1. 원자의 구조

[1] 원자의 구성 입자

   

           표 1 원자의 구성 물질

구         분

구성물질

질량수

전하량

원  자

원자핵

양성자

1

+1

중성자

1

0

전    자

.

-1

    

그림 1 원자 구조 모형

 

1. 원자의 크기

원자핵의 반지름  10-14m
원자의    반지름  10-10m

    원자번호(Z) = 양성자수(p) = 전자수(e) (중성 원자일 경우)

    질량수(A:원자량) = 양성자수(p) + 중성자수(n)

 

 

2. 전자

(1) 발견자
톰슨의 음극선 실험
음극선관의 음극에서 나오는 빛의 본질이며, 모든 물질에 공통되는 원자의 구성 요소이다.
(2) 톰슨의 원자 모형
양전하가 균일하게 분포되어 있는 공에 양전하를 중화하기에 알맞은 수의 전자가 분포되어 있다.
 

3. 원자핵

(1) 발견자
러더퍼드의 α선 산란 실험
방사성 물질에서 나오는 α선을 이용하여 매우 얇은 금박에 α선을 충격 시키는 α선 산란 실험을 하였다. 대부분의 α선은 금박을 통과하였으나 2만개 중 1개 정도는 금박을 지나 휘어졌다
(2) 러더퍼드의 원자 모형
원자는 대부분이 빈 공간으로 되어있으며, 그 중심에 매우 작은 양전하를 띠는 원자핵과 양전하를 중화시킬 수 있는 수의 전자가 핵을 돌고있다. 원자핵은 그 원자의 질량과 거의 같다.

그림 2 α 입자 산란 실험

(3) 양성자
음극선관에 수소 기체를 소량 넣고 실험한 결과 양극의 반대쪽으로 흐르는 빛을 발견하였으며, 이 빛은 (+)전기를 띠고 있는 입자로 수소의 원자핵이며 이를 양성자라 한다. 음극선과는 달리 각 원소에 따른 양극선의 성질은 서로 다르기 때문에 양극선을 이루고 있는 원자핵은 원소에 따라 다르다.

(4) 중성자

발견자 : 체드윅의 X선 충돌 실험
베릴륨에 X선을 충돌시키는 실험에서 보통 나타나는 양성자가 아니고 강력한 투과력이 있는 방사선이 나타남을 알았다. 이것은 양성자와 질량이 같고 전하를 띠지 않는 고 에너지 입자인 중성자이다.

 

4. 동위원소

같은 원소 중에서
원자번호는 같고 질량수가 다른 원소
양성자수와 전자수는 같고 중성자수가 다른 원소
화학적 성질은 같고 물리적 성질은 다른 원소(화학적 성질은 전자수에 의해 결정되므로 전자수가 같으면 화학적 성질이 같고, 질량수가 다르면 밀도 등의 물리적 성질이 다르다.)

 

표 3 수소 동위원소의 여러 가지 비교

수소의 동위원소

원소이름

수소

중수소

삼중수소

원소기호

H

H(D)

H(T)

원자번호

1

1

1

질 량 수

1

2

3

전 자 수

1

1

1

양성자수

1

1

1

중성자수

0

1

2

 

 

[2] 원자 모형과 전자 배치

러더퍼드의 원자는 전자가 원자핵을 중심으로 원운동을 하고 있다고 생각하였는데 이 이론은 구부러진 길을 따라 운동하는 전자는 점차 에너지를 방출해야 한다는 고전적인 전자기 이론에 위배되며, 또 러더퍼드는 수소 원자의 전자는 임의의 궤도를 따라 운동할 수 있으므로 연속 스펙트럼이 되어야 한다. 그러나 실제 수소의 스펙트럼은 선스펙트럼이다. 수소의 스펙트럼을 설명할 수 없었다.
 

