원자의 구조

가. 원자의 구조

 

원자는 물질을 구성하는 최소입자(J. Dalton, 1805년)로, 원자의 중심에는 (+)전하 를 띠는 원자핵이 있고, 그 주위를 (-)전하를 띠는 전자가 궤도를 선회하는 행태로 구 성된다. 핵은 다시 양전하를 가진 양성자와 전기적으로 중성인 중성자로 구성되며, 양 성자와 중성자는 질량이 거의 동일하다. The nucleus again consists of positively charged protons and electrically neutral neutrons, and protons and neutrons have almost the same mass. 중성인 원자는 양성자의 양전하 수와 전자의 음전하 수가 균형을 이루고 있다. 양성자의 질량은 수소원자의 질량과 거의 동일하며 전자질량의 약 1,830배로 원자 질량의 대부분이 핵에 치중되어 있다. 대표적인 원자의 반지름이 약 1 - 25 Å인데 비해 원자핵의 반지름은 약 10-5Å이 된다. 이러한 사실 은 원자부피의 대부분을 전자가 차지한다는 것을 의미한다

 

 

국제적 규약에 따라 1 amu(atomic mass unit)는 핵 속에 6개의 양성자와 6개의 중성자를 갖는 탄소원자 질량의 1/12로 정의 된다. 원소의 원자량은 단위가 없는 수이 며, 원소의 평균원자질량과 동일하다. 따라서 수소의 원자량은 1.0079이고, 탄소는 12.011, 플루오르는 18.998, 인은 30.974이다

 

1) Bohr 이론 원자가 에너지양자를 흡수하면 바닥상태(ground state)에서 들뜬상태(excited state)로 변화된다고 한다. 들뜬상태의 원자가 바닥상태로 돌아올 때 빛을 방출한 다. 예를 들면 불꽃 속에서 유리를 달굴 때 나타나는 노란빛은 유리 속의 들뜬 나트 륨원자가 바닥상태로 돌아가기 때문에 생긴 것이다. 들뜬 원자로부터 나온 빛이 분 광기를 통과하게 되면, 각 원소의 고유한 스펙트럼이 나타난다. 따라서 스펙트럼은 원소를 확인하는 수단으로 사용될 수 있다. Spectrum can therefore be used as a means of identifying elements . Niels Bohr(1914) 는 하나의 전자와 하나의 양성자로 구성되어 있는 수소원자의 전자구조에 대한 이 론을 제안하였는데, 이 이론은 수소의 원자 스펙트럼을 잘 설명해 줄 뿐만 아니라 원자구조에 대하여 다음과 같이 새로운 개념을 제시하게 되었다. This theory not only explained the atomic spectrum of hydrogen well, but also presented a new concept for the atomic structure as follows.

 

가) 수소원자의 전자는 특정한 에너지 값을 갖는 궤도에만 허용된다. 이 궤도(orbit)를 에너지 준위(energy level) 또는 껍질(shell)이라고도 하는데, 이들 궤도는 원자핵 을 중심으로 동심원을 이룬다. 각 궤도는 문자(K, L, M, N, O, …)로 표시하거나, 또는 n의 값(1, 2, 3, 4, 5, …)으로 표시한다.

 

나) 한 궤도의 에너지 준위는 정하여져 있기 때문에 어떤 특정한 궤도에 있는 한 전자 의 에너지는 고정된다. 전자가 그 궤도에 머물고 있는 한 에너지를 흡수하거나 방 출하지 않는다. 에너지 준위는 원자핵에 가장 가까이 있는 K준위(n=1)가 가장 작 고 원자핵으로부터 거리가 증가함에 따라(K2>3>4>5…) 증 가한다.

 

다) 원자의 전자들이 원자핵에 가깝게 존재할 때 (K준위 궤도), 가장 낮은 에너지 상태 (바닥상태)에 있다고 한다. 원자가 외부에너지(열, 빛)를 흡수하면, 보다 높은 에너 지 준위의 바깥 궤도로 옮겨져 더 높은 에너지 상태(들뜬상태)가 된다.

 

라) 만일 전자가 낮은 준위로 다시 내려올 때는 두 궤도의 에너지 차와 같은 양의 에 너지를 방출한다

 

2) 양자수(quantum number) 한 원자 내에 있는 각 전자에는 한 조로 된 4개의 양자수가 [표 1-4]와 같이 할 당되는데, 이 양자수 들은 각 전자의 에너지, 공간에서의 전자의 배향 및 다른 전자 와의 가능한 상호작용들을 결정한다

 

3) 원자의 전자배치 원자의 전자배치는 원자에 있는 모든 전자에 의하여 차지된 궤도함수들을 가리킨 다. 원자궤도함수에 있는 전자를 나타내는 표기법은 아래와 같다.

 

여기서 n은 숫자(1, 2, 3, …)로서 주양자 준위를 나타내고, ℓ은 각 운동량 양자 수로서 숫자 0, 1, 2, 3은 관례적으로 문자 s, p, d, f로 나타내며, x는 ℓ준위에 있는 전자의 수를 나타낸다. 예를 들면 3d6는 주양자가 3이고, d준위에 6개의 전자 가 채워져 있음을 나타내는 것이다. 원자에 대한 완전한 전자배치는 전자로 채워진 각 궤도함수의 일련의 기호로 표 시된다. 중성원자에서 모든 x의 총합은 원소의 원자번호이다. 예를 들면 Z=18인 아 르곤원자에서 바닥상태의 전자배치는 다음과 같다.

