8 장 전자 배치와 화학적 주기성

1. 8장 전자 배치와 화학적 주기성 출처: 일반화학 (Chang, Silberberg)

2. 삼성그룹 10년 청사진 태양전지와 자동차용 전지, LED, 바이오 제약, 의료기기 등 5개 분야. 2020년까지 이들 분야에 총 23조3천억 원을 투자.

3. When the Elements Were Discovered 8.1

4. 다전자 원자의 특징 다전자 원자의 원자 궤도 함수 기술: 1) 네 가지 양자수 필요, 2) 주어진 궤도함수에 허용되는 전자수 제한, 3) 궤도함수 에너지 준위의 복잡한 집합 Silberberg 표 8.1

5. Energy of orbitals in a single electron atom ( ) En = −RH 1 n2 n=1 n=2 n=3 Energy only depends on principal quantum number n 7.7

6. Energy of orbitals in a multi−electron atom n=1 l = 0 n=2 l = 0 n=2 l = 1 n=3 l = 0 n=3 l = 1 n=3 l = 2 Energy depends on n and l 핵전하, 전자 반발력, 궤도함수 모양의 요인 관련 가리움, 침투 7.7

7. 1) 궤도함수 에너지에 대한 핵전하(Z) 영향: 핵전하가 크면 핵−전자 인력 증가  궤도함수에너지 낮춤 에너지 상태 비교: 1s orbital (H) vs 1s orbital (Li2+) 1s orbital (Li2+)의 에너지가 1s orbital (H)의 에너지보다 안정 2) 전자반발력의 효과 (가리움) 각 전자는 다른 전자들에 의한 반발력 영향 전자 반발력은 원자핵의 인력을 어느 정도 상쇄 (가리움) He vsHe+ He에서 전자를 떼어내기위한 에너지 (2372 kJ/mol) He+에서 전자를 떼어내기위한 에너지 (5250 kJ/mol) He의 두번째 전자가 첫번째 전자를 밀어내서 핵전하로부터 첫 번째 전자를 가리는 효과를 줌 3) 침투: 궤도함수에너지에 대한 궤도함수 모양의 효과 2s 궤도함수에너지< 2p 궤도함수 에너지

8. Pauli exclusion principle− no two electrons in an atom can have the same four quantum numbers. 같은 원자의 두 전자는 같은 네 가지 양자수를 가질 수 없다. Ψ = f (n, l, ml, ms) Existence (and energy) of electron in atom is described by its unique wave function Ψ. Each seat is uniquely identified (E, R12, S8) Each seat can hold only one individual at a time

9. “Fill up” electrons in lowest energy orbitals (Aufbau principle) H 1 electron H 1s1

10. The most stable arrangement of electrons in subshells is the one with the greatest number of parallel spins (Hund’s rule). C 6 electrons C 1s22s22p2

11. 다전자 원자의 전자를 확인하기 위해서는 네 개의 양자수가 필요하다. 세 개(n, l, ml)는 궤도를 기술하고, 네 번째(ms) 것은 전자스핀을 기술한다. 배타원리는 각 전자가 유일한 네 개의 양자수 집합을 가질 것을 요구한다. 그러므로 한 궤도는 두 개보다 많은 전자를 수용할 수 없고, 그들의 스핀은 쌍(반대)을 이루어야 한다. 정전기적 상호작용은 궤도 에너지를 다음과 같이 결정한다. 1. 더 큰 핵전하는 궤도 에너지를 낮추고 전자를 떼어내기 힘들게 한다. 2. 전자-전자 반발력은 궤도 에너지를 높이고 전자를 떼어내기 쉽게 한다. 반발력은 전체 핵전하로부터 전자를 가리는 효과를 가져서 핵전하를 유효 핵전하 Zeff로 줄인다. 내부 전자들은 가장 효과적으로 외부 전자들을 가린다. 3. 핵 가까이에서 더 큰 방사방향 확률 분포(더 큰 침투)는 전자를 떼어내기 힘들게 만드는데, 그 이유는 더 강하게 끌어당겨지고 덜 가리워지기 때문이다. 그 결과 에너지 준위(껍질 shell)가 부준위(부껍질 subshell)로 갈라져서 그 순서가 s < p < d < f 가 된다.

