전자 배치와 주기율표

[뽀야]

원자가 가진 전자들이 오비탈에 존재할 때 그 오비탈들을 에너지 준위에 따라 나열해서 전자 배치를 할 수 있습니다. 그 한 원자가 다른 원자들과 어떻게 상호작용하는지 또는 전자 배치를 통해서 그 원소가 일상생활 자연에서 어떤 특징을 가졌는지를 이론적으로도 설명이 가능합니다. 다시 말하면 수소 원자는 전자를 하나 가지고 있고 그 전자 하나는 1s에 들어 있다는 걸 이 그림처럼 표시할 수 있고요. 우리가 자기 양자수 또는 각운동량 양자수, 주양 자수를 통해서 스핀 양자 수라는 걸 이야기했는데 스핀 양자수 때 나왔던 전자의 움직임이 이 그림에 나타나고 있습니다.

하나의 오비탈에 2개의 전자가 존재할 수 있는데 그 2개의 전자가 회전하는 방향이 달라서 하나는 +2분의 1의 양자수를 갖고 또 하나는 ?2분의 1의 양자수를 갖고 있습니다. 이런 회전에 따른 자기장의 힘이 반대 방향이라 둘이 짝을 이루어서 우리가 한 오비탈에 존재할 수 있다고 이야기를 할 수 있고요. 보통 사람들이 같은 음전하를 띠고 있는 전자가 어떻게 같이 존재하느냐고 이야기하지만 이건 둘이 짝을 지어서 손을 잡고 다니는 것이 아니라 한 오비탈 안에서 둘이 서로 다른 쪽에서 움직이면서 운동하는데 하나의 전자는 오른쪽으로 회전을 하고 있고 또 다른 하나의 전자는 왼쪽으로 회전하고 있어서 둘이 같은 방향이 아닌 다른 방향으로 힘을 만들기 때문에 서로 짝을 이루고 있다고 이야기합니다. 절대 둘이 같이 붙어 다니는 건 아니죠.

전자배치를 쓰실 때 규칙이 있는데 먼저 전자 배치를 쓰시기 전에 우리가 먼저 가정해야 될 부분이 있습니다. 그 이야기는 원자의 모형에서 보시게 되면 원자에 들어 있는 전자는 항상 움직이고 있고 다시 말하면 그 원자가 0K라고 하는 절대 온도가 아닌 이상 에너지를 가지고 있기 때문에 전자가 움직이고 있습니다. 그 전자가 움직이는 걸 멈춘 상태로 가정해서 전자 배치를 하고요. 그 전자 배치는 또 들뜬 상태가 아닌 가장 에너지가 낮은 바닥상태일 때를 가정해서 전자 배치를 하게 됩니다.

첫 번째 규칙으로 전자는 가장 낮은 오비탈부터 채운다. 앞에서 보여드린 그래프에서 s오비탈, p오비탈, d오비탈들이 에너지적으로 어떤 차이가 있는지 그래프를 보여드렸습니다. 다시 말하면 그 에너지가 가장 낮은 오비탈부터 전자를 채워나가시면 전자배치를 하시는 원리가 됩니다. 두 번째는 한 오비탈은 최대 2개의 전자를 가질 수 있다. 지금 몇 번 말씀드렸지만 하나의 방, 다시 말하면 축퇴돼 있는 같은 에너지를 갖는 오비탈의 경우에도 각각 2개씩 전자를 가질 수 있다고 하고요. 아까 보여드렸던 그림에서 스핀이 2개가 다른 방향으로 존재해야만 합니다. 세 번째로 같은 오비탈을 채우는 두 전자를 쌍을 이룬 스핀을 가져야 한다. 즉, 전자들은 반대 방향의 스핀 양자수를 갖는다. 아까 보여드린 것처럼 파울리라는 사람이 만든 파울리의 배타 원리라고 부르는데 한 오비탈 안에는 전자가 2개 존재할 수 있는데 그 2개의 전자는 각기 다른 방향으로 회전해야만 한다는 원리입니다. 같은 방향으로 회전하게 되면 불안정해지고 그 둘은 한 방에 존재할 수 없다는 것이 파울리의 배타 원리가 되겠습니다.

마지막으로 네 번째 전자 규칙은 같은 에너지의 오비탈, 다시 말하면 축퇴돼 있는 같은 에너지를 갖는 오비탈에는 항상 첫 번째 전자를 먼저 넣습니다. 다시 말하면 3개의 오비탈이 존재하는 p오비탈의 경우 각각의 오비탈에 전자 하나씩 같은 방향의 오비탈을 집어넣고 그 하나의 오비탈이 다 채워진 후에 나머지 하나를 다른 방향의 전자를 집어넣어서 짝을 만들어줘야 된다는 훈트 룰이라는 겁니다.

