수소, 헬륨 및 그룹 I 및 II의 주요 하위 그룹 요소가 포함됩니다.
- $p$ -강요;원자 외부 수준의 $p$-하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. $p$-요소에는 III~VIII 그룹의 주요 하위 그룹 요소가 포함됩니다.
- $d$ -강요;원자의 외부 외부 수준의 $d$-하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. $d$-요소에는 I~VIII 그룹의 보조 하위 그룹 요소가 포함됩니다. $s-$와 $p-$요소 사이에 위치한 수십 년의 큰 기간의 요소입니다. 그들은 또한 불린다 전환 요소;
- $f$ -강요;전자는 원자의 세 번째 외부 준위의 $f-$하위 준위를 채웁니다. 여기에는 란탄족 원소와 악티늄족 원소가 포함됩니다.
원자의 전자 구성. 원자의 바닥 상태와 들뜬 상태
스위스의 물리학자 W. Pauli는 1925년에 다음과 같은 사실을 발견했습니다. 원자는 하나의 궤도에 2개 이하의 전자를 가질 수 있습니다., 반대쪽 (역 평행) 뒷면이 있음 (영어에서 스핀들로 번역됨), 즉 가상의 축을 중심으로 시계 방향 또는 시계 반대 방향으로 전자가 회전하는 것으로 일반적으로 상상할 수 있는 특성을 가지고 있습니다. 이 원리는 파울리 원리.
궤도에 전자가 1개 있으면 이를 전자라고 합니다. 페어링되지 않은, 만약 2개라면, 이것은 짝을 이루는 전자, 즉. 반대 스핀을 갖는 전자.
그림은 에너지 수준을 하위 수준으로 나누는 다이어그램을 보여줍니다.
$s-$ 궤도 함수, 이미 알고 있듯이 구형 모양입니다. 수소 원자 $(n = 1)$의 전자는 이 궤도에 위치하며 짝을 이루지 않습니다. 이러한 이유로 전자식, 또는 전자 구성, 다음과 같이 작성됩니다: $1s^1$. 전자 공식에서 에너지 준위의 수는 $(1...)$ 문자 앞의 숫자로 표시되며, 라틴 문자는 하위 준위(궤도 유형)를 나타내며, 오른쪽 위에 표시된 숫자는 문자(지수)는 하위 수준의 전자 수를 나타냅니다.
하나의 $s-$오비탈에 두 쌍의 전자가 있는 헬륨 원자 He의 경우 이 공식은 $1s^2$입니다. 헬륨 원자의 전자 껍질은 완전하고 매우 안정적입니다. 헬륨은 희가스입니다. 두 번째 에너지 준위 $(n = 2)$에는 $s$ 1개와 $p$ 3개, 4개의 궤도가 있습니다. 두 번째 수준의 $s$-궤도($2s$-궤도)의 전자는 더 높은 에너지를 갖습니다. $1s$ 궤도 $(n = 2)$의 전자보다 핵으로부터 더 먼 거리에 있습니다. 일반적으로 $n$의 각 값에는 하나의 $s-$오비탈이 있지만 그에 상응하는 전자 에너지 공급이 있으므로 $n$의 값이 증가함에 따라 해당 직경이 증가합니다. s-$Orbital은 이미 알고 있듯이 구형 모양입니다. 수소 원자 $(n = 1)$의 전자는 이 궤도에 위치하며 짝을 이루지 않습니다. 따라서 전자 공식 또는 전자 구성은 다음과 같이 작성됩니다: $1s^1$. 전자 공식에서 에너지 준위의 수는 $(1...)$ 문자 앞의 숫자로 표시되며, 라틴 문자는 하위 준위(궤도 유형)를 나타내며, 오른쪽 위에 표시된 숫자는 문자(지수)는 하위 수준의 전자 수를 나타냅니다.
하나의 $s-$오비탈에 두 쌍의 전자가 있는 헬륨 원자 $He$의 경우 이 공식은 $1s^2$입니다. 헬륨 원자의 전자 껍질은 완전하고 매우 안정적입니다. 헬륨은 희가스입니다. 두 번째 에너지 준위 $(n = 2)$에는 $s$ 1개와 $p$ 3개, 4개의 궤도가 있습니다. 두 번째 수준의 $s-$오비탈($2s$-오비탈)의 전자는 더 높은 에너지를 갖습니다. $1s$ 궤도 $(n = 2)$의 전자보다 핵으로부터 더 먼 거리에 있습니다. 일반적으로 $n$의 각 값에 대해 하나의 $s-$오비탈이 있지만 그에 상응하는 전자 에너지 공급이 있으므로 $n$의 값이 증가함에 따라 해당 직경이 증가합니다. 
