Crush on Study

자, 이제 화학결합의 시작입니다. 루이스 구조는 여러분들이 잘 알다시피 

이렇게 생긴 구조. 단일결합인지 다중결합인지. 그리고 비공유전자쌍은 어디에 위치하는지 2차원적으로 표현한 구조를 말합니다. 많이 익숙하실겁니다. 고등학교 화학에도 아주 자주 나오는 개념이니까요. 

위 그림을 토대로 설명해볼게요. 일단 물 분자구조를 그린 것인데  수소는 산소와 단일결합을 한 상태입니다. 

여기서 옥텟 규칙을 알아야 합니다.  제가 저번 포스팅에서 잠깐 언급해드렸는데 옥텟 규칙이라는 것은 원자들이 가장 안정할 때가 최외각 전자를 8개가지고 있을때입니다. 근데 수소와 헬륨은 예외로 최외각전자를 2개만 가지고 있으면 됩니다. 2개만 있으면 안정합니다.  산소를 볼까요? 산소를 보면 옥텟규칙을 만족하기 위해 공유전자 4개 + 비공유전자 4개를 맞추려 합니다. 그래서 비공유전자 2쌍이 산소에 찍힌 것이죠. 

옥텟규칙은 주족원소에만 적용되는 개념입니다. 불완전한 규칙이에요. 전이원소는 옥텟규칙을 고려하지 않는게 좋습니다. 그리고 수소와 헬륨처럼 주족원소임에도 불구하고 옥텟규칙에 위배되는 경우가 다수 존재합니다. 

옥텟규칙의 예외 경우를 몇개 설명하고 마치겠습니다. (주족 원소의 경우에서의 예외 사항입니다.)

1. 홀전자를 가지는 경우.

대표적인게 NO입니다. 이들은 불안정도가 매우 크다는 특징을 가지고 있습니다. 시험에 잘 나오진 않습니다만 홀전자를 가질수도 있구나~ 라는 것만 익히세요.

2. 팔전자가 안되는 경우

이 경우는 전기음성도에 의해 중심원자가 팔전자를 가지지 못하는 경우입니다. 대표적인 예가 BF3인데요. F는 전기음성도가 매우 큰 원소라서 B에게 전자를 내주려 하지 않습니다. 전기음성도는 제가 나중에 설명드릴 개념이긴 한데 

화학결합을 할 때 전자를 자기한테 가져오려는 세기를 나타내는 개념입니다.

3. 팔전자를 넘어서는 경우

이 경우는 SF6가 대표적인 예인데 주로 3주기 이상부터 이런게 보입니다. 

두 개념은 서로 상반되는 개념입니다. 

이온화 에너지란? 원자로부터 전자를 떼어내기 위해 요구되는 에너지를 말합니다. 특징으로는 이 에너지 값은 '양수'라는 점인데요. 이 의미는 전자를 떼어내기 위해 에너지를 흡수한다고 보시면 되겠습니다.

전자 친화도란? 반대로 원자에 전자를 첨가해주기 위해 요구되는 에너지를 말합니다. 눈치채셨겠지만 특징으로는 음수값을 가진다는 점입니다. 둘다 단위는 kJ/mol입니다. 

먼저 이온화 에너지의 주기적 성질을 보도록 합시다. 

이온화 에너지는  유효핵전하와 핵과 전자 사이의 거리에 의존합니다. 그렇기 때문에 일반적으로는 주기율표 상에서 위로 갈수록 그리고 오른쪽으로 갈수록 많은 에너지가 요구됩니다. 

다만, 조심하셔야할 것은 이온화 에너지가 가지는 예외성입니다. 대표적인 예 2개만 알고가시면 됩니다. 

1) Be의 이온화 에너지가 B보다 높다는 것.  2) N이 O보다 더 큰 이온화 에너지를 가진다는 점

1번의 이유는 오비탈과 관련있습니다. Be은 1s2s오비탈이 다 채워진 상태로 안정한 상태입니다. 그렇기 때문에 여기서 전자를 제거하려면 앙탈부리는거죠. 아아 싫어요! 꺼지세여! 이런거죠  근데 B를 보면 p오비탈에 전자 하나 덩그러니 놓여있습니다. 저라도 혼자 교실에 남아있으면 나가고 싶을거에요 ㅎㅎ;; 

2번의 이유는 훈트의규칙에 관련있습니다. 오비탈을 그려보시면 N은 2p^3이구요. O는 2p^4입니다.  훈트의 규칙이 뭐였나요? 전자들은 오비탈에 채워질 때, 비어있는 자리에 먼저 채워지는 성질을 가진다는거죠?  여러분들이 버스에 앉으면 옆자리에 누구없으면 편히 가듯이요. 산소를 보면 이제 짝지어진 전자가 존재합니다. 그렇기 때문에 여기서 전자를 하나 제거한다고하면 옳다구나 하고 어서 데려가세요~ 그러는거죠

다음은 전자 친화도를 봅시다.

