9.3 공유 결합 모형

제9장 화학 결합의 모형

9.1 원자의 성질과 화학 결합 9.2 이온 결합 모형

9.3 공유 결합 모형

9.4 결합 에너지와 화학 변화

9.5 양 극단 사이: 전기음성도와 결합 극성

금속과 비금속의 비교.

그림 9.1

화학 결합의 유형

1. 금속과 비금속 :

전자 전달과 이온 결합, 3차원 배열의 이온성 고체, 실험식 2. 비금속과 비금속 : 전자의 편재

전자 공유와 공유 결합, 특정 결합 길이와 결합 세기, 분자식 3. 금속과 금속 : 전자의 비편재

전자 모으기와 금속 결합, 원자가 전자들의 전자 바다와 금속 양이온

9.1 원자의 성질과 화학 결합

탄산 이온의 루이스 구조

탄산 이온 (CO₃^2-)의 루이스 구조를 그려라. 산소 원자는 모두 동등하다.

O O

C

O

2- 2-

O O

C

O

2-

O O

C

O

한 분자에 대하여 동등한 Lewis 구조가 2개 이상 있는 경우

공명구조 (Resonance Structure)

결합차수 1⅓

CO

와 NO

의 루이스 구조와 분자 구조

탄산 이온과 질산 이온은 다 평면 구조이다. 네 원자가 모두 같은 평면에 들어 있다. 루이스 구조로부터 질산이온의 분자 구조를 예측하라

O O

N

O

- -

O O

N

O

-

O O

N

O

delocalized p orbital system localized p orbital system

cf.

결합차수 1⅓

이산화 탄소(CO₂) 분자의 결합과 구조

(a) CO₂의 루이스 구조를 그려라. 산소는 둘 다 탄소에 결합된다.

(b) CO₂ 분자의 구조는 어떠하겠는가?

(c) CO₂ 분자의 결합 길이에 대하여 예측하여라

C O O

 C – O 단일결합 140pm

 C – O 이중결합 120pm

 C – O (이산화탄소) 115pm

비편재이중결합

그림 9.2 화학 결합의 세 가지 모형.

그림 9.3 3주기(검은 형태)와 4족 원소(붉은 형태)들 사이의 결합 유형의 단계적 변화.

루이스 전자점 기호

주족 원소-

예:

N :

.

. .

:

. . N . . N : .

. .

: N .

A족 원소들의 족 번호는 원자가 전자들의 개수와 같다.

원소 기호의 네 변(위, 아래, 오른쪽, 왼쪽)에 한 점씩 차례로 놓는다.

원자가 전자수가 다 찰 때까지 짝을 지어가면서 점을 더해 나간다.

그림 9.4 2주기와 3주기 원소들의 루이스 전자점 기호.

루이스 기호와 결합

 금속 _{의 루이스 기호의} 전체 점의 수는 양이온이 될 때 잃는 총 전자수이다.

 비금속 의 홀전자 점의 총 개수는

- 양이온을 형성할 때 얻는 전자의 총 개수.

- 또는 공유 결합을 형성할 때 공유 하는 전자의 총 개수이다.

 옥텟 규칙 에 따르면 원자가 결합을 하거나, 전자를 잃거나 얻거나 공유할 때 최외각 전자의 개수가 ₈ 개 _{(H와 Li는}

2개)를 채워야 한다.

예제 9.1 이온 형성

풀이:

문제: 각 원자에서 Na^＋와 O^2－가 형성되는 과정을 궤도함수

도표와 루이스 점 기호로 나타내고 그 이온 결합 화합물의 화학식을 결정하라.

9.2 이온 결합 모형

이온 결합에서 에너지 관점 : 격자 에너지의 중요성

1. Li 의 1차 이온화 에너지

Li (g) → Li⁺(g) + e^- IE₁ = 520 kJ 2. F의 전자 친화도

F(g) + e^- → F^-(g) EA = -328 kJ

Li

(g) + F

(g) → LiF(s) ∆H°= -1050 kJ

 격자에너지

: 1mol 의 이온 결합 고체가 각각의 기체 이온들로 분리될 때의 엔탈피 변화

그림 9.6 브로민화 소듐의 발열적 생성.

A. 소듐(비커 안에 미네랄 오일에 잠겨있음)과 브로민. B. 반응은 빠르고 격렬하다.

격자 에너지의 주기적 경향

격자 에너지 는 1 mol의 이온성 고체를 기체상의 이온으로 분리하는 데 필요한 에너지이다.