1. 수소의 원자 모형

보어는 플랭크의 양자론을 도입하여 수소의 선스펙트럼을 이론적으로 설명해줄 수 있는 원자 모형을 발표하였다.
(1) 보어의 원자 모형의 가정
(2) 현대적 원자 모형
보어는 원자 내에서 전자의 위치와 에너지를 정확히 계산했다. 그러나 오늘날에는 전자의 위치와 에너지 둘을 동시에 정확히 알 수 없다. 그것은 기술의 부족으로 인하여 그런 것이 아니라 전자 자체의 성질이 그렇기 때문이다. 그래서 전자를 특정 위치에 특정한 에너지를 가진 전자가 존재할 수 있는 확률로 전자를 표시하는데 이를 좌표에 점으로 표시하며 마치 구름처럼 보이므로 전자 구름 모형이라 한다. 보어는 전자의 운동을 궤도라 하였으나 오늘날에는 전자 껍질이라 한다.

 

2. 전자를 나타내는 양자수

원자의 모든 화학적 물리적 성질은 원자의 전자배열에 의하여 결정되므로 화학적 성질을 아는데 양자수가 유효하다.
원자 내의 각 전자에 네 개의 양자수가 주어지며 이 양자수에 의하여 전자의 에너지, 공간에 있어서 전자의 배향 및 다른 전자와의 상호작용이 결정된다.

 

(1) 주양자수()
전자가 존재하는 껍질 번호
수소 원자에서 전자의 전체 에너지를 결정한다.
=양의 정수

표 4 주양자수와 전자 껍질 기호

주양자수

1

2

3

4

5

6

7

껍질기호

K

L

M

N

O

P

Q
 
(2) 방위 양자수( :각운동량 양자수)
각 껍질에 있는 오비탈의 모양을 결정
전자의 각운동량을 기술하며 수소 원자 이외의 다른 원자에 있어서 전자의 에너지는 에 의해 절정 된다.
 =0부터 ( )까지의 정수

표 5 방위 양자수의 계산과 방위 양자수에 따른 오비탈의 모양

방위양자수

0

1

2

3

기      호

s

p

d

f

오비탈 모양

구형

아령모양

아령모양

아령모양

방  향  성

없다

있다

 

 

그림 4  s와 p 오비탈의 모양

 

 오비탈의 모양은 전자가 운동하고 있는 모양을 나타낸 것이 아니라 원자핵을 중심으로 하여 특정 위치에서 전자가 발견될 확률을 나타낸 것이다. 두꺼운 곳은 핵으로부터 그 위치만큼 떨어진 곳에서 전자가 존재할 확률이 더 높다는 것을 나타낸다.
 
(3) 자기 양자수()
각 껍질에 있는 오비탈의 모양에 따른 오비탈의 수를 결정
임의의 축을 중심으로 공간에서 각운동량의 가능한 배향을 결정해 준다. 전자가 다른 전자의 운동으로 인하여 생기는 자장이나 외부에서 작용한 자장과 상호작용을 하는 경우에 중요하게 된다.
각 껍질에 존재하는 오비탈의 수 =
1개의 오비탈에는 최대 2개의 전자가 들어갈 수 있다.
각 껍질에 존재할 수 있는 최대 전자수 = 2
 =- 부터 + 까지의 정수

표 6 자기 양자수의 계산과 오비탈의 수

방위양자수

0(s)

1(p)

2(d)

3(f)

자기양자수

0

-1, 0, 1

-2, -1, 0, 1, 2

-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

오비탈의 수

1

3

5

7

 

(4) 스핀 양자수()
각각의 오비탈에 들어있는 전자의 자전운동 방향 결정
전자가 그 자신의 축을 중심으로 스핀운동을 할 때 작은 자석처럼 행동하므로 전자는 스핀을 가졌다고 말하며, 원자 스펙트럼의 미세 구조를 설명하기 위해 도입된 양자수이다.

표 7 각 양자수의 적용 예

주양자수

1

2

방위양자수

0

0

1

자기양자수

0

0

-1

0

1

스핀양자수

[3] 전자 배치의 규칙

1. 원자의 전자 배치

 (1) 전자는 에너지 준위가 낮은 오비탈부터 채워진다.