- 전자 친화도의 주기적 성질을 보시면요. 할로겐 족이 제일 큰 음수값을 가집니다. 제가 전자 친화도는 음수값 가진다고 했져?  근데 왜 할로겐 족이 유독 이럴까요?  왜냐하면 얘네들은 전자를 하나만 더 받으면 '옥텟 규칙' 이라는 것을 만족하기 때문입니다. 이제 곧 옥텟 규칙에 대해 설명할건데 간단히 말씀드리자면  최외각 전자의 개수가 8개일 때 원자가 가장 안정하다라는 규칙입니다. 그래서 영족기체들이 가장 높은 안정성을 띠죠. 비활성 기체라는 말이 그래서 나온겁니다.

그래서 알칼리금속애들은 전자 친화도가 크지 않습니다. (큰 음수가 아니라는 뜻)

신기한 것은 2족애들입니다. 얘네는 영족기체와 거의 유사한 값을 가집니다. 왜일까요? 바로 오비탈때문입니다. 이온화 에너지와 그 이유가 비슷하죠?  s오비탈에 다 꽉채워진 상태라 더 이상 전자를 받고싶지 않다~ 이런겁니다.

전자 친화도는 딱히 두드러지는 경향성이 없어서 이렇게만 알아두시면 될겁니다. 

반쪽 반응법은 크게 두가지로 나뉩니다. 1) 산성 조건에서의 반반응법, 2) 염기성 조건에서의 반반응법입니다.

이거는 개념설명보다는 그냥 두 조건에서의 예시 문제를 각각 풀어드리는게 제일 나을 듯 합니다. 

먼저 산성 조건일 때의 문제부터 볼게요.

첫번째로 볼 것은 '나누기' 입니다. 이걸 어떻게 나누냐면요. H나 O를 제외한 다른 원소들부터 고려하는 취지다. 이말입니다. 그러면 Cr이랑 I가 있죠? 저는 먼저 Cr부터 보도록 하겠습니다. 

두번째 :  반응물, 생성물 쪽에 계수가 동일한지 봐야합니다. 보니까 크롬 계수는 1로 동일합니다. 따라서 고려하지 않아도 됩니다.

세번째 : 산소의 개수를 맞춰주기 위해서 물을 추가합니다. 그걸 어디다 추가하냐구요? 당연히 그건 상황에 따라 다르죠. 양쪽의 개수를 맞춰주는게 목적이니까요.  보시면 반응물쪽에는 O가 7개있고  생성물쪽에서는 3개있네요.

따라서 4H2O를 오른쪽에 추가하면 됩니다.

네번째 : 수소의 개수를 맞춰준다. 자, 난데없이 물을 추가했기 때문에 지금 8개의 수소를 반응물에다 맞춰줘야 합니다. 

이건 산성조건일 때 해당하구요. 염기성일 땐, OH로 맞춰주는데 그건 이따 보도록합시다.

다섯번째 : 산화수 감소에 따른 전자의 개수를 맞춰준다. O의 산화수는 2-입니다. 현재 반응물쪽에 산소의 산화수는 총 14-이구요. 화합물의 산화수는 2-이므로 크롬은 12+가 되겠습니다. 뭐 2개니까 크롬 한개당 6+의 산화수를 가지네요.

앗, 그런데 생성물 쪽에서는 크롬의 산화수가 3+입니다. 반응물쪽에서는 크롬의 총 산화수가 12+입니다. 즉, 전자 9개를 추가해줘야 맞겠죠? 따라서, 전자 9개를 반응물쪽에 추가합시다.

이렇게 하면 이제 크롬쪽은 완성된 겁니다. 요오드는 여러분들이 직접해보세요. 

