전자 배열의 규칙 :
원자 핵 주위의 전자의 배열은 양자 역학에 기초한 일련의 규칙에 의해 지배된다. 다음은 고장입니다.
1. 양자 번호 :
* 원칙 양자 번호 (n) : 전자의 에너지 수준을 설명합니다. 'n'이 높으면 에너지가 높아집니다. 그것은 긍정적 인 정수 (1, 2, 3, ...) 일 수 있으며 1은지면 상태 일 수 있습니다.
* 각 운동량 또는 방위각 양자 수 (L) : 전자 궤도의 모양을 설명합니다. 0에서 N-1 사이입니다.
* l =0 :s 궤도 (구형)
* l =1 :p Orbital (덤벨 모양)
* l =2 :d 궤도 (더 복잡한 모양)
* l =3 :f 궤도 (더 복잡한 모양)
* 자기 양자 수 (ml) : 공간에서의 궤도의 방향을 설명합니다. 0을 포함하여 -L에서 +L에서 +l에서 값을 얻을 수 있습니다. 따라서 l =1 (p orbitals)의 경우 ml =-1, 0, +1이 있으며 x, y 및 z 축을 따라 3 개의 p 궤도를 제공합니다.
* 스핀 양자 번호 (MS) : 전자의 고유 각 운동량을 설명하며, 이는 양자화되고 종종 전자 "회전"으로 시각화됩니다. +1/2 또는 -1/2 일 수 있습니다.
2. Aufbau 원칙 :
* 전자는 에너지를 증가시키기 위해 궤도를 채 웁니다.
* 충전 순서는 대각선 규칙 (때로는 Madelung 규칙이라고 함)을 기준으로합니다.
3. Pauli 배제 원칙 :
* 원자의 두 전자는 4 개의 양자 수의 동일한 세트를 가질 수 없습니다.
* 이것은 각 궤도가 반대쪽 스핀과 함께 최대 2 개의 전자를 유지할 수 있음을 의미합니다.
4. 헌드의 규칙 :
* 서브 쉘 (예 :2P 서브 쉘) 내에서 전자는 쌍을 이루기 전에 서브 쉘 내의 각 궤도를 개별적으로 차지합니다.
* 이것은 짝을 이루지 않은 전자의 수를 극대화하고 전자-전자 반발을 최소화합니다.
5. 전자 구성 :
원자에서 전자의 배열을 전자 구성이라고합니다. 양식으로 작성되었습니다.
(n) l^(서브 쉘의 전자 수)
예를 들어, 질소의 전자 구성은 1S² 2S² 2P³입니다.
예 :
산소의 전자 구성 (원자 번호 8)을 살펴 보겠습니다.
1. aufbau 원리 : 대각선 규칙에 따라 순서 1, 2s, 2p의 궤도를 채 웁니다.
2. Pauli 배제 원칙 : 각 궤도는 반대편 스핀을 갖는 최대 2 개의 전자를 보유 할 수 있습니다.
헌드의 규칙 : 2P 서브 쉘 내에서, 우리는 전자를 짝을 이루기 전에 3 개의 2p 궤도 각각에 하나의 전자를 배치합니다.
따라서 산소의 전자 구성은 다음과 같습니다.
참고 : 이 규칙은 전자가 핵 주위에 어떻게 분포되는지 이해하기위한 프레임 워크를 제공합니다. 그러나 전자의 행동은 복잡하고 양자 역학은 그들의 행동을 설명하는 데 중요한 역할을합니다.