격자 에너지는 이온 결합의 강도를 측정하기 위한 방법이다.

정전기적 에너지 

콜롱의 법칙

정전기적 에너지



양이온반지름+ 음이온반지름



격자 에너지는 이온 크기 _와 이온 전하 에 영향을 받는다.

그림 9.7 격자 에너지의 경향성.

1. 이온 크기의 효과

: 이온 반지름이 커질수록 격자 에너지 감소

2. 이온 전하량의 효과

: 이온 전하량이 커질수록 격자 에너지 증가

 이온 결합 화합물의 특징

• 단단하고 휘지 않는다

• 큰 압력 가해지면 부서진다

• 고체상태에서 전기를 통하지 않는다

• 용융/수용액 상태에서 전기를 통한다

• 녹는점과 끓는점이 높다

• 분리된 분자로는 존재하지 않는다

9.3 공유 결합 모형

 지점 1 : 멀리 떨어져 있을 때 상대방 원자가 없는 것처럼 행동

 지점 2 : 각 원자핵이 다른 원자의 전자를 잡아당겨 퍼텐셜 에너지 낮아짐

 지점 3 : 계의 에너지가 최소가 되는 지점 (인력 + 반발력 : 에너지 우물의 바닥)

 지점 4 : 반발력의 급격한 증가로 퍼텐셜 에너지 상승

H₂ 에서 공유 결합의 형성.

그림 9.10

그림 9.11 H₂ 에서 전자 밀도 분포.

원자는 최외각 준위의 전자를 꽉 채우기 위해 전자를 공유한다. 공유된 전자는 공유 쌍 _또는 결합 쌍이라 명명한다.

H

••

H 또는 H–H

최외각 준위 전자쌍 중에서 결합에 참여하지 않는 것을 고립 전자쌍 _또는 비공유 전자쌍_{이라 명명한다.}

•• F

••

••

••

F

••

••

••

•• F–F

•• ••

또는 ••

••

공유 결합의 특성

결합 차수는 원자의 전자쌍 중에서 공유된 전자쌍의 총 개수이다.

단일 결합은 하나의 결합 전자쌍을 가지고 결합 차수는 1이다.

결합 에너지(BE)는 핵과 공유 전자쌍 사이의 인력을 극복할 때 필요한 에너지이다. 더 강한 결합은 더 큰 결합 에너지를 갖는다.

결합 길이는 결합한 원자 사이의 거리이다.

결합에너지 : 1 mol 의 기체분자의 결합을 해리시킬때의 표준 엔탈피 변화 (항상 양수)

결합길이 : 두 원자의 에너지가 최소가 되는 핵간 거리

 결합 차수가 커질수록 결합길이는 짧아지고 결합에너지는 커진다

그림 9.12 결합 길이와 공유 반지름.

예제 9.2 결합 길이와 결합 세기 비교

문제: 표 9.2를 참조하지 말고 다음 각 세트의 결합들을 결합 길이와 결합의 세기가 줄어드는 순서대로 나타내라:

(a) S–F, S–Br, S–Cl (b) C=O, C–O, CΞO 풀이:

(a) 원자의 크기는 족에서 밑으로 갈수록 커진다. F < Cl < Br.

결합길이 : S–Br > S–Cl > S–F 결합세기: S–F > S–Cl > S–Br

(b) 결합차수를 이용하여,

결합길이: C–O > C=O > CΞO 결합세기: CΞO > C=O > C–O

그림 9.13

분자내 강한 힘과 분자 사이의 약한 힘.

그림 9.14 그물 구조 공유성 고체의 공유 결합: 수정과 다이아몬드.

적외선 분광법(infrared(IR) spectroscopy) - 모든 분자들은 지속적인 진동운동을 함

- 각 운동은 결합에너지, 운동의 형태, 원자의 질량에 의존하는 고유 진동수를 나타냄 - 이러한 진동운동의 진동수는 IR 영역의 광자파장에 해당되며 양자화 되어 있음

- 분자는 특정한 에너지를 갖는 IR 광자를 흡수하여 다른 진동 에너지 준위에 도달 가능 - 각 종류의 결합은 분자전체 구조에 따라 특정한 범위의 IR 파장과 양을 흡수

그림 9.16

DH

9.4 결합 에너지와 화학 변화

그림 9.17

 열량 측정법으로 구한 메테인의 연소열 : -802 kJ

 결합에너지로 구한 반응열과 열량 측정법으로 구한 반응열이 차이나는 이유?

