원자 궤도

3. 공식적인 양자역학적 정의

원자 궤도는 양자역학적 언어로 정확하게 정의될 수 있다. 양자 역학에서 원자의 상태는 원자 해밀토니안의 고유상태이며, 일대일 대칭 함수의 반대칭된 생성물(슬레이터 행렬식)의 선형 결합으로 근사화된다. 이러한 단일 전자 함수의 공간적인 요소를 원자 궤도라고 부른다.^[8] (스핀 성분을 고려할 때는 '''원자 스핀 궤도 함수'''라고 한다.)

원자 물리학에서 원자 스펙트럼 선은 원자의 양자 상태 사이의 전이(양자 도약)에 해당한다. 이 상태는 항 기호로 요약된 양자 수 세트로 표시되며, 특정 전자 배열, 즉 원자 궤도의 점유 상태와 관련된다. 예를 들어 네온 바닥 상태(항 기호: ¹S₀)는 1s² 2s² 2p⁶이다.

이 표기법은 해당 슬레이터 행렬식이 배치 상호작용 전개에서 더 높은 가중치를 가짐을 의미한다. 따라서 원자 궤도 개념은 주어진 전이와 관련된 여기 과정을 시각화하는 데 핵심 개념이다. 예를 들어, 주어진 전이에 대해 점유된 궤도에서 주어진 비점유 궤도로의 전자 들뜬 상태(Excitation)에 해당한다고 말할 수 있다. 그러나 전자는 파울리 배타 원리를 따르는 페르미온이며 서로 구별할 수 없다.^[9] 또한, 때때로 배치 상호작용 전개가 매우 느리게 수렴하여 단순한 단일 행렬식 파동 함수에 대해 이야기할 수 없는 경우가 있는데, 이는 전자 상관이 큰 경우이다.

기본적으로 원자 궤도는 단일 전자 파동 함수이지만, 많은 전자가 단일 전자 원자에 있는 것이 아니므로 단일 전자 관점은 근사치이다. 궤도에 대해 생각할 때, 분자 궤도 함수 이론의 복잡성을 줄이는 방법 중 하나인 하트리-포크 근사의 영향을 크게 받는 궤도 시각화를 제공받는다.

4. 역사

"궤도 (orbital)"라는 용어는 1932년 로버트 멀리켄이 단전자 궤도 파동 함수의 약어로 사용하였다.^[51] 그러나 전자가 명확한 각운동량을 가진 채 핵 주위를 돌고 있다는 생각은 닐스 보어가 1913년에 제시하였고,^[52] 나가오카 한타로가 1904년에 전자 행동에 대한 궤도 기반 가설을 발표했다.^[53] 이러한 전자의 "궤도" 거동을 설명하는 것은 양자 역학 발전의 주요 동력이었다.^[54]

4. 1. 초기 모델

4. 2. 보어 원자 모형

4. 3. 현대의 원자 모형: 양자 모형

• Ĥψ=Eψ

5. 궤도 이름

궤도는 $X\; \backslash \; type^y$ 형식으로 이름이 부여된다. 여기서 X는 에너지 준위(주양자수 n), type은 궤도의 모양(부양자수 ℓ), y는 해당 궤도에 있는 전자 수이다. 예를 들어 1s² 궤도는 가장 낮은 에너지 준위(n=1)에 두 개의 전자가 있으며, 각운동량 양자수(ℓ)는 0이다.

X선 표기법에서는 주양자수 n에 따라 다음과 같은 문자를 사용한다.

궤도 종류의 이름(s, p, d, f, g, h, ...)은 분광법으로 얻어진 그 궤도의 스펙트럼 모양에서 유래한다. 안쪽 궤도부터 '''s'''harp(선명한), '''p'''rincipal(주요한), '''d'''iffuse(확산된), '''f'''undamental(기본적인)이며, f 다음은 알파벳 순서(g, h, ...)로 이어진다. 단, j는 제외되는데, 이는 일부 언어에서 i와 j를 구별하지 않기 때문이다.

6. 수소와 같은 궤도

가장 간단한 원자 궤도는 수소 원자와 같이 전자가 하나뿐인 시스템에서 계산된다. 다른 원소의 원자가 하나의 전자로 이온화되면(He⁺, Li²⁺ 등) 수소와 매우 비슷해지며, 궤도는 같은 형태를 띤다. 음전하와 양전하 입자 하나로 구성된 이 시스템에 대한 슈뢰딩거 방정식에서, 원자 궤도는 에너지에 대한 해밀토니안 연산자의 고유 상태이다. 이들은 해석적으로 얻을 수 있으며, 그 결과 궤도는 다항식 급수, 지수 함수, 삼각 함수의 곱으로 나타난다. (수소 원자 참조).

