화학1(비상)학습지 2단원

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1. 원자의 구조

01. 원자의 구조

< 탐구 > 진공관 속 빛의 성질 알아보기

■ 목표 : 진공관 속 빛의 성질을 설명할 수 있다. ■ 준비물 : 진공관 실험 장치, 고전압 발생 장치, 말굽 자석, 절연 장갑 1. 진공관 실험 장치에 전원을 연결하고 빛의 흐름이 발생하는지 관찰한다. ✍ ( )극으로부터 ( )극 쪽으로 향하는 빛의 흐름이 발생한다. 2. 진공관에 말굽 자석의 N극과 S극의 방향을 바꾸어 대어 보며 빛의 흐름을 관찰한다. ✍ 말굽 자석을 가까이 대었을 때 빛의 흐름은 어떻게 변하는가? ➜ ■ 정리 : 실험 결과를 토대로 진공관 속에서 흐르는 빛의 성질을 설명해 보자. ✍

화학Ⅰ

Ⅱ.

원자의 세계

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① 원자를 구성하는 입자 ■ 전자의 발견 - ( )의 ( ) 실험 (1897년) - 전자의 발견 → 톰슨은 음극선의 성질을 바탕으로 음극선이 (-)전하를 가진 입자, 즉 (     )의 흐름이라고 제 안하였다. → 전기장과 자기장의 세기와 음극선이 휘어지는 정도로부터 음극선을 발생시키는 입자의 전하량()과 질량()의 비를 구하여   가 전극의 종류나 전기장의 세기에 무관하게 일정하다는 사실을 밝혀 내었다. ➜ 이로부터 (-)극으로 사용된 전극 물질과 관계없이 진공관의 (-)극에서 발생된 입자는 항상 같은 입자이고, 모든 물질에 ‘( )를 띤 같은 입자’, 즉 ‘( )’가 들어 있다는 것을 알 아내었다. - 톰슨의 원자 모형 → 톰슨은 자신이 발견한 (-)전하를 띤 전자의 존재를 통해 ( )의 원자 속에는 전자 외에도 (+)전하를 띤 물질이 있다고 생각하였다. → 푸딩 속 건포도와 같이 ( )전하가 고르게 퍼져 있는 공 속에 ( )가 박혀 있는 원자 모형을 제시하였다. 실험 및 결과 음극선이 지나가는 길에 물체를 놓아두면 그림자가 생긴다. 음극선이 지나가는 길에 바람개비를 놓아두면 바람개비가 회전한다. 음극선의 성질 음극선은 ( )하는 성질이 있다. 음극선은 ( )을 가진 입자이다. 실험 및 결과 음극선이 지나가는 길에 자기장을 걸어 주면 음극선이 휘어진다. 음극선이 지나가는 길에 전기장을 걸어 주면 음극선이 (+)극 쪽으로 휘어진다. 음극선의 성질 음극선은 (    )를 띤다. 음극선은 ( )를 띤다. < 톰슨의 원자 모형 >

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■ 원자핵의 발견 - ( )의 ( ) 실험 (1911년) → 러더퍼드는 방사능 원소에서 방출되는 알파() 입자가 전자보다 7,000배 더 무겁고, 전자 전하량 의 두 배의 (+)전하를 가진다는 것을 알고 있었다. → 알파 입자 빔을 얇은 금박에 쏠 때 대부분의 입자들이 휘지 않고 금박을 통과하지만, 매우 드물게 입자들의 진행 방향이 휘었고, 20,000개당 하나 정도의 알파 입자는 입자 방출원 쪽으로 향하여 되돌아가는 현상을 관찰하였다. → 알파() 입자 : 양성자 ( )개와 중성자 (   )개로 이루어져 ( )전하를 띠는 입자로 ( )의 원자핵이다. 라듐 등 방사성 원소에서 방출된다. < 톰슨의 원자 모형에 따른 실험 결과 예측 > (1) (2) (3) < 실제 러더퍼드의 실험 결과 > - 실험 결과 해석 (1) 일부 알파 입자들이 약간 휘어져 통과한다. ➜ 전기적으로 영향을 받았음을 알 수 있다. (2) 대부분의 알파 입자들은 금박을 통과하여 ( )한다. ➜ 원자는 대부분 ( )을 알 수 있다. (3) 극소수의 알파 입자들이 큰 각도로 튕겨 나온다. ➜ 원자의 중심부에 부피가 매우 ( 작 / 크 )고 원자 ( )의 대부분을 차지하며, ( )전하를 띠는 부분이 존재함을 알 수 있다.

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- 러더퍼드의 원자 모형 → 러더퍼드는 알파 입자 산란 실험 결과로부터 금속 원자는 대부분 빈 공간이고, 중심부에 (+)전하를 띤 ( )이 존재하며 원자 질량의 대부분은 원자핵의 질량이라고 설명하였다. → (+)전하를 띠는 원자핵이 원자 가운데에 위치하며 원자핵 주의를 (-)전하를 띠는 전자가 돌고 있는 원자 모형을 제시하였다. → 전자가 돌고 있다고 한 까닭은 전자가 돌고 있지 않으면 (-)전하를 띤 전자가 (+)전하를 띤 원자핵에 끌리기 때문이다. ■ 양성자의 발견 - ( )의 발견 (1886년) → 골트슈타인은 소량의 ( ) 기체를 채운 방전관에 높은 전압을 걸어 줄 때 ( )극에서 ( )극 쪽으로 이동하는 입자의 흐름을 발견하고, 이를 ( )이라고 하였다. → 골트슈타인은 양극선을 발견하였지만, 양극선의 정체를 밝혀내지는 못하였다. < 양극선 실험 > - ( )의 발견 (1919년) → 음극선과 달리 양극선은 방전관 안에 들어 있는 기체의 종류에 따라 생성되는 양극선의 질량에 대한 전하량의 비가 달라진다. → 양극선의 질량에 대한 전하량의 비는 방전관 안에 수소 기체를 넣었을 때 생성되는 양극선이 가장 큰 값을 갖는데, 이는 방전관 안에서 생성된 ( )의 질량이 가장 작다는 것을 의미한다. 이를 근거로 러더퍼드는 ( )의 전하가 원자핵의 ( )전하의 단위라고 제안하고, 이 입자를 ( )라고 하였다. ■ 중성자의 발견 - 러더퍼드 원자 모형의 한계점 → 수소 원자는 한 개의 양성자를, 헬륨 원자는 두 개의 양성자를 갖지만 질량비가 헬륨 : 수소 = 4 : 1 이다. 즉, 헬륨의 추가적인 질량을 설명 할 수 있는 입자가 존재하여야 했다. → 1931년 독일, 프랑스, 이탈리아의 과학자들은 폴로늄(84Po)으로부터 방출된 알파 입자를 베릴륨(Be)과 같은 가벼운 원자에 쏠 때 방출되는 전하를 띠지 않는 입자를 감마선()이라고 생각하였지만, 이미 알려진 감마선의 성질로는 설명할 수 없는 부분이 많았다. → 1932년 채드윅은 이들의 실험을 더 정교하게 계획하여 실행한 결과 원자핵 안에 양성자뿐 아니라 ( )가 존재한다는 것을 밝혀내었다. *** < 확인문제 > 원자를 구성하는 입자가 발견된 순서와 각 입자의 전기적 성질을 비교해 보자. *** < 러더퍼드의 원자 모형 > < 참고 : 수소와 헬륨의 비교 >

