오비탈 다이어그램 생성기
질소, 산소부터 철, 크로뮴, Fe³⁺까지 원소와 이온의 오비탈 다이어그램을 만듭니다. 채우는 순서대로 상자를 놓고 훈트 규칙에 맞춰 화살표를 넣고 전자 배치를 적습니다. 화학 수업용.
오비탈 다이어그램 예시
홀전자 2개의 산소, 3d 홀전자 4개의 철, 예상과 실제 배치를 비교한 크로뮴, 훈트 규칙을 보여 주는 질소입니다. 고르면 그 프롬프트가 입력창에 들어갑니다.
오비탈 다이어그램 그리는 법: 황을 단계별로
라벨 그림은 전자 16개인 황이며, 위로 갈수록 에너지가 높습니다. 같은 네 단계로 어떤 원자의 오비탈 다이어그램도 그릴 수 있습니다.
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전자 수 세기
황의 원자 번호는 16이므로 화살표는 16개입니다. 이온이면 전하만큼 더하거나 뺍니다.
- 2
쌓음 원리 순서로 채우기
1s, 2s, 2p, 3s, 3p를 아래에서 위로, 상자마다 반대 방향 화살표 두 개까지(파울리 배타 원리).
- 3
3p는 먼저 하나씩
3p 상자마다 화살표를 하나씩 넣고, 네 번째 전자가 첫 상자에서 쌍을 이룹니다(훈트 규칙).
- 4
전자 배치 쓰기
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴, 줄여서 [Ne] 3s² 3p⁴이고 홀전자는 2개입니다.
![크로뮴 오비탈 다이어그램의 예외: 예상 [Ar] 4s2 3d4 홀전자 4개와 실제 [Ar] 4s1 3d5 홀전자 6개](/imgs/examples/topic-diagrams/orbital-diagram-3.webp)
크로뮴의 오비탈 다이어그램은 왜 채우는 순서를 벗어날까
채우는 순서대로라면 크로뮴은 [Ar] 4s² 3d⁴입니다. 실제로 측정된 바닥상태에서는 전자 하나가 위로 옮겨 가 두 부껍질이 모두 반만 찹니다.
- 1
예상: 홀전자 4개
4s에 전자쌍, 3d 상자 다섯 개 중 네 개에 화살표 하나씩, 다섯 번째는 비어 있습니다.
- 2
실제: 홀전자 6개
4s 전자 하나가 3d로 옮겨 [Ar] 4s¹ 3d⁵, 화살표 여섯 개가 모두 홀로 같은 방향입니다.
- 3
구리도 마찬가지
4s² 3d⁹가 아닌 [Ar] 4s¹ 3d¹⁰. 3d가 꽉 차는 쪽이 4s 상자가 차는 쪽보다 안정합니다.
원소별 오비탈 다이어그램과 쌓음 원리 도표
가장 많이 찾는 원소별 다이어그램을 화살표 모양이 반복되는 것끼리 묶었습니다. 항목마다 전자 수, 상자, 화살표 위치, 홀전자 수를 적었습니다.
수소, 헬륨, 리튬, 베릴륨의 오비탈 다이어그램
가장 작은 다이어그램이며 파울리 배타 원리를 보여 주기 좋습니다. 수소(1): 1s¹, 상자 하나에 위쪽 화살표 하나. 헬륨(2): 1s², 한 상자에 위쪽과 아래쪽 화살표. 리튬(3): 1s² 2s¹, 두 번째 껍질이 생기는 첫 원자, 홀전자 1개. 베릴륨(4): 1s² 2s², 모든 화살표가 쌍을 이룹니다.
질소의 오비탈 다이어그램
전자 7개: 1s² 2s² 2p³. 1s와 2s에 전자쌍, 그다음 2p 상자 세 개에 위쪽 화살표가 하나씩 들어가고 쌍은 생기지 않습니다. 훈트 규칙에 따라 같은 부껍질의 상자는 먼저 하나씩 채워지기 때문입니다. 홀전자 3개: 반쯤 찬 2p가 질소의 제1 이온화 에너지가 산소보다 큰 이유입니다.