두 개 이상의 전자를 가진 원자의 경우, 지배 방정식은 반복 근사법을 사용해야만 풀 수 있다. 다전자 원자의 궤도는 수소의 궤도와 ''정성적으로'' 유사하며, 가장 간단한 모델에서는 같은 형태를 갖는 것으로 간주된다. 더 엄밀하고 정확한 분석을 위해서는 수치 근사를 사용해야 한다.

주어진 (수소 유사) 원자 궤도는 세 개의 양자수: n, ℓ, m_ℓ의 고유한 값으로 식별된다. 양자수 값의 제한 규칙과 그 에너지(아래 참조)는 원자의 전자 배치와 주기율표를 설명한다.

수소 유사 원자의 정상 상태(양자 상태)는 원자 궤도이다. 그러나 일반적으로 전자의 거동은 단일 궤도로는 완전히 설명되지 않는다. 전자 상태는 여러 궤도의 시간 의존적인 "혼합"(선형 결합)으로 가장 잘 나타낼 수 있다. 선형 결합 원자 궤도 분자 궤도 방법을 참조.

양자수 n은 보어 모형에서 처음 등장하여 각 원형 전자 궤도의 반지름을 결정한다. 그러나 현대 양자 역학에서 n은 전자가 원자핵으로부터 떨어진 평균 거리를 결정한다. n 값이 같은 모든 전자는 같은 평균 거리에 있다. 이러한 이유로 n 값이 같은 궤도는 "껍질"을 구성한다고 한다. n 값과 ℓ 값이 같은 궤도는 더욱 밀접하게 관련되어 있으며, "부껍질"을 구성한다고 한다.

7. 양자 수

원자 궤도는 세 가지 양자수($n$, $\backslash ell$, $m\_\backslash ell$)로 고유하게 정의된다.^[21] 이들은 각각 주양자수, 방위 양자수(각운동량 양자수), 자기 양자수를 나타낸다. 각 양자수는 특정 값의 조합으로만 나타나며, 원자 궤도의 실수 또는 복소수 버전에 따라 물리적 해석이 달라진다.

• 주양자수 ($n$): 전자의 에너지를 나타내며, 항상 양의 정수이다. $n$값이 같은 궤도는 "전자껍질"을 구성한다고 한다.
• 부양자수 ($\backslash ell$): 각 전자의 궤도 각운동량을 나타내며, 음이 아닌 정수이다. $n$이 정수 $n\_0$인 껍질 내에서, $\backslash ell$은 $0\backslash leq\backslash ell\backslash leq\; \backslash !n\_0-1$의 관계를 만족하는 모든 정수 값을 가질 수 있다. 예를 들어 $n=1$ 껍질은 $\backslash ell=0$인 궤도만 가지고, $n=2$ 껍질은 $\backslash ell=0$과 $\backslash ell=1$인 궤도를 가진다. $\backslash ell$의 특정 값과 관련된 궤도 집합은 때때로 "부껍질"이라고도 한다.
• 자기 양자수 ($m\_\backslash ell$): 임의의 방향으로 전자의 자기 모멘트를 나타내며, 항상 정수이다. $\backslash ell$이 정수인 $\backslash ell\_0$ 부껍질 내에서 $m\_\backslash ell$의 범위는 $-\backslash ell\_0\backslash leq\; m\_\backslash ell\backslash leq\backslash ell\_0$이다.

각 셀은 부껍질을 나타내며, 해당 부껍질에서 사용할 수 있는 $m\_\backslash ell$ 값을 나열한다. 빈 셀은 존재하지 않는 부껍질을 나타낸다. 부껍질은 $n$과 $\backslash ell$ 값으로 식별하는데, $n$은 숫자로, $\backslash ell$은 문자로 표시한다. (0='s', 1='p', 2='d', 3='f', 4='g') 예를 들어 $n=2$이고 $\backslash ell=0$인 부껍질은 '2s 부껍질'이라고 한다.

각 전자는 스핀 양자수 s를 가지며, 이는 각 전자의 스핀(스핀 업 또는 스핀 다운)을 설명한다. 숫자 s는 +1/2 또는 -1/2이다. 파울리 배타 원리에 따라 원자의 두 전자는 네 가지 양자수($n$, $\backslash ell$, $m\_\backslash ell$, s) 값이 모두 같을 수 없다. 만약 세 양자수($n$, $\backslash ell$, $m\_\backslash ell$)가 같은 궤도에 두 전자가 있다면, 두 전자의 스핀은 서로 달라야 한다.

