보어는 원자핵을 둘러싼 전자껍질에 전자가 채워진다는 원자모형을 제시했다.
전자껍질은 바깥껍질로 갈수록 에너지 준위가 높아지며, 바깥껍질에 있는 전자가 안쪽껍질로 이동하면
빛 에너지를 방출하면서 에너지가 낮아진다
서로 다른 껍질로 들뜬 전자가 안쪽껍질로 이동하면 두껍질의 에너지 준위 차이만큼 빛 에너지가 방출되면서 선스펙트럼이 나타난다.
보어의 원자 모형의 한계점
1. 두번째 전자껍질부터 더 세분화 된 에너지 준위가 존재한다.
-전자 1개읜 수소원자의 스펙트럼
-전자 2개인 헬륨원자의 스펙트럼(다전자원자)
*다전자 원자의 경우 더 세분화된 에너지 준위가 존재하고, 다양한 방출선이 나타난다.
2. 전자는 원형궤도를 따라 일정하게 돌고 있지 않다.
-전자의 위치와 속도를 정확하게 측정할 수 있어야 하는데 알 수 없다.
-현대적 원자모형에서는 전자가 발견될 확률이 높은 곳, 전자의 정확한 위치와 속도는 알 수없지만 전자가 존재할 확률로만 표현할 수 있다.
*참고 불확정성 원리 전자의 정확한 위치와 운동량(속도)은 동시에 측정할 수 없다 (운동량 = 질량 x 속도)
-전자는 질량이 작아서 빛이 부딪히면 운동량이 변한다.
-운동량을 정확히 측정하려면 위치가 부정확해진다
-위치를 정확히 측정할려면 운동량이 부정확해진다
오비탈의 특징
1. 확률적으로 전자가 발견될 수 있는 공간을 나타낸다.
전자의 특정위치를 나타낼 수는 없지만 확률적으로 전자가 발견되는 곳을 점을 찍어 나타내는 것은 가능하다.
전자가 발견될 확률을 점으로 나타낸 것을 점밀도그림이라고 하며, 점의 밀도가 높은곳일수록 전자가 존재할 확률이 높은 곳이다.
이때 점의 밀도가 90%이상인 곳, 다시 말해 전자가 발견될 확률 90%이상인곳을 경계면으로 나타낸 것을 경계면그림이라고 한다.
점밀도그림과 경계면그림은 전자의 특정위치가 아니라 전자가 존재할 수 있는 범위 또는 공간을 나타낸 것이며,
전자가 발견될 수 있는 확률적인 공간을 나타낸 것을 오비탈이라고 한다.
이전에 원자 모형들이 전자의 정확한 위치를나타냈다면 오비탈은 전자의 정확한 위치를 나타내는 대신에 확률적으로 전자가 발견될 수 있는
공간을 나타낸 것이다. 확률적으로 전자가 발견될 수 있는 공간은 항상 동그란 모양으로 나타나지는 않는다.
2.모양에 따라 s오비탈, p오비탈, d오비탈 등이 존재한다.
3. 하나의 오비탈에는 전자가 최대 2개까지 존재한다.
-전자가 오비탈에 채워진다고 표현
ex) 보어의 원자모형에서 n=1 전자가 2개 들어가는 건
오비탈에서는 공모양 s오비탈에 존재하는데 이를 1s오비탈이라고 함, 여기서 1은 보어의 원자모형에서 전자 껍질에 해당됨
1s오비탈에 전자 두개가 자유롭게 운동하는 것으로 생각 할 수 있다.
4. p오비탈은 방향이 다른 3개의 오비탈이 존재하면 s오비탈보다 에너지 준위가 높다.
두번째 껍질에 채워진 여덟개의 전자중에서 s오비탈에 존재하는 전자도 p오비탈에 존재하는 전자도 있다.
두번째 껍질에 해당하는 s오비탈과 p오비탈을 각각 2s오비탈, 2p오비탈이라고하며 여기서 숫자 2는 전자 껍질을 ,
s와p는 오비탈의 모양을 의미한다.
두번재 껍질의 전자가 첫번째 껍질로 전이하는 것을 오비탈 2s오비탈에 있는 전자가 1s오비탈로 전이한다고 표현할 수 있다.