12. 양자역학적 모형과 주기율표: 전자배치 (원자궤도함수 내에서 전자분포)

13. 전자로 부준위를 채우는 에너지의 순서. 다전자 원자에서 에너지 준위는 부준위로 나뉜다. 부준위의 상대적인 에너지는 주양자수n(1< 2 < 3 등)과 각운동량 양자수 l(s < p < d < f)에 따라 증가 한다. n이 증가함에 따라 에너지는 서로 가까워진다. 침투 효과는, 이 에너지 차이가 좁아지는 것과 함께, 어떤 부준위들을 겹치게 하는 결과를 만든다. 예를 들어 4s부준위가3d보다 약간 에너지가 낮아서 먼저 채워진다. (선 색깔은 부준위의 종류에 따라 다르고, 선의 길이는 분류 표시를 쉽게 하기 위해 다르게 하였다.)

17. 처음 세 주기의 바닥 상태 전자 조성. H부터 Ar 까지의 처음 18개 원소가 세 주기로 배열되었다. 각 상자는 원자 번호, 원자 기호, 요약된 바닥 상태 전자 배치를 보여준다. 한 족 내의 원소들은 유사한 외부 전자 배치(색)를 갖는다. • 족 내에서의 전자배치: 유사한 화학적 성질 • − 1족 원소: 비금속과 결합하여 화학식 MCl, M2O, M2S를 만드는 반응성이 큰 금속 • 물과 반응하여 H2발생 • 7족 할로젠: 비금속, 금속과 이온성화합물 형성, 수소와 물에서 산성을 띄는 공유성 화합물 (HX) 형성 • 8족 비활성 기체

19. 전자의 종류 • 내부 전자 • 외부 전자 • 원자가전자: 주족원소의 외부전자 • 전이원소에서는 (n−1)d전자도 간주 • 화합물을 만드는데 참여하는 전자 궤도함수 채우기와 주기율표의 관계 주족원소 ns + np = 족번호 전이원소 ns + (n−1)d = 족번호 내부전이원소: 란타넘족, 악티늄족

20. ns2np6 ns1 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2 d10 d1 d5 4f 5f Ground State Electron Configurations of the Elements 8.2

21. 앞표지 안쪽의 주기율표(그림 8.5나 표 8.3을 보지 말 것)를 사용하여 다음 원소들에 대한 전체와 요약된 전자 배치, 원자가전자를 보여주는 부분적 궤도 그림, 내부 전자의 수를 써라. (a) 포타슘(K, Z＝19) (b) 몰리브데넘(Mo, Z＝42) (c) 납(Pb, Z＝82) (a) K(Z＝19) 전체 전자 배치:1s22s22p63s23p64s1 요약된 배치:[Ar]4s1 원자가전자의 부분적 궤도 그림 내부 전자수: 18

22. (b) Mo(Z＝42) 전체 전자 배치:1s22s22p63s23p64s23d104p65s214d45 요약된 배치:[Kr]5s14d5 원자가전자의 부분적 궤도 그림 내부 전자수: 36 (c) Pb(Z＝82) 전체 전자 배치: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p2 요약된 배치:[Xe] 6s24f145d106p2 원자가전자의 부분적 궤도 그림 내부 전자수: 78

23. 쌓음 방법에서 파울리의 배타 원리(두개의 전자가 같은 양자수 집합을 가질 수 없다)와 훈트의 규칙(같은 에너지의 궤도는 짝지음이 일어나기 전에 전자 스핀이 평행하게 반 차게 된다)에 따라 하나의 전자가 각각의 다음 원소의 원자에 더해진다. 한 족의 원소들은 유사한 외부 전자 배치와 유사한 화학적 성질을 갖는다. 주족 원소들에 대해서는 원자가전자(반응에 참여하는 전자)들은 외부(가장 높은 에너지)준위에만 있다. 전이 원소에 대해서는 (n−1)d전자들도 반응에 참여한다. 일반적으로 (n−1)d궤도는 ns다음에,그리고 np전에 채운다. 6주기와 7주기에서는 (n−1)f궤도는 처음과 두 번째 (n−1)d궤도 사이에 채운다.

