주요 개념
* 양자 수 : 원자의 전자는 4 개의 양자 수로 설명됩니다.
* 원칙 양자 번호 (n) : 전자 쉘 또는 에너지 수준 (n =1, 2, 3 등)을 나타냅니다. 높은 'n'값은 에너지 수준이 높을 수 있습니다.
* 각 운동량 또는 방위각 양자 수 (L) : 궤도의 모양을 설명합니다 (0 =s, 1 =p, 2 =d, 3 =f).
* 자기 양자 수 (ml) : 공간에서의 궤도의 방향을 지정합니다 (0을 포함하여 -l에서 +l 범위).
* 스핀 양자 번호 (MS) : 전자의 고유 각 운동량을 나타내며, 이는 양자화되고 +1/2 또는 -1/2의 값을 갖는다.
* Pauli 배제 원칙 : 원자의 두 전자는 동일한 4 개의 양자 수 세트를 가질 수 없습니다.
* aufbau 원칙 : 전자는 에너지를 증가시키기 위해 궤도를 채 웁니다.
* 헌드의 규칙 : 서브 쉘 내에서, 전자는 각 궤도를 개별적으로 점유하여 이중을 이중으로 점유합니다. 또한 동일한 방향으로 스핀을 최대화합니다 (짝을 이루지 않은 전자 최대화).
충전 궤도
1. 가장 낮은 에너지 우선 : 전자는 항상 사용 가능한 최저 에너지 수준으로 들어갑니다 (n =1 먼저, n =2 등).
2. 서브 쉘 및 궤도 : 각 에너지 수준 내에는 서브 쉘이 있습니다. 레벨의 서브 쉘 수는 'n'과 같습니다 (예 :n =2는 2s와 2p의 두 개의 서브 쉘을 갖는다.
3. 궤도 형태 :
* s 궤도 : 구형, 서브 쉘 당 하나의 궤도 (예 :1s, 2s, 3s).
* p orbitals : 서브 쉘당 아령 모양, 3 개의 궤도 (예 :2p, 3p).
* d 궤도 : 더 복잡한 모양, 서브 쉘당 5 개의 궤도 (예 :3D, 4D).
* f 궤도 : 더 복잡한 모양, 서브 쉘 당 7 개의 궤도 (예 :4f, 5f).
4. 충전 순서 :
* 대각선 규칙 (Aufbau 다이어그램) : 궤도의 충전 순서를 기억하는 유용한 도구. 그것은 1s에서 시작하여 오른쪽으로 계속되는 대각선 화살표 패턴입니다.
* 에너지 레벨 다이어그램 : 궤도의 상대 에너지 수준을 시각적으로 보여주는 또 다른 도구.
예 :처음 세 가지 에너지 수준을 채우는
* n =1 :
* 1s 서브 쉘 :1 궤도, 2 개의 전자 (스핀 업 (+1/2), 스핀 다운 (-1/2)이있는 전자 2 개를 담을 수 있습니다.
* n =2 :
* 2s 서브 쉘 :1 궤도, 2 개의 전자를 담을 수 있습니다.
* 2P 서브 쉘 :3 개의 궤도, 6 개의 전자 (각 궤도에서 2 개)를 담을 수 있습니다.
* n =3 :
* 3S 서브 쉘 :1 궤도, 2 개의 전자를 담을 수 있습니다.
* 3P 서브 쉘 :3 개의 궤도, 6 개의 전자를 담을 수 있습니다.
* 3D 서브 쉘 :5 개의 궤도, 10 개의 전자를 담을 수 있습니다 (그러나 이들은 종종 Aufbau 원리에 따라 4 초 후에 채워집니다).
중요한 메모 :
* 예외 : Aufbau 원칙과 헌드의 규칙은 일반적으로 준수하지만 전자-전자 상호 작용의 복잡성으로 인해 예외 (예 :Cr, Cu)가 있습니다.
* 전자 구성 : 원자에서 궤도 사이에 전자의 특정 분포를 전자 구성이라고합니다.
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