화학 고2 원자의 세계(심화) 심화

전자 배치

Q: Cr과 Cu는 왜 예외인가요?

크로뮴은 [Ar]3d5 4s1, 구리는 [Ar]3d10 4s1입니다. d 오비탈이 절반 채워지거나 완전히 채워진 상태가 특별히 안정하기 때문에, 4s 전자 하나를 3d로 보내는 편이 에너지가 더 낮아집니다. 쌓음 원리는 대략적인 안내이지 절대 법칙이 아닙니다.

Q: [Ne]3s1처럼 대괄호로 쓰는 표기는 무엇인가요?

안쪽의 채워진 부분을 바로 앞 비활성 기체 이름으로 줄여 쓴 것입니다. 나트륨의 1s2 2s2 2p6이 네온의 배치와 같으므로 [Ne]로 대신하고, 화학 반응에 실제로 참여하는 바깥 전자만 남깁니다.

Q: 전자 배치가 왜 주기율표와 이어지나요?

같은 족의 원소들은 가장 바깥 껍질의 전자 배치가 같기 때문입니다. 예를 들어 1족은 모두 바깥에 s1을 갖습니다. 화학적 성질을 결정하는 것이 바깥 전자이므로, 배치가 같으면 성질도 비슷해지고 그것이 주기적으로 반복됩니다.

쌓음·파울리·훈트 규칙에 따른 전자의 오비탈 배치.

전자를 오비탈에 채우는 방식으로, 에너지가 낮은 곳부터 채우고(쌓음 원리), 한 오비탈에 최대 2개까지만 스핀을 반대로 넣고(파울리 배타 원리), 에너지가 같은 오비탈에는 먼저 하나씩 흩어 넣습니다(훈트 규칙).

빈 강의실에 학생들이 앉는 방식과 같습니다. 앞자리(에너지가 낮은 쪽)부터 채우고, 한 책상에는 두 명까지 앉으며, 빈 책상이 있는 동안에는 굳이 옆에 붙어 앉지 않고 하나씩 흩어져 앉습니다.

쉽게 말하면

양자수가 전자의 주소를 정해 주었다면, 전자 배치는 그 주소에 실제로 전자를 넣는 규칙입니다. 규칙은 셋뿐인데, 각각이 어디에서 왔는지 알면 외울 필요가 없어집니다.

쌓음 원리 — 자연은 에너지가 낮은 상태를 선호하므로, 전자는 에너지가 낮은 오비탈부터 채웁니다. 순서는 $1 s < 2 s < 2 p < 3 s < 3 p < 4 s < 3 d < 4 p$ 입니다. 여기서 $4 s$ 가 $3 d$ 보다 앞에 온다는 점이 눈에 걸립니다. 껍질 번호는 4가 더 큰데도, 전자가 여럿인 원자에서는 $4 s$ 의 에너지가 $3 d$ 보다 낮기 때문입니다. 껍질 번호와 에너지 순서가 항상 같지는 않습니다.

파울리 배타 원리 — 한 원자 안에서 네 양자수가 모두 같은 전자는 있을 수 없습니다. 앞의 세 양자수가 같다는 것은 같은 오비탈이라는 뜻이고, 남은 스핀이 두 값뿐이므로 오비탈 하나에 전자는 최대 2개입니다. 물리의 스핀이 여기서 개수 제한으로 나타납니다.

훈트 규칙 — 에너지가 같은 오비탈이 여러 개일 때(예: $2 p_{x}$ , $2 p_{y}$ , $2 p_{z}$ ), 전자는 짝을 짓기 전에 먼저 하나씩 흩어져 들어가고 스핀 방향도 같게 맞춥니다. 이유는 단순합니다 — 전자끼리는 서로 밀어내므로, 굳이 같은 방에 둘이 들어가는 것보다 빈방에 하나씩 있는 편이 에너지가 낮습니다.

전자 배치가 중요한 이유는 원소의 성질이 결국 가장 바깥 껍질의 전자로 결정되기 때문입니다. 원소를 전자 배치 순서로 늘어놓으면 성질이 주기적으로 되풀이되는데, 이것이 주기율표의 정체입니다. 주기율표는 외울 표가 아니라 전자 배치를 그림으로 접어 놓은 것입니다.