$p-$ 궤도 함수덤벨 모양 또는 방대한 숫자 8 모양입니다. 세 개의 $p$-오비탈은 모두 원자핵을 통해 그려진 공간 좌표를 따라 상호 수직인 원자에 위치합니다. $n= 2$부터 시작하는 각 에너지 준위(전자 층)에는 3개의 $p$-궤도가 있다는 점을 다시 한 번 강조해야 합니다. $n$의 값이 증가함에 따라 전자는 핵으로부터 먼 거리에 위치하며 $x, y, z$ 축을 따라 향하는 $p$-오비탈을 차지합니다.
두 번째 주기 $(n = 2)$의 요소에 대해 처음 하나의 $s$-궤도가 채워지고 그 다음 세 개의 $p$-궤도가 채워집니다. 전자 공식 $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ 전자는 원자핵에 더 약하게 결합되어 있으므로 리튬 원자는 쉽게 전자를 포기하고(분명히 기억하는 것처럼 이 과정을 산화라고 함) 리튬 이온 $Li^+$로 변할 수 있습니다. .
베릴륨 Be 원자에서 네 번째 전자도 $2s$ 궤도($1s^(2)2s^(2)$)에 있습니다. 베릴륨 원자의 두 외부 전자는 쉽게 분리됩니다. $B^0$는 $Be^(2+)$ 양이온으로 산화됩니다.
붕소 원자에서 다섯 번째 전자는 $2p$ 궤도($1s^(2)2s^(2)2p^(1)$)를 차지합니다. 다음으로, $C, N, O, F$ 원자는 $2p$-오비탈로 채워지며, 이는 비활성 가스 네온으로 끝납니다: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
세 번째 기간 요소의 경우 $3s-$ 및 $3p$ 궤도가 각각 채워집니다. 세 번째 수준의 5개 $d$-궤도는 사용 가능한 상태로 남아 있습니다.
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
때로는 원자 내 전자의 분포를 묘사하는 다이어그램에서 각 에너지 준위의 전자 수만 표시됩니다. 위에 주어진 전체 전자 공식과 달리 화학 원소 원자의 약식 전자 공식을 작성하십시오. 예를 들면 다음과 같습니다.
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
주기가 큰 원소(4번째와 5번째)의 경우 처음 두 전자는 각각 $4s-$ 및 $5s$ 궤도를 차지합니다. $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. 각 주요 주기의 세 번째 요소부터 시작하여 다음 10개의 전자는 각각 이전 $3d-$ 및 $4d-$오비탈로 이동합니다(사이드 하위 그룹 요소의 경우): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)금 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. 일반적으로 이전 $d$-하위 레벨이 채워지면 외부(각각 $4р-$ 및 $5р-$) $р-$하위 레벨이 채워지기 시작합니다: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
큰 주기의 요소(6번째 및 불완전 7번째)의 경우 전자 수준과 하위 수준은 일반적으로 다음과 같이 전자로 채워집니다. 처음 두 개의 전자는 외부 $s-$하위 수준에 들어갑니다: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)금 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; 다음 전자 1개($La$ 및 $Ca$에 대해)를 이전 $d$-하위 수준으로: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ 및 $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
그런 다음 다음 $14$ 전자는 세 번째 외부 에너지 준위인 란탄족 원소와 악티늄족 원소의 $4f$ 및 $5f$ 궤도로 이동합니다. $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $$↙(92)U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
그런 다음 측면 하위 그룹 요소의 두 번째 외부 에너지 수준($d$-하위 수준)이 다시 축적되기 시작합니다. $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. 그리고 마지막으로, $d$-하위 레벨이 10개의 전자로 완전히 채워진 후에야 $p$-하위 레벨이 다시 채워집니다: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
원자의 전자 껍질 구조는 소위 에너지 또는 양자 세포를 사용하여 묘사되는 경우가 많습니다. 그래픽 전자 공식. 이 표기법에는 다음 표기법이 사용됩니다. 각 양자 셀은 하나의 궤도에 해당하는 셀로 지정됩니다. 각 전자는 스핀 방향에 해당하는 화살표로 표시됩니다. 그래픽 전자 공식을 작성할 때 다음 두 가지 규칙을 기억해야 합니다. 파울리 원리, 이에 따르면 셀(궤도)에는 2개 이하의 전자가 있을 수 있지만 역평행 스핀이 있으며 F. 훈트의 법칙, 전자는 한 번에 하나씩 자유 셀을 점유하고 동일한 스핀 값을 가지며 그 다음에는 쌍을 이루지만 Pauli 원리에 따르면 스핀은 반대 방향이 됩니다.