산소의 오비탈 다이어그램과 전자 배치
전자 8개: 1s² 2s² 2p⁴. 네 번째 2p 전자는 쌍을 이룰 수밖에 없어 첫 2p 상자에 ↑↓, 나머지 두 상자에 화살표가 하나씩 들어갑니다: 홀전자 2개. 이 한 상자 안의 전자쌍 반발 때문에 산소는 질소보다 전자를 쉽게 내놓습니다.
탄소의 오비탈 다이어그램
전자 6개: 1s² 2s² 2p². 2p 전자 두 개는 서로 다른 상자에 같은 스핀으로 들어가 홀전자 2개이며, 한 상자에 쌍으로 들어가지 않습니다. 2s 전자 하나를 2p로 올려 화살표 네 개를 홀로 그린 그림은 sp³ 혼성을 설명하려고 그리는 탄소의 들뜬상태이지 바닥상태 다이어그램이 아닙니다.
붕소, 알루미늄, 규소의 오비탈 다이어그램
붕소(5): 1s² 2s² 2p¹, 첫 2p 상자에 화살표 하나, 나머지 2p 상자 두 개는 비어 있습니다. 알루미늄(13): [Ne] 3s² 3p¹, 한 주기 아래에서 같은 모양. 규소(14): [Ne] 3s² 3p², 탄소처럼 3p 화살표 두 개가 홀로 있습니다. 빈 p 상자도 그려야 합니다. p 부껍질은 채워졌든 아니든 상자 세 개입니다.
황과 인의 오비탈 다이어그램
산소와 질소의 한 주기 아래로, 네온 핵심부 다음의 바깥 모양이 같습니다. 인(15): [Ne] 3s² 3p³, 3p 화살표 세 개가 홀로, 홀전자 3개. 황(16): [Ne] 3s² 3p⁴, 3p에 전자쌍 하나와 홀화살표 두 개, 홀전자 2개. 전체 다이어그램에는 그 아래 1s, 2s, 2p에 안쪽 전자 10개가 함께 그려집니다.
염소, 플루오린, 브로민의 오비탈 다이어그램
할로젠은 p 부껍질이 꽉 차기까지 전자 하나가 모자란 ns² np⁵입니다. 플루오린(9): 1s² 2s² 2p⁵. 염소(17): [Ne] 3s² 3p⁵. 브로민(35): [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵, 4s와 4p 사이에 꽉 찬 3d를 그립니다. 셋 모두 p 상자 두 개에 전자쌍, 세 번째에 화살표 하나: 홀전자 1개.
나트륨, 마그네슘, 칼륨, 칼슘의 오비탈 다이어그램
나트륨(11): [Ne] 3s¹, 3s에 화살표 하나. 마그네슘(12): [Ne] 3s², 쌍을 이루어 홀전자 없음. 칼륨(19): [Ar] 4s¹, 칼슘(20): [Ar] 4s². 둘 다 3d 상자가 없습니다. 스칸듐 전까지는 4s가 3d보다 낮아서 19번째 전자는 3d가 아닌 4s로 들어갑니다.
철의 오비탈 다이어그램과 전자 배치
전자 26개: [Ar] 4s² 3d⁶. 4s는 쌍을 이루고, 3d 상자 다섯 개에는 처음 다섯 전자가 하나씩 들어간 뒤 여섯 번째가 첫 상자에서 쌍을 이룹니다: 홀전자 4개, 그래서 철 원자는 상자기성입니다. Fe²⁺는 [Ar] 3d⁶로 4s 전자 두 개가 먼저 빠지고 홀전자는 그대로 4개, Fe³⁺는 [Ar] 3d⁵로 3d 상자마다 화살표가 하나씩, 홀전자 5개입니다.
크로뮴과 구리의 오비탈 다이어그램
4주기 전이 원소의 두 가지 예외입니다. 크로뮴(24): 4s² 3d⁴가 아닌 [Ar] 4s¹ 3d⁵, 홀화살표 여섯 개. 구리(29): 4s² 3d⁹가 아닌 [Ar] 4s¹ 3d¹⁰, 꽉 찬 3d와 홀전자 1개. 예외라고 적으면 측정된 대로 그리고, 예상과 실제를 함께 요청하면 위 크로뮴 예시처럼 두 줄로 그립니다.