이때 보어의 원자모형과 다른 점은 2p오비탈의 에너지 준위가 2s 오비탈보다 약간 높아서 2p오비탈의 전자가 1s오비탈로 전이하게 되면 에너지가 다른 새로운 빛이 방출된다. 또한 2p오비탈은 모양은 같지만 방향이다른 두개의 오비탈이 더 존재한다.
세개의 p오비탈은 각각 x축, y축,z축을 향하고 있으며 에너지 준위는 같습니다. 하나의 오비탈에는 전자가 최대 2개까지 존재하므로 2s오비탈에 전자 두개, 3개의 2p오비탈에 전자가 총 6개 존재할 수 있어서 보어의 원자모형과 마찬가지로 두번째 껍질에 해당하는 오비탈에 최대 여덟개의 전자가 채워질 수 있습니다. 보어의 원자모형에서 세번째 껍질은 현대적 원자모형에서 s오비탈과 P오비탈 그리고 d오비탈에 해당한다. p오비탈은 모양이 같고 방향이 다른 세개의 오비탈이 존재하듯이 d오비탈도 총 다섯가지의 오비탈이 존재한다.
d오비탈은 p오비보다 에너지 준위가 높으며 같은 d오비탈 끼리는 에너지준위가 같다.
하나의 오비탈에 전자가 최대 2개까지 채워질 수 있으므로 s오비탈에 전자 2개, 세개의 p오비탈에 전자 6개, 그리고 다섯개의 d오비탈에 전자10개까지 채워질 수 있다. 이렇게 하면 d오비탈까지 총 18개 전자가 채워질 수 있다.
주기율표에 4주기에서 원자번호 21번인 스칸듐부터 30번인 아연까지의 원소들은 전자껍질이 3개이상이라서 3d오비탈까지 전자까 채워지는 원소들인데 이를 d금속 또는 전이금속이라고 부른다.
보어는 에너지 준위가 다른 전자껍질이 존재하며 같은 껍질에 채워진 전자는 에너지 준위가 동일하므로 들뜬 전자가 전이할 때 두껍질의 사이의 에너지 차이에 해당하는 만큼의 빛 에너지가 방출된다고 설명했다.
하지만 오비탈에서는 첫번째 전자 껍질에 해당하는 오비탈은 1s오비탈 하나뿐이지만 두번째 전자껍질은 에너지 준위가 다른 s오비탈과p오비탈이 존재하고 세번째 전자껍질은 s,p,d 오비탈로 더 세분화 된다
보어가 생각한것보다 더 세분화된 에너지 준위를 갖는 오비탈에 전자가 채워지고 서로 다른 오비탈에 있는 전자가 더 낮은 에너지를 갖는 오비탈로 전이하면서 보어가 생각한 것 보다 더 다양한 에너지 빛이 방출된다.
오비탈을 표시하는 방법
보어의 원자모형에서 전자가 채워질때 에너지가 낮은 안쪽 껍질부터 전자가 채워진다. 예를 들어 원자번호 12번인 마그네슘 원자는 전자가 12개 이므로 첫번째 껍질에 전자2개, 두번째껍질에 전자 8개, 세번째껍질에 2개가 채워진다.
오비탈에서도 마찬가지로 에너지준위가 낮은 오비탈부터 전자가 채워지는데 하나의 오비탈에 전자가 최대 2개까지 존재할 수 있으므로
1s오비탈에는 전자2개,
2s오비탈에 전자 2개, 3개의 2p오비탈에 총 여섯개의 전자가 채워지고
마지막 3오비탈에 전자 2개가 채워진다.
오비탈에 전자가 채워진걸 표시할 때는 오비탈의 종류와 오비탈에 채워진 전자의 개수를 기호로 써서 표현한다.
기호로 마그네슘을 예로 들면
마그네슘원자에서 1s오비탈에 전자 1s2 (오른쪽위에 전자의 개수를 작게 쓴다)
같은방법으로 2s오비탈에 2s2, 2p오비탈에 여섯개 2p6,
3s오비탈에 2개 3s2 전자가 채워져 있으므로 이렇게 쓰면 마그네슘 원자가 가진 전자가 오비탈에 어떻게 채워져 있는지 알 수 있다. 이런걸 전자배치라고 한다.
