오비탈 (orbital)이론이 정립되고 원자들이 결합하여 분자를 형성하는 이유에 대한 가장 직관적인 설명은 전자구름이 겹쳐서 공유결합을 형성한다는 것이었다. 그런데 이러한 원자 오비탈의 모형으로는 이미 알려져 있는 각종 분자의 결합형태를 설명할 수가 없었다.
예를 들면 메테인 (CH4)분자에서 C가 H와 결합할 때 2S와 2P 오비탈이 결합에 참여하는데 본래 C에 존재하는 3개의 2P 오비탈은 서로 직각이다. 따라서 이들이 C-H결합을 형성하면 결합각이 90°가 되어야 하지만 실제 메테인의 결합각은 109.5°으로 정사면체 구조를 이룬다.
또한 C의 2p와 H의 1s 사이의 중첩에 의한 3개의 결합과 C의 2s와 H의 1s 사이의 중첩에 의한 1개의 결합이 생기면 2p와 2s의 에너지가 엄연히 다르므로 결합길이나 에너지가 차이가 나야한다. 그러나 메테인에 존재하는 4개의 공유결합은 모두 결합길이나 에너지가 동일하다.
이러한 현상을 설명하기 위해 등장한 이론이 바로 혼성 오비탈(Hybrid Orbital)이다.
혼성 오비탈을 형성하기 위한 혼성화 (Hybridization)란 결합을 형성하기 위하여 원래의 원자 궤도함수들이 혼합되어 새로운 궤도함수를 형성하는 것을 의미한다.
2. 혼성 오비탈의 종류
가. sp3 혼성화 (sp3 Hybridization)
정사면체 구조를 가진 원자 궤도함수를 이루는 원자는 그 중심원자가 sp3 혼성화를 이룬다. 다시말해 입체수가 4인 분자에서 중심원자는 sp3 혼성 오비탈을 가진다고 할 수 있다.
1개의 s 오비탈과 3개의 p오비탈이 혼성되어 새로운 4개의 혼성오비탈을 형성한다.
이들 혼성오비탈 안의 전자들은 모두 에너지 준위가 같다.
그러나 비공유 전자쌍이 있으면 그들 사이의 반발력이 결합에 참여한 전자보다 더 크기 때문에 결합각이 작아진다는 것을 알고 있을 것이다.
이 때의 에너지 준위차이를 설명하기 위해서는 분자 오비탈의 개념까지 다뤄야 한다. 비공유 전자쌍의 반발력이 더 큰 이유는 비공유전자쌍은 중심원자로 부터남 인력이 작용하기 때문이다. 서로 밀어내는 작용하는 전자가 가까이 붙어 있으니 반발력이 더 크다.
나. sp2 혼성화 (sp2 Hybridization)
1개의 S 오비탈과 2개의 p 오비탈이 혼성화되어 새로운 3개의 혼성 오비탈을 형성한다.
이 때 나머지 한개의 p 오비탈은 혼성에 참여하지 않고 sp2 혼성 오비탈의 평면에 수직 방향으로 놓이게 된다. 세개의 유효한 시그마 결합을 가졌다면 sp2 혼성 오비탈을 가지는 것이다.
따라서 p 오비탈 하나는 빈 오비탈이 되는데 이렇게 빈 오비탈을 가진 분자들이 루이스산으로 잘 작용한다.
배위 결합은 BF3 같은 분자들이 그 예시이다.
다. SP 혼성화 (SP Hybridization)
1개의 s 오비탈과 1개의 p 오비탈이 수학적으로 혼합되어 2개의 새로운 혼성 오비탈을 형성한다.
에타인 (C2H2)의 분자를 생각해 보면 혼성화에 참여하지 않은 2개의 p오비탈이 sp 혼성 오비탈끼리 결합하여 형성된 시그마 결합에 수직하게 (각각 수직하게) 파이결합을 각각 형성한다. 이러한 삼중결합은 두개의 파이결합이 끊어지기 전까지 평면구조를 유지하는데 기여한다.
라. sp3d 혼성화 (sp3d Hybridization)
중심원자의 입체수가 5인 PCl5와 같은 분자에서 중심원자는 5개의 동일한 공유결합을 한다. 따라서 P는 5개의 동일한 오비탈을 사용하여야 한다. P과 같은 3주기 이후의 원소들은 에너지가 그리 높지 않은 d 오비탈을 최외각에 가지고 있다.