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② 원자를 구성하는 입자의 성질 ■ 원자를 구성하는 입자 사이의 힘 원자가 전자를 잃거나 얻어 양성자의 수와 달라질 경우 ( )이나 ( )이 된다. 전자와 양성자는 전하의 크기가 같고 부호가 반대 이다. ➜ 전자의 수와 양성자의 수가 같은 원자는 전기적 ( )이다. 양성자와 중성자가 결합 하여 ( )을 이룬다. - 원자핵 주변에 전자가 존재하는 현상 → (+)전하를 띤 핵과 전자 사이의 ( )으로 설명할 수 있다. → 전자기력 : 전기력과 자기력을 통틀어 이르는 말로, ( ) 사이에 작용하는 힘은 전자기력에 속한다. - 중성자와 양성자가 핵 속에 함께 존재하는 현상 → 전하를 띠지 않는 중성자가 양성자와 핵 속에 함께 존재하는 현상은 전자기력으로 설명할 수 없다. → 특히, 전하를 띠는 양성자들이 ( )을 극복하고 핵 속에서 매우 높은 밀도로 뭉쳐 있기 위해서는 강한 힘이 작용하여야 하는데, 이 힘을 ( )이라고 한다. → 핵력 : 원자핵 내에서 입자를 묶어 주는 힘으로, 우주에 존재하는 힘 중에서 가장 강한 힘이다. → 핵력은 양성자와 중성자 사이에도 작용하지만, 양성자끼리 또는 중성자끼리도 작용하는 힘으로 입자사이의 거리가 매우 가까울 경우에만 작용하고 입자 사이의 거리가 멀어지면 급격히 약해진다. ■ 원자를 구성하는 입자의 성질 - 전하량 → 양성자와 전자는 모두 전하를 가지고 있으며, 밀리컨의 실험으로부터 양성자와 전자의 전하량이 같다는 것이 밝혀졌다. 하지만 전하의 부호는 양성자와 전자가 서로 반대이므로, 양성자의 전하량이 ( )이면 전자의 전하량은 ( )이고 전하를 띠지 않는 중성자의 전하량은 ( )이 된 다. → 전하의 단위는 ( )을 사용하며, 전하량은 매우 작기 때문에 양성자와 전자에 대해 상대적인 값으로 각각 +1과 ­1을 사용한다. → 쿨롱(C) : 1암페어의 전류가 1초 동안 운반하는 전하량

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- 질량 → 양성자의 질량은 중성자의 질량과 거의 같지만 전자보다 1,837배 무겁다. 따라서 양성자의 질량을 ( )로 정하면 중성자의 질량도 ( )이 되고 전자의 질량은   이 된다.

→ 입자의 질량은 원자 질량 단위인 amu(atomic mass unit)를 사용하며, 양성자와 중성자의 질량은 각 1amu이고 전자의 질량은 무시할 수 있을 정도로 작은 0.00055amu이다. → 원자 질량 단위 : 6개의 양성자와 6개의 중성자로 이루어진 탄소(12C) 원자 질량의   로 정의된다. ■ 양성자수와 원자 번호 - 화학 반응은 ( )가 관여하여 일어나므로, 원자의 화학적 성질은 그 원자가 가진 전자 수로 결정된다. - 원자는 전기적으로 중성이므로 원자를 구성하는 전자 수는 ( )와 같다. - 원자는 원자핵 속에 양성자수가 많을수록 전자를 끌어당기는 힘이 커지지만, 양성자수가 많아져도 전자가 원자핵으로부터 멀리 떨어지게 되면 원자핵이 전자를 잡아당기는 힘이 줄어들게 된다. ➜ 양성자수에 따라 전자 수도 달라지며, 상호 작용의 힘도 달라지기 때문에 각 원소의 성질이 다르다. ➜ 양성자수는 원소의 종류마다 다르며, 화학 반응이 일어나도 변하지 않기 때문에 양성자수를 (       )로 정하여 원자를 구분하는 번호로 사용한다. ■ 질량수 - 전자의 질량은 매우 가벼우므로 질량 값에 포함하지 않고 ( )와 (       )를 더하여 상대적인 질량 값을 나타내며, 이를 (     )라고 한다. - 질량수는 원자의 정확한 질량을 나타내려고 만든 것이 아니라 (         )의 구분을 위하여 만든 것이므로 그 값이 정확할 필요는 없다. 따라서 질량수만 가지고 정확한 원자의 질량을 알 수 없다. *** < 확인문제 > 표에 표시된 각 원소의 원자 번호와 질량수를 써 보자. ***

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③ 원자의 표시와 평균 원자량 ■ 원자의 표시 방법 질량수 ­ 원자번호 = ( ) 양성자 수 = 중성 원자의 ( ) 이온을 표시할 때에는 원소 기호의 오른쪽 위에  ,  로 함께 표시한다. 예) ( ) : 원자 번호가 11번이고, 질량수가 23인 나트륨 원자 ( ) : 나트륨 원자가 전자 1개를 잃어 생성된 나트륨 이온 *** < 확인문제 > 알루미늄( )의 양성자수, 중성자수, 전자 수를 각각 구해 보자. *** ■ 동위 원소 - 양성자수는 같으나 ( )가 달라 질량수가 다른 원소를 ( )라고 한다. - 중성자수는 화학적 성질에 거의 영향을 주지 않는 것으로 알려져 있다. - 동위원소는 화학적인 성질은 같고, 중성자수가 달라 물리적 성질만 약간 차이가 있다. - 수소의 동위 원소 - 질소는 15가지 동위 원소가 알려져 있으나 두 가지만 자연계에 존재하고, 우라늄은 25가지 동위 원소가 알려져 있으나 세 가지만 자연계에 존재한다. 전체적으로는 알려진 118개의 원소에 3,600개 이상의 동위 원소들이 확인되고 있다. - 방사성 동위 원소 → 동위 원소들 중에서 방사능을 지니고 있는 동위 원소 → 방사성 동위 원소는 종류에 따라 다른 붕괴 방식을 가지고 있으며, 특유의 에너지를 가진 방사선을 방출하면서 안정된 동위 원소로 붕괴한다. → 방사선에는    세 종류가 있으며, 선은 인체에 치명적이다.