타이타늄, 망가니즈, 코발트, 니켈, 아연의 오비탈 다이어그램
4s가 찬 뒤 3d 상자는 쌍이 생기기 전에 화살표를 하나씩 받습니다. 타이타늄(22): [Ar] 4s² 3d², 홀전자 2개. 망가니즈(25): [Ar] 4s² 3d⁵, 홀전자 5개. 코발트(27): [Ar] 4s² 3d⁷, 홀전자 3개. 니켈(28): [Ar] 4s² 3d⁸, 홀전자 2개. 아연(30): [Ar] 4s² 3d¹⁰, 홀전자가 없어 반자기성입니다.
네온과 아르곤의 오비탈 다이어그램
18족 원소는 가진 상자를 모두 채웁니다. 네온(10): 1s² 2s² 2p⁶, 상자 다섯 개에 쌍을 이룬 화살표 열 개. 아르곤(18): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, 상자 아홉 개가 모두 쌍. 홀전자가 없어 둘 다 반자기성이며, 이 전자 배치가 다음 원소들의 약식 다이어그램을 시작하는 [Ne]와 [Ar] 핵심부가 됩니다.
쌓음 원리 도표(채우는 순서표)
어느 한 원자가 아니라 모든 원자가 채워지는 순서입니다. 부껍질을 껍질별로 줄지어 쓰고(1s; 2s 2p; 3s 3p 3d; 4s 4p 4d 4f …) 대각선 화살표를 그으면 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s 순서가 읽힙니다. n + l 규칙(마델룽 규칙)을 담은 도표로, n + l이 작은 쪽이 먼저 채워지고 같으면 n이 작은 쪽이 먼저이므로 4s(4 + 0)가 3d(3 + 2)보다 먼저입니다.
오비탈 에너지 준위 도표
같은 상자를 한 줄로 늘어놓지 않고 에너지 축을 따라 쌓은 그림으로, 위의 황 그림이 이 방식입니다. 부껍질마다 높이가 다르고, p 상자 세 개나 d 상자 다섯 개는 에너지가 같아(축퇴) 같은 높이에 나란히 놓입니다. 칼륨에서 4s가 3d보다 낮은 이유와, 마지막으로 찬 부껍질과 첫 빈 부껍질 사이의 간격을 보여 주는 형태입니다.
수소부터 브로민까지 오비탈 채우기와 홀전자 수
일반화학 교재에 실린 바닥상태 전자 배치와, 마지막으로 채워지는 부껍질의 화살표입니다(□는 빈 상자). 홀전자 수는 다이어그램 전체의 홀화살표 수입니다.
| 원소 | 전자 수 | 약식 전자 배치 | 마지막 부껍질의 상자 | 홀전자 수 |
|---|---|---|---|---|
| H | 1 | 1s¹ | 1s: ↑ | 1 |
| He | 2 | 1s² | 1s: ↑↓ | 0 |
| Li | 3 | [He] 2s¹ | 2s: ↑ | 1 |
| B | 5 | [He] 2s² 2p¹ | 2p: ↑ □ □ | 1 |
| C | 6 | [He] 2s² 2p² | 2p: ↑ ↑ □ | 2 |
| N | 7 | [He] 2s² 2p³ | 2p: ↑ ↑ ↑ | 3 |
| O | 8 | [He] 2s² 2p⁴ | 2p: ↑↓ ↑ ↑ | 2 |
| F | 9 | [He] 2s² 2p⁵ | 2p: ↑↓ ↑↓ ↑ | 1 |
| Ne | 10 | [He] 2s² 2p⁶ | 2p: ↑↓ ↑↓ ↑↓ | 0 |
| Na | 11 | [Ne] 3s¹ | 3s: ↑ | 1 |
| Mg | 12 | [Ne] 3s² | 3s: ↑↓ | 0 |
| Al | 13 | [Ne] 3s² 3p¹ | 3p: ↑ □ □ | 1 |
| Si | 14 | [Ne] 3s² 3p² | 3p: ↑ ↑ □ | 2 |
| P | 15 | [Ne] 3s² 3p³ | 3p: ↑ ↑ ↑ | 3 |
| S | 16 | [Ne] 3s² 3p⁴ | 3p: ↑↓ ↑ ↑ | 2 |
| Cl | 17 | [Ne] 3s² 3p⁵ | 3p: ↑↓ ↑↓ ↑ | 1 |