따라서 d 오비탈을 쉽게 활용할 수 있다. 즉 PCl5 의 P원자는 1개의 3s, 3개의 3p와 함께 3d 오비탈을 1개 섞음으로써 5개의 동일한 dsp3 혼성 오비탈을 형성한다. 입체수가 5인 다른 분자들의 중심원자들도 같은 혼성을 한다.
마. sp3d2 혼성화 (sp3d2 Hybridization)
비슷하게 입체수가 6인 SF6 와 같은 분자들은 중심원자는 1개의 S, 3개의 p, 그리고 d 오비탈 2개를 섞어 6개의 동일한 d2sp3 혼성 오비탈을 형성한다.
▣ 원자(原子, atom)는 물질을 이루는 가장 작은 단위이다. 물질들이 원소로 구성되어 있기에, 원자는 화확 반응을 통해
더 쪼갤 수 없는 단위를 말한다. 모든 고체, 액체, 기체, 플라즈마가 전부 원자로 이루어져 있다. 원자는 원자핵과 전자
로 이루어져 있으며, 원자핵은 중성자와 양성자로 구성된다. 또 핵반응을 통해서는 더 작은 단위로 나뉜다. 원자와 혼동
하기 쉬운 개념으로 '원소'를 들 수 있는데, 원자가 물질을 구성하는 기본 입자라고 한다면, 원소는 물질을 이루는 성분
의 종류라고 하겠다. 한편, 여러 원자의 화학적 결합으로 이루어진 분자는 물질의 성질을 가지는 가장 작은 입자이다.
① 원자는 (+) 전기를 띤 원자핵과 그 주위에 구름처럼 퍼져 있는 (-) 전기를 띤 전자로 되어 있다.
(원자의 크기는 10-8 ㎝ 정도)
② 원자핵은 (+) 전기를 띤 양성자와 전기를 띠지 않는 중성자로 되어 있다. (크기는 10-12 ㎝ 정도)
나. 원자번호와 질량수
① 원자번호 : 중성원자가 가지는 양성자 수
◈ 원자번호 = 양성자 수 = 전자수
② 질량수 : 원자핵의 무게인 양성자와 중성자의 무게를 각각 1로 했을 경우 상대적인 질량 값
◈ 질량값 = 양성자 수 + 중성자 수
※ 모든 원자들의 양성자수는 같은 것이 하나도 없으므로 양성자수의 수대로 원자번호를 부여한다.
또한 원자가 전기적으로 중성이므로 양성자 수와 전자 수는 동일하다.
2. 원자 모형과 전자 배치
가. 원자 모형의 변천
① 돌턴의 모형 (1809) : 원자는 단단하고 쪼갤 수 없는 공과 같다.
② 톰슨의 모형 (1903) : 양전하를 띤 공 모양에 전자가 고루 박혀 있는 푸딩 모양과 같다.
③ 러더퍼드 모형 (1903) : 원자의 중심에는 질량이 크고 양전하를 띤 핵이 있고, 그 주위에 원자핵의 양전하와 균형을
이룰 수 있는 수만큼의 전자가 빠르게 돌고 있다.
④ 보어의 모형 (1913) : 전자가 원자핵을 중심으로 일정한 궤도를 돌고 있다.
⑤ 현재의 모형 : 전자가 원자핵 주위에 구름처럼 퍼져 있다. (전자 구름 모형)
[참고] 돌턴의 원자설
① 돌턴의 원자설 내용
㉠ 모든 물질을 세분하면 더 이상 쪼갤 수 없는 단위 입자 "원자"로 되어 있다.
㉡ 같은 물질의 원자의 크기, 모양, 질량은 모두 같다.
㉢ 원소는 만들어기거나 없어지지 않으며 화합물의 원자 (현재의 분자)는 그 성분 원소의 원자에 의해 생긴다.
㉣ 화합물은 성분 원소의 원자가 모여서 된 복합 원자로 되어 있다. 그 때 결합비는 간단한 정수비로 되어 있다.
(배수비례의 법칙)
② 돌턴의 원자설 중 보완해야 할 점
㉠ 원자는 더 이상 쪼갤 수 없는 작은 단위가 아니다. 원자는 양성장, 중성자, 전자 등으로 쪼갤 수 있으며, 원자력 발전은
원자가 쪼개지는 핵분열을 이용한 것이다. 또한, 양성자, 중성자, 전자도도 최소 단위는 아니다. (쿼크 입자로 구성)
㉡ 동위원자가 발견 됨으로써 같은 물질의 원자라도 질량이 다른 것이 있다는 것이 밝혀졌다.