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■ 평균 원자량 - 돌턴의 원자론에서는 한 원소의 원자는 모두 같은 질량을 갖는 것으로 설명하지만 여러 가지 동위 원소가 존재할 때 각 원자의 질량은 다르다. - 일반적으로 원자의 원자량은 자연계에 존재하는 동위 원소들의 존재 비율을 고려하여 동위 원소 질량을 가중 평균한 값이다. - 주기율표의 원소 기호 밑에 표시된 원자량은 ( )에 해당한다. < 몇 가지 원소의 존재 비율과 평균 원자량 > - 예) 염소(Cl)의 평균 원자량 계산 *** < 확인문제 > 표는 자연계에 존재하는 붕소(5B)의 원자량과 존재 비율을 나타낸 것이다. B의 평균 원자량을 구해 보자. ***

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*** < 참고 > 전자의 전하량과 질량 *** 1909년 미국의 과학자 밀리컨은 기름방울 실험을 통하여 전자 하나의 전하를 계산하였다. 분무기로 분사한 기름방울이 작은 구멍을 통하여 작하하면서 높은 에너지의 방사선과 공기의 상호 작용에 의하여 전하를 띠게 되고, 전하를 띤 기름 방울은 실험 장치 내의 2개의 전극판과 상호 작용하게 된다. 밀리컨은 전극판의 전압을 조절하여 기름방울이 낙하를 멈 추고 정지하는 것을 관찰하였으며, 이때 기름방울의 중력()과 전기력(

)이 평형을 이루는 것이므로 이 관계식으 로부터 기름방울의 전하량을 계산하였다. 밀리컨은 수많은 실험에서 계산한 기름방울의 전하량이 항상 –1.60×10-19C의 정수배가 되는 것을 알아내었다. 따라서 전자 한 개의 전하량 =-1.60×10-19C이고, 이 값을 톰슨이 측정한 전하량과 질량의 비( =-1.76×108C)와 비교 하여 전자의 질량을 계산하였다.

02. 현대의 원자 모형

① 수소 원자의 선 스펙트럼 ■ 발머 계열의 발견 - 1885년 발머(Balmer, J. J.)는 ( )를 크룩스관에 소량 넣어 방전시킨 후, 방전관에서 나오는 빛을 프리즘으로 관찰하여 일반적으로 볼 수 있는 연속 스펙트럼이 아닌 ( )이 나타나는 것을 관찰하였다. - 각각의 선 스펙트럼을 에너지로 계산하여 일정한 방식으로 나타낼 수 있음을 발견했다. 선 스펙트럼 은 그림과 같이 4개의 선으로 구성되어 있으며, 이러한 선 스펙트럼의 계열을 ( ) 이라고 한다. - 발머 계열의 선 스펙트럼 사이에는 빈 공간이 있으며, 수소 방전관에서는 그곳에 해당되는 에너지를 가진 빛이 ( 나온다 / 나오지 못한다 )는 것을 알 수 있다.

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■ 라이먼 계열과 파셴 계열의 발견 - 발머의 결과를 보고 1906년 라이먼(Lyman, T.)은 수소 방전관의 전압을 높이고, 파셴(Paschen, L. C. H. F.)은 반대로 전압을 낮춰 방전 실험을 했다. - 두 사람 모두 발머와 비슷한 결과를 얻었는데, 라이먼은 (      ) 계열의 선 스펙트럼을, 파셴은 ( ) 계열의 선 스펙트럼을 발견했다. 또한 자신들이 실험에서 얻은 선 스펙트럼의 계열을 발머가 발견한 방식으로 표현할 수 있음을 알았다. - 이러한 결과들은 ( )가 원자 모형을 발전시키는 데 매우 중요한 역할을 하였다. ② 보어 원자 모형 ■ 배경 : 1900년대 초반 과학자들은 여러 가지 실험을 통하여 선 스펙트럼을 이해하기 위한 이론을 세웠 는데, 양자 에너지에 관한 플랑크 가설(1900년)이나 아인슈타인의 광자와 광전 효과(1905년) 및 러더퍼드의 원자핵 모형(1911년) 등이 중요한 연구 결과이다. 이러한 이론을 토대로 하여 덴마 크 물리학자 보어는 선 스펙트럼의 존재를 설명하는 원자 모형을 제안하였다. ■ 보어의 수소 원자에 대한 생각 - 발머가 계산한 에너지 차이를 에너지가 ( )은 곳에 있는 전자가 ( )은 곳으로 떨어질 때 ( )하는 빛의 에너지라고 생각했다. - 이를 통하여 행성이 공전 궤도를 도는 것과 같이 한 개의 전자가 (+)전하를 띤 원자핵 주위를 원을 그리며 돌고 있다는 수소 원자 모형을 제안했다. - 전자가 존재하는 궤도의 에너지 준위는 ( )되어 있어서 전자는 특정한 에너지에 해당하는 특정한 궤도에서만 회전할 수 있다고 설명했다. < 전자 궤도의 양자화된 에너지 준위 비유 > 경사면에서의 상자의 위치 에너지는 ( )으로 변하지만, 계단에서의 위치 에너지는 계단 높이에 따라 ( ) 으로 변한다. 즉, 각 계단의 높이는 양자화되어 있다고 설명한다. - 에너지의 불연속적인 값 → 빛(전자기파)의 에너지(

)는 빛의 진동수()에 ( )하고, 의 정수배로 흡수되거나 방출 된다. 즉, ( )되어 있다.

 

(

: 플랑크 상수, 항상 일정)

*** < 참고 > 빛(전자기파)의 성질 *** 빛의 진동수()와 파장() 사이에는 ( ) 관계가 성립한다.

  

(

: 빛의 속도, 항상 일정)

따라서 빛의 에너지와 파장 사이에는 ( ) 관계가 성립한다.

    

  



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■ 보어 원자 모형의 가정 (1) 원자핵 주위의 전자는 특정한 에너지 준위를 가진 몇 개의 원형 궤도를 따라 빠르게 원운동 하는데, 이 궤도를 ( )이라고 한다. → 수소 원자의 선 스펙트럼이 몇 개만 나타나므로, 전자가 특정한 높은 에너지 준위의 궤도에서 또 다른 특정한 낮은 에너지 준위의 궤도로 떨어지면서 에너지를 ( )하기 때문이라고 생각했다. → 선 스펙트럼 사이에 다른 스펙트럼이 나타나지 않는 것으로 보아 궤도들은 그 에너지 차이만큼 간격이 있으며, 궤도의 사이에는 전자가 존재할 수 없다고 생각했다. → 이때 전자가 돌고 있는 궤도를 전자 껍질이라고 부르고, 원자핵에서 가장 가까운 전자 껍질에는 K, 그 다음은 L, M, N, … 순으로 이름을 붙였다. → 전자 껍질의 에너지 준위는 원자핵에서 멀어질수록 ( 높 / 낮 )아진다. → 주양자수()에 따른 에너지 준위를 나타내는 식 :

     kJmol (2) 일정한 궤도를 돌고 있는 전자는 에너지를 흡수하거나 방출하지 않으며, 전자가 다른 전자 껍질로 이동하려면 두 전자 껍질의 에너지 차이만큼 에너지를 방출하거나 흡수한다. → 발머 계열 선 스펙트럼의 에너지 차이는 일련의 규칙에 의해 나타나는데, 에너지가 높은 곳에서 낮은 곳으로 전자가 이동할 때 특정한 에너지를 ( )하고, 에너지가 낮은 곳에서 높은 곳 으로 전자가 이동할 때 특정한 에너지를 ( )한다. < 수소 원자의 발머 계열 선 스펙트럼과 전자 전이 > 빛 에너지는 파장에 반비례하므로 전자가 이동하는 전자 껍질 사이의 에너지 차이가 작을수록 전자 전이에 해당하는 스펙트럼 선의 파장이 ( 길 / 짧 )다. 각각의 전자 껍질에 번호를 붙이고 기호 ( )으로 표시하여 값을 ( )라고 부른다. 수소 원자 내부에 있는 전자가 가질 수 있는 에너지가 ( )이다. 원자핵에서 멀어질수록 에너지 준위가 크다.