여섯번째 : 요오드까지 여러분들이 완성하셨다면  이제 크롬의 반쪽반응과 요오드의 반쪽반응을 합쳐줘야 합니다. 

이 때, 전자의 개수를 동일하게 최소공배수를 이용하여 맞춘 뒤, 합칠 때 상쇄가 되도록 합니다. 

* 염기성 조건일 때도 위 절차를 그대로 따라하시면 됩니다. 다만, 다른 점은 네번째 절차 그 이후입니다. 추가한 수소를 중화시키기 위해서 동일한 계수의 OH-를 투입시켜야 합니다. 양변에 전부 다요. 

https://blog.naver.com/twonkang00/221562816246

혹시 잘모르겠다 하시는 분들은 여기서 찬찬히 읽어보시길

비표준 상태의 경우를 봅시다. 비표준 상태에 대한 깁스프리에너지 공식은 다음과 같습니다.

'ΔG=ΔG。+ RTlnQ'

G0는 표준상태에서의 자유 에너지구요. R은 기체 상수입니다. 다만 여기서는 에너지에 대한 단위이므로 8.314J/mol*K입니다. T는 뭐 당연히 절대온도고 Q는 우리가 화학평형 때 배운 반응지수가 맞습니다. 

그러면 비표준상태와 표준상태가 같으려면? Q가 1이면 되겠죠? 즉, 반응물의 농도와 생성물의 농도가 같은 시점이면 된다는 겁니다. 아직 잊지 않으셨죠?

자, 그럼 위 경우에서 만약 깁스프리에너지가 0이라면? 뭘 의미하는걸까요? 우리가 G>0이면 비자발적, G<0이면 자발적이라고 배웠었습니다. 그러면 G=0은요?

  바로 위 그래프에서 (나)인 경우에 해당합니다. (가) 쪽은 이제 반응물쪽이고, (다) 쪽은 생성물쪽입니다. 

우리는 이러한 G=0 이라는 상황을 통해 끓는점을 유추할수도 있습니다. 왜냐? G=0이라는 것은 화학평형상태이기 때문에 다시 말해서 '상변화'가 진행중인 구간이라고 봐도 되기 때문입니다. 따라서 끓는점 혹은 녹는점에서 G=0으로 두고

부록에 나온 엔트로피,엔탈피 값을 참고하여 끓는점 혹은 녹는점을 유추할 수 있습니다.

그러면 봅시다. 만약 Q가 K보다 높다고 한다면 현재 생성물의 농도가 더 크다고 봐도 되겠죠? 그러면 여기서도 르샤틀리에의 원리가 적용되어져서  역반응이 일어날 거입니다.  위 그래프 보세요. (다)에서 (나)로 이동하면  되는거죠?

화학반응속도론을 시작으로 지금 우리가 배우는 화학열역학 단원까지, 굉장히 유기적으로 연결되어있습니다.

마지막으로 연대 기출에 출제된 적이 있던 개념을 하나만 쓰고 전기화학으로 넘어가겠습니다.

만약 G=0이라면 우리는 ΔG。= - RTlnQ 라고 둘 수 있습니다. 그렇죠? 근데 이걸 선형방정식으로 표현하는게 

가능합니다. 양변을 -RT로 나눠준다음 1/T를 x로 주고 lnQ를 y로 두는 것이죠. 그러면 나머지값은 기울기를 의미하겠죠? 2017학년도에 나온 기출입니다. 어려운 것은 아니지만 여러분들이 혹시 아레니우스식이랑 1차반응식만 선형방정식으로 표현한다고 알고 있을까봐 적어드렸습니다.

깁스프리에너지는 화학반응이 자발적인지 비자발적인지 엔탈피와 엔트로피를 이용하여 알아내는 공식입니다. 

공식은 다음과 같습니다. 'ΔG=ΔH-TΔS' 

ΔG는 깁스프리에너지를 뜻합니다. 이게 음수라면 반응이 자발적으로 일어난다는 의미구요.

ΔH는 아시다시피 엔탈피를 의미합니다. 열에너지라고 생각하세요. T는 절대온도고 ΔS는 엔트로피입니다.

자, 그러면 우리는 여기서 질문. 깁스프리에너지가 양수려면 어떻게 되야할까요?

표로 딱 정리합시다.

 차근차근 봅시다.  일단 모든 온도에서 자발적으로 일어나는 예는 뭐가있을까요? 오존이 분해되서 산소분자로 되는 과정이 있겠습니다.