이렇게 나타납니다

예시 1

질소(N, 원자 번호 7)의 전자 배치

$1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{3}$

$2 p$ 에 들어간 전자 3개는 훈트 규칙에 따라 $2 p_{x}$ , $2 p_{y}$ , $2 p_{z}$ 에 하나씩 흩어져 스핀을 같은 방향으로 맞춥니다. 짝짓지 않은 전자가 3개라서 질소는 결합을 3개 만들 수 있습니다 — $N H_{3}$ 가 왜 수소 3개와 결합하는지가 전자 배치에서 설명됩니다.
예시 2

산소(O, 원자 번호 8) — 여기서 처음 짝이 생긴다

$1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{4}$

네 번째 전자가 들어올 때 비로소 $2 p$ 의 한 오비탈에 짝이 만들어집니다. 짝짓지 않은 전자가 2개 남으므로 산소는 결합을 2개 만듭니다. 질소보다 전자가 하나 많은데 결합은 하나 적어지는 이유입니다.
예시 3

칼슘(Ca, 원자 번호 20) — $4 s$ 가 $3 d$ 보다 먼저

$1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 4 s^{2}$

$3 d$ 가 아직 텅 비어 있는데도 $4 s$ 부터 채워집니다. 껍질 번호만 보고 순서를 정하면 여기서 반드시 틀립니다.

순서대로 하면

전자 배치 쓰는 순서

1원자 번호를 확인해 채울 전자 수를 정합니다. 중성 원자라면 전자 수 = 양성자 수입니다.
2 $1 s \to 2 s \to 2 p \to 3 s \to 3 p \to 4 s \to 3 d \to 4 p$ 순서로 채웁니다.
3각 오비탈의 정원을 지킵니다. s는 2개, p는 6개, d는 10개입니다.
4에너지가 같은 오비탈이 여럿이면 하나씩 흩어 넣은 뒤에 짝을 짓습니다(훈트 규칙).
5전자를 다 쓰면 멈추고, 총 전자 수가 원자 번호와 같은지 검산합니다.

자주 하는 오해

4 s

부터 채웠으니 이온이 될 때도

3 d

부터 빠진다고 생각하기

이렇게 생각하기 쉬움

Fe

가

F e^{2 +}

이 될 때, 나중에 채운

3 d

전자부터 잃는다

실제로는채울 때는

4 s

가 먼저지만, 잃을 때도 $4 s$ 전자부터 빠져나갑니다.

쌓음 순서를 '나중에 넣은 것이 먼저 빠진다'는 상식으로 뒤집어 읽는 데서 오는 오해입니다. 전자가 채워지면서 오비탈들의 에너지 관계 자체가 달라져, 전자가 들어찬 원자에서는

4 s

가

3 d

보다 바깥쪽에 있고 떼어내기 쉬운 상태가 됩니다. 쌓음 순서는 '빈 원자에 처음 넣을 때의 순서'일 뿐, 이미 채워진 원자의 전자 서열이 아닙니다.

훈트 규칙을 무시하고 오비탈을 순서대로 꽉꽉 채우기

이렇게 생각하기 쉬움탄소의

2 p^{2}

는

2 p_{x}

하나에 전자 두 개를 짝지어 넣으면 된다

실제로는

2 p_{x}

와

2 p_{y}

에 하나씩 흩어 넣고 스핀 방향도 같게 맞춥니다. 짝짓지 않은 전자가 2개인 상태가 실제 탄소입니다.

전자는 음전하끼리 밀어내므로 같은 오비탈에 둘이 들어가면 반발 에너지가 커집니다. 빈 오비탈이 남아 있는 한 흩어지는 쪽이 에너지가 낮습니다. 이 규칙을 빠뜨리면 짝짓지 않은 전자의 개수를 틀리게 세고, 그러면 그 원자가 결합을 몇 개 만드는지와 자기적 성질까지 전부 어긋납니다. 훈트 규칙은 장식이 아니라 결합 개수를 정하는 규칙입니다.