Electrons fill orbitals by three rules.
전자 배치, Aufbau·Hund·Pauli
Electron configuration: Aufbau · Hund · Pauli
주기율표를 보면 왜 어떤 줄은 두 칸이고 어떤 줄은 여덟 칸, 열여덟 칸으로 늘어날까요. 이 모양은 누군가 임의로 정한 것이 아니라, 원자 속 전자들이 자리를 채워 나가는 단 세 가지 규칙에서 저절로 만들어집니다.
Why does the periodic table have rows of two, eight, or eighteen columns? That shape was not decided by anyone; it emerges naturally from just three rules governing how electrons fill their positions inside an atom.
첫째, 전자는 에너지가 낮은 방부터 차례로 채웁니다(Aufbau 원리: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d 순서). 둘째, 한 방(오비탈)에는 전자가 최대 두 개까지만, 그것도 서로 반대 방향의 스핀으로만 들어갈 수 있습니다(Pauli 배타 원리). 셋째, 에너지가 같은 방이 여러 개일 때(p, d처럼)는 한 방에 둘씩 몰아넣기 전에 먼저 각 방에 하나씩 채워 넣습니다(Hund 규칙).
First, electrons fill the lowest-energy room first (Aufbau principle: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d ...). Second, each room (orbital) holds at most two electrons, and they must have opposite spins (Pauli exclusion principle). Third, when multiple rooms at the same energy are available (as in p or d subshells), each room receives one electron before any room receives a second (Hund's rule).
이 세 규칙을 알면 어떤 원소든 전자가 어떻게 배치되는지 직접 그려 낼 수 있고, 그 배치가 곧 그 원소의 화학적 성질과 주기율표에서의 자리를 결정합니다. 아래에서 원소를 골라 가며 전자가 규칙에 따라 어떻게 채워지는지 한 칸씩 따라가 보세요.
Knowing these three rules, you can draw the electron configuration of any element from scratch, and that configuration directly determines the element's chemical properties and its position in the periodic table. Use the workbench below to select different elements and follow, step by step, how electrons fill in according to the rules.
세 규칙이 만드는 주기율표.
Three rules that build the periodic table.
전자는 도대체 어떤 순서로, 어떤 규칙을 따라 제자리를 찾아갈까요?
극장에 들어온 관객이 빈 좌석을 찾아 앉는 모습을 떠올려 보세요. 사람들은 보통 무대가 잘 보이는 앞자리, 즉 "좋은 자리"부터 채우려 합니다. 원자 속 전자도 똑같습니다. 전자는 가능한 한 에너지가 낮은 "편안한 방"부터 차례로 채워 들어가는데, 이것이 쌓음 원리(Aufbau)입니다. 독일어 Aufbau는 "쌓아 올린다"는 뜻으로, 전자가 한 층 한 층 차곡차곡 쌓이듯 채워진다는 그림을 잘 보여 줍니다.
그런데 좌석에는 규칙이 있습니다. 한 자리(오비탈)에는 두 명까지만 앉을 수 있고, 그것도 서로 반대 방향을 봐야 합니다 (스핀이 반대). 이것이 파울리 배타 원리(Pauli)입니다. 또 같은 값의 옆자리들이 여러 개 비어 있을 때는, 한 자리에 둘이 끼어 앉기 전에 먼저 빈 자리마다 한 명씩 흩어져 앉습니다. 이것이 훈트 규칙(Hund)입니다. 놀랍게도 이 단순한 세 규칙만으로 주기율표의 복잡한 모양이 통째로 설명됩니다.
In what order, and following which rules, do electrons find their places?
Picture the audience filing into a theatre and searching for empty seats. People normally head for the best seats first — the front rows with the clearest view of the stage. Electrons behave exactly the same way. They fill the most "comfortable room" — the lowest available energy level — first, and this is the Aufbau principle. The German word Aufbau means "to build up," capturing the image of electrons stacking neatly, layer by layer.
The seating, however, comes with strict rules. Each seat (orbital) holds at most two people, and they must face opposite directions (opposite spins). That is the Pauli exclusion principle. Furthermore, when several equivalent seats in a row are empty, people spread out — one to a seat — rather than squeezing together before the empties are claimed. That is Hund's rule. Remarkably, these three simple rules alone account for the entire, apparently complex shape of the periodic table.
Q1 4s 가 3d 보다 바깥인데, 왜 4s 를 먼저 채울까요?
Q1 4s is further out than 3d — so why does 4s fill first?
Q2 훈트 규칙은 왜 굳이 전자를 흩어서 같은 방향으로 놓을까요?
Q2 Why does Hund's rule specifically spread electrons out with the same spin direction?