| Ar | 18 | [Ne] 3s² 3p⁶ | 3p: ↑↓ ↑↓ ↑↓ | 0 |
| K | 19 | [Ar] 4s¹ | 4s: ↑ | 1 |
| Ca | 20 | [Ar] 4s² | 4s: ↑↓ | 0 |
| Ti | 22 | [Ar] 4s² 3d² | 3d: ↑ ↑ □ □ □ | 2 |
| Cr | 24 | [Ar] 4s¹ 3d⁵ (예외) | 4s: ↑, 3d: ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ | 6 |
| Mn | 25 | [Ar] 4s² 3d⁵ | 3d: ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ | 5 |
| Fe | 26 | [Ar] 4s² 3d⁶ | 3d: ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ | 4 |
| Co | 27 | [Ar] 4s² 3d⁷ | 3d: ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ | 3 |
| Ni | 28 | [Ar] 4s² 3d⁸ | 3d: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ | 2 |
| Cu | 29 | [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ (예외) | 4s: ↑, 3d: 전자쌍 5개 | 1 |
| Zn | 30 | [Ar] 4s² 3d¹⁰ | 3d: 전자쌍 5개 | 0 |
| Br | 35 | [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵ | 4p: ↑↓ ↑↓ ↑ | 1 |
스칸듐부터 아연까지는 4s 다음에 3d가 채워지며, 순서를 벗어나는 것은 크로뮴과 구리뿐입니다. 스칸듐([Ar] 4s² 3d¹, 홀전자 1개)과 바나듐([Ar] 4s² 3d³, 홀전자 3개)은 규칙을 따릅니다. 양이온은 n이 가장 큰 전자부터 뺍니다: Cu⁺와 Zn²⁺는 둘 다 [Ar] 3d¹⁰입니다.
오비탈 다이어그램, 전자 배치, 보어 모형 비교
셋 다 같은 전자를 나타냅니다. 전자 배치는 한 줄의 글(1s² 2s² 2p⁴)로 쓰고, 오비탈 다이어그램은 오비탈마다 화살표를 그리며, 보어 모형은 껍질만 고리로 그릴 뿐 부껍질도 스핀도 없습니다. 상자와 화살표로 나타내는 오비탈 표기법은 대부분의 수업에서 오비탈 다이어그램과 같은 뜻으로 씁니다.
| 오비탈 다이어그램 | 전자 배치 | 보어 모형 | |
|---|---|---|---|
| 보여 주는 것 | 오비탈은 상자, 전자는 화살표 | 부껍질과 위 첨자 전자 수 | 껍질은 고리, 전자는 점 |
| 산소 | 1s ↑↓, 2s ↑↓, 2p ↑↓ ↑ ↑ | 1s² 2s² 2p⁴ 또는 [He] 2s² 2p⁴ | 첫 고리에 점 2개, 둘째 고리에 6개 |
| 스핀 | 위아래 화살표로 표시 | 표시 안 함 | 표시 안 함 |
| 홀전자 | 홀화살표를 세면 됨 | 훈트 규칙으로 따져야 함 | 알 수 없음 |
| 부껍질(s, p, d) | 상자 1, 3, 5개 묶음 | 1s, 2p, 3d …로 표기 | 없음, 껍질만 |
| 분자 오비탈 도표와 비교 | 원자 하나만; MO 도표는 두 원자의 오비탈을 양쪽 열에 놓고 결합시킴 | 분자는 σ2s² σ*2s² …처럼 MO 전자 배치로 씀 | 분자에 해당하는 형태 없음 |
스핀이나 자기적 성질을 묻는 문제라면 오비탈 다이어그램을 그리세요. “철의 홀전자는 몇 개인가?”는 3d 상자 다섯 개를 그려야 풀리고, “철의 전자 배치는?”은 [Ar] 4s² 3d⁶만 쓰면 됩니다.