파울리의 배타원리와 훈트 룰의 첫 번째 다른 점은 파울리의 배타 원리는 '원리'이기 때문에 절대 하나의 오비탈에 2개의 같은 방향의 전자가 존재할 수 없다는 것이고요. 훈트 룰이라는 것은 '룰'이기 때문에 얘는 지켜주면 굉장히 좋고 안 지켜주는 경우, 다시 말하면 예외의 경우도 굉장히 많이 존재한다는 것입니다. 전자 배치할 때 훈트 룰도 맞춰주면 굉장히 에너지가 낮은 상태가 되지만 훈트 룰을 따르지 않고도 바닥상태 같은 낮은 에너지 상태가 존재할 수 있다는 걸 기억해 주시기 바랍니다. 그럼 예시로 전자 배치를 하기 위해서 헬륨과 리튬에 대한 예를 들어보면 헬륨은 원자번호 2번, 1주기에 해당하는 원자입니다. 그 원자가 전자 2개를 가지고 있고요. 네모 상자 아래에 1s를 쓰시고 전자 2개를 코가 하나인 화살표를 다른 방향으로 써서 2개의 전자를 나타낼 수 있습니다.

얘를 문자로 표시하게 되면 1주기이기 때문에 앞에 1이라는 아라비아 숫자를 쓰시고요. 그다음에 s오비탈을 나타내는 s를 쓰시고 그 오비탈에 들어 있는 전자 2개를 s오비탈 표시 오른쪽 위첨자로 나타내게 됩니다. 어떤 친구들은 이걸 구분하지 않고 마구 쓰는 사람들이 있는데 이때는 다른 사람들이 봤을 때 이게 뭘 나타내는지 알 수 없기 때문에 이 규칙을 잘 따라서 표시해 주시기 바랍니다. 두 번째 예인 리튬 같은 경우는 두 번째 2주기에 전자를 가지고 있는 원자입니다. 그럼 1s에 전자 2개가 들어 있고 2s에 전자가 2개 들어 있기 때문에 이 둘을 따로 표시하시면 됩니다. 그래서 1s, 2s라는 오비탈 표시를 하시고 1s에는 전자 2개, 2s에는 전자 1개를 표시하기 위해서 1s2, 2s1으로 표시하시면 전자 배치를 하실 수 있습니다. 전자 배치를 하시다 보면 굉장히 많은 전자를 가진 원자들을 표시하실 때가 있습니다. 이때는 원자가 가진 전자 배치를 쭉 하시다 보면 굉장히 긴 줄이 만들어지는데 이걸 간단히 만드는 방법도 있습니다. 다시 말하면 주기율표의 맨 오른쪽에 있는 비활성 기체의 전자 배치를 우리가 임의로 다 알고 계시니까 그 부분을 줄여서 쓰시고 나머지 그 원자가 가진 전자들 맨 바깥쪽 끝의 주기에 있는 전자들만 표시해서 간략하게 나타내는 축약법입니다.

네온 같은 경우 원자번호 10번이고 전자배치가 1s2, 2s2, 2p6인데 이 네온보다 원자번호가 하나 더 많은 나트륨 같은 경우는 원자번호 10번인 네온, 다시 말하면 네온에 대괄호를 치게 되면 이 부분이 네온의 전자 배치라고 인정하고 그 뒤에 세 번째 주기에 있는 s오비탈의 전자 하나가 들어 있는 3s1 만 쓰시게 되면 나트륨에 해당하는 전자 배치가 되겠습니다. 이런 식으로 우리가 주기율표에서 볼 수 있는 모든 원자를 전자 배치하실 수 있는데 이 전자 배치를 하시게 되면 말씀드렸듯이 주기율표에서 원자들이 어떤 특징을 가지고 있는지, 또 그 특징별로 그룹, 족을 나눠놨는데 그 족들의 특징들을 조금은 예측하실 수도 있습니다.