7. 1. 복잡한 오비탈

8. 오비탈의 모양

오비탈의 모양은 전자가 발견될 가능성이 있는 공간에서의 각진 형태를 설명하기 위한 것이다. s 오비탈은 구형이며, n = 1의 경우 단단한 공 모양이지만, n ≥ 2에서는 둥근 껍질인 구면 대칭 표면으로 구성된다. 모든 n 값에 대해 s 오비탈은 핵 중심에서 반마디(높은 파동 함수 밀도의 영역)가 있는 유일한 오비탈이다.^[32] 다른 모든 오비탈 (p, d, f 등)은 각운동량을 가지므로 핵을 피하며, 핵에 마디가 있다.

p 오비탈은 핵에서 접점이 있는 두 개의 타원체 형태를 가지며, 서로 반대 방향을 가리키는 두 개의 돌출부가 있다. 이 모양 때문에 "아령"이라고도 불린다. 각 껍질의 세 p 오비탈은 서로 직각으로 배열되어 있다.

d 오비탈은 5개의 모양을 가지며, 그 중 4개는 각각 배 모양의 네 개의 돌출부를 가지고 있고, 이들은 서로 직각을 이루며 한 평면에 놓여 있다. 다섯 번째 d 오비탈은 높은 확률 밀도의 세 영역으로 구성되며, 두 개의 배 모양 영역 사이에 원환체가 있는 형태이다.

f 오비탈은 d 오비탈보다 복잡한 7개의 모양을 가진다.

s 오비탈과 마찬가지로, n 값이 가능한 가장 낮은 값보다 높은 개별 p, d, f 궤도는 추가적인 방사형 마디 구조를 나타낸다.

	s	p			d					f
			colspan="2" |		colspan="2" |	colspan="2" |		colspan="2" |	colspan="2" |	colspan="2" |
	s	pz	px	py	dz2	dxz	dyz	dxy	dx2−y2	fz3	fxz2	fyz2	fxyz	fz(x2−y2)	fx(x2−3y2)	fy(3x2−y2)

9. 오비탈 표

이 표는 실제 수소와 같은 파동 함수에 대한 모든 궤도 구성을 보여주며, 주기율표의 모든 원소에 대한 라듐까지의 간단한 전자 배치를 다룬다. "ψ" 그래프는 두 가지 색상(임의로 빨강과 파랑)으로 표시된 '''−''' 및 '''+''' 파동 함수 위상으로 표시된다. p_z 궤도는 p₀ 궤도와 동일하지만, p_x 및 p_y는 p₊₁ 및 p_-1 궤도의 선형 결합을 취함으로써 형성된다(m = ±1 레이블 아래에 나열된 이유). 또한, p₊₁ 및 p_-1은 순수한 구면 조화 함수이기 때문에 p₀와 동일한 모양이 아니다.

	s ()	p ()			d ()					f ()
			colspan="2" |		colspan="2" |	colspan="2" |		colspan="2" |	colspan="2" |	colspan="2" |
	s	pz	px	py	dz2	dxz	dyz	dxy	dx2−y2	fz3	fxz2	fyz2	fxyz	fz(x2−y2)	fx(x2−3y2)	fy(3x2−y2)
										. . .	. . .	. . .	. . .	. . .	. . .	. . .
					. . . ‡	. . . ‡	. . . ‡	. . . ‡	. . . ‡	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *
		. . . †	. . . †	. . . †	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *	. . . *

* 아직 6f, 7d 또는 7f 전자를 가진 원소는 발견되지 않았다.

† 7p 전자를 가진 원소는 발견되었지만, 전자 배치는 예외적인 로렌슘(6d¹ 대신 7p¹을 채움)을 제외하고는 예측만 되어 있다.

‡ 가장 높은 점유 궤도가 6d 궤도인 원소의 경우, 일부 전자 배치만 확인되었다. (마이트너륨, 다름슈타튬, 렌트게늄, 코페르니슘은 여전히 누락되어 있다).

10. 궤도 에너지

단일 전자를 가진 원자(수소 원자)에서 궤도 에너지(그리고 궤도 내 전자의 에너지)는 주양자수($n$)에 의해서만 결정된다. $n=1$ 궤도는 원자에서 가장 낮은 에너지를 가지며, $n$ 값이 커질수록 에너지는 증가하지만 그 차이는 $n$이 증가함에 따라 감소한다. 높은 $n$ 값에서는 에너지가 매우 높아져 전자가 원자에서 쉽게 벗어날 수 있다.