오비탈 다이어그램이란?
오비탈 다이어그램(오비탈 상자 그림, 전자 배치 상자 모형이라고도 함)은 원자의 전자가 어디에 있는지 보여 주는 그림입니다. 오비탈 하나에 상자나 선 하나를 그려 부껍질(1s, 2s, 2p, 3s …)별로 채우는 순서대로 묶고, 전자는 방향이 스핀을 뜻하는 반화살표로 그립니다. 산소의 1s² 2s² 2p⁴처럼 전자 배치와 같은 개수를 담으면서, 전자 배치가 알려 주지 않는 것, 즉 어느 오비탈에 전자쌍이 있고 어느 오비탈에 홀전자가 하나 있는지까지 보여 줍니다.
핵심 정리
- 화살표는 세 규칙이 정합니다. 쌓음 원리: 에너지가 가장 낮은 부껍질부터 채웁니다. 파울리 배타 원리: 오비탈 하나에 전자는 최대 2개, 스핀은 반대. 훈트 규칙: 에너지가 같은 오비탈들에는 쌍을 이루기 전에 하나씩, 모두 같은 스핀으로 들어갑니다.
- 4s는 3d보다 먼저 채워지고, 먼저 비워집니다. 칼륨과 칼슘은 바깥 전자를 4s에 넣고 스칸듐부터 3d가 시작됩니다. 전이 금속이 양이온이 될 때는 4s 전자를 먼저 잃습니다: Fe는 [Ar] 4s² 3d⁶, Fe²⁺는 [Ar] 3d⁶.
- s, p, d, f 부껍질의 오비탈은 1, 3, 5, 7개입니다. 그래서 s에는 전자 2개, p에는 6개, d에는 10개, f에는 14개가 들어가고, 주기율표의 블록 너비도 2, 6, 10, 14칸입니다.
- 홀전자가 있으면 상자기성입니다. 홀화살표를 세면 질소 3개, 산소 2개, 철 4개, 크로뮴 6개입니다. 네온이나 아연처럼 모든 화살표가 쌍을 이루면 반자기성입니다.
- 크로뮴과 구리는 단순한 순서를 벗어납니다. Cr는 [Ar] 4s¹ 3d⁵, Cu는 [Ar] 4s¹ 3d¹⁰입니다. 반만 차거나 꽉 찬 3d가 채우는 순서로 예상한 배치보다 에너지가 낮기 때문입니다. 바로 아래의 몰리브데넘과 은도 5s와 4d에서 같은 일이 일어납니다.
오비탈 다이어그램 Q&A
오비탈 다이어그램은 어떻게 그리나요?
전자 수를 세고, 부껍질을 채우는 순서(1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d …)대로 오비탈마다 상자 하나씩 그린 뒤 아래에서부터 채웁니다. 상자 하나에 반대 방향 화살표 두 개, 그리고 p나 d 부껍질은 쌍이 생기기 전에 모든 상자에 화살표를 하나씩 넣습니다. 화살표 수가 원자 번호와 같아지면 멈추고, 아래에 전자 배치를 쓴 뒤 홀화살표를 세어 홀전자 수를 구합니다.
오비탈 표기법이란 무엇인가요?
전자 배치를 오비탈마다 하나씩 부껍질 라벨을 단 상자나 선으로 그리고, 전자를 위나 아래 화살표로 나타낸 표기입니다. 산소는 1s ↑↓, 2s ↑↓, 2p ↑↓ ↑ ↑입니다. 이 용어를 쓰는 교재에서는 1s² 2s² 2p⁴처럼 글로 쓴 형태를 “전자 배치” 또는 “spdf 표기”라고 부릅니다.
오비탈 다이어그램과 전자 배치는 무엇이 다른가요?