나. 전자배치
▣ 원자핵의 둘레에는 양자수와 같은 수의 전자가 원자핵을 중심으로 몇 개의 층을 이루어 배치되어 있다.
이 전자층을 전자각이라 한다.
① 전자껍질 : 원자핵을 중심으로 에너지 준위가 다른 몇 개의 전자층을 이루는데 이 전자층을 전자껍질이라 하며,
주전자 껍질 (K, L, M, N, … 껍질)과 부전자 껍질 (s, p, d, f, 껍질)로 나뉜다.
㉠ 부전자 껍질 (s, p, d, f)에 수용할 수 있는 전자 수
s : 2개, p : 6개, d : 10개, f : 14개, 2, 2 + 4 = 6, 6 + 4 = 10, 10 + 4 = 14
㉡ 주기율표에서 족의 수 = 전자껍질의 수
② 최외각전자 (원자가 전자 또는 가전자)
㉠ 전자껍질에 전자가 채워졌을 때 제일 바깥 전자껍질에 들어 있는 전자를 최외각 전자라고 하며,
그 원자의 화학적 성질을 결정한다.
㉡ 8개 이상일 때는 안정하다. (K껍질만은 원자 2개 안정) : 주기율표 0족 원소의 전자배열
㉢ n번에 들어갈 수 있는 전자의 최대수는 2n2 이다.
[참고] 팔우설 (Octet theory)
◈ 모든 원자들은 주기율표 0족에 있는 비활성 기체 (Ne, Ar, Kr, Xe 등)와 같이 최외각 전자 8개를 가져서 안정하려는
경향 (단, He은 2개의 가전자를 가지고 있으며 안정하다.)
다. 궤도함수 (오비탈)
① 오비탈은 하나의 전자가 가장 가능성이 높게 차지하고 있음직한 핵 주위 공간의 부피를 말한다.
원자의 양자역학적 모형에 의하면, 유체 속의 파동을 수학적으로 계산하는 파동 방정식의 해를 파동함수 또는오비탈
(orbital)이라고 한다.
오비탈의 전자구름은 뚜렷한 경계선을 가지고 있지는 않으나, 실질적인 존재위치, 전자가 대부분 머무르게 되는 공간
의 한계점을 정할 수 있다.
오비탈은 s, p, d, f 로 표시하며, 각각 다른 모양을 하는 4 종류가 존재한다.
② s 오비탈은 중앙에 핵이 존재하는 구 형태를 띄고 있고,p 오비탈은 아령 모양, d 오비탈은 다섯 개가 존재하는데, 네 개
는 클로버 모양을 띄고 있고, 나머지 한 개는 늘어난 아령의 가운데 부분을 도넛이 감싸고 있는 모양이다.
③ 한 원자의 오비탈은 순차적으로 점점 큰 크기와 에너지를 가지는 전자 껍질(electron shell)을 지닌다.
다른 껍질은 다른 수와 종류의 오비탈을 가지며, 하나의 껍질 안에 있는 오비탈은 두 개 의 전자가 채워질 수 있다.
첫 번째 껍질은 1s 로 하나의 s 오비탈만 가지고 있어 두 개의 전자만을 가진다.
두 번째 껍질은 하나의 2s 오비탈과 세 개의 2p 오비탈을 가지고 있어 총 8개의 전자를 가진다.
세 번째 껍질은 하나의 3s 오비탈과 세 개의 3p 오비탈, 다섯 개의 3d 오비탈을 가져 총 18개의 전자를 가질 수 있다.
( 여기서 표시하진 않았으나 네 번째 껍질의 첫 번째 오비탈인 4s 오비탈의 에너지 준위는 3p와 3d 사이에 존재한다.)
주어진 껍질 속에 세 개의 다른 p오비탈은 서로 다른 두 개의 오비탈에 대해 수직으로 공간 배향을 한다.
p오비탈은 기준 축에 따라 px, py, pz로 나타낸다.
바닥 상태 전자 배치(ground state electronic configuration)는 해당 원자의 전자들에 의해 채워지는 오비탈에 대한
배열을 말한다.