전자는 에너지가 낮은 오비탈부터 차례로 채워집니다. 그 순서는 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p 처럼 이어집니다. 이름의 숫자(껍질 n) 순서가 아니라, n과 부껍질 기호(s, p, d, f)가 함께 정하는 실제 에너지 순서를 따른다는 점이 핵심입니다. 그래서 4s가 3d보다 먼저 채워지는 일이 생깁니다.
하나의 오비탈에는 전자가 최대 두 개까지만 들어갈 수 있고, 그 둘은 반드시 서로 반대 스핀(↑↓)이어야 합니다. 전자는 같은 양자 상태를 둘이 공유할 수 없는 입자(페르미온)이기 때문입니다. 만약 이 규칙이 없었다면 모든 전자가 가장 낮은 1s로 몰려 들어, 원소마다 다른 성질도, 화학 결합도, 세상의 다양함도 존재하지 못했을 것입니다.
에너지가 같은 오비탈이 여러 개일 때(p는 3개, d는 5개), 전자는 한 오비탈에 둘씩 채우기 전에 먼저 각 오비탈에 하나씩 같은 스핀으로 흩어져 들어갑니다. 그래야 전자 사이의 반발이 줄고 교환 에너지로 더 안정해지기 때문입니다. 이렇게 짝짓지 않은 전자의 수가 그 원소의 자성과 반응성을 좌우합니다.
크로뮴(Cr)은 4s² 3d⁴ 대신 4s¹ 3d⁵, 구리(Cu)는 4s² 3d⁹ 대신 4s¹ 3d¹⁰ 이 됩니다. d 오비탈이 절반(d⁵)이나 완전히(d¹⁰) 채워진 상태가 특별히 안정해서, 4s에서 전자 하나를 빌려 그 안정한 배치를 만드는 쪽을 택한 것입니다. 규칙을 깨는 듯한 이 예외가, 오히려 전자 배치의 안정성이 얼마나 중요한지를 보여 줍니다.
Electrons fill orbitals in order of increasing energy: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p. The crucial point is that this order is determined by actual energy level, not by shell number alone. That is why 4s fills before 3d.
At most two electrons can occupy a single orbital, and they must have opposite spins (↑↓). Electrons are fermions: no two can share the same quantum state. Without this rule every electron would collapse into the lowest 1s orbital, and there would be no distinct elemental properties, no chemical bonding, and no diversity in matter.
When several orbitals share the same energy (p subshell has 3, d subshell has 5), electrons enter one per orbital with the same spin before any orbital receives a second electron. This minimises repulsion between electrons and lowers energy through exchange. The number of unpaired electrons that result governs an element's magnetic character and reactivity.
Chromium (Cr) adopts 4s¹ 3d⁵ instead of the expected 4s² 3d⁴, and copper (Cu) adopts 4s¹ 3d¹⁰ instead of 4s² 3d⁹. A half-filled (d⁵) or fully filled (d¹⁰) d subshell is especially stable, so each element transfers one electron from 4s to achieve that more stable arrangement. These apparent rule-breaks actually underscore how decisive configurational stability is.
전자가 자리를 잡는 모습은 버스에 사람들이 타는 것과 비슷합니다. 먼저 편한 앞자리(낮은 에너지)부터 채우고 (Aufbau), 한 좌석에는 두 명까지만 그것도 서로 등지고 앉으며(Pauli), 빈 두 자리가 나란히 있으면 모르는 사람 옆에 끼어 앉기보다 일단 한 자리씩 떨어져 앉습니다(Hund). 이 세 가지 자리잡기 습관만 알면 어떤 원소든 전자가 어떻게 앉을지 그릴 수 있고, 그 자리 배치가 곧 그 원소의 성격이 됩니다.
Electrons filling orbitals are like passengers boarding a bus. They head for the comfortable front seats first (Aufbau), at most two per seat with their backs to each other (Pauli), and if two seats are free side by side, each passenger takes a seat alone rather than squeezing next to a stranger (Hund). Master these three seating habits and you can map out how any element's electrons arrange themselves, and that map is the element's character.
전자의 상태는 네 양자수로 완전히 지정됩니다. 주양자수 n(껍질), 방위양자수 ℓ = 0, 1, ..., n−1(부껍질 s, p, d, f), 자기양자수 m = −ℓ, ..., +ℓ(오비탈), 그리고 스핀 m_s = $\pm \tfrac{1}{2}$ 입니다. 파울리 원리에 따라 네 양자수가 모두 같은 전자는 둘이 될 수 없으므로, 한 오비탈(고정된 n, ℓ, m)에는 스핀이 반대인 전자 2개가 정원이 됩니다.
오비탈 채움 순서는 대체로 (n + ℓ)가 작은 것부터, 같으면 n이 작은 것부터입니다. 예를 들어 4s(n+ℓ = 4)는 3d(n+ℓ = 5)보다 먼저 채워집니다. 이는 안쪽 전자의 가림(shielding)과 침투(penetration) 효과로 부껍질의 에너지가 갈라지기 때문이며, 다전자 원자에서 에너지가 더 이상 n만으로 정해지지 않는다는 사실을 반영합니다.
