원자 궤도함수의 혼성화

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10.1 분자의 기하 구조 10.2 쌍극자 모멘트

10.3 원자가 결합 이론

10.4 원자 궤도함수의 혼성화

10.5 이중 결합, 삼중 결합을 포함하는 분자의 혼성화

10.6 분자 궤도함수 이론

10.7 분자 궤도함수의 전자 배치

화학결합 II: 분자 기하 구조와

원자 궤도함수의 혼성화

10.1 분자의 기하 구조

원자가껍질 전자쌍 반발 모형

(Valence shell electron pair repulsion (VSEPR) model)

• 전자쌍간의 정전기적 반발로 중심 원자 주위에 있는 전자쌍의 기하학적 배열을 설명

• 루이스 구조에 기반을 두고 분자구조 예측 VSEPR 모형에 사용되는 일반적인 규칙

1. 이중 결합과 삼중결합은 단일 결합으로 취급 2. 형식 전하들은 표시하지 않는다.

3. 반발력 크기: 고립-고립 > 고립-결합 > 결합-결합

중심원자가 두 개 이상의 원자와 결합을 이루는 경우 주위 원자의 3차원적 구조를 설명

1. 고립전자쌍이 없는 중심원자 1. AB

_x

2. 고립전자쌍을 가지는 중심원자 1. AB

_x

_y

AB

₂

분류

중심 원자에 결합된 원자수

중심 원자의 비공유

전자쌍수 전자쌍의 배열 분자의 기하 구조

선형 선형

B B

중심 원자에 비공유 전자쌍이 없는 분자들

AB

₂

₂

AB

₃

₃

AB

₄

₄

AB

₅

₅

AB

₆

₆

중심 원자에 한 개 이상의 고립 전자쌍이 있는 분자들

AB

₂

₂

고립전자쌍 vs 고립전자쌍 > 고립전자쌍 vs 결합전자쌍

> 결합전자쌍 vs 결합전자쌍

각도 (O-S-O) < 120도

AB

₃

₃

₂

₂

₂

결합쌍과 고립쌍의 상대적인 크기

결합각

AB

₄

₄

수평방향 위치: 90도에 2개의 인접 전자쌍 축 방향 위치: 90도에 3개의 인접 전자쌍 고립전자쌍은 수평방향에 위치한다.

축방향: 각도(F-S-F) = 173도 수평방향: 각도 (F-S-F) = 102도

13 13

10.2 쌍극자 모멘트

Q

r

1 D = 3.36 x 10

^-30

전하량 Q와 전하 사이의 거리 r의 곱. 단위: D (Debye)

1 N

i i i

q

=

=

∑ ^r

쌍극자모멘트

15 15

비극성 분자와 극성 분자

결과적인

쌍극자 모멘트

= 1.46 D

결과적인

쌍극자 모멘트

= 0.24 D 선형 분자

(쌍극자 모멘트 없음)

16 16

전자 밀도가 Cl 원자 쪽으로

이동.

전자 밀도가 대칭적으로

분배 결합 모멘트는

서로 상쇄되지 못하여 극성

결합모멘트는 서로 상쇄되어 비극성

시스-다이클로로에틸렌

µ = 1.89 D 트랜스-다이클로로에틸렌

µ = 0 결과적인

쌍극자 모멘트

비극성 분자와 극성 분자

17 17

극성 분자의 행동

비극성 분자는 전기장에 의해 영향을 받지 않는다.

외부 전기장이 없을 때 외부 전기장이 있을 때

18 18

10.3 원자가 결합 이론

양자 역학으로 설명 가능

1. 원자가 결합 (Valence bond, VB) 이론

1. 분자 안에서 전자는 각 원자의 원자 궤도함수를 차지한다고 가정

=> 다중 결합이 단일결합처럼 취급되는 이유설명 2. 분자 궤도함수(Molecular orbital, MO) 이론

1. 원자 궤도함수로부터 분자 궤도함수의 형성을 가정

=> 공명 구조, 산소분자의 상자기성, 공유결합이 안정한 이유 설명

VSEPR 모형의 한계: 아래의 항목들을 설명할 수 없다.