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→ 원자가 가장 낮은 에너지를 가지는 안정한 상태를 ( )라고 한다. 수소 원자의 바닥 상태는 전자가 원자핵과 가장 가까운 ( ) 전자 껍질에 존재하는 상태이다. → 전자가 바닥상태보다 더 높은 에너지를 가지는 전자 껍질에 존재하는 상태를 ( ) 라고 한다. 들뜬상태의 원자는 불안정하므로 전자가 낮은 에너지 준위의 전자 껍질로 이동할 때 두 전자 껍질의 에너지 준위 차이만큼 빛에너지를 방출한다. ■ 보어 모형과 수소 원자의 선 스펙트럼 계열 - 라이먼 계열 : 수소 방전관에 가장 센 전압을 걸었을 때 나오는 스펙트럼 계열이다. 원자핵에 가장 가까운 ( ) 전자 껍질(= )로 전자가 떨어질 때 방출되는 ( ) 계열로, 큰 에너지가 방출된다. - 발머 계열 : 전자들이 두 번째 전자 껍질인 ( ) 전자 껍질(= )로 떨어질 때 방출되는 ( ) 계열이며, 라이먼 계열보다 작은 에너지가 방출된다. - 파셴 계열 : 전자들이 세 번째 전자 껍질인 ( ) 전자 껍질(= )로 떨어질 때 방출되는 ( ) 계열이며, 발머 계열보다 더 작은 에너지가 방출된다. < 보어의 원자 모형 >

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③ 현대의 원자 모형 ■ 보어 원자 모형의 한계 - 헬륨 원자의 선 스펙트럼을 보면 궤도 간의 에너지 준위 차이가 수소의 선 스펙트럼보다 복잡하다. 즉, 어느 위치에 있는 궤도일지라도 바로 위 궤도와의 에너지 준위 차이가 일정하지 않고, 스펙트럼선 의 수가 많으며, 여러 개의 선이 겹쳐진 굵은 선의 스펙트럼이 나타난다. - 보어 원자 모형으로는 전자가 2개 이상인 다전자 원자의 선 스펙트럼을 설명할 수 없었기 때문에 새로운 원자 모형에 대한 연구가 활발히 진행되었다. 그 결과 전자의 ( )을 중심으로 한 ( ) 이론이 대두되었다. ■ 현대 원자 모형 - 고전 물리학의 한계 → 고전 물리학에 따르면 입자는 운동 속도, 위치, 입자에 작용하는 힘에 의해 결정되는 경로로 움직인다. → 하지만 전자와 같은 미립자는 ( )에 의하여 전자의 위치와 운동량을 동시에 결정할 수 없기 때문에 전자가 움직이는 경로를 정확히 알 수 없다. - 현대 원자 모형의 등장 → 양자 역학에서는 정확한 경로 대신 ( )가 사용된다. → 확률 분포도 : 주어진 조건에서 전자가 발견될 확률에 대한 통계적인 지도 원자 속 전자가 움직이는 경로를 이와 같은 확률 분포도로 나타낸 것이 바로 ( )이다. → ( ) : 전자의 확률 분포가 오비탈의 모양에 따라 구름처럼 보여 전자 구름 모형 이라고도 한다.

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- 오비탈을 그림으로 나타내는 방법 → ( ) 그림 : 전자의 존재 확률을 점의 밀도로 나타내는 방법 → ( ) 그림 : 전자의 존재 확률이 ( )%가 되는 지점들을 연결한 경계선으로 나타 내는 방법 < 점밀도 그림 > < 경계면 그림 > ④ 오비탈과 양자수 : 현대의 원자 모형은 오비탈의 ( )와 ( )를 나타내기 위해 양자수 개념을 도입하였는데, 양자수에는 주 양자수, 방위 양자수(부 양자수), 자기 양자수, 스핀 자기 양자수가 있다. ■ 주 양자수( ) - 은 자연수로 나타내며, 보어의 원자 모형에서 ( ) 또는 전자의 궤도와 같은 의미로 해석할 수 있다. - (      ) 및 전자 껍질의 ( )를 결정하며, 주 양자수가 클수록 오비탈의 크기와 에너 지가 ( 커 / 작아 )진다. ■ 방위 양자수( )(부 양자수) - 원자 내 전자의 각운동량을 나타내는 양자수로, 오비탈의 ( )을 결정한다. - 방위 양자수는 주 양자수()에 의해 결정되며, 은 0, 1, 2…, (-1)까지 총 개의 정수만 허용된다. 예) =1일 때는 ( )을 방위 양자수 값으로 갖는다. =2일 때는 ( )을 방위 양자수 값으로 갖는다. =3일 때는 ( )을 방위 양자수 값으로 갖는다. - 각각의 방위 양자수에 따라 오비탈의 종류는 ( , , , )… 의 기호를 사용하여 나타낸다. → =1 ➜  (원자핵을 중심으로 하는 공 모양) =2 ➜  (원자핵을 중심으로 하는 아령 모양) =3 ➜  =4 ➜  <  오비탈 > <  오비탈 >

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- 주 양자수에 따른 방위 양자수와 오비탈의 종류 ■ 자기 양자수( ) - 같은 방위 양자수라 해도 오비탈의 공간적인 방향이 달라질 수 있다. 이와 같이 원자핵 주위의 전자 구름이 공간에서 어떤 방향으로 존재하는지를 알려주는 양자수를 자기 양자수라고 한다. - 방위 양자수가 일 때 자기 양자수는 ( )부터 ( )까지 ( )개의 정수이다. - 자기 양자수에 따른 오비탈의 공간적인 방향 - 자기 양자수에 따른 오비탈의 에너지 준위 → 방위 양자수가 인 (2+1)개의 오비탈은 에너지 준위가 모두 같다. → 외부 자기장이 가해지면 오비탈의 에너지가 달라진다. < ,  오비탈의 모양 > <  오비탈의 종류 > <  오비탈의 종류 >