모든 온도에서 비자발인건 뭘까여? 당연히 산소가 오존으로 되는거겠죠? 이게 자발적이라면 지구에서 못살아여

온도에 따라 자발&비자발인건 더 많죠. 물과 얼음만봐도 그렇죠?

아무튼 이 깁스프리에너지는 공식이 다 연결되어있어서 사실 거져주는 단원이기도 합니다. 이부분은 너무 쉬운파트라 금방 이해되실거에요. 일단 그것들은 차근차근해보도록 하구요.  저 깁스프리에너지가 어떻게 나왔는지 유도를 해보도록 합시다. 

 이해가셨나요? ㅎㅎ

이번에는 표준 생성 자유 에너지에 대해 알아봅시다. 

표준 생성 자유 에너지는  표준 생성 엔탈피랑 똑같은 개념입니다. 표준이란 것이 1기압, 1몰 등등 이런걸 뜻하는거에요. 별거 없습니다. 표준 생성 자유 에너지는 위에 첨자로 'o' 가 붙어있습니다. 마치 각도를 표시하는 단위인 '도'랑 똑같아보여요.  알아두셔야할 것은 표준 생성 자유 에너지와 비표준 생성 자유 에너지의 차이입니다. 이는 이제 조만간 다룰 것이니 오늘은 깁스 프리 에너지의 공식만 알아두도록 합시다.

우리가 이전에 배웠던 여러 화학평형 공식에서요. 반응물이 생성물로 진행되는 것을 정반응,  생성물이였던 것이 반응물로 진행되는 것을 역반응이라 했었습니다.  

어떠한 경우는 정반응이 잘일어난다고 하면요. 그 때는 음~ 정반응이 자발적으로 진행되는거구나! 라고 받아들이시면 편합니다.  평소에는 A->B가 딱히 어떤 조치를 취해주지 않아도 잘 일어난다. 이게 자발적 과정이라 했는데

B->A라는 반응을 일으키고 싶어요. 그러면 우리가 어떠한 조치를 취해줘야하겠죠? 이걸 비자발적 과정이라고 합니다.

사실 지구 상에서 존재하는 실제 과정들은 비가역적입니다. 모든 자발적 과정은 비가역적이에요. 

쉬운 예를 들어볼게요. 얼음을 상온에 있다고합시다. 우린 아무짓도 안했어요 그냥 얼음만 지켜보는겁니다. 근데 상온에 놓인 얼음은 천천히 물로 상변화가 일어나겠죠? 이 과정은 누가봐도 자발적 과정입니다. 갓난애기도 자바뗘꽈정! 이런다구요.  근데 상온인 상태에서 물이 얼음으로 갑자기 되돌아갑니까? 아니죠? 해리포터도 아니구요. 

이 정도면 이제 대충 감이 잡히셨으리라 생각됩니다.  이는 조만간 다룰 깁스 프리에너지를 설명하는 개념이 됩니다.

이제 엔트로피의 정의를 보겠습니다.

엔트로피는 '무질서도'를 의미합니다. 그러면 여기서 간단한 질문. 고체,액체,기체 중에서 무질서도가 가장 큰 녀석은 누구인가요?  기체죠? 갓난애기도 기뗴! 이런다구요. 엔트로피의 변화율은  엔탈피를 절대온도로 나눈값과 같습니다. 

사실 이 단원에서 엔트로피에 대한 계산문제가 나온다기 보단 어떠한 경우에 엔트로피가 증가하느냐? 이런걸 묻습니다. 즉, 무질서도가 증가하는 경우가 언제냐? 이걸 묻는것이죠.  뭐 간단합니다. 아래 적어드린거 외우시면 됩니다.

1) 기체 상으로 진행할 때. (고->액->기)  /  2) 원자보단 분자일 때 더 엔트로피가 크다.  / 3) 온도가 높을 때.

1번이랑 3번은 쉽게 이해하실텐데  2번의 경우가 뭔지 궁금하실거에요.  2번은 운동과 관련있습니다. 원자일때보다 분자일때가 더 다양한 운동을 합니다. 병진운동, 회전운동같은거죠. 즉, 운동을 다양하게 하니까 무질서도가 좀 더 크다라고 받아들이시면 되겠습니다.

이제 마지막으로 열역학 제 2법칙을 봅시다.