그 부분에 대해서는 나중에 설명 드리도록 하겠습니다. 그럼 전자 배치를 주기율표와 연결 지어서 어떻게 활용할 것인지 공부해 보겠습니다. 주기율표의 모양은 이미 여러 번 보여드렸기 때문에 이런 모양인 걸 아실 수 있습니다. 주기율표 보시게 되면 저희 같은 경우는 오비탈의 모양이 다 한 번에 보입니다. 다시 말하면 맨 왼쪽에 있는 알칼리 금속과 알칼리 토금속에 해당하는 원자들은 우리가 보통 s구역이라고 이야기합니다. 다시 말하면 그 원자들이 가지고 있는 맨 마지막 전자가 s오비탈에 들어 있다는 이야기고요.

그다음에 오른쪽에 보시게 되면 p구역 6개의 원자들이 있는 부분이 있습니다. 그 부분은 말 그대로 그 원자가 가진 전자들이 맨 마지막에 존재하는 오비탈이 p오비탈이라고 보실 수 있습니다. 그다음에 가운데에 있는 이 파란색 부분은 d오비탈 구역이라고 하는데 보통 이 원자들을 전이금속이라고 이야기하고요. 마찬가지로 d오비탈의 맨 마지막에 전자가 존재하는 원자들을 보통 d구역이라고 이야기합니다. 그래서 '오비탈의 전자가 채워지는 순서를 기억하는 가장 간단한 방법은 주기율표를 참조하시는 것이다'라고 썼는데 보시게 되면 맨 위에 있는 원자번호 1번 수소 같은 경우는 1s 구. 이번에는 반대로 이전에는 수소 원자가 저쪽에 있는 할로젠 쪽 위치로 가는 게 화학적 특성상 비슷하다고 했는데 전자 배치 같은 경우는 오른쪽에 있는 헬륨 원자가 왼쪽으로 와서 s구역에 들어가 있으면 더 구분하기가 좋습니다.

그래서 수소 원자와 헬륨 원자는 첫 번째 주기에 해당하는 원자이기 때문에 가장 작은 궤도, 원자핵으로 따지면 원자핵과 가장 가까운 데 있는 궤도에 전자가 존재하기 때문에 s오비탈밖에 존재가 안 됩니다. 그래서 그 안에 전자 2개가 들어 있는 경우고요. 수소 같은 경우는 1s1, 헬륨은 1s2, 그다음에 있는 원자번호 3번 리튬은 2s구역이라고 해서 아까 예시를 보여드렸듯이 2s 오비탈의 전자가 하나 들어 있는 경우고요. 옆에 있는 베릴륨 같은 경우는 2s의 전자가 2개 들어 있는 경우입니다. p구역에 해당하는 원자들은 붕소부터 네온까지 해당하는 원자들로서 그 원자들은 맨 마지막에 채워지는 전자들이 p오비탈에 채워진다고 보실 수 있겠습니다.

그럼 여기가 다 채워진 다음에는 3s구역이 채워지고요. 그다음에는 3p구역이 채워지고요. 그다음에는 4s가 채워지고 그다음에 채워지는 부분이 3d 부분이 채워집니다. 제가 한 번 언급을 드렸는데 주기율표가 왜 규칙적으로 돼 있지 않고 가운데에 있는 d구역이 네 번째 주기부터 나오는지가 아까 보여드린 그림에서 보시면 오비탈에 따른 에너지 준위가 s오비탈, p오비탈, d오비탈이 존재할 때 세 번째 d오비탈의 에너지 준위가 네 번째 주기에 있는 s오비탈보다 높은 역전현상이 일어났다는 부분이 이 주기율표에서 나타나고 있는 부분입니다. 그래서 세 번째 주기까지는 d오비탈이 나타나지 않지만 실제 네 번째 주기에 있는 d오비탈은 세 번째 주기에 해당하는 원자들이라고 보시면 됩니다.

전자배치를 보시게 되면 그 부분은 복잡해서 이 과목에서는 부족에 해당하는, 다시 말하면 그런 역전현상이 일어나지 않는 원자들에 대한 이야기만 할 예정이고요. 이 그림을 보시게 되면 주족 원소의 원자가 전자 배치를 보여주고 있습니다. 알칼리 금속과 알칼리 토금속, p구역에 해당하는 원소들을 보여주고 있고요. 그 원자 기호 밑에는 가장 바깥에 해당하는 오비탈들의 전자 배치들을 지금 현재 써놓고 있습니다. 이것을 참조하여 여러분이 전자가 어디서부터 채워지는지 보시면 되겠습니다. 전자 배치와 주기율표를 설명하면서 여러 가지 단어를 썼는데 생소한 단어들이 많아서 단어에 대한 설명을 먼저 드리겠습니다.