다중 전자를 가진 원자에서 전자의 에너지는 궤도 자체의 특성뿐만 아니라 다른 전자와의 상호작용에도 영향을 받는다. 이러한 상호작용은 전자의 공간 확률 분포에 따라 달라지므로, 궤도의 에너지 준위는 $n$ 뿐만 아니라 방위 양자수($\backslash ell$)에도 의존한다. $\backslash ell$ 값이 클수록 에너지 값도 커진다. 예를 들어, 2p 상태는 2s 상태보다 에너지가 높다. $\backslash ell=2$일 때, 궤도 에너지 증가는 다음 상위 껍질에서 s-궤도의 에너지보다 커질 정도로 증가한다. $\backslash ell=3$일 때 에너지는 두 단계 높은 껍질로 밀려 올라간다. 3d 궤도는 4s 궤도가 채워진 후에야 채워진다.

큰 원자에서 각운동량이 증가하는 부껍질의 에너지 증가는 전자-전자 상호작용 효과, 특히 낮은 각운동량 전자가 핵 쪽으로 더 효과적으로 침투하여 중간에 있는 전자들의 전하로부터 차폐되는 정도가 감소하기 때문이다. 따라서 원자 번호가 높은 원자에서는 전자의 $\backslash ell$이 에너지를 결정하는 더 중요한 요인이 되고, 주양자수 $n$는 에너지 배치에서 덜 중요해진다.

처음 35개 부껍질(예: 1s, 2p, 3d 등)의 에너지 순서는 다음 표와 같다. 각 칸은 행과 열 인덱스에 해당하는 $n$과 $\backslash ell$을 가진 부껍질을 나타내며, 칸 안의 숫자는 해당 부껍질의 에너지 순서를 나타낸다.

''참고: 빈 칸은 존재하지 않는 부껍질을 의미하며, 기울임꼴 숫자는 이론적으로 존재 가능하지만 현재 알려진 원소에는 전자가 없는 부껍질을 나타낸다.''

10. 1. 수소 원자

• 주양자수 n는 전자의 에너지를 설명하며 항상 양의 정수이다. 사실, 양의 정수라면 어떤 값이라도 될 수 있지만, 아래에서 논의하는 이유로 큰 숫자는 거의 사용되지 않습니다. 각 원자는 일반적으로 n의 각 값과 관련된 많은 오비탈을 가지고 있습니다. 이러한 오비탈들은 때때로 ''전자껍질''이라고 불립니다.

• 방위 양자수 ℓ는 각 전자의 궤도 각운동량을 설명하며 음이 아닌 정수이다. n이 어떤 정수 n₀인 껍질 내에서 ℓ은 0 ≤ ℓ ≤ n₀ - 1 관계를 만족하는 모든 (정수) 값을 가진다. 예를 들어, n = 1 껍질은 ℓ = 0인 오비탈만 가지며, n = 2 껍질은 ℓ = 0과 ℓ = 1인 오비탈만 가진다. 특정 ℓ 값과 관련된 오비탈 집합은 때때로 총칭하여 ''부껍질''이라고 한다.

• 자기 양자수 m_ℓ는 선택된 축을 따라 궤도 각운동량의 투영을 설명한다. 이것은 그 축 주위를 순환하는 전류의 크기와 전자의 자기 모멘트에 대한 궤도의 기여를 앙페르 루프 모델을 통해 결정한다.^[21] ℓ 부껍질 내에서 m_ℓ은 -ℓ ≤ m_ℓ ≤ ℓ 범위의 정수 값을 가진다.

부껍질은 일반적으로 n과 ℓ 값으로 식별된다. n은 숫자 값으로 표시되지만 ℓ은 다음과 같이 문자로 표시된다. 0은 's', 1은 'p', 2는 'd', 3은 'f', 4는 'g'로 표시된다. 예를 들어, n = 2이고 ℓ = 0인 부껍질을 '2s 부껍질'이라고 할 수 있다.

각 전자는 양자 역학적 스핀 형태의 각운동량을 가지며, 스핀 s = 1/2로 주어집니다. 특정 축을 따라 투영된 값은 스핀 자기 양자수 m_s로 주어지며, +1/2 또는 −1/2가 될 수 있다. 이 값들은 각각 "스핀 업" 또는 "스핀 다운"이라고도 한다.