열역학 제 2법칙은 우주의 모든 엔트로피는 계와 주위의 엔트로피의 합과 같다에서 출발하며,  그 값이 0이면 가역과정.

그 값이 0보다 크다면 비가역과정으로  우주의 엔트로피는 모든 자발적 과정에서 증가한다! 라고 표현합니다.

왜 0보다 크면 비가역과정일까요? 당연합니다. 계의 엔트로피랑 주위의 엔트로피가 다르기 때문입니다. 계가 주위로 열을 방출하면서 에너지 손실이 일어납니다. 이는 물리에서 역학적 에너지 보존이 아닌 경우에 해당합니다. 마찰열로 인한 에너지 손실. 이러한 느낌과 비슷하죠.  계가 주위로 열을 방출하면서 원래 크기에서 일부가 손실된 것입니다. 그렇기 때문에 합이 0이 아니게 되는거죠. 만약 완벽한 가역과정이였다면 에너지 손실따윈 없이 계의 에너지가 그대로 주위의 에너지로 전달되었을 것이고 이들의 합은 0이 됩니다. 

이해가 가셨다면 다행입니다 ㅎㅎ

먼저 원소 주기율표부터 봅시다. 지금부터 설명할 위 3가지 개념은 원소 주기율표를 바탕으로 이루어집니다.

1. 유효 핵전하

- 유효 핵전하라는 것을 이해하려면 보어의 수소 모델을 떠올리면 됩니다. 핵 주변에 도는 전하들. 이들을 핵전하라고 합니다. 다만 이 핵전하는 전부 핵에 영향력을 미치진 못합니다. 핵 주위에는 수많은 궤도들이 존재합니다. 만약 1번궤도에서 전하 2개. 2번궤도에서 전하가 5개 있다고 합시다. 그러면 2번궤도에서 전하 5개는 1번궤도에 존재하는 전하 2개에 의해 실질적으로는 3개의 전하만이 핵에 영향력을 행세할 수 있습니다. 

이를 유효핵전하라고 합니다.  공식도 있던데 딱히 외울 필욘 없어보여요. Z_eff =Z-S 라고 나오던데

Z_eff가 유효핵전하고 Z는 핵전하, S는 가리움 상수를 뜻합니다.

유효 핵전하는 주기율표 상에서  왼쪽으로 갈수록 커지는 모습을 보입니다. 아래로 내려가는 것은 큰 차이는 없으나 미세하게나마 증가하는 편입니다. 

2. 원자 반지름

- 원자 반지름은 원자 간의 결합 반지름이라 봐도 됩니다. 그렇기 때문에 여러분도 유추할 수 있듯이 두 원자 간의 인력의 세기가 강하다면  원자 반지름은 작아진다고 볼 수 있습니다. 바로 쿨롱힘이 원자 반지름과 연관이 있죠.

그렇다면 원자 반지름은 어떨 때 커질까요? 일단, 원자의 크기 자체가 크다면 반지름도 커지겠죠? 당연합니다. 

따라서 원자 반지름은 주기율표 상에서 아래로 내려갈수록 강합니다.  그러면 좌우는 어떠할까요?

전하량의 크기는 몇가이온인지가 중요하다고 생각하실겁니다. 따라서 원자 반지름은 굳이 따지자면 2가 양이온, 2가 음이온인 부분이 제일 반지름이 작다! 라고 생각하곤 합니다. 

틀린 생각이지만 그래도 헛짚었지는 않았습니다. 오히려 괜찮은 접근입니다. 실제로 원자 반지름은 1족 이온들이 가장 큽니다. 1가이온들로 이루어져있기 때문입니다.  그러면 대체 왜? 17족 이온은들 원자 반지름이 커야맞지 않을까?

그 이유는 유효 핵전하에 있습니다. 유효 핵전하는 주기율표 상에서 오른쪽으로 이동할 수록 커진다고 했습니다. 즉, 핵이 이 전하들을 끌어당기는 힘이 커진다는 의미이기 때문에 원자 반지름은 감소하게 됩니다.

"원자 반지름은 주기율표 상에서 아래로 내려갈수록 커지며, 왼쪽으로 갈수록 커진다."

3. 이온 반지름

- 이온 반지름은 전자 구름을 근거로 합니다. 따라서 전자 쌍 반발력이 전자 구름의 크기를 결정합니다.  

