원자: 아원자 입자와 전자 배치
양성자, 중성자, 전자 — 그리고 전자가 어디에 존재하는지를 지배하는 규칙. 동위원소, 보어 모형, 현대적 오비탈, 그리고 CBE에 나오는 모든 원소의 전자 배치를 쓰는 법을 다룹니다.
모든 원자는 세 종류의 입자로 이루어져 있습니다
- 양성자 — 양전하(+1), 핵 안에 위치, 질량 ≈ 1 amu. 양성자 수가 원소의 정체를 결정합니다.
- 중성자 — 전하 없음, 핵 안에 위치, 질량 ≈ 1 amu(양성자보다 약간 무거움). 핵을 결합시켜 줍니다.
- 전자 — 음전하(−1), 핵 바깥 영역에 존재, 질량 ≈ 1/1836 amu(사실상 무시할 수 있는 수준).
핵심 양:
- 원자 번호 (Z) = 양성자 수. 원소를 정의합니다.
- 질량수 (A) = 양성자 + 중성자. 원자의 "무게" 표지입니다.
- 중성자 수 = A − Z.
- 원자의 전하 = 양성자 − 전자. 중성 원자는 양성자와 전자 수가 같고, 이온은 그렇지 않습니다.
동위원소 — 같은 원소, 다른 질량
같은 원소의 원자이지만 중성자 수가 다르면(따라서 질량수도 다르면) 동위원소라고 합니다. 탄소-12, 탄소-13, 탄소-14는 모두 양성자가 6개이지만 중성자는 각각 6, 7, 8개입니다. 셋 다 여전히 탄소입니다.
주기율표에 표시된 원자 질량(예: 염소 ≈ 35.45)은 자연 상태 동위원소 분포의 가중 평균입니다. 계산:
평균 질량 = Σ (동위원소 질량 × 존재 비율)
염소 예시: (34.97 × 0.7577) + (36.97 × 0.2423) = 35.45 amu ✓.
원자 이론 — 간략한 역사
- 돌턴(1808): 원자는 나눌 수 없고, 같은 원소의 원자는 동일하며 일정 비율로 결합합니다.
- 톰슨(1897): 음극선 실험을 통해 전자를 발견 — 원자에 내부 구조가 있음을 밝힘.
- 러더퍼드(1911): 금박 실험 — 원자의 대부분은 빈 공간이며, 작고 밀도 높은 양전하 핵이 존재.
- 보어(1913): 전자는 양자화된 고정 에너지 준위에 존재하며, 준위 사이의 전이 시 광자를 방출·흡수합니다.
- 슈뢰딩거(1926): 양자역학적 모형 — 전자는 고정된 궤도가 아니라 3차원 확률 영역(오비탈)을 차지합니다.
- 채드윅(1932): 중성자를 발견.
전자 배치 — 주소 체계
전자는 다음 세 가지 규칙에 따라 오비탈을 채웁니다.
- 쌓음 원리(Aufbau) — 에너지가 가장 낮은 준위부터 채웁니다. 순서: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.
- 파울리 배타 원리 — 같은 원자 안의 두 전자는 네 가지 양자수가 모두 같을 수 없습니다. 실제로는 하나의 오비탈에 반대 스핀의 전자 2개까지만 들어갑니다.
- 훈트 규칙 — 같은 에너지의 오비탈(예: p 오비탈 3개)에는 먼저 각각 한 개씩(같은 스핀 방향) 채운 뒤 짝을 맞춥니다.
부껍질별 수용 전자 수:
- s: 전자 2개(오비탈 1개)
- p: 전자 6개(오비탈 3개)
- d: 전자 10개(오비탈 5개)
- f: 전자 14개(오비탈 7개)
예시 — 황(Z = 16):
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
합: 2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16 ✓. 황은 원자가 전자가 6개(3s² + 3p⁴)이므로 H₂S와 같은 화합물에서 결합 2개를 형성하고, 흔히 전자 2개를 얻어 S²⁻가 됩니다.
이온은 전자를 얻거나 잃음으로써 생성됩니다
금속은 전자를 잃는 경향이 있어 양이온을 형성합니다(Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺). 비금속은 전자를 얻는 경향이 있어 음이온을 형성합니다(F⁻, O²⁻, N³⁻). 대개 목표는 비활성 기체의 전자 배치, 즉 꽉 찬 원자가 껍질을 달성하는 것입니다.
이온이 형성될 때 양성자나 중성자 수는 바뀌지 않고 오직 전자 수만 바뀝니다. 양이온은 원자보다 작아지고, 음이온은 더 커집니다.