화학2 : II-1. 원자의 구조

1. 원자의 구성

(1) 원자의 구성 입자

가. 전자(electron)

① 발견 : 1897년, 톰슨 Thomson,J.J., 영국)
: 음극선 연구로부터 음극선은 (-)전하를 띤 입자의 흐름이며 이 입자의 질량당 전하량이 항상 1.76×10⁸ C/g임을 밝혀내고 전자라 명명

• 음극선의 진행 방향에 장애물을 놓았더니 반대편에 그림자가 생겼다.
  ☞ 음극선은 직진성이 있다.
• 음극선의 진행 방향에 바람개비를 놓았더니 바람개비가 움직였다.
  ☞ 음극선은 질량을 가진 입자이다.
• 음극선의 진행 방향과 수직으로 전기장을 걸었더니 (＋)극 방향으로 진로가 휘어졌다.
  ☞ 음극선은 (－)전하를 띠고 있다.

② 전자의 전하량 측정 : 1911년, 미국의 밀리컨. 하전된 기름 방울이 중력과 전기력이 균형을 이룰 때 중간에 머무는 것으로부터 전자 1개의 전하량이 1.60×10^-19C이라는 것을 밝혀냈으며, 이것으로부터 전자 1개의 질량도 구하였다.
1 g : 1.76×10⁸ C/g = mg : 1.60×10^-19C
m=1.60×10^-19C/1.76×10⁸ C/g = 9.10×10^-28 g

나. 원자핵(nucleus)

① 발견 : 1911년, 러더퍼드 Rutherford,E.N., 영국
: 얇은 금속판박에 α알파 입자(₂He²⁺입자)가 그대로 통과하고 극히 일부분만 진로가 바뀌는 것을 발견. 이를 통해 원자는 대부분 빈 공간이고, 중심부에 양전하를 띤 원자 질량의 대부분을 차지하는 곳이 있다고 생각하고, 이를 원자핵이라고 불렀다.

② 원자와 원자핵의 크기 : 원자 1개의 지름은 1×10^-8∼3×10^-8cm인데 비해 원자핵의 지름은1×10^-13∼1×10^-12cm이다. 원자를 잠실 야구장 크기로 확대시키면 핵은 그 안의 모래알 크기이다.

다. 양성자(proton)

① 발견 : 1886년, 골트슈타인 Goldstein,E, 독일
: 양극선을 발견하여 (+)전하를 가진 양성자의 존재를 확인
② 양성자의 전하량과 질량 : 양성자의 전하량은 +1.60×10^-18C으로, 전자의 전하량과 크기는 같고 부호만 다르며, 질량은 1.673×10^-24g으로 전자보다 1836배 무겁다. 수소 이온(H⁺)이 양성자인 것으로 밝혀졌다.

라. 중성자(neutron)

① 발견 : 1932년, 채드윅 Chadwik,J, 영국
: 베릴륨(Be)박판에 α선을 충돌시켜 전하가 없는 입자가 튀어나오는 것을 발견. 전하를 띠지 않는 입자라는 뜻으로 중성자라 명명.
② 중성자의 질량 : 1.675×10^-24cmg으로 양성자보다 약간 무거우며, 전자보다 1839배 무겁다.

구성 입자		질량(g)	질량비	전하량(C)	전하비	관련된 특성
핵	양성자(p)	1.6726×10-24	1836(1)	+1.602×10-19	+1	원자번호
	중성자(n)	1.6749×10-24	1839(1)	0	0	동위원소
전 자(e-)		9.1095×10-28	1.000 (0)	-1.602×10-19	-1	화학적 성질

(2) 원자 번호와 질량수

가. 원자 번호

① 원자 번호 결정 : 1913년 모즐리는 원소에 X선을 투과시켰을 때 양성자에 따라 원소마다 그 파장이 다른 점을 이용하여 원자 번호를 정하였다. 원자 번호는 각 원소의 고유한 값이다.
② 원소 기호: 원자의 성분과 이름을 나타내며, 라틴어 원소 이름의 첫 대문자와 중간 소문자를 붙여 표시함.
③ 원자 번호(atomic number, Z ): 원자핵이 가진 양성자 수

원자 번호 = 양성자 수 = 전자 수 (단, 중성 원자만 양성자 수와 전자 수가 같다.)