그렇기 때문에 동일한 전하 상에서는 아래로 갈수록 커집니다. 아래로 갈수록 커지는 이유는 궤도가 늘어나니까 전자 구름 영역이 훨씬 커지기 때문입니다.  그러면 좌우는 어떤가요? 이거는 쉽게 결정을 못합니다. 일반적으로는 양이온과 중성원자와 음이온 3개를 비교하는데요. 음이온일 때 이온 반지름 크기가 큽니다. 왜냐? 전자가 더 있는 상태니까 전자쌍 반발력이 더 커질테니까요. 그런 이유라면 이온 반지름의 크기는 '양이온 < 중성 원자 < 음이온'이 되겠죠?

이온 반지름에서는 등전자계열의 반지름 크기를 비교하는게 나름의 킬링 포인트입니다. 

지금 제가 위에서는 전자의 개수에 따라 이온 반지름 크기를 비교했죠? 이번에는 전자가 같을 때 이야기입니다. 이들을 등전자 계열이라고 하는데 등전자 계열일 때는 원자 번호가 큰 애일수록 이온 반지름이 감소합니다.  그 이유는 이온 반지름은 핵전하가 증가할수록 감소하는 모습을 보이기 때문입니다. 

이전 시간에는 어떠한 원리를 통해서  양자수가 결정되는지에 대해 알아봤었습니다. 이번에는 전자배치에 있어서 기초적으로 알아야할 이론들입니다.

1) 축조 원리

- 오비탈에 전자가 채워질 때에는  바닥에서부터 차근차근이 쌓이는게 일반적이다라는 원리입니다. 

만약 산소의 전자배치를 적고자 합니다. 그러면 일단 양자수들부터 결정해야겠죠? 산소는 2주기로 주양자수는 n=2입니다. 그러면 각운동량 양자수는 0,1이 되겠군요. s오비탈과 p오비탈을 가진다는 말입니다.  다음은 자기 양자수입니다. 

-1,0,1로 총 3개죠? 따라서, p오비탈은 방향을 3개가진다는 결론을 얻습니다. 

그러면 산소의 전자배치를 봅시다. 우리가 주기율표를 공부할 때, 원자번호는 양성자수라고들 하죠? 이는 전자개수와도 같습니다. 일반적으로는요. 따라서, 산소는 원자번호 8번이므로 다음과 같은 전자 배치를 얻습니다.

보시면 위에 첨자로 작게 써진 숫자가 이제 그 오비탈에 들어있는 총 전자의 개수를 말합니다. 다 더하니 8이죠?

따라서, 산소의 오비탈이 갖고 있는 전자는 원자번호와 동일하다는 것을 알게 되었습니다. 별 이상 없이 저렇게 1s  2s 2p 3s.. 이런식으로 아래서부터 전자가 채워지는 것을  '축조 원리' 라고 합니다.

2) 파울리 배타 원리

- 파울리 배타 원리는 자기스핀 양자수에서 따온 개념입니다. 자기스핀 양자수가 뭐였나요? 전자스핀 방향을 결정짓는 애였죠? 파울리 배타 원리는  하나의 오비탈에 최대 2개의 전자만 들어갈 수 있으며, 이 때 2개의 전자는 서로 다른 방향이여야 한다는 말입니다. 그림을 보시죠.

이런식으로 오비탈에 채워진다는게 파울리 배타원리입니다.

3) 훈트 규칙

훈트 규칙은 재밌는 예시를 설명드리고자 합니다. 여러분들이 버스에 탔어요. 버스에 탔는데 자리가 많습니다. 그럴 때 여러분들은 비어있는 자리에 앉으려고 하지  옆에 누가있는 자리에 앉기 싫잖아요? 아는사람이나 연인아니면요.

전자들도 똑같습니다. '오비탈'이라는 버스를 탔을 때, 다른 전자들이 없는 자리에 먼저 채워지려하지 절대 이미 다른 누군가가 들어가있는 오비탈에 먼저채워지지는 않는다는 얘기입니다. 

자, 여기까지가 이제 전자배치를 이해하기 위한 기초규칙들입니다. 전자배치 표를 잠시 보도록 합시다.

일반화학 수준에서는 3d까지만 봐도됩니다. 즉, Zn(아연)까지만 유심히 봐두세요.  실제로 기출에도  들뜬상태의 원자의 전자배치로 알맞은것은? 이러한 식으로 문제를 냈었습니다.