파울리 배타 원리는 원자 내의 두 전자가 네 가지 양자수 모두에 대해 동일한 값을 가질 수 없다는 것을 명시한다. 세 가지 양자수(n, ℓ, m)의 주어진 값을 갖는 궤도에 두 개의 전자가 있다면, 이 두 전자는 스핀 투영 m_s가 달라야 한다.

위 규칙은 기준 축(예: 데카르트 좌표계의 z 방향)을 의미하며, 이 기준 축을 따라 기준 방향도 의미한다. 그렇지 않으면 m = +1을 m = −1과 구별하는 데 의미가 없을 것이다. 따라서 이 모델은 이러한 대칭성을 공유하는 물리 시스템에 적용할 때 가장 유용하다. 원자가 자기장에 노출되는 슈테른-게를라흐 실험는 그러한 예 중 하나이다.^[22]

10. 2. 다전자 원자

''참고: 빈 칸은 존재하지 않는 부껍질을 의미하며, 기울임꼴 숫자는 이론적으로 존재 가능하지만 현재 알려진 원소에는 전자가 없는 부껍질을 나타낸다.''

다전자 원자의 에너지 준위는 다음과 같은 순서로 증가한다.

: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < ...

11. 전자 배치 및 주기율표

궤도에 전자를 배치하는 방법에는 몇 가지 규칙(''전자 배치'')이 있다. 첫 번째 규칙은 원자 내의 두 전자는 양자수 값의 집합이 같을 수 없다는 것이다(파울리 배타 원리). 이러한 양자수에는 궤도를 정의하는 세 가지와 스핀 자기 양자수가 포함된다. 따라서 두 전자가 서로 다른 값을 가지는 한, 단일 궤도를 차지할 수 있다. 각 궤도에는 최대 두 개의 전자가 들어갈 수 있다.^[36]

또한 전자는 항상 가능한 가장 낮은 에너지 상태로 떨어지는 경향이 있다. 파울리 배타 원리를 위반하지 않는 한 어떤 궤도도 차지할 수 있지만, 더 낮은 에너지의 궤도가 있다면 이 상태는 불안정하다. 전자는 결국 에너지를 잃고(광자) 낮은 궤도로 떨어진다. 따라서 전자는 주어진 에너지 순서에 따라 궤도를 채운다.^[36]

이러한 거동은 주기율표의 구조를 만든다. 주기율표는 여러 행(주기)으로 나눌 수 있으며, 위쪽부터 1부터 번호가 매겨진다. 현재 알려진 원소들은 7주기를 차지한다. 특정 주기의 번호가 ''i''이면, 가장 바깥쪽 전자가 ''i''번째 껍질에 있는 원소들로 구성된다. 닐스 보어는 1923년에 처음으로 원소의 성질에 대한 주기성이 전자 에너지 준위의 주기적인 채움으로 설명될 수 있으며, 이로 인해 원자의 전자 구조가 생성된다는 것을 제안했다.^[36]

주기율표는 여러 개의 번호가 매겨진 직사각형 '구역'으로도 나눌 수 있다. 주어진 구역에 속하는 원소들은 다음과 같은 공통적인 특징을 가지고 있다. 가장 높은 에너지 전자는 모두 같은 상태에 속하지만 (하지만 그 상태와 관련된 은 주기에 따라 다릅니다). 예를 들어, 왼쪽 두 열은 's-구역'을 구성한다. Li과 Be의 가장 바깥쪽 전자는 각각 2s 부껍질에 속하고, Na과 Mg의 가장 바깥쪽 전자는 3s 부껍질에 속한다.^[36]

다음은 "부껍질" 궤도를 채우는 순서이며, 이는 주기율표에서 "구역"의 순서도 제공한다.

:'''1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p'''

궤도 채우기의 "주기적" 특성과 '''s''', '''p''', '''d''', '''f''' "구역"의 출현은 이 채우기 순서가 행렬 형태로 주어지면 더 명확해진다. 여기서 주양자수의 증가는 행렬에서 새로운 행("주기")을 시작한다. 그런 다음 각 부껍질(처음 두 개의 양자수로 구성됨)은 포함할 수 있는 각 전자 쌍에 필요한 만큼 반복된다. 결과적으로 각 항목이 연속적인 두 원소를 나타내는 압축된 주기율표가 생성된다.

마델룽 규칙에 따른 일반적인 궤도 채우기 순서이지만, 예외가 있으며 각 원소의 실제 전자 에너지는 원자의 추가 세부 사항에도 따라 달라진다.