④ 자연에 존재하는 원자 : 1번 수소 ∼ 92번 우라늄(92종)
⑤ 인공적으로 만든 원자 : 93∼106번까지

나. 질량수(mass number)

: 원자핵 속의 양성자수와 중성자수의 합.

질량수 = 양성자수 + 중성자수, 원자 번호 = 질량수 - 중성자수

다. 원자의 표시법

라. 동위 원소(isotope)

: 원자 번호는 같으나 질량수가 다른 원소

① 화학적 성질과 원자의 모양, 원자의 크기 등은 같지만 물리적 성질은 다르다.
② 동위 원소를 설명하는 다른 말
㉠ 원자 번호는 같고 질량수가 다른 원소
㉡ 양성자수는 같고 중성자수가 다른 원소
㉢ 전자수는 같고 중성자수가 다른 원소
㉣ 화학적 성질은 같고 물리적 성질이 다른 원소

2. 원자의 모형과 전자 배치

(1) 원자 모형의 변천

가. 돌턴의 원자 모형(1807년) : 딱딱한 공 모형

① 더 이상 쪼개지지 않는 입자로 정의
② 문제점 : 원자가 몇 가지 더 작은 입자로 구성되어 있다는 것이 밝혀졌다.

나. 톰슨(1903년) : 건포도가 든 푸딩 모형

① 음극선 실험으로 전자를 발견하여 만듬.
② 양전하 속에 전자가 파묻혀 있는 입자로 정의
③ 문제점 : 원자핵의 존재를 확인한 알파입자 산란 실험은 설명할 수 없다.

다. 러더퍼드(19911년) : 행성 모형

① α 입자 산란 실험으로 핵을 발견하여 만듬.
② 원자 중심에 원자핵이 있고, 그 주위에 전자들이 있음.
③ 문제점 : 수소 원자의 스펙트럼은 설명할 수 없다.

라. 보어 원자 모형(1913년) : 궤도 모형

① 수소 원자의 스펙트럼 분석에 의해서 만들었음.
② 전자가 양성자와 중성자로 된 원자핵 주위의 궤도를 돌고 있음.
③ 문제점 : 수소 원자의 스펙트럼은 잘 설명되나 전자수가 많은 원자들의 스펙트럼은 잘 설명할 수 없음.

마. 현대의 원자 모형(1926년) : 오비탈 모형, 전자 구름 모형

① 양자 역학에 토대를 두어 만듬.
② 전자는 원자핵 주위에 구름처럼 퍼져 있으며, 어느 공간에서 전자를 발견할 수 있는 확률을 계산하여 확률 분포를 구름처럼 그린 모형

(2) 수소 원자의 에너지 준위

가. 수소 원자의 선스펙트럼

① 스펙트럼 : 빛은 색광에 따라 파장, 굴절률이 다른데 복색광(햇빛)을 프리즘에 통과시키면 단색광이 분산되어 나온다. 이 때 분산되어 생긴 띠를 스펙트럼이라 한다.

② 수소 원자의 선스펙트럼 측정 : 수소 기체를 전기 방전시키면 수소 분자가 원자들로 분해되면서 빛을 방출하는데, 이 빛을 프리즘에 통과시켜 얻음.

㉠ 스펙트럼이 나타나는 이유 : 수소 원자의 전자가 에너지를 흡수하여 불안정한 들뜬 상태(여기 상태)로 되었다가 안정한 상태(바닥 상태)로 되면서 빛 에너지를 방출하기 때문에

㉡ 선 스펙트럼이 나타나는 이유 : 에너지 준위가 높은 상태(들뜬 상태)에서 낮은 상태(바닥 상태)로 전자가 전이할 때 일정한 진동수의 빛만 방출하기 때문이다.
· 바닥 상태(ground state): 전자가 가장 낮은 에너지 준위에 있는 안정한 상태
· 들뜬 상태(excited state): 바닥 상태의 전자가 에너지를 흡수하여 바닥 상태 보다 에너지 준위가 높은 불안정한 상태(=여기 상태)