24. 세 가지 핵심 원자 성질의 경향 원소의 물리,화학적 성질: 전자배치 전자배치와 유효핵전하의 영향: 원자의 크기, 이온화에너지, 전자친화도 <원자크기> 그림 8.8 금속과 공유결합 반지름 정의. A, 알루미늄에 대해서 보인 것처럼, 금속 반지름은 원소의 결정에서 인접한 원자들 의 핵간 거리의 반이다. B, 염소에 대해서 보인 것처럼, 공유결합 반지름은 원소의 분자에서 결합된 핵간 거리의 반이다. 실제로는 결합 길이의 반이다. C, 공유결합 화합물에서 결합 거리와 알려진 공유결합 반지름을 이용하여 다른 반지름을 결정한다. 여기서는 C−Cl결합 거리(177 pm)와 Cl의 공유결합 반지름(100 pm)이 C의 공유결합 반지름(177 pm−100 pm＝77 pm)의 값을 얻는 데 사용되었다.

25. Core Radius (pm) Z Zeff Na 11 10 1 186 12 10 2 160 Mg Al 13 10 3 143 Si 14 10 4 132 Effective nuclear charge (Zeff) is the “positive charge” felt by an electron. Zeff = Z − s 0 < s < Z (s = shielding constant) Zeff Z – number of inner or core electrons 8.3

26. Effective Nuclear Charge (Zeff) increasing Zeff Roughly constant after an initial increase Slater effective nuclear charges

27. 원자반지름 주족원소: 주양자수, 유효핵전하(Zeff전자가 느끼는 양전하) 주양자수 증가 내부전자의 가리움 동일 외부전자에대한 Zeff증가

28. 원자반지름 전이원소: 주족원소와 비교하여 잘 맞지 않음 초기 2−3 개는 크기 감소 (Sc−V) 내부 d 전자 가리움이 Zeff증가를 상쇄: 크기 일정 (V−Zn) 5에서 6주기로 갈때 원자크기가 크게 증가하지 않음

29. 원자반지름 d 전자 효과 d 전자 존재 • np궤도함수의 전자가 (n−1)d 궤도함수 전자보다 더 침투 • 첫번째 np전자 (3A족)은 그 사이 전이원소에 대해진 양성자들에 의해 증가된 Zeff를 느낌 • Ca는 Ga보다 거의 50% 큼, Ga는 Al보다 작다

30. 그림 8.10 원자 반지름의 주기성. 1∼6주기까지의 원소들에 대한 원자 반지름 대 원자 번호 그래프는 주기적인 변화를 보인다. 반지름은 한 주기에서 영족 기체 [8A(18)족; 보라색]로 가면서 일반적으로 감소하고, 그 다음 알칼리 금속[1A(1)족;갈색]에서 갑자기 증가한다. 일반적 감소에서 벗어나는 것은 전이 원소 중에서 일어난다.

31. 주기율표만 사용하여원자 크기가 감소하는 순서대로 각 주족 원소의 집단들을 정렬하라. (a) Ca, Mg, Sr (b) K, Ga, Ca (c) Br, Rb, Kr (d) Sr, Ca, Rb • 원자 크기로 원소를 정렬하기 위해서는 주기율표에서 원소들을 찾는다. 원소들은 주족 원소들이므로 족에서 아래로 내려갈수록 크기가 커지고, 주기에서 오른쪽으로 갈수록 크기가 작아진다. (a) Sr > Ca > Mg. 이 세 원소들은 2A(2)족에 속하고, 족에서 위로 올라갈수록 크기가 작아진다. (b) K > Ca > Ga.이 세 원소들은 4주기에 속하고, 크기는 주기에서 오른쪽으로 갈수록 작아진다. (c) Rb > Br > Kr.Rb는 에너지 준위가 하나 더 있고 가장 왼쪽에 있으므로 가장 크다. Kr은 4주기에서 가장 오른쪽에 있으므로 Kr은 Br보다 작다. (d) Rb > Sr > Ca. Ca가 가장 작은데 그 이유는 하나 적은 에너지 준위를 갖기 때문이다. Sr은 Rb보다 작은데 그것은 가장 오른쪽에 있기 때문이다.