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■ 스핀 자기 양자수( ) - 전자는 자전과 유사한 운동을 하는데, 운동 방향에 따라 전자의 주변에 생성되는 자기장의 방향은 서로 반대가 된다. - 같은 오비탈에 채워져 있는 전자는 서로 다른 ( ) 가지 상태가 존재하는데, 이러한 상태를 나타내는 양자수를 스핀 자기 양자수라고 하며, ( )과 ( ) 중 하나이다. - 외부 자기장이 가해지지 않을 때는 전자 스핀의 축이 무작위적이기 때문에 생성된 자기장 또한 무작위적이다. - 외부 자기장이 걸리게 되면 전자 스핀의 축은 두 방향으로 정해지며, 외부 자기장과 전자 스핀에 의해 생성된 자기장의 방향이 같을 경우와 반대일 경우로 나뉜다. ■ 양자수에 따른 오비탈의 종류와 수 ⑤ 오비탈의 에너지 준위 ■ 수소 원자에서의 오비탈의 에너지 준위 - 전자가 1개인 수소 원자에서 같은 궤도(전자 껍질)에 들어 있는 오비탈은 모두 같은 에너지를 갖는다. ■ 다전자 원자에서 오비탈의 에너지 준위 - 다전자 원자에서 전자의 에너지는 그 전자가 들어 있는 오비탈의 ( )와 ( )에 따라 달라진다. - 오비탈의 모양은 에너지가 낮을수록 형태가 단순하다. 즉, 오비탈의 에너지 준위는 ( )( )( ) 이다. < 팽이의 회전과 전자의 스핀 > < 전지 스핀과 자기장의 방향 >

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- 주 양자수가 크면 대체로 에너지가 높은데, 와 의 에너지 준위 순서와 같이 주 양자수가 작은 오비탈의 에너지 준위가 주 양자수보다 큰 오비탈보다 더 높은 경우도 있다. →  오비탈의 에너지가  오비탈의 에너지보다 높은 이유는 3번째 궤도인 M 전자 껍질에서  <  <  의 순서대로 에너지가 커지는데,  오비탈의 에너지가 4번째 전자 껍질인 N 전자 껍질의  오비탈보다 높아졌기 때문이다. → 다른 전자 껍질에서도 주 양자수가 더 큰 데도 에너지가 낮은 지점을 찾아볼 수 있다. 예)  < ,  <  <  →  +  의 값이 클수록 에너지 준위가 높다. *** < 참고 > 전자 껍질의 에너지 준위 값 *** 수소의 원자핵으로부터 무한대로 멀리 떨어져 있는 에너지 준위를 0으로 놓았을 때, 번째 전자 껍질에 있는 전자는 다음과 같은 상대적인 에너지 값을 갖는다. 이때 각 궤도의 에너지 값은 (-)로 표기하는데, 그 이유는 무한히 먼 곳에 서 원자핵 쪽 궤도로 전자가 떨어졌을 때 방출하는 에너지 값을 구하기 쉽기 때문이다. 즉 수소의 원자핵에서 무한대로 멀리 떨어져 있던 전자가 K 전자 껍질(=1)로 떨어질 때 전자 1몰당 1,312kJ의 에너지가 전자기파로 방출된다. *** < 참고 > 전지 전이에서 방출하는 에너지 ***  ≥ 3 → =2 의 전자 전이에서 방출하는 에너지는 다음과 같이 계산한다. ( 

전이전

전이후 )

  



   



 kJmol

 ≥ 

수소 원자는 같은 궤도 안에 있는 오비탈들의 에너지 준위가 모두 같다. 주 양자수뿐만 아니라 방위 양자수에 따라 에너지 준위가 달라진다. ➜ 주 양자수가 같을 때 에너지 준위는  오비탈 보다  오비탈이 더 높다. 오비탈의 종류가 같으면 주 양자수가 클수록 에너지가 높다.  오비탈의 에너지가  오비탈의 에너지보다 높다.

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03. 전자 배치의 규칙

① 전자 배치 규칙 ■ ( ) - 오비탈의 에너지 준위 : N 전자 껍질의  오비탈보다 M 전자 껍질의  오비탈의 에너지가 약간 더 높다. - 쌓음 원리 : 바닥상태 원자에서 전자는 에너지 준위가 가장 ( )은 오비탈부터 에너지가 ( )아지는 순서대로 채워진다. ■ ( ) - 전자가 오비탈에 배치될 때 네 가지 양자수가 모두 같은 전자쌍은 존재할 수 없으므로, 한 오비탈에 전자는 최대 ( )개까지 들어갈 수 있다. → 같은 오비탈에 채워진 두 개의 전자 사이에는 ( )이 작용하는데, 두 전자가 서로 반대 방향으로 회전할 경우 각 전자 주변에 발생되는 반대 방향의 자기장에 의하여 전자 사이에 자기적인 인력이 생겨 안정화된다. → 같은 오비탈에 존재하는 전자쌍은 스핀 방향이 서로 반대이다.

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■ ( ) - 같은 에너지 준위의 오비탈에 전자가 채워질 때 전자들은 가능한 한 같은 오비탈에 들어가지 않으려고 한다. - 에너지 준위가 같은 오비탈에 전자가 채워질 때에는 각 오비탈에 전자가 한 개씩 채워진 후, 다음 단계로 스핀 자기 양자수가 반대인 전자가 차례로 ( )을 이루어 채워진다. - 에너지 준위가 같은 오비탈에 전자가 배치될 때 ( ) 수가 최대가 되도록 전자 배치를 하는데 이를 훈트 규칙이라고 한다. ➜ 어떤 원자의 전자가 오비탈에 배치될 때 쌓음 원리, 파울리 배타 원리, 훈트 규칙을 모두 만족하는 경우 이 원자는 가장 낮은 에너지를 가지는 안정한 상태이므로 바닥상태에 있다. *** < 확인문제 > 그림 (가)~(다)에서 탄소(6C) 원자의 바닥상태 전자 배치를 골라 보자. *** *** < 참고 > 주 양자수가 같은    오비탈의 전자 배치 *** 주 양자수가 같은    오비탈의 에너지 준위는 같으므로 다음은 모두 같은 전자 배치이다. < 질소(7N) 원자의 전자 배치 > < 전자 배치 표시법 > < 몇 가지 원자의 바닥상태 전자 배치 >

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< 탐구 > 바닥상태에 있는 원자의 전자 배치 표시하기

표에 제시된 원자 번호 1~20까지 원자의 바닥상태 전자 배치를 완성해 보자. *** < 참고 > 이온의 전자 배치 *** 양이온은 그 앞 주기의 비활성 기체의 전자 배치와 같고, 음이온은 그 주기의 비활성 기체의 전자 배치와 같다.

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2. 원소의 주기적 성질

01. 주기율표

① 주기율표가 만들어지기까지의 과정 ■ 되베라이너 - 18세기 중반에 들어서 50여 종의 새로운 원소들이 발견되고, 발견된 원소들에 대해 성질의 유사성을 기준으로 정리하려는 작업이 독일의 화학자 되베라이너에 의해 최초로 시도되었다. - 반응성이 매우 강한 바륨(Ba), 칼슘(Ca), 스트론튬(Sr)의 성질이 유사한 것에 착안하여 화학적 성질이 비슷한 원소들을 세 개씩 묶는 ‘( )’을 제안하였다.