이 배열은 세 가지 규칙에 의해 결정된다.
1. 1s→ 2s→ 2p→ 3s→ 3p→ 4s→ 3d 순서에 따라 가장 낮은 에너지 오비탈로부터 먼저 채워져야 한다.
2. 스핀은 위 (↑) 와 아래(↓)로 표시되는 두 가지 배향을 가질 수 있다. 한 오비탈에는 두 개의 전자만 채울 수 있으며,
두 개의 전자는 서로 반대 방향을 띄고 있어야한다. (파울리 배타 원리에서 배웠을 것이다.)
3. 에너지가 동일한 두 개 또는 그 이상 비어 있는 오비탈이 존재한다면, 모든 오비탈이 반 씩 채워질 때까지는 각 오비탈
마다 같은 스핀을 가진 한 개씩의 전자만을 채운다. (훈트 법칙)
(세 오비탈에 세 개의 전자를 채운다고 할때, 한 개의 오비탈을 다 채우고 두 번째 오비탈에 한개를 채우는게 아닌,
세 개의 오비탈에 위를 향하는 스핀을 한 개씩을 채워 넣는 것이다.)
좌- 1번 우- 2, 3번
EX) 황 (Sulfate) 의 바닥 상태 전자 배치
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4
▣ 현대에는 원자의 전자배치상태를 원자핵 주위의 어느 위치에서 전자가 발견될 수 있는 확률의 분포상태로 나타낸다.
① 오비탈의 에너지 준위 : 한 전자껍질에서 각 오비탈의 에너지 준위의 크기는 s < P < d < f 순으로 커진다.
즉, 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4P < 5 s … 순으로 전자가 채워진다.
예제 1. Cl의 전자배열은 ?
[풀이] 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
예제 2. K의 전자배열은 ?
[풀이] 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2
② 전자배치의 원리
㉠ 쌓음의 원리 : 전자는 낮은 에너지 준위의 오비탈 부터 차례로 채워진다.
㉡ 파울리의 배타원리 : 한 오비탈에는 전자가 2개 까지만 배치될 수 있다.
㉢ 훈트의 규칙 : 같은 에너지 준위의 오비탈에는 먼저 전자가 각 오비탈에 1개씩 채워진 후, 두번째 전자가 채워진다.
홀전자 수가 많을 수록 전자의 상호 반발력이 약화되어 안정된다.
< P 오비탈에 전자가 채워지는 순서 >
①
②
③
①, ④
②, ⑤
③, ⑥
※ 훈트의 규칙에 따라 먼저 각 오비탈에 1개씩 채워져야 한다.
라. 원자가 전자와 원소의 성질
▣ 원자들은 최외곽에 전자 8개 (H, He은 2개)를 채워 주어 안정한 모양으로 되기 위하여 서로 전자를 주고 받음으로써
모든 화합물이 이루어지며, 이 때 최외각의 전자를 원자가 전자 (=가전자)라 하고 원자가 전자에 의해 원소의 성질이
결정된다.
▣ 예를 들면, 11Na은 최외각에 전자가 1개가 있으므로 7개를 받는 것 보다는 1개를 내어 주려는 성질이 있으며, 17Cl는
최외각에 전자 7개가 있으므로 1개를 받으려 한다. 따라서, Na과 Cl가 만난다면 전자 1개를 주고 받음으로써 소금
(NaCl)이란 화합물을 만든다. 이 때 전자를 준 Na은 Na+(양이온), 전자를 받은 Cl- (음이온)이 된다.
마. 부전자각
① 에너지 준위 (energy level) : 원자핵에 있는 전자각은 K, L, M, … 등으로 층이 커짐에 따라 에너지가 많아지는데,
이를 에너지 준위라 한다. 전자각에 있는 전자들은 다시 에너지 준위에 따라 s · p · d · f의 궤도로 나눌 수 있다.
이 때 에너지는 s < p < d < f 의 차례로 증가하며, 각 궤도에 들어 갈 수 있는 최대 전자수는 s =2, p=6, d = 10,
f = 14 이다.
전자각 K 각에는 n = 1 로서 s 오비탈만이 존재
L 각에는 n = 2 s · p 오비탈이 존재
M 각에는 n = 3 s · p · d 3개의 오비탈이 존재
즉, 전자각을 자세히 설명하면
<참고> p 궤도를 보면 각 방에 스핀 양자수가 하나씩 다 찬 후에야 반대방향의 스핀 양자수가 쌍을 지어 들어 간다.