같은 에너지(겹친) 오비탈에서 스핀을 나란히 둔 전자쌍이 많을수록 계의 에너지는 교환 에너지만큼 낮아집니다. 그래서 바닥 상태는 짝짓지 않은 전자(홀전자) 수가 최대, 총 스핀 S가 최대인 배치가 됩니다. 홀전자 수는 그 원소의 상자성·강자성과 직결되며, Fe(3d⁶, 홀전자 4개)가 강한 자성을 띠는 까닭이 여기에 있습니다.
An electron's state is fully specified by four quantum numbers: principal quantum number n (shell), azimuthal quantum number ℓ = 0, 1, ..., n−1 (subshells s, p, d, f), magnetic quantum number m = −ℓ, ..., +ℓ (individual orbitals), and spin m_s = $\pm \tfrac{1}{2}$. By the Pauli principle no two electrons can share all four quantum numbers, so each orbital (fixed n, ℓ, m) holds exactly two electrons with opposite spins.
Orbitals fill in order of increasing (n + ℓ); when two orbitals share the same (n + ℓ), the one with smaller n fills first. For example, 4s (n + ℓ = 4) fills before 3d (n + ℓ = 5). This arises because shielding and penetration effects split subshell energies in many-electron atoms, so energy no longer depends on n alone.
The more spin-parallel electron pairs occupy degenerate orbitals, the more the system's energy is lowered by exchange energy. Consequently, the ground state maximises the number of unpaired electrons (maximum total spin S). The number of unpaired electrons directly determines an element's paramagnetism or ferromagnetism — hence Fe (3d⁶, 4 unpaired electrons) is a strong magnet.
전자는 낮은 에너지부터 채우고(Aufbau), 한 오비탈에 반대 스핀으로 둘까지만 들어가며(Pauli), 같은 에너지 방이 여럿이면 먼저 흩어 앉습니다(Hund). 이 세 규칙과 네 양자수가 주기율표의 s·p·d·f 블록 모양을 통째로 만들어 냅니다. 그리고 그렇게 정해진 전자 배치, 특히 가장 바깥 전자의 모습이 그 원소의 화학적 성격과 자성, 주기율표에서의 자리를 결정합니다. 다음 레슨에서는 핵 속 중성자와 바깥 전자를 건드릴 때 같은 원소가 어떻게 동위원소와 이온이라는 다른 얼굴을 갖게 되는지 살펴봅니다.
Electrons fill from lowest energy upward (Aufbau), at most two per orbital with opposite spins (Pauli), spreading one per orbital before pairing up when degenerate orbitals are available (Hund). These three rules and four quantum numbers generate the entire s, p, d, f block structure of the periodic table. The electron configuration they produce, especially the outermost electrons, determines every element's chemical character, magnetic behaviour, and position in the table. The next lesson explores what happens when you alter the neutrons in the nucleus or the electrons in the shell, giving the same element a new face as an isotope or an ion.
CHECK 스스로 확인하기
1. 산소(Z=8)의 2p 오비탈에 전자 4개가 들어갈 때, 훈트 규칙에 따르면 어떻게 배치될까요?
→ 세 개의 2p 방에 먼저 ↑를 하나씩 채운 뒤, 한 방에 ↓를 더해 (↑↓)(↑)(↑)가 됩니다. 홀전자 2개가 남습니다.
2. 4s와 3d 중 보통 먼저 채워지는 쪽은 어디이며, 그 까닭은?
→ 4s입니다. n + ℓ 값이 4s는 4, 3d는 5로 4s가 에너지가 더 낮기 때문입니다(마델룽 규칙).
3. 크로뮴(Cr)이 4s² 3d⁴ 가 아니라 4s¹ 3d⁵ 이 되는 까닭은 무엇일까요?
→ d 오비탈이 절반 채워진(d⁵) 상태가 특별히 안정해서, 4s에서 전자 하나를 옮겨 더 안정한 배치를 만들기 때문입니다.
CHECK Test yourself
1. When 4 electrons occupy the 2p orbitals of oxygen (Z=8), how are they arranged according to Hund's rule?
The three 2p orbitals first each receive one spin-up electron (↑), then one receives a spin-down partner: (↑↓)(↑)(↑). Two unpaired electrons remain.
2. Which fills first, 4s or 3d, and why?
4s fills first. Its (n + ℓ) value is 4 compared to 5 for 3d, meaning 4s is lower in energy (Madelung rule).
3. Why does chromium (Cr) adopt 4s¹ 3d⁵ rather than the expected 4s² 3d⁴?
A half-filled d subshell (d⁵) is especially stable, so one electron moves from 4s to 3d to achieve that configuration.