32. I1 + X (g) X+(g) + e− I2 + X+(g) X2+(g) + e− I3 + X2+(g) X3+(g) + e− <이온화에너지의 경향> I1 first ionization energy I2 second ionization energy I3 third ionization energy I1 < I2 < I3

34. Filled n=1 shell Filled n=2 shell Filled n=3 shell Filled n=4 shell Filled n=5 shell Variation of the First Ionization Energy with Atomic Number

35. Increasing First Ionization Energy Increasing First Ionization Energy General Trend in First Ionization Energies 8.4

36. B → Al 이온화에너지 감소 Al, Ga, In,Tl유사 (4,5,6주기에서 d 준위를 채워 예상보다 큰 Zeff값을 만듦)

37. 3A 족 (B, Al)의 이온화에너지 감소: np부준위의 첫번째 전자 6A 족 (O,S)의 이온화에너지 감소: np4전자배치로, p orbital의쌍을이룬 전자−전자 반발력

38. The first three ionization energies of beryllium 주기율표만 사용하여 다음 집단들의 원소들을 IE1이 감소하는 순서대로 배열하라. (a) Kr, He, Ar (b) Sb, Te, Sn (c) K, Ca, Rb (d) I, Xe, Cs • 예제 8.3과 마찬가지로 먼저 주기율표에서 원소들을 확인한 다음 족에서 아래로 갈수록 IE1 이 감소하고 주기에서 오른쪽으로 갈수록 IE1 이 증가하는 일반적 경향을 적용한다. (a) He > Ar > Kr. 이 셋은 모두 8A(18)족이고 족에서 아래로 갈수록 IE1은 감소한다. (b) Te > Sb > Sn. 이 셋은 모두 5주기이고 IE1 은 주기에서 오른쪽으로 갈수록 증가한다. (c) Ca > K > Rb. K가 1A(1)족에서 더 위에 있기 때문에 K의 IE1 은 Rb의 IE1 보다 더 크다. Ca이 4주기에서 더 오른쪽에 있기 때문에 Ca의 IE1 은 K의 IE1 보다 더 크다. (d) Xe > I > Cs. I가 더 왼쪽에 있기 때문에 I의 IE1 은 Xe의 IE1 보다 더 작다. I가 그 전 주기에서 더 오른쪽에 있기 때문에 I의 IE1 은 Cs의 IE1 보다 더 크다. IE1 의 경향은 일반적으로 크기의 경향과 반대이므로, 원소를 크기로 배열하여서 반대의 순서가 나오는지 확인한다.

39. 원자가전자수와 관련

40. IE1 IE2 IE3 IE4 IE5 IE6 22,230 1012 1903 2910 4956 6278 다음과 같은 이온화 에너지(kJ/mol 단위)를 갖는 3주기 원소를 지적하고 전자 배치를 써라. 원자가전자가 모두 제거되고 난 다음 나타나는 IE값의 큰 증가를 찾는다. 그리고 나서 주기율표에서 이 숫자의 원자가 전자를 찾아서 그것의 전자 배치를 쓴다. 예외적으로 큰 증가는 IE5다음에 일어난다. 이것은 이 원소가 다섯 개의 원자가전자를 갖는다는 것을 나타낸다. 그래서 이것은 5A(15)족이다. 이 3주기 원소는 인(P; Z＝15) 이고, 전자 배치는 1s22s22p63s23p3이다.

41. X (g) + e− X−(g) F (g) + e− X−(g) O (g) + e− O−(g) Electron affinity (전자친화도) is the negative of the energy change that occurs when an electron is accepted by an atom in the gaseous state to form an anion. DH = −328 kJ/mol DH = −141 kJ/mol 비금속: 높은 이온화에너지, 높은 음의 전자친화도 (발열) 1A, 2A 금속: 낮은 이온화에너지, 약간 음의 전자 친화도 영족기체: 매우 높은 이온화에너지, 약간 양(흡열) 8.5