이와 같이 방이 한 개의 전자로 차기 전에는 전자가 쌍을 이루지 않는다는 것을 훈트(Hunt)의 규칙 또는
최대 다중도의 원칙이라 한다.
② 부대 전자 : 질소 원자의 전자배열을 부전자각으로 나타냈을 때
로 되며, 이 때 쌍을 이루지 않은 스핀 양자수를 부대전자라 한다. 따라서 7N의 경우 3개의 부대전자가 있게 된다.
예) 8O의 경우 1s2, 2s2, 2p4 이므로 부대전자수는 훈트의 규칙에 의해 2개가 된다.
③ 가전자 (최외각전자) : 전자는 각 궤도에 2n2개 들어 갈 수 있으나 실제 원자의 제일 바깥쪽의 전자 (최외각 전자)수는
주기율표의 족의 수와 일치한다. 그러나 원자는 최외각 전자 8개를 만들어 안정한 상태로 되려고 한다. 이러한
설을 팔우설 (Octet rule)이라 한다.
※ 최외각 궤도에 존재하는 전자수로써 모든원자의 원자가가 결정되므로 이 최외각 전자를 원자가 전자 또는 가전자라
한다. 가전자 수가 같으면 화학적 성질이 비슷하다.
<참고> 자기 양자수
▣ 각 부껍질의 에너지 준위는 일정하므로, 이 사이의 전자의 이동으로 생기는 스펙트럼은 1개이어야 만 되지만, 원자를
자기장 (磁氣場)에 걸어 보면, 스펙트럼선은 몇 개로 나뉘어진다. 이와같은 사실은 같은 에너지 준위의 부껍질이라
하더라도 서로 방향이 다른 것이 있음을 의미한다.
3. 원소의 주기율
가. 주기율
① 멘델레예프 (D. I. Mendeleev)의 주기율 : 1869년 러시아의 멘델레예프는 당시에 발견된 63종의 원소를 계통적으로
분류하여 다음과 같은 것을 발견하였다.
원소를 원자량의 크기에 따라 배열하면 원소의 성질이 주기적으로 변한다는 법칙을 알았는데 이 성질을 원소의 주기율이라 한다.
② 모즐리 (Moseley)의 주기율 : 1913년 영국의 물리학자 모즐리는 원자량의 순서와 원소의 성질이 일치하지 않는 곳이
있다는 것을 알고, 각 원소로 부터 나오는 X선의 파장을 측정하여 이 파장이 짧은 것 부터 순서대로 번호를
정하였다.
이 번호가 원자번호이다.
나. 이온화 에너지 (출제빈도 높음) ★★★
① 이온화 에너지(ionization energy) : 원자나 분자에서 전자를 떼어내는 데 드는 에너지를 말한다.
이온화 에너지가 클수록 그 입자는 전자를 잃기가 더 어렵게 된다. 가리움 효과와 유효 핵전하의 변화로 인해
주기율표 상에선 이온화 에너지는 오른쪽 위로 갈수록(즉, 주기가 감소하고 족이 증가할수록) 증가하는 경향이
있지만 이 경향성은 2족과 13족, 15족과 16족 사이에선 역전되는 경향이 있는데 이는 그 지점에서, 해당 원자
의 맨 마지막 전자가 들어간 오비탈이 바뀌기 때문이다.
2족은 s오비탈에 2개의 원자가 전자를 갖지만 13족은 s오비탈에 2개, p오비탈에 1개의 전자를 갖는데, 쌓음
원리에 의해 안정된 s오비탈의 전자를 떼어내는 것이 p오비탈의 전자를 떼어내는 것보다 더 어렵기 때문이다.
또 15족은 각각의 p오비탈 세부구조(px오비탈, py오비탈, pz오비탈)에 1개씩의 전자를 갖지만 16족은 앞에서
서술한 세 세부구조 중 하나에 두 개의 전자를 갖게 되는데, 훈트의 규칙에 의해 각각의 오비탈 세부구조는 가
능한 한 적은 수의 전자를 가지려 하기 때문에 최외각 오비탈에 전자를 2개 포함한 오비탈을 갖고 있는 16족에
서 전자를 떼어내는 것이 모든 최외각 오비탈에 전자가 1개씩만 들어 있는 15족에서 전자를 떼어내는 것보다
더 쉽기 때문이다.