 

    

그림 5 전자껍질의 에너지 준위

 

1) 수소 원자의 에너지 준위
같은 전자 껍질에 존재하는 전자의 에너지는 모두 같다.
전자 껍질의 에너지 준위
K < L < M < N ...
전자가 채워지는 순서
K → L → M → N → ...
2) 다전자 원자의 에너지 준위
주양자수와 방위 양자수에 의하여 결정된다.
이 클수록 에너지 준위가 높다.
이 같을 경우 이 클수록 에너지 준위가 높다.
(2) 파울리의 배타 원리
1) 일정한 양자수로 이루어진 한 벌의 양자수에는 오직 1개의 전자만이 배당된다.
2) 1개의 오비탈에는 최대 2개의 전자가 들어갈 수 있다.
3) 원자 내에서 양자수는 4가지로 되어있고 전자는 이 네 개의 양자수로 나타내는데, 같은 양자수로 나타낼 수 있는 전자는 없다.
(3) 훈트의 법칙
부껍질에 전자가 채워질 때 가능한 한 쌍을 이루지 않게 채워진다.
어떤 전자 껍질의 에너지 준위가 같은 오비탈에 전자가 채워질 때 한 오비탈에 2개까지 들어갈 수 있으나 반발력을 줄이기 위해 가능한 한 쌍을 이루지 않도록 채워지고 그래도 더 들어가야 할 전자가 있을 경우에는 쌍을 이루어 채워진다.

2. 이온의 전자 배치

(1) 음이온
규칙에 맞게 채워질 때 가능한 한 쌍을 이루지 않게 채워지게 전자 배치를 한다.
(2) 양이온
 규칙에 관계없이 이 큰 것부터 떨어져 나간다.
같은 값일 때는 전자간의 반발력을 줄이기 위해 쌍을 이루고 있는 전자부터 먼저 떨어져 나간다.

[4] 전자의 전이와 선스펙트럼

1. 빛의 에너지

원자의 구조를 연구하는데 큰 공헌을 한 것은 빛과 물질의 상호 작용에 대한 연구였다. 빛은 파동성뿐만 아니라 에너지의 덩어리로서의 입자성도 지니고 있어, 빛은 파동이면서 에너지라고 하는 이중성을 지니고 있다. 빛 에너지는 다음과 같은 식으로 나타낼 수 있으며, 빛 에너지는 파장에 반비례하고 진동수에 비례한다.

즉 빛 에너지는 일정한 양의 정수배로 흡수.방출한다. 이것을 양자화되었다고 말한다.

빛의 파장을 λ, 진동수를 ν라 할 때

2. 수소 원자의 선스펙트럼

(1) 흡수 스펙트럼

어떤 물질에 빛을 쪼이면 전자가 낮은 에너지 준위의 껍질에서 높은 에너지 준위의 껍질로 전이되면서 특정한 진동수의 빛을 흡수하고 나머지는 그대로 통과하여 얻어지는 빛의 기록

(2) 방출 스펙트럼

높은 에너지 준위의 껍질로 전이된 전자가 낮은 에너지 준위의 껍질로 떨어지면서 특정한 진동수의 빛을 방출하여 얻어지는 빛의 기록

(3) 수소 원자의 선스펙트럼군

방출되는 빛의 파장  

 

 

수소 원자의 선스펙트럼 계열

1) 라이만 계열 : 자외선 방출

전자가 K껍질로 떨어질 때 방출하는 빛

2) 발머 계열 : 가시 광선 방출

전자가 L껍질로 떨어질 때 방출하는 빛

3) 파션 계열 : 적외선 방출

전자가 M껍질로 떨어질 때 방출하는 빛

A. 에너지의 비교

에너지 준위  자외선 > 가시 광선 > 적외선

파장의 길이  자외선 < 가시 광선 < 적외선

진동수       자외선 > 가시 광선 > 적외선

B. 같은 계열에서의 에너지 비교

전자가 떨어지는 간격이 클수록 높은 에너지의 빛이 방출된다.

C. 가시 광선에서의 에너지 비교

빨강 < 주황 < 노랑 < 녹색 < 파랑 < 남색 < 보라

 홈으로