- 세 쌍 원소 Ca, Sr, Ba에서 Sr의 원자량은 Ca과 Ba의 원자량을 평균한 값과 비슷하다.

원소 칼슘(Ca) 스트론튬(Sr) 바륨(Ba) 원자량 40.1 87.6 137.3 ■ 뉴랜즈 - 영국의 화학자인 뉴랜즈는 음계와 비슷하게 8개의 원소를 한 조로 묶는 ‘( )’을 제안하였다. - 피아노 건반에서 8개마다 같은 음을 내듯이, 원자량 순서대로 원소들을 배열하면 여덟 번째 원소마다 성질이 비슷한 원소가 나타났다. - 뉴랜즈의 이론은 당시 과학자들에게 받아들여지지 않았다. ■ 멘델레예프 - 현대의 주기율표의 기틀을 마련한 것은 러시아의 화학자 멘델레예프이다. - 멘델레예프의 주기율표 ➜ 원소들을 (     )이 증가하는 순서대로 가로로 나열하면서, 앞서 배열된 원소와 비슷한 성질 의 원소를 같은 세로줄에 배치되도록 하여 주기율표를 만들었다. ➜ 그 당시 발견되지 않은 원소의 존재를 예측하여 그의 주기율표에 표시하기도 하였다. 예) 현대에 갈륨(Ga)으로 불리는 원소가 있을 것으로 예측하고, 이 원소를 ‘다음 원소’라는 뜻을 가진 ‘에카’를 붙여 ‘에카알루미늄’이라고 명명하였다. Sr의원자량      

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- 멘델레예프 주기율표의 한계 ➜ 원소를 원자량 순서로 나열하면 몇몇 원소들의 성질이 주기성을 벗어난다. ■ 모즐리 - 영국의 물리학자 모즐리는 X선 연구를 통해 원자핵의 양성자수를 결정하는 방법을 알아내어 원자 번호 를 결정하였다. - 이를 근거로 원자량이 아닌 ( )에 따라 원소를 나열하여 멘델레예프가 풀지 못한 문제를 해결하였을 뿐 아니라 원소의 주기성을 더 잘 설명할 수 있었다. ② 주기율표 : 현재 사용하는 주기율표는 원소를 ( ) 순서대로 나열하다가 화학적 성질이 비슷한 원소가 같은 세로줄에 오도록 배열한 것이다. ■ 족과 주기 - ( ) : 주기율표의 가로줄로 ( )~( )주기가 있다. - ( ) : 주기율표의 세로줄로 ( )~( )족이 있다. 같은 족 원소는 화학적 성질이 비슷하다. ➜ 같은 족에 속한 원소들을 (        )라고 한다. ■ 주기율표 원소의 분류 - 원소의 분류 금속 원소 ․ 80여 종이 포함된다. ․ ( ) 및 ( )이 좋다. ․ (     )이 되기 쉽고, 염기성 산화물을 형성한다. ․ 수은(Hg)을 제외하고 상온에서 ( )로 존재한다. 비금속 원소 ․ 20여 종이 포함된다. ․ 열 전도성 및 전기 전도성이 나쁘다. ․ ( )이 되기 쉽고, 산성 산화물 또는 중성 산화물을 형성한다. ․ 상온에서 대부분 ( )와 ( )로 존재하며, 브로민(Br2)처럼 ( )로 존재하는 원소도 있다. 준금속 원소 ․ 전형적인 금속과 비금속의 중간적 성질을 가지는 원소로, 붕소(B), 규소(Si), 저마늄(Ge), 비소(As) 등이 있다.

․ 상온에서 광택이 있는 ( )로, 부서지기 쉽다. ․ 상온에서는 전기 절연체이지만, 가열하거나 결정 구조의 격자에 특정 원소를 소량으로 첨가하면 전기 전도체가 된다. Si는 이들 중 대표적인 (       )의 원료이다. - 금속성과 비금속성 : 금속의 성질이 강한 것을 금속성이라 하고, 비금속의 성질이 강한 것을 비금속성 이라 한다. 주기율표의 왼쪽 아래로 갈수록 금속성이 증가하며, 오른쪽 위로 갈수록 비금속성이 증가한다. 단, ( )와 ( )족은 제외한다.

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■ 몇 가지 동족 원소의 성질 - ( )(1족) : Li, Na, K, Rb, Cs, Fr → 원자가 전자의 전자 배치가 모두 ( )이다. → 가볍고 무른 금속으로, 상온에서 ( )이다. → 비금속과 반응하여 전자를 ( )고 ( )가 양이온이 된다. → 다른 금속들보다 반응성이 매우 커서 위험하다. ➜ 물, 공기와 격렬하게 반응하므로 ( )나 ( ) 속에 넣어 보관한다. → 다른 금속들보다 밀도가 ( 작 / 크 )다. ➜ 특히 Li, Na, K은 물보다 밀도가 작아 물 위에 뜬다. → 물과 반응하여 ( ) 기체를 발생시키며 ( )가 된다. → 원자 번호가 증가할수록 녹는점과 끓는점이 ( 낮 / 높 )아지고, 반응성이 ( 작아 / 커 )진다. ➜ 반응성 : Li ( ) Na ( ) K ( ) Rb ( ) Cs ( ) Fr → 특유의 불꽃 반응색을 나타낸다.

- ( )(2족) : Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra → 원자가 전자의 전자 배치가 모두 ( )이다. → ( )의 연한 경금속이다. → 비금속과 반응하여 전자를 ( )고 ( )가 양이온이 된다. → 같은 주기의 알칼리 금속보다는 반응성이 ( 작 / 크 )고, 다른 금속들보다는 반응성이 ( 작 / 크 )다. ➜ 반응성 : Be ( ) Mg ( ) Ca ( ) Sr ( ) Ba ( ) Ra → Be, Mg을 제외하고는 모두 불꽃 반응색을 나타낸다. → 물과 반응하여 ( ) 기체를 발생시키며 ( )가 된다. (단, Be, Mg은 제외)

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- ( )(17족) : F, Cl, Br, I, At → 원자가 전자의 전자 배치가 모두 ( )이다. → 금속과 반응하여 전자를 ( )고 ( )가 음이온이 된다. → 다른 비금속들보다 반응성이 매우 ( 작 / 크 )고, 생명에 위독한 물질들이다. → 원자 번호가 커질수록 녹는점과 끓는점이 ( 낮 / 높 )아지고, 반응성이 ( 작아 / 커 )진다. ➜ 반응성 : F2 ( ) Cl2 ( ) Br2 ( ) I2 → 상온에서 특유의 색을 띠는데, 원자 번호가 증가할수록 색이 진하다. ➜ F2 : ( ), Cl2 : ( ), Br2 : ( ), I2 : ( ) → 할로젠화 이온은 Ag+과 반응하여 독특한 색을 띠는 앙금을 만든다. (단, F-은 제외)

➜ AgCl( ), AgBr( ), AgI( )

- ( )(18족) : He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

→ 가장 바깥 전자 껍질의 전자 배치가 모두 ( )이다. → 상온에서 ( ) 상태이며, ( ) 분자로 존재한다. → 화학적인 반응을 거의 하지 않는다. *** < 참고 > 주족 원소(전형 원소)와 전이 원소(전이 금속) *** (1) 주족 원소 : 1족, 2족, 13~18족  오비탈과  오비탈이 완전히 비어 있거나 완전히 채워져 있는 원소로, 주기적 성질과 규칙성이 매우 잘 드러나고 화학적 성질을 예측하기 쉽다. (2) 전이 원소 : 3~12족 원소  오비탈이 부분적으로 채워져 있는 원소로, 복잡한 화학적 성질을 나타낸다. 단, 12족 원소는  오비탈이 모두 채워져 있어서  오비탈의 전자를 잃기 어렵지만 다른 전이 원소 처럼 착화합물을 형성하므로 전이 원소로 분류한다.