전기적으로 중성인 원자의 전자 수는 원자 번호와 함께 증가한다. 가장 바깥쪽 껍질의 전자 또는 ''원자가 전자''는 원소의 화학적 거동을 담당하는 경향이 있다. 같은 수의 원자가 전자를 포함하는 원소는 함께 그룹화할 수 있으며 유사한 화학적 성질을 나타낸다.

12. 오비탈 간의 전이

결합 양자 상태는 불연속적인 에너지 준위를 갖는다. 원자 궤도에 적용하면 상태 간의 에너지 차이가 분리된다는 것을 의미한다. 이러한 상태들 사이의 전이(즉, 광자를 흡수 또는 방출하는 전자)는 광자가 상기 상태 사이의 정확한 에너지 차이에 대응하는 에너지를 갖는 경우에만 발생할 수 있다.

수소 원자의 두 가지 상태를 고려하면,

• 상태 1) n|n^영어 = 1, L|L^영어 = 0, m_L|m_L^영어 = 0, s|s^영어 = +1/2|½^영어
• 상태 2) n|n^영어 = 2, L|L^영어 = 0, m_L|m_L^영어 = 0, s|s^영어 = +1/2|½^영어

13. 오비탈의 언어적, 물리적 의미

오비탈은 영어 단어 'orbit(궤도)'와 '~스러운'을 의미하는 접미사 '-al'의 합성어로, '궤도스러운'이라는 뜻을 지닌다.^[50] 즉, 실제 궤도는 아니지만 그와 매우 흡사한 형태와 특징을 가지고 있다는 의미이다. 원자 궤도는 전자가 발견될 확률 분포를 나타내는 파동 함수의 제곱값으로 표현된다. 전자밀도지도, 전자확률, 원자궤도함수, 파동함수, 오비탈은 통상적으로 같은 의미로 사용된다.

오비탈은 양자역학적으로 규명된 원자의 모양이다. 양자역학에 따르면 핵 주위를 도는 전자의 정확한 위치는 존재하지 않으며, 확률만을 측정할 수 있다. 전자들은 정확한 궤도를 도는 것이 아니라 핵 주위에 확률로서 존재하며, '각 지점에서의 전자 발견 확률'을 점으로 표시하면 핵 주위에 구름이 퍼져있는 것처럼 보인다. 이러한 이유로 오비탈을 전자 구름이라고 부르기도 한다.^[50]

파동함수 자체는 어떠한 의미를 가지지 않지만, 파동함수의 제곱값은 특정 지점 근처에서 전자가 발견될 확률이라는 의미를 가진다.

• [ψ(x,y,z)]² = N (확률)

14. 혼성 오비탈

분자를 형성하기 위해 원자들은 전자를 공유하며 결합한다. 루이스 구조를 이용하여 원자가 전자의 배치를 예상할 수 있으며, '''VSEPR(원자가 껍질 전자쌍 반발)''' 이론을 통해 오비탈들이 어떻게 전자를 공유하고 결합하여 분자 모양을 형성하는지 알 수 있다.

오비탈은 특정한 궤도가 아니므로, 원자들은 분자를 형성하기 위해 결합에 참여하는 오비탈을 혼성화하여 생성되는 분자의 에너지 준위를 낮춘다. 각 원자는 분자의 에너지를 최소화하는 방향으로 오비탈을 변형(혼성화)시킨다.

혼성 오비탈 이론으로 예측한 분자 구조는 루이스 구조로 예측된 전자 배치와 일치하므로 분자 구조를 설명하는 데 매우 유용하다. 다만, 혼성 오비탈은 주어진 실험적 결과를 해석하기 위한 방법이다. 즉, 혼성 오비탈로 분자 결합이 생성되는 것이 아니라, 실제 분자 구조를 보고 혼성 오비탈로 설명하는 것이다.

14. 1. sp³ 혼성 오비탈

14. 2. sp² 혼성 오비탈

14. 3. sp 혼성 오비탈

14. 4. dsp³ 혼성 오비탈

14. 5. d²sp³ 혼성 오비탈

15. 원자가 궤도

원자 궤도 중에서 가장 바깥쪽 껍질에 존재하는 것을 원자가 궤도라고 부른다. 닫힌 껍질 구조에 포함되어 있지 않기 때문에, 원자가 궤도는 화학 결합 및 화학 반응에서 주역을 담당한다. 원자가 궤도에 존재하는 전자를 원자가 전자 또는 원자가전자라고 부른다.

참조

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