43. 세 가지 원자 성질의 경향 원자 크기는 주족에서 아래로 갈수록 증가하고 주기를 통하여 감소한다. 전이 계열에서는 크기가 상대적으로 일정하게 유지된다. 1차 이온화 에너지(1 mol의 기체 원자로부터 최외각 전자를 제거하는 데 필요한 에너지)는 원자 크기와 역으로 관계가 있다. IE1은 주족에서 아래로 갈수록 감소하고 주기를 통하여 증가한다. 한 원소의 연속된 이온화 에너지는 첫 번째 내부(중심) 전자가 제거될 때 매우 큰 증가를 보인다. 전자 친화도(1 mol의 기체 원자에 전자를 더할 때 수반되는 에너지)는 예상되는 경향에서 많은 변화를 보인다. IE와 EA의 상대적인 크기에 의하면 이온 화합물에서 1A(1)족과 2A(2)족 원소들은 양이온을 형성하는 경향이 있고, 6A(16)족과 7A(17)족 원소들은 음이온을 형성하는 경향이 있다.

44. 원자 구조와 화학 반응성 금속성질의 경향 전자를 잃는 상대적 경향 산화물의 산−염기 성질: 산성, 염기성, 양쪽성 양쪽성 염기성 증가 염기성 증가

45. Properties of Oxides Across a Period

46. 단원자 이온의 성질 주족이온: 영족기체 배치 (등전자) 혹은 유사영족기체배치

48. 전이금속이온: 모든 ns 전자와 몇 개의 (n−1)d 전자를 잃고 두 가지 이상의 양이온 형성 ns전자를 (n−1)d전자보다 먼저 제거 그림 8.19 4주기에서 부준위 에너지의 교차. 4주기의 처음 원소들에서는 3d 궤도가 비어있다. 4s 전자가 핵 가까이로 침투하기 때문에 4s 궤도의 에너지가 K와 Ca에서는 더 낮다. 그래서 4s가 3d보다 먼저 채워진다. 그러나 Z＝21에서부터 3d 궤도가 채워지면서 이 내부 전자들은 증가하는 핵전하에 의해 끌어당겨지며, 이들은 또한 4s 전자를 가린다. 그 결과 3d 부준위가4s보다 에너지가 더 낮아지는 에너지 교차가 생긴다. 이 이유 때문에 전이 금속 이온이 형성될 때 4s 전자가 먼저 제거된다. 다른 말로 하면, · 주족 금속 이온에서는 가장 높은 n 준위 전자들이 나중에 들어오고 먼저 나간다. · 전이 금속 이온에서는 가장 높은 n 준위 전자들이 먼저 들어오고 먼저 나간다. Fe: [Ar]4s23d6 Fe2+: [Ar]4s03d6 or [Ar]3d6 Fe3+: [Ar]4s03d5 or [Ar]3d5 Mn: [Ar]4s23d5 Mn2+: [Ar]4s03d5 or [Ar]3d5

49. 전이금속 원소의 자기적 성질: 상자성, 반자성

50. 이온의 전자배치와 자기적 성질 요약된 전자 배치를 사용하여 각 전이 금속 이온의 형성에 대한 반응을 쓰고 이온이 상자성인지 예측하라. (a) Mn2＋(Z＝25) (b) Cr3＋(Z＝24) (c) Hg2＋(Z＝80) 먼저 (b)에서 Cr의 비규칙성에 유의하면서 원자의 전자배치를 쓴다. 그리고 ns 전자로부터 시작하여 이온의 전하를 이루기 위해 전자를 제거한다. 만약 홀전자가 있다면 이온은 상자성이다. (a) Mn [(Ar] 4s23d5) → Mn2＋([Ar] 3d5)＋2e− 다섯 개의 짝을 이루지 않은 e−가 있으므로 Mn2＋는 상자성이다. (b) Cr ([Ar] 4s13d 5)→Cr3＋([Ar] 3d3)＋3e− 세 개의 있으므로 Cr3＋는 상자성이다. (c) Hg ([Xe] 6s24f 145d10) → Hg2＋([Xe] 4f 145d10) ＋2e− 짝을 이루지 않은 e− 가 없으므로 Hg2＋는 상자성이 아니다(반자성이다). 보충 문제 8.7 각각의 전이 금속 이온의 요약된 전자 배치를 쓰고 그것이 상자성인지 예측하라. (a) V3＋ (Z＝23) (b) Ni2＋(Z＝28) (c) La3＋(Z＝57)