02. 원소의 주기적 성질

① 보어 원자 모형에 따른 전자 배치 ■ 2, 3주기 원소의 바닥상태 전자 배치 - 주 양자수가 인 전자 껍질에 배치될 수 있는 전자의 최대 수 : ( ) - 이를 이용하여 전자 배치를 하면, 족과 주기에 따라 전자 배치에 일정한 경향이 나타난다. → 같은 주기에서는 원자 번호가 커질수록 ( )가 1개씩 많아진다. → 같은 족에서는 원자 번호가 커질수록 ( )이 1개씩 많아지지만 가장 바깥 전자 껍질에 배치된 전자의 수는 같다. - 전자 배치의 주기적 변화는 (        )도 주기적으로 변한다는 것을 의미한다.

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② 유효 핵전하 ■ 핵과 전자 사이의 힘 - 원자를 구성하는 핵은 ( )전하, 전자는 ( )전하를 띠고 있으므로, 쿨롱 법칙에 따라 각 전하의 크기에 비례하고 두 입자 사이의 거리의 제곱에 반비례하는 전자기적 인력이 작용한다. → 쿨롱 법칙 : 서로 다른 전하를 가진 입자 사이에는 인력의 전기력이 작용하며, 그 전기력의 크기(

)는 두 전하량의 곱 ( × ′)에 비례하고 두 전하 사이의 거리()의 제곱에 반비례한다. → 수소 원자 : 전자가 ( )개 이므로 핵과 전자 사이에 작용하는 인력은 두 입자 사이의 거리에 의해서만 달라진다. → 다전자 원자 : 끊임없이 움직이는 전자의 움직임에 따라 특정한 전자와 핵 사이에 다른 전자가 존재하는 경우가 발생하여 전자와 핵 사이의 ( )에 영향을 미치는 경우가 발생할 수 있다. 예) 그림 (가)와 같이 리튬 원자에서 전자 A와 핵 사이에 다른 전자가 존재하지 않는 경우에는 핵전하가 거의 변하지 않고 쿨롱 법칙이 적용될 수 있다. 그러나 그림 (나)와 같이 전자 A와 핵 사이에 다른 전자가 존재할 경우, 전자 A에 미치는 핵전하는 그림 (가)에 비해 ( 작아 / 커 )지게 된다. ➜ ( )효과 ■ 유효 핵전하 - 리튬 원자의 핵전하는 ( )이지만 ( ) 때문에 리튬 원자의 원자가 전자가 실제로 느끼는 핵전하는 +1.3으로 감소한다. - ( )쪽 전자 껍질에 위치한 전자들 때문에 원자가 전자가 실제 핵전하 보다 작은 핵전하를 느끼게 되는데, 이와 같이 전자에 실제로 작용하는 핵전하를 (       )라고 한다.

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- 유효 핵전하와 가려막기 효과 → 유효 핵전하는 가상적으로 원자핵과 전자 간 ( )력 및 전자와 전자 간 (  )력을 계산하여 전자에 미치는 전체적인 인력의 합을 대략적으로 나타낸 값이다. → 일반적으로는 전자의 가려막기 효과는 같은 오비탈에서보다 다른 오비탈 사이에서 더 크다. ■ 유효 핵전하의 주기성 - 같은 주기에서 유효 핵전하는 원자 번호가 커질수록 ( 증가 / 감소 )한다. → 원자가 전자 수가 증가함에 따라 커지는 원자가 전자 사이의 가려막기 효과에 비해 핵전하의 증가가 유효 핵전하에 더 큰 영향을 미치기 때문이다. - 서로 다른 주기의 원자들에 대해 유효 핵전하를 비교할 경우에는 원자가 전자 이외의 전자들에 의한 가려막기 효과가 크므로 전자 수를 고려해야 한다. 예) Na의 유효 핵전하가 F에 비해 훨씬 작은 것은, 핵전하는 Na이 F에 비하여 ( )만큼 크지만 가려막기 효과에 영향을 주는 원자가 전자를 제외한 전자의 수(전자 껍질 수)가 Na이 F에 비하여 더 많기 때문이다. ③ 원자 반지름 ■ 원자 반지름의 측정 (1) 원자의 크기는 오비탈을 채우는 전자에 의하여 결정되지만 오비탈은 명확한 경계가 없고 전자가 발견될 확률 분포만을 의미하기 때문에 정확히 측정할 수 없다. (2) 일반적으로 원자 반지름은 같은 종류의 원자가 결합하고 있을 때 두 원자핵 사이 거리의 절반으로 정의하며, 이를 공유 결합 반지름 또는 공유 반지름이라고 한다. 예) 수소(H) 원자의 반지름은 수소(H2) 분자를 이루는 원자핵 사이 거리의 1/2로 나타낸다. (3) 직접적인 접촉 상태에 있는 분자나 원자 상태의 비결합 상태의 거리로 원자 반지름을 정하는 방법도 있다. 이를 판데르발스 반지름 또는 비결합 원자 반지름이라고 한다. 예) 제논(Xe)을 고체 상태로 냉각시키면 Xe 원자들은 서로 접촉한 상태로 있지만 결합을 하고 있는 것은 아니다. 이때 인접한 두 Xe 원자핵 사이 거리의 1/2은 Xe 원자의 반지름에 해당된다.

(27)

■ 원자 반지름의 주기성 - 원자 반지름의 크기에 영향을 미치는 요인 → ( ) : 유효 핵전하가 증가하면 핵과 전자 사이의 정전기적 인력이 증가하여 전자 구름이 수축하므로 원자 반지름이 ( 작아 / 커 )진다. → ( ) : 전자 껍질 수가 증가하면 원자핵으로부터의 평균 거리가 멀어지므로 원자 반지름이 ( 작아 / 커 )진다. - 원자 반지름의 주기성 → 같은 주기 : 원자 번호가 커질수록 ( )가 증가하여 전자를 잡아당기는 힘이 커지므로 원자 반지름이 점점 ( 작아 / 커 )진다. → 같은 족 : 원자 번호가 커질수록 ( )가 증가하므로 원자 반지름이 ( 작아 / 커 )진다. 이때 유효 핵전하도 증가하지만, 유효 핵전하 증가로 인해 원자핵과 전자 사이의 인력이 커지는 효과 보다 전자 껍질 수의 증가로 인해 반지름이 커지는 효과가 더 크다. ■ 이온 반지름 - 양이온이 될 때 반지름 변화 → ( ) 원자가 원자가 전자를 모두 잃고 양이온이 될 때에는 ( )가 감소한다. 따라서 양이온의 반지름은 원자 반지름보다 ( 작아 / 커 )진다.

