전자 구성 :전자의 배열 이해
전자 구성은 원자 내에서 전자의 배열을 설명합니다. 전자가 차지하는 에너지 레벨과 소송이 어떤 에너지 수준과 Sublevel을 차지하고, 각각의 전자가 얼마나 많은지 알려줍니다. 이 배열은 양자 역학에 기반한 특정 규칙을 따릅니다.
주요 개념의 고장은 다음과 같습니다.
1. 에너지 수준 (n)
* 원자 내의 각 전자는 주요 양자 수 (n)로 표시되는 특정 에너지 수준에 있습니다.
* 더 높은 에너지 수준은 핵에서 멀어지고 n =1은 핵에서 가장 낮고 가장 가깝습니다.
* 각 에너지 레벨은 최대 전자 수를 유지할 수 있습니다 :2N^2
2. SUBLEVELS (L)
* 각 에너지 수준 내에는 모양과 에너지로 구별되는 소위가 있습니다.
* 에너지와 복잡성이 증가함에 따라 S, P, D 및 F로 표시됩니다.
* - S SUBLEVEL :구형 모양, 2 개의 전자를 보유합니다
* -p Sublevel :덤벨 모양, 6 개의 전자가 있습니다
* - d Sublevel :더 복잡한 모양, 10 개의 전자를 보유합니다.
* - f Sublevel :더 복잡한 모양, 14 개의 전자를 보유합니다.
3. 궤도
* 각 SUBLEVEL은 전자가 발견 될 가능성이 가장 높은 SUBLEVEL 내의 특정 영역을 나타내는 궤도로 더 나뉘어져 있습니다.
* 예를 들어, S SUBLEVEL에는 1 개의 궤도가 있으며, P Sublevel에는 3 개의 궤도 등이 있습니다.
* 각 궤도는 반대 스핀 (Pauli 배제 원리)을 갖는 최대 2 개의 전자를 보유 할 수 있습니다.
4. 전자 구성 작성
* 전자 구성은 속기 표기법을 사용하여 작성됩니다.
* 에너지 레벨은 주요 양자 수 (n)로 표시됩니다.
* SUBLEVEL은 편지 (S, P, D 또는 F)로 표시됩니다.
* SUBLEVEL의 전자 수는 슈퍼 스크립트로 작성됩니다.
* 예를 들어:
* 1s^2 1s Sublevel에는 2 개의 전자가 있음을 의미합니다.
* 2p^6 2p sublevel에 6 개의 전자가 있음을 의미합니다.
5. 충전 순서
* 전자는 특정 규칙에 따라 에너지 수준과 SUBLEVELS를 채 웁니다.
* aufbau 원칙 : 전자는 에너지를 증가시키기 위해 궤도를 채 웁니다.
* 헌드의 규칙 : 전자는 하나의 궤도에서 두 배가되기 전에 하위 벨 내에서 개별적으로 궤도를 차지합니다.
* Pauli 배제 원칙 : 각 궤도는 반대쪽 스핀으로 최대 2 개의 전자를 보유 할 수 있습니다.
예 :탄소의 전자 구성 (c)
* 탄소에는 6 개의 전자가 있습니다.
* 전자 구성은 다음과 같습니다. 1S^2 2S^2 2P^2
* 1s^2 : 가장 낮은 에너지 수준 (n =1)은 S Sublevel에 2 개의 전자를 갖습니다.
* 2s^2 : 두 번째 에너지 수준 (n =2)은 S Sublevel에 2 개의 전자를 갖습니다.
* 2p^2 : 두 번째 에너지 수준에는 P Sublevel에 2 개의 전자가 있으며 3 개의 궤도가 있습니다. 각 궤도에는 모두가 채워질 때까지 하나의 전자가 포함됩니다.
전자 구성의 중요성
전자 구성은 이해하는 데 중요합니다.
* 화학적 특성 : 원자가 다른 원자와 상호 작용하고 화학적 결합을 형성하는 방법을 결정합니다.
* 원자 크기 : 점유 된 에너지 수준과 소송의 수는 원자의 반경에 영향을 미칩니다.
* 이온화 에너지 : 원자에서 전자를 제거하는 데 필요한 에너지를 나타냅니다.
* 분광학 : 원자에 의한 빛의 흡수와 방출을 설명합니다.
전자 구성을 이해함으로써, 당신은 원자의 기본 거동과 화학에서의 역할에 대한 귀중한 통찰력을 얻습니다.