③ 수소 원자의 에너지 준위
㉠ 에너지 준위 : 원자 내에서 전자가 수용되는 불연속적인 에너지 궤도
㉡
㉢

나. 수소 원자의 스펙트럼 계열

발머식 : 1884년 발머(Balmer, J.J.)가 수소 스펙트럼 중 가시 광선 영역에서 나오는 선들의 진동수를 나타낸 식

① 발머 계열(가시광선 영역) : n₁=2, 전자가 n₂=3, 4, 5 …인 준위로 부터 n=2인 준위로 떨어질 때 방출되는 빛의 진동수

② 라이먼 계열(자외선 영역) : n₁=1, 전자가 n₂=2, 3, 4 …인 준위로 부터 n=1인 준위로 떨어질 때 방출되는 빛의 진동수

③ 파셴 계열(적외선 영역) : n₁=3, 전자가 n₂=4, 5, 6, …인 준위로 부터 n=3인 준위로 떨어질 때 방출되는 빛의 진동수

다. 보어의 수소 원자 모형

: 러더퍼드의 원자 모형이 가지고 있는 문제점을 해결하고, 수소 원자의 선 스펙트럼을 설명하기 위하여 다음과 같은 가설을 제시

① 전자는 원자핵 주위의 특정한 에너지 준위의 원형 궤도를 따라 원운동을 한다.
㉠ 전자 껍질(electron shell): 원자핵 주위에 존재하는 전자가 이루고 있는 불연속적인 몇 개의 전자의 층.
㉡ 원자핵에 가까운 순서대로 K 전자 껍질(n=1), L 전자 껍질(n=2), M 전자 껍질(n=3), N 전자 껍질(n=4) 등이 존재 (n은 주양자수).
② 수소 원자에서 각 전자 껍질의 에너지 준위는 n값에 따라 결정된다.

③ 허용된 원궤도를 운동하는 전자는 에너지를 방출 또는 흡수하지 않는다.
④ 전자가 다른 전자 껍질로 이동할 때에는 두 궤도 사이의 에너지 차이만큼의 에너지를 흡수 또는 방출한다.

⑤ 각 전자 껍질에 존재할 수 있는 전자의 최대수는 2n²개(n : 주양자수)이다.
⑥ 보어 이론의 결점
㉠ 2개 이상의 전자를 가지는 원자에 대해서는 맞지 않는다.
㉡ 스펙트럼의 강도나 다중도에 의한 실험치와 맞지 않는다.
㉢ 화학 결합을 정량적으로 설명할 수 없다.

(3) 원자의 현대적 모형

가. 양자수(quantum number)

: 전자의 에너지 상태와 전자 구름의 모양, 방향성을 나타내는 정수

① 주양자수() : 전자의 에너지 준위를 나타내는 것으로 =1, 2, 3, ...이며 전자 껍질을 나타낸다.

	1	2	3	4	5	6	7
전자 껍질	K	L	M	N	O	P	Q

② 방위 양자수()(부양자수) : 전자 껍질(오비탈)의 모양을 결정
㉠ =0, 1, 2, 3, …(-1)
㉡ 오비탈의 기호

	0	1	2	3
오비탈
궤도 함수의 수	1	3	5	7

③ 자기 양자수() : 전자 구름의 방향과 궤도면의 위치를 결정하는 것.
㉠ = -, - + 1, …, 0, …, - 1,
㉡ 오비탈은 공간 배향에 따라 2 + 1 개가 존재
(예) = 2 인 껍질의 = 1인 오비탈 2
= 1 => = -1, 0, 1 세 방향(x, y, z)의 오비탈 존재 2, 2, 2

④ 스핀 양자수() : 자전하고 있는 전자의 자전 에너지를 결정하는 것.
= + , - 의 두가지가 존재

나. 오비탈(orbital)

: 원자핵 주위에서 전자를 발견할 수 있는 확률을 나타내는 함수 또는 그 함수의 공간적 모양.
① 오비탈의 종류: 오비탈, 오비탈, 오비탈, 오비탈 등.
② 다전자 원자에서 오비탈의 에너지 준위(주양자수 n값이 같을 경우)
: < < < . . . 순
③ 오비탈에 수용될수 있는 최대 전자수: = 2개, = 6개, = 10개, = 14개.

전자 껍질	K(n＝1)	L(n＝2)	M(n＝3)	N(n＝4)
오비탈의 종류	1	2, 2	3, 3, 3	4, 4, 4, 4
오비탈 수	1	1, 3	1, 3, 5	1, 3, 5, 7
총 오비탈 수(n2)	1	4	9	16
전자의 수(2n2)	2	8	18	32

④ 오비탈의 표시: 주양자수, 방위 양자수에 의해 결정된 오비탈의 종류, 오른쪽 아래에 자기 양자수에 의해 결정된 오비탈의 배향, 오른쪽 위에 그 오비탈에 들어 있는 전자수를 차례대로 적는다.