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- 음이온이 될 때 반지름 변화 → ( ) 원자가 가장 바깥 전자 껍질에 전자를 받아들여 음이온이 되면 전자 간 ( )이 커져 유효 핵전하가 감소한다. 즉, 양성자수는 그대로이면서 전자 간 반발력이 커지므로 음이온의 반지름은 원자 반지름보다 ( 작아 / 커 )진다. - 이온 반지름의 주기성 → 같은 주기 : 원자 번호가 커질수록 ( )가 증가하여 원자핵과 전자 사이의 정전기적 인력이 증가하므로 이온 반지름이 ( 작아 / 커 )진다. 예) 11Na+ ( ) 12Mg2+ ( ) 13Al3+ / 7N3- ( ) 8O2- ( ) 9F → 같은 족 : 원자 번호가 커질수록 ( )가 증가하므로 이온 반지름이 ( 작아 / 커 )진다. 예) 3Li+ ( ) 11Na+ ( ) 19K+ / 9F- ( ) 17Cl- ( ) 35Br → (        ) : 전자 껍질 수와 전자 수가 같으므로, 원자 번호가 커질수록 ( ) 가 증가하여 반지름이 ( 작아 / 커 )진다. 예) 8O2- ( ) 9F- ( ) 11Na+ ( ) 12Mg2+ *** < 확인문제 > 다음 원자와 이온의 반지름 크기를 부등호를 이용하여 비교해 보자. *** (1) Mg, Ca (2) Cl-, K+ *** < 참고 > 2, 3주기 원소의 원자 반지름과 이온 반지름 ***

(29)

< 탐구 > 2, 3주기 원소의 유효 핵전하와 원자 반지름 표시하기

표는 2, 3주기 원소의 원자가 전자가 느끼는 유효 핵전하와 원자 반지름을 나타낸 것이다. 위 표의 값을 이용하여 2, 3주기 원소의 원자가 전자가 느끼는 유효 핵전하와 원자 반지름을 하나의 그래프에 표시해 보자. ✍ 원자 반지름이 Na가 F보다 큰 이유는 무엇인가? ➜ ✍ 원자 번호가 커질수록 원자가 전자가 느끼는 유효 핵전하와 원자 반지름이 어떻게 변하는가? ➜

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④ 이온화 에너지 ■ 이온화 에너지의 정의 - 바닥상태에 있는 기체 상태의 원자 1몰에서 원자가 전자 1몰을 떼어 내는 데 필요한 최소 에너지 - 단위 : kJ/mol - 이온화 에너지의 크기는 원자의 종류에 따라 다르다. - 나트륨(Na) 원자 1몰에 496kJ의 에너지를 가하면 전자 1몰이 떨어져 나오면서 나트륨 이온(Na+) 1몰이 된다. ■ 이온화 에너지에 영향을 미치는 요인 - ( ) : 유효 핵전하가 증가하면 원자핵과 전자 사이의 정전기적 인력이 ( 증가 / 감소 ) 하므로 전자를 떼어 내기 어려워져 이온화 에너지가 ( 작아 / 커 )진다. - ( ) : 전자 껍질 수가 증가하면 원자가 전자가 원자핵으로부터 멀어지므로 원자핵과 전자 사이의 정전기적 인력이 ( 증가 / 감소 )하여 전자를 떼어 내기 쉬워져 이온화 에너지가 ( 작아 / 커 )진다.

(31)

■ 순차 이온화 에너지 - 원자의 가장 바깥 전자 껍질에 들어 있는 전자를 한 개 떼어낸 후, 그 다음 전자를 떼어 내는 데 차례로 필요한 이온화 에너지 -

으로 표시하고 제이온화 에너지라고도 한다. - 순차 이온화 에너지와 원자가 전자 수 → 원자가 전자가 두 개 이상일 때, 이온화가 진행될수록 원자가 전자 사이의 반발력은 ( 증가 / 감소 ) 하고 원자가 전자와 원자핵 사이의 인력이 ( 증가 / 감소 )하므로 순차 이온화 에너지는 점점 ( 작아 / 커 )진다. → 원자가 전자의 수가 일 때,

 

에 비하여 급격히 커지는데, 개의 원자가 전자가 떨어져 나가고 난 후에 안쪽의 훨씬 더 안정한 전자 껍질에서   번째 전자가 떨어져 나가기 때문이다. ➜ 전자를 순차적으로 떼어 낼 때, 전자 껍질 수가 감소하는 순간 원자핵과 가장 바깥 전자 껍질에 존재하는 전자 사이의 평균 거리가 급격히 가까워지고 이에 따라 유효 핵전하가 급격하게 증가하여 전자를 떼어 내기가 훨씬 어려워져서 이온화 에너지가 급격하게 커지게 된다. ➜

 ⋯ 

  일 때, ( )이 원자가 전자 수이며, 원자가 전자 수로 원소가 속한 (   )을 유추할 수 있다. - 제2 이온화 에너지(

)는 임의의 원자 M()에서 전자 2개를 떼어 내어 M2+()으로 만드는 데 필요한 에너지가 아니라, M+()에서 전자 1개를 떼어 내어 M2+()으로 만드는 데 필요한 에너지이다.

(32)

< 탐구 > 2, 3주기 원소의 이온화 에너지 표시하기

표는 2, 3주기 원소의 이온화 에너지(

)를 나타낸 것이다. 위 표의 값을 이용하여 2, 3주기 원소의 이온화 에너지를 그래프에 표시해 보자. ✍ 같은 주기 원소의 이온화 에너지를 비교할 때와 같은 족 원소의 이온화 에너지를 비교할 때 각각 어떤 주기성이 나타나는가? ➜ ✍ Be이 B보다, N가 O보다 이온화 에너지가 큰 까닭을 오비탈의 전자 배치와 관련지어 설명해 보자. ➜ Be과 B : Be은 전자가 ( ) 오비탈에 마지막으로 채워지지만, B는 전자가 (   )오비탈에 마지막으로 채워진다. 에너지가 낮은  오비탈보다 에너지가 높은  오비탈에서 전자를 떼어 내는 것이 더 ( 쉽 / 어렵 )다. 따라서 Be이 B보다 이온화 에너지가 더 크다. ➜ N과 O : N는 ( ) 오비탈에 채워진 전자가 모두 (     )로 존재하지만, O는 ( ) 오비탈에 (      )이 존재하여 전자 사이의 ( )이 작용하기 때문에 전자를 떼어 내기가 상대적으로 더 ( 쉽 / 어렵 )다. 따라서 N가 O보다 이온화 에너지가 더 크다.

수치

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참조

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