 

가) Pauli의 배타원리 같은 원자 내에서 4개의 양자수(n, ℓ, mℓ, ms)가 모두 같은 두 전자는 있을 수 없다. 각 궤도함수에 있을 수 있는 전자의 최대수는 이 원리에 의하여 정해진다

 

나) Hund의 규칙 전자는 부껍질의 반이 채워질 때까지는 스핀쌍을 이루지 않은 채 평행한 스핀 (다른 궤도함수에 들어 있는 전자와 같은 부호의 스핀)을 가지고 축퇴한 각 궤도함 수를 하나씩 채워간다. 반이 채워진 후에는 이미 1개가 들어있는 각각의 궤도함수 에 스핀쌍을 이루면서 차례차례로 전자가 들어간다

 

다) Aufbau의 원리 전자는 처음에 가장 낮은 에너지의 궤도함수를 채우고, 일단 낮은 에너지 준위 의 궤도함수가 모두 채워지면 보다 높은 에너지 준위의 궤도함수로 들어간다. 궤 도함수를 채우는 순서는 다음과 같다

 

나. 동위원소 지정된 원소의 모든 원자들은 같은 수의 양성자를 가지지만 중성자의 수는 다를 수 가 있다. 그러므로 같은 원소의 두 원자는 상이한 질량수(양성자수 + 중성자수)를 가질 수 있다. 원자번호는 같으나 질량수가 다른 원자들을 서로 동위원소(isotope)라고 한 다. 동위원소는 전자수가 같아서 화학적 성질은 같으나, 물리적 성질이 다른 원소이다

 

다. 분자(molecule)와 이온(ion) 분자는 서로 결합된 원자들의 집합체이다. 예를 들면 2개의 수소(H)원자는 적당한 조건아래서 수소분자(H2)를 형성한다. 그러나 한 개의 수소분자(H2)는 다시 한 개의 수소원자(H)와 결합으로 H3분자를 형성하지는 않는다. H4, H5 등의 분자형성도 역시 불가능하다. 따라서 H2가 수소의 가장 안정된 분자형태임을 알 수 있다. H2와 같이 2 개의 원자로 구성된 분자를 이원자분자라고 부른다. H2는 3,000℃이상의 가열을 해야 2개의 수소원자로 분리될 만큼 안정하다. 그러나 분자의 안정성에도 불구하고, H2분자 는 매우 낮은 온도(어떤 경우에는 실온)에서 다른 종류의 원자, 분자와 화학적 반응을 통해서 다른 분자들을 생성시킨다. 수소이외에도 질소, 산소, 염소, 플루오르, 브롬 등 이 안정한 단원자분자의 형태로 존재한다 

 

그러나 모든 원소들의 원자들이 분자를 형성하는 것은 아니다. 예를 들면 헬륨(He) 이나 아르곤(Ar)원자들은 He2, Ar2를 형성하기 위하여 결합될 수 없다. 삼원자분자의 예로서, 3개의 산소원자는 오존(O3)을 형성하기 위하여 결합될 수 있다. 그러나 오존분 자는 산소분자(O2)보다 안정하지 못하고, 실온에서 자발적인 과정을 통하여 수 시간 안 에 O2로 분해된다. 이와 같이 각 원소들은 분자를 구성함에 있어서 독특한 특성을 가지 고 있다. 원자들의 안정한 결합체인 분자는 위에서 언급한 것처럼 2이상의 동일한 원소 로 형성(단원자분자)되거나, 또는 2이상의 서로 다른 원소들로 형성(화합물)되기도 한 다. 예를 들면 수소원자 1개는 염소원자 1개와 결합하여 화학적으로 안정한 HCl을 형 성할 수 있다. 또한 수소원자는 산소와 함께 H2O, H2O2를 형성한다. 물은 매우 안정한 화합물이고, 과산화수소(H2O2)는 불안정한 화합물로서 실온해서 분해되기 쉽다

 

고체원자인 탄소(C)는 산소와 반응하여 기체상의 화합물 일산화탄소(CO)와 이산화 탄소(CO2)를 생성한다. 이들 두 기체화합물은 비교적 높은 온도에서도 안정하지만, 낮 은 온도조건에서 다른 분자들과 반응하여 새로운 분자를 생성할 수 있다.

 

그리고 라디칼(radical)이온으로 구분한다. 만일 전자가 중성원 자나 분자로부터 제거되면 양성자가 남아있는 전자의 수보다 많게 되므로 양이온이 생 성된다. 반대로 한 원자가 그것의 원자번호보다 더 많은 전자를 가지게 되면 그 원자는 음이온이 된다. 원자들의 상대적인 전기음성도로서 원자가 전자를 끄는 힘은 그 원자의 성질을 규명하는데 매우 중요하다. 예를 들면 나트륨(Na)원자(일반적으로 금속원자)는 전기음성도가 약한 반면 염소(Cl)원자(일반적으로 비금속원자)는 전기음성도가 강하다. 소금분자(염화나트륨, NaCl)에서 나트륨 원자는 전자(e-) 한 개를 잃어 나트륨 양이온 (Na+)를 형성하고, 염소원자는 전자 한 개를 얻어 염소 음이온(Cl-)이 된다. 이렇게 형 성된 반대하전 사이에 작용하는 정전기적 인력에 의한 이온결합으로 소금분자가 생성 된다.

 

2024.10.15 - [분류 전체보기] - 기초 화학의 영역(Areas of Basic Chemistry)

기초 화학의 영역(Areas of Basic Chemistry)