나. 오비탈의 모양

① 오비탈 : 구형이며, 방향성이 없다. 주양자수와 함께 1s , 2s 등으로 표시.
② 오비탈 : 축이 직교하는 아령 모양의 오비탈로 3종류가 존재(, , ).

다. 현대의 원자 모형

① 원자핵 주위를 운동하는 전자들은 매우 빠르게 운동하므로 운동하는 궤도의 어떤 위치에 존재하는가를 정확하게 결정할 수 없다.
② 전자의 위치는 원자핵 주위의 공간의 어떤 위치에서 전자가 존재하는 확률로만 나타낼 수 있다.
③ 전자 껍질: 전자가 존재하는 확률 밀도로 전자의 분포를 나타낸 전자 구름. ▶ 원자핵을 중심으로 불연속적인 일정한 에너지 상태로 존재.

(4) 전자 배치

가. 오비탈의 에너지 준위

① 전자 껍질의 에너지 상태는 원자핵으로부터 멀리 떨어져 있을수록 높다.
② 전자껍질의 에너지 상태(에너지 준위): K < L < M < N . . . 순
☞ 전자껍질의 안정성: K > L > M > N . . . 순
③ 전자가 원자핵 주위에 분포된 공간 영역이 클수록 원자핵에 약하게 끌리므로 전자의 에너지 상태는 높아서 불안정함. ☞ 주양자수 n의 값이 같을 경우, 원자 오비탈의 에너지 준위는 s < p < d < f . . . 순
③ 다전자 원자의 에너지 준위
:

나. 다전자 원자의 전자 배치

① 파울리의 배타 원리 : 한개의 오비탈에는 최대로 2개의 전자가 들어갈 수 있으며, 서로 반대 스핀을 가진 전자로 채워진다.
② 훈트의 규칙 : 에너지 준위가 같은 여러개의 오비탈에 전자가 채워질 때 각 오비탈에 전자가 1씩 채워진 후, 스핀이 반대인 전자가 차례로 쌍을 이루며 채워진다.
=> 짝짓지 않은 전자가 많을수록 전자간의 반발력이 작아 안정하므로
(예) 에너지 준위가 같은 세개의 P 오비탈(p_x, p_y, p_z)에 전자가 채워지는 순서

①번 , ④번

②번 , ⑤번

③번 , ⑥번

※ 홀전자 : 최외각 전자 중에서 쌍을 이루지 않는 전자
③ 전자 배치 표시: 오비탈은 상자로 표시하는데 에너지 준위가 같은 오비탈은 붙여 그리며, 전자는 그 안에 점(.) 또는 화살표(↑, ↓)로 표시함
④ 원자의 전자 배치

다. 원자가전자

① 원자가전자(valence electron): 한 원자의 전자 배치에서 가장 바깥 전자 껍질에 채워지는 전자(최외각 전자).
② 원자가전자의 성질
㉠ 전자와 전자로 구성(1개에서 최대 8개)
㉡ 원자의 화학적 성질을 결정하며 화학 반응에 관여 함
③ 전자점식(루이스식) : 원소 기호의 상하좌우에 원자가전자를 점으로 찍어 나타낸 것.
-전자점식에서 점을 찍는 방법 : 원소 기호의 상하좌우를 네 개의 오비탈(오비탈 1개, 오비탈 3개)로 생각하여 전자를 채움

라. 이온의 전자 배치

① 양이온의 전자 배치 : 에너지 준위가 높은 전자를 잃는다.
(예) 나트륨과 나트륨 이온의 전자 배치

② 음이온의 전자 배치 : 비어 있는 오비탈 중 에너지 준위가 가장 낮은 오비탈에 전자가 들어간다.
(예) 염소와 염화 이온의 전자 배치

③ 전형 원소의 이온의 전자 배치는 비활성 기체의 전자 배치와 같다.
(예) ₃Li+의 전자 배치(1s²) = ₂He의 전자 배치,
₁₂Mg²⁺의 전자 배치(1s² 2p² 2p⁶) = ₁₀Ne의 전자 배치
④ 전이 원소의 이온의 전자 배치는 가장 바깥 전자껍질 4s의 전자가 3d의 전자보다 먼저 떨어져 나가며, 비활성 기체의 전자 배치를 가지지 않음.