원자가 전자는 가장 높은 주양 자수를 갖는 원자의 최외각 전자라고 이야기합니다. 다시 말하면 어떤 원자가 3주기에 있는 원자라고 하면 그 원자는 가장 안쪽에 있는 껍질을 포함하여 두 번째 껍질, 세 번째 껍질까지도 전자를 가지고 있는데 이 원자가 전자는 안쪽에 있는 전자는 두고 맨 바깥쪽에 있는 전자들을 이야기합니다. 그럼 이 최외각 전자를 따지게 되는 이유는 최외각 전자에 의해서 원자들이 가지는 특징들이 많이 결정됩니다. 그래서 최외각 전자는 우리가 화학반응을 할 때 다른 원자와 결합할 때도 많이 사용되고요. 또 이 원자들이 다른 원자들한테 전자를 주고 이온이 될 때도 사용됩니다. 그래서 화학을 할 때는 최외각 전자 또는 원자가 전자라고 하는 걸 파악하시는 것이 굉장히 중요합니다.

두 번째 핵심부 전자라고 하는 건 그 원자가 가진 전자들 중 안쪽 궤도에 있는 전자를 우리가 핵심부 전자라고 합니다. 그럼 이 전자는 왜 따로 이야기를 하냐면 이 전자들은 그 궤도가 가지고 있을 수 있는 전자를 이미 다 가지고 있고 또 다른 궤도로 둘러싸여 있기 때문에 다른 원자 또는 다른 화합물과 영향을 서로 주고받을 수가 없어서 화학적 특징을 결정짓는 데 별다른 일을 하지 않습니다. 그래서 우리가 앞에서 말씀드린 원자가전자에 대한 것들이 굉장히 중요한 팩터로 우리가 화학에서 다루게 되고요. 핵심부 전자는 크게 원자의 특징을 결정짓지 않는 그런 부분에 해당하게 되겠습니다.

원자가 원자로의 개성이 나타나게 된다고 하는 것은 원자가전자라고 하는 것이 아까 말씀드렸듯이 주기율표상에서 최외각 전자 수에 따라 족이라는 그룹을 만들어놨고 그 그룹이 비슷한 특징들을 나타낸다고 말씀드렸죠. 그 개성이라는 것이 최외각 전자에 의해서 결정된다고 하는 이야기고요. 주기율표의 아래로 내려갈수록 N값이 증가한다. N은 앞에서 말씀드린 주양자 수고요. 그 주양 자수는 껍질 수를 의미하기 때문에 주기율표의 아래로 내려올수록 껍질이 증가하고 다시 말하면 원자의 반지름도 커지고 그 원자가 가지는 전자 수도 늘어나게 된다는 의미를 가지고 있습니다. 전자 배치와 주기율표에서 루이스 점 기호라는 걸 꼭 학습하셔야 됩니다. 그 이유는 앞에서 말씀드렸듯이 핵심부 전자는 원자가 물리적으로 특징을 갖는 데 큰 기여를 하지 않기 때문에 특징을 만들어주는 최외각 전자, 원자가 전자라는 것만 알게 되면 그 원자가 어떤 특징인지 알 수 있습니다.

루이스라는 사람이 점을 이용해서 원자기호 주위에 그 점을 찍어서 최외각 전자 수를 표시하고요. 그 점들을 이용해서 화학결합이나 전자를 주고받아서 이온이 될 때의 상태를 표시하는 데 굉장히 유용하게 사용하고 있습니다. 그래서 여기서 루이스 점 기호를 어떻게 만드는지 우리가 먼저 알아보도록 하겠습니다. 일반적으로 원소기호 주위에 최대 존재하는 점의 수는 8개로 국한시켜두고요. 다시 말하면 원소기호 주위를 위쪽, 아래쪽, 왼쪽, 오른쪽 4개의 영역을 각각의 오비탈로 고려해서 각 오비탈마다 2개의 전자가 존재할 수 있다고 해서 8개를 집어넣습니다. 앞에서 보여드린 주족 원소라고 하는 s구역의 원소와 p구역의 원소들을 표현할 수 있는 루이스 점 기호를 학습하셔서 나중에 화학반응과 여러 가지 물질의 특징을 나타내는 데 루이스 점 기호를 통해 여러 가지 반응도 고려하실 수 있고 이온들을 확인할 수 있는데 그림에 보시듯이 각 원소에 따른 루이스 점 기호를 확인하시고 같은 족의 원소들은 같은 루이스 점 기호를 가지고 있는 것을 확인하시기 바랍니다.