⊙ 이온화 에너지가 가장 작은 것은 알칼리금속이며 양이온이 되기 쉬우며, 이온화 에너지가 가장 큰 것은 불활성기체
(He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)이며 이온이 되기 어렵다. 같은 족에서는 주기율표에서 위로 올라 갈수록, 같은 주기에서는
오른쪽으로 갈수록 이온화 에너지는 커진다.
<참고> 기체원자 + 에너지 → +가의 기체 양이온 + 기체전자
* 이 때 필요한 에너지가 이온화 에너지이다.
예) Na (g) + 에너지 → Na+ (g) + e- (g)
Mg (g) + 에너지 → Mg+ (g) + e- (g)
Al (g) + 에너지 → Al+ (g) + e- (g)
S (g) + 에너지 → S+ (g) + e- (g)
Cl (g) + 에너지 → Cl+ (g) + e- (g)
He (g) + 에너지 → He+ (g) + e- (g)
※ 금속, 비금속, 불활성기체 모두를 +1가의 양이온으로 한다는 점에 주의할 것
② 이온화 에너지와 전자 친화력
㉠ 이온화 에너지 : 원자가 전자를 잃으면 양이온, 전자를 얻으면 음이온이 된다. 즉, 원자의 외부로 부터 에너지를 가하면
원자는 에너지 준위가 높은 전자껍질에 있는 있는 전자가 바깥으로 달아나 양이온이 된다.
원자로 부터 최외각의 전자 1개를 떼어 양이온으로 만드는데 필요한 최소의 에너지를 제1 이온화에
너지라 하며 원자 1몰 단위로 표시한다. 또한 전자 1개를 잃은 이온으로 부터 제2의 전자를 떼어 내는
데 필요한 에너지를 제2 이온화 에너지라 한다. 이와 같은 방법으로 제3, 제4, … 이온화 에너지도
정의한다.
㉡ 전자 친화력 : 비활성 기체는 전자배열이 안정한 상태이다. 그러므로 비활성 기체 보다 전자수가 몇 개 적은 원소는
전자를 얻어 비활성기체와 같은 전자배열을 취하려고 한다.
원자번호가 17인 염소원자 Cl은 전자 1개를 얻어 비활성기체인 18Ar과 같은 전자배열을 취한다.
이 때 에너지가 발생하는데 이 에너지를 전자친화력이라 한다.
ex : Cl (g) + e- → Cl - (g)
다. 원자반지름과 이온 반지름
① 같은 주기에서는 Ⅰ족에서 Ⅶ족으로 갈수록 원자반지름이 작아져서 강하게 전자를 잡아 당겨 비금속이 증가하며, 같은
족에서는 원자번호가 커짐에 따라서 원자반지름이 커져서 전자를 잃기 쉬워 금속성이 증가한다.
② 이온 반지름도 원자 반지름과 같은 경향을 가지나 양이온은 그 원자로 부터 전자를 잃게 되므로 원자 보다는 작고
음이온은 전자를 얻으므로 전자는 서로 반발하여 원자가 커진다.
라. 전기 음성도
원자가 전자를 공유하면서 결합할 때 원자마다 전자를 끌어 당기는 힘이 다르기 때문에 전자쌍은 어느 한쪽으로 치우치게
된다. 이처럼 분자에서 공유 전자쌍을 끌어 당기는 능력을 상대적 수치로 나타낸 것을 전기음성도라고 한다. 미국의 과학
자 폴링 (Pauling, L. C. : 1901 ~ 1994)은 전자쌍을 끌어 당기는 힘이 가장 큰 플루오린 (F)의 전기음성도를 4.0 으로 정하
고 다른 원자들의 전기음성도를 상대적으로 정하였다.
같은 주기에서 원자번호가 커질수록 전기음성도가 커진다. 원자번호가 커지면 원자 반지름은 작아지고 유효핵 전하는
커지므로 원자핵과 전자간의 인력이 강하게 작용하여 다른 원자와의 결합에서 공유 전자쌍을 세게 끌어 당기기 때문이다. 한편, 같은 족에서는 원자번호가 커질수록 원자반지름이 증가하여 원자핵과 전자간의 인력이 감소하므로 다른 원자와의 결합에서 공유 전자쌍을 끌어 당기는 힘이 약하다.