- 결합에너지는 평균값

- 결합 에너지는 반응물과 생성물이 기체일 경우에 적합

결합 에너지를 이용하여 DH^o_반응 계산

풀이:

문제: 메테인이 염소와 반응하여 클로로폼이 되는 반응의 DH^o_반응 를 계산하라:

CH₄(g) + 3Cl₂(g) CHCl₃(g) + 3HCl(g) H

C H H

H + 3 Cl Cl

Cl C Cl Cl

H + 3 H Cl

결합 분해 결합 형성

4 x C─H = 4 mol(413 kJ/mol) = 1652 kJ 3 x Cl─Cl = 3 mol(243 kJ/mol) = 729 kJ

DH^o_{결합 분해} = 2381 kJ

3 x C─Cl = 3 mol(-339 kJ/mol) = -1017 kJ 1 x C─H = 1 mol(-413 kJ/mol) = -413 kJ

DH^o_{결합 형성} = -2711 kJ

3 x H─Cl = 3 mol(-427 kJ/mol) = -1281 kJ

DH^o_반응 = ΣDH^o_{결합 분해} + ΣDH^o_{결합 형성} = 2381 kJ + (-2711 kJ) = - 330 kJ

예제 9.3

9.5 양 극단사이 : 전기음성도와 결합의 극성

전기음성도(electronegativity, EN)

- 결합을 하고 있는 한 원자가 공유 전자를 끌어 당기는 상대적인 능력 - 주족 원소의 경우 주기율표의 오른쪽 위로 갈수록 증가

그림 9.18 모형 사이의 결합.

극성 공유 결합은 순수 이온 결합과 순수 공유 결합보다 더 일반적이다.

전기 음성도와 산화수

• 더 큰 전기 음성도를 가지는 원자는 모든 공유 전자쌍을 갖는다.

• 더 작은 전기 음성도를 가지는 원자는 공유 전자쌍을 갖지 못 한다.

• 결합의 각 원자는 각각 비공유 전자쌍을 갖는다.

• 산화수(O.N.) = 최외각 전자의 수(공유 e

수+비공유 e

수)

전기 음성도는 산화수를 결정하는데 사용할 수 있다:

예:

Cl은 전기음성도가 H보다 더 크다.

Cl의 최외각 e

= 7 공유 e

= 2

비공유e

= 6

O.N. = 7 – (2 + 6) = -1

H는 전기음성도가 Cl보다 더 작다.

H의 최외각 e

= 1

공유 e

= 0 (모든 공유 e

가 Cl에 포함된다.) 비공유 e

= 0

O.N. = 1 – (0 + 0) = +1

극성 결합의 표현

치우친 공유 전자쌍은 극성 화살표로 표현할 수 있다.

화살표는 더 큰 전기음성도를 가지는 원소로 향한다.

극성 결합은 δ+ 과 δ- 기호를 통해 표시할 수 있다.

그림 9.20 H₂, F₂ 및 HF의 전자 밀도 분포.

HF에서는 전자 밀도가 H에서 F쪽으로

이동한다. (F의 전자 밀도 봉우리는 그림의 높이에 맞추기 위해 입체도에서 일부 잘렸다.)

그림 9.21 결합의 부분 이온성을 분류하기 위한 ΔEN 범위.

그림 9.22

DEN의 함수로 표시한 퍼센트 이온성.

예제 9.4 전기음성도 값으로부터 결합의 극성 결정

문제: (a) 극성 화살표를 이용하여 각 결합의 극성을 표시하라: N–H, F–N, I–Cl.

(b) 다음 각 결합을 극성이 증가하는 순서로 나열하라 : H

–

–

–

풀이: (a) EN 값은:

N = 3.0, H = 2.1; F = 4.0; I = 2.5, Cl = 3.0

N–H F–N I–Cl

DEN : H–N = 3.0 – 2.1 = 0.9 DEN : H–O = 3.5 – 2.1 = 1.4 DEN : H–C = 2.5 – 2.1 = 0.4

H-C < H-N < H-O (b) EN 값은:

N = 3.0, H = 2.1; O = 3.5; C = 2.5

그림 9.23 3주기 원소의 염화물 성질.

DEN이 감소할수록 결합의 형태가 이온 결합에서 극성 공유 결합을 거 쳐 비극성 공유 결합으로 변하기 때문에 녹는점과 전기전도도는 감소한다.