오비탈을 이용해서 전자배치를 이용해서 오비탈 기호앞에 적힌 1,2,3같은 숫자는 보어 원자 모형에서 전자껍질을 나타내는 숫자이며
오비탈에서는 이를 주양자수(n)라고 한다.
*주양자수(n)는 오비탈의 에너지와 크기를 나타낸다. = 주양자수가 클 수록 에너지 준위가 높다
오비탈의 크기를 비교해보면 오비탈의 모양은 같더라도 주양자수가 클수록 오비탈의 크기가 더 크다. 오비탈의 크기가 더 크다라는 말은 전자가 발견될 수 있는 확률적인 공간이 더 크다는 것이다. 쉽게말하면 1s오비탈에 존재하는 전자는 이공간에서 운동하고 있으며 2s오비탈에 있는 전자는 더 큰 공간에서 운동하고 있는 것이다.
오비탈의 전자배치를 나타날 때 s,p같은 알파벳은 오비탈의 모양을 나타낸다. 오비탈의 모양을 알파벳대신에 숫자로도 나타낼 수 있는데 이를 방위양자수(l)라고 한다. 예를 들어
s오비탈의 방위양자수(l)는 0,
p오비탈의 방위양자수(l)는 1,
d오비탈의 방위양자수(l)는 2 로 나타낸다.
오비탈의 방위양자수(l)는 오비탈의 모양을 나타낸다.
주양자수에 따라 오비탈의 에너지가 달라졌는데, 방위양자수에 따라서도 오비탈의 에너지 준위가 달라진다.
일반적으로 오비탈의 에너지는 주양자수에 따라 결정되지만 주양자수가 같을 때는 s오비탈 p오비탈 d오비탈로 갈수록 즉 방위양자수가 클수록 에너지 준위가 더 높다. 참고로 주양자수가 커질 수록 오비탈의 모양이 다양해진다.
주양자수가 1일때는 방위양자수가 0인 s인 오비탈만 존재하며
주양자수가 2일때는 방위양자수가 0인 s오비탈과 방위양자수가 1인 p오비탈이 존재한다
주양자수가 3일때는 방위양자수가 0인 s오비탈과 방위양자수가 1인 p오비탈, 방위양자수가 2인 d오비탈까지 존재한다.
규칙성을 찾아보면 주양자수가 n이라는 숫자라면 방위양자수는 n-1까지 존재하는 것을 알 수 있다
마지막으로 오비탈의 방향을 나타낼 때는 자기양자수를 사용한다.
방위양자수가 0인 s오비탈은 구형이라서 방향이 없기 때문에 자기양자수는 0이다. 하지만 방위양자수가 1인 p오비탈은 x,y,z축을향하고 있는 세가지 방향의 오비탈이 존재하므로 자기양자수를-1,0,+1로 표시해서 세개의 오비탈을 구분한다.
또는 p오비탈이 향하고 있는 축을 이용해서 px,py,pz라고 나타내기도 한다.
방위양자수가 2인 d오비탈은 5가지방향이 존재하므로 자기양자수를 -2부터 +@까지 나타내서 구분한다.
또는 좌표축인x,y,z를 이용해서 나타내기도 하는데 이처럼 방의양자수가 l이라고 할때
각ㄱ각의 오비탈은 -l 부터 +l까지 자기양자수를 갖게된다.
'화학' 카테고리의 다른 글
| 화학 기초 정리 - 원자의 세계 원자 모형 변천사, 평균 원자량, 보어의 원자모형, 수소의 선스펙트럼 (5) | 2024.07.19 |
|---|---|
| 화학 기초 정리 탄소 질량 몰 mol (3) | 2024.07.15 |
| 화학 기초 정리 원자구조, 전자 옥텟 규칙, 탄소화합물 알테인 (6) | 2024.07.15 |
| 중학교 기초 과학 3학년 화학반응의 규칙과 에너지변화 (2) | 2024.07.15 |
| 중학교 기초 과학 화학 정리 2학년 물질의 구성 (1) | 2024.07.15 |