전자 배치는 부껍질마다 전자가 몇 개 있는지 알려 주고, 오비탈 다이어그램은 그 안에서 전자가 어떻게 자리 잡는지까지 보여 줍니다. 산소는 둘 다 2p⁴이지만, 2p 오비탈 하나에 전자쌍이 있고 둘에 홀전자가 하나씩 있다는 것, 곧 산소의 홀전자 2개가 어디서 오는지는 다이어그램에서만 보입니다.
쌓음 원리 도표란 무엇인가요?
부껍질이 채워지는 순서를 나타낸 도표입니다. 부껍질을 껍질별로 줄지어 쓰고 대각선 화살표를 그어 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s … 순서로 읽습니다. n + l 규칙을 따릅니다. 오비탈 다이어그램을 그리기 위한 도구이지 특정 원자의 다이어그램은 아닙니다.
왜 4s가 3d보다 먼저 채워지나요?
칼륨과 칼슘에서는 4s가 3d보다 에너지가 낮기 때문입니다. 4s의 n + l은 4, 3d는 5입니다. 스칸듐부터 3d가 채워지기 시작하면 3d 오비탈이 4s 아래로 내려가므로, 전이 금속 양이온은 4s 전자를 먼저 잃습니다: Fe²⁺는 [Ar] 4s² 3d⁴가 아니라 [Ar] 3d⁶입니다.
크로뮴과 구리는 왜 예외인가요?
반만 차거나 꽉 찬 3d 부껍질이 채우는 순서로 예상한 배치보다 안정해서, 4s 전자 하나가 3d로 옮겨 갑니다. 크로뮴은 4s² 3d⁴ 대신 [Ar] 4s¹ 3d⁵, 구리는 4s² 3d⁹ 대신 [Ar] 4s¹ 3d¹⁰입니다. 이 영역에서는 4s와 3d의 에너지가 매우 가까워 평행한 3d 스핀이 주는 추가 안정성이 승부를 가릅니다.
철의 홀전자는 몇 개인가요?
4개입니다. 철은 [Ar] 4s² 3d⁶입니다. 4s는 쌍을 이루고, 3d 전자 여섯 개 중 처음 다섯 개가 각각 다른 상자에 들어간 뒤 여섯 번째가 그중 하나와 쌍을 이루어 홀화살표 네 개가 남습니다. [Ar] 3d⁵인 Fe³⁺는 3d 상자마다 하나씩, 5개입니다.
이온의 오비탈 다이어그램은 어떻게 그리나요?
중성 원자의 다이어그램에서 시작해 전하만큼 화살표를 더하거나 뺍니다. 음이온은 남는 전자를 다음 빈 상자에 넣습니다: Cl⁻는 [Ne] 3s² 3p⁶. 양이온은 n이 가장 큰 쪽부터 잃으므로 전이 금속은 3d보다 4s를 먼저 잃습니다: Fe³⁺는 [Ar] 3d⁵, 홀화살표 다섯 개에 4s 상자는 없습니다.
원자가 전자 오비탈 다이어그램은 무엇을 보여 주나요?
가장 바깥 껍질, 즉 n이 가장 큰 s와 p 상자만 그리고 안쪽은 18족 원소 기호로 줄여 씁니다. 황은 [Ne] 다음에 3s ↑↓와 3p ↑↓ ↑ ↑로, 원자가 전자 6개 중 홀전자가 2개입니다. 전이 금속은 3d 전자도 결합에 참여하므로 보통 3d 상자까지 그립니다.
한 상자 안의 두 화살표는 왜 반대 방향인가요?
파울리 배타 원리 때문입니다. 같은 오비탈의 두 전자는 스핀이 +½과 −½로 반대여야 하며, 이를 위쪽 화살표와 아래쪽 화살표로 그립니다. 어떤 오비탈도 세 번째 전자를 받을 수 없으므로 한 상자에 화살표가 두 개를 넘는 일은 없습니다.
출처
- 5.17: Hund's Rule and Orbital Filling Diagrams, Introductory Chemistry (CK-12) — LibreTexts
- Orbital Diagrams, General Chemistry — Chemistry Steps
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