결합 에너지 결합 길이
H
2F
2436.4 kJ/mole 150.6 kJ/mole
74 pm 142 pm
Valence bond theory( 원자가 결합 이론 ) – bonds are formed by sharing of e
-from overlapping
atomic orbitals.
Overlap Of 2 1s
2 2p
Lewis theory 에 의한 화학 결합
:Sharing of two electrons between the two atoms.
10.3
H H
두 개의 수소 원자간 거리에 따른 전자 밀도의 변화
Valence Bond Theory( 원자가 결합 이론 ) and NH
3N – 1s
22s
22p
33 H – 1s
1If the bonds form from overlap of 3 2p orbitals on nitrogen with the 1s orbital on each hydrogen atom, what would the molecular geometry of NH3 be?
3 2p orbitals
→ predict 900 Actual H-N-H bond angle is
107.30
Hybridization (혼성화) – 새로운 혼성 궤도 함수
(hybrid orbital)라는원자 궤도 함수를 만들기 위하여 둘 또는그 이상의 원자 궤도 함수를 혼합하는것.
• 최소한 2이상의 서로 다른 원자 궤도 함수를 혼합한다 (e.g. s and p). 만들어진 혼성 궤도 함수는원래의 원자 궤도 함수와 매우 다른
모양을 갖는다.
• 만들어진 혼성 궤도 함수의 개수
= 혼성화에 사용된 원자 궤도 함수의 개수
• 공유 결합은 혼성 궤도 함수와 다른 원자 궤도
함수의 겹침(overlap)이나 혼성 궤도 함수와 다른 혼성 궤도 함수의 겹침으로 만들어 진다.
10.4
(sp
3혼성 궤도함수의 생성)
공유 결합 생성
10.4
109.5° (공유 결합)
Predict correct bond angle
Formation of sp Hybrid Orbitals
10.4
(sp 혼성 궤도함수)
선형
Formation of sp
2Hybrid Orbitals
(sp2 혼성 궤도함수)
trigonal planar 삼각 평면형
# of Lone Pairs +
# of Bonded Atoms Hybridization Examples 2
3 4 5 6
sp sp2 sp3 sp3d sp3d2
BeCl2 BF3
CH4, NH3, H2O PCl5
SF6
중심원자의 혼성 궤도함수를 구하는 방법
비공유 전자쌍의 개수 + 결합된 원자의 수
10.4
(trigonal Bipyramidal) (tetrahedral)
(trigonal planar) (Linear) 선형
평면형삼각
정사면체형
쌍뿔형삼각
정팔면체형 (octahedral)
sp sp2
sp3
sp3d
sp3d2
예제 10.3 혼성화 상태와 분자 기하 구조 BeH
2, AlI
3, PF
3선형 삼각 평면
삼각뿔
예제 10.3 PBr
5혼성화 상태와 분자 기하 구조
삼각 쌍뿔형 (삼각 이중피라미드)
10.5
이중 결합이 있는 경우의 혼성화
Sigma bond (σ) – electron density between the 2 atoms
Pi bond (π), (파이 결합) – electron density above and below plane of nuclei of the bonding atoms
그림 10.16
이중 결합이 있는 탄소의 혼성화
(시그마 결합)
10.5
삼중 결합이 있는 탄소의 혼성화
Sigma ( σ ) and Pi Bonds ( π )
Single bond 1 sigma bond
Double bond 1 sigma bond and 1 pi bond Triple bond 1 sigma bond and 2 pi bonds
How many σ and π bonds are in the acetic acid (vinegar) molecule CH3COOH?
C H
H
C H
O
O H σ bonds = 6 + 1 = 7 π bonds = 1
(시그마 & 파이 결합)
Molecular orbital theory – bonds are formed from interaction of atomic orbitals to form molecular orbitals.
O O
No unpaired e-
Should be diamagnetic
Experiments show O2 is paramagnetic
10.6
분자 궤도함수 이론
(반자기성)
(상자기성)
Energy levels of bonding and antibonding molecular orbitals in hydrogen (H
2).
A bonding molecular orbital (결합성 분자궤도 함수) : 원자 궤도 함수보다에너지가 낮고 안정하다.
An antibonding molecular orbital (반결합성 분자궤도 함수) : 원자 궤도 함수보다에너지가 높고 불안정하다.
(결합성) (반결합성)
10.6
그림 10.22
파동의 보강 간섭과 상쇄 간섭
s 원자 궤도함수로 만드는 분자궤도 함수
결합성 시그마 분자 궤도함수 반결합성 시그마 분자 궤도함수
p 원자 궤도함수로 만드는 분자궤도 함수
시그마 분자궤도 함수
파이 분자궤도 함수
그림 10.24
1. 생성된 분자 궤도함수 (MO)의 수는 결합에 사용된 원자 궤도함수(AO)의 수와 동일하다.
2. 결합성 분자 궤도함수가 안정할 수록 대응되는 반결합성 분자 궤도함수는 불안정하다.
3. 전자는 낮은 에너지의 분자 궤도함수부터 순서대로 채운다.
4. 각 분자 궤도함수는 스핀이 다른 2개의 전자를 수용한다.
5. 같은 에너지를 가지는 분자 궤도함수에 전자를 채울 때는 Hund’s rule을 따른다.
6. 분자 궤도함수에 들어 있는 전자의 수는 사용된 원자 궤도함수에 들어 있는 전자들의 합과 같다.
10.7
Molecular Orbital (MO) Configurations
(분자 궤도함수와 전자배치)
bond order = (결합 차수)
1 2
Number of electrons in bonding MOs
Number of electrons in antibonding
( - MOs )
bond
½ 1 ½ 0
그림 10.25
Li2 전자 배치, (σ1s)2(σ∗1s)2(σ2s)2
C2 전자 배치, (σ1s)2(σ∗1s)2(σ2s)2 (σ∗2s)2(π2py)2(π2pz)2
O2 , (σ1s)2(σ∗1s)2(σ2s)2 (σ∗2s)2(σ2px)2 (π2py)2(π2pz)2 (π∗2py)1(π∗2pz)1
상자기성
예제 10.6 N
2+ion?
N2 , (σ1s)2(σ∗1s)2(σ2s)2 (σ∗2s)2 (π2py)2(π2pz)2 (σ2px)2 a) 전자 배치?
: N2 +, (σ1s)2(σ∗1s)2(σ2s)2 (σ∗2s)2 (π2py)2(π2pz)2 (σ2px)1 b) 결합 차수 = ½(9-4) = 2.5
c) 자기적 성질
: 하나의 unpaired electron을 가지므로 상자기성을 가진다.
d) N2 분자와 비교한 결합길이?
: N2 분자의 결합 차수는 3이고 N2+ ion의 결합 차수는
2.5이므로 ion의 결합 길이가 더 길다. 112 pm vs 110 pm
Delocalized molecular orbitals (비편재화된 분자 궤도함수) are not confined between two adjacent bonding atoms, but actually extend over three or more atoms.
10.8
그림 10.29
cf) 공명 구조
그림 10.30
(탄산 이온)
O C O
O
- -
O C O
O
-
-
O C
O
O -
-
Chemistry In Action: Buckyball Anyone?
C 60
Chapter 10 : 7, 9, 13, 21, 38, 40, 56, 58, 66, 68 (10/2 제출마감)
과제 문제