• 원자 사이의 길이가 분자 마다 다른 이유.

• 공유결합의 세기가 분자마다 다른 이유

• 다중 결합이 단일결합처럼 취급되는 이유

• 공명 구조

분자 형성에 대한 양자역학적 설명

각 원자의 원자궤도함수가 중첩을 하며 에너지 안정화 원자 사이의 거리를 변화해 가며 분자의 에너지 계산 가능

H₂ 분자는

최소한의 퍼탠셜 에너지에서 가장 안정한 상태에 있음.

결합 길이: 74 pm 둥근 구: 1s 궤도함수

두 개의 수소 원자가 서로 접근함에 따라

그들의 1s 궤도함수가 상호작용을 시작하여

각 전자는 다른 양성자의 끌림을 느끼기 시작.

점차적으로

두 핵 사이 지역에

전자 밀도가 증가(빨간색).

궁극적으로

핵간 거리가 74 pm일 때 안정한 H₂ 분자가

형성.

두 수소 원자가 접근함에 따른 전자 밀도의 증가

10.4 VB 이론

sp ³ 혼성화: CH ₄ 분자의 경우

탄소 sp³ 혼성 궤도함수와 수소 1s 궤도함수 사이에 4개의 결합을 형성

CH₄

4개 결합 2개 결합

23 23

sp ³ 혼성 궤도함수의 형성

24 24

sp ² 혼성화: BF ₃ 분자의 경우

붕소의 sp² 혼성 궤도함수는 플루오린의 2p 궤도함수와 중첩.

평면형

FBF 각은 120^o BF₃

25 25

sp ² 혼성 궤도함수의 형성

26 26

sp 혼성화: BeCl ₂ 분자의 경우

두 sp 혼성 궤도함수는

두 개의 염소 3p 궤도함수와 겹쳐져서 두개의

공유결합을 형성 선형

Cl-B-Cl각은 180^o BeCl₂

27 27

sp 혼성 궤도함수의 형성

28 28

29 29

s, p, d 궤도함수의 혼성화: SF ₆ 의 경우

SF

₆

30 30

10.5 이중, 삼중 결합을 포함하는 분자의 혼성화

탄소 원자의 sp

²

에틸렌(C ₂ H ₄ )에서의 결합

시그마 결합 (σ 결합): 결합 핵 사이로 전자 밀도가 집중되는 결합 파이 결합 (π 결합): 옆으로 중첩되어 형성된 공유결합

탄소 원자의 sp 혼성화

C₂H₄ 분자에서의 파이 결합 (원자 여섯 개는 모두 동일 평면에

있음)

C₂H₄의 정전기 퍼텐셜 지도

34 34

아세틸렌(C ₂ H ₂ )에서의 결합

35 35

폼알데하이드 분자의 결합

폼알데하이드(HCHO)

10.6 분자 궤도함수 (MO) 이론

분자 궤도함수 이론:

•결합하는 원자의 원자 궤도함수 상호작용의 결과로 나옴.

•분자 전체와 관련이 있음

산소 분자: 상자기성

액체 산소가 자석의 두 극 사이에 잡혀있음

모든 전자쌍은 짝을 이룸

반자기성

결합과 반결합 분자 궤도함수의 에너지 준위

결합성 분자 궤도함수(

bonding molecular orbital

반결합성 분자 궤도함수(

antibonding molecular orbital

H₂

H

1 n

j ij i

i

ψ

c

=

=

∑

38

두 개의 동등한

p

38

10.7 분자 궤도함수 전자배치

1. 형성된 분자 궤도함수의 수는 항상 결합하는 원자 궤도함수의 수와 같다.

2. 결합성 분자 궤도함수가 안정해질수록 대응되는 반결합성 분자 궤도함수는 더욱 불안정해진다.

3. 분자 궤도함수는 낮은 에너지부터 높은 에너지로 채워진다.

4. 각각의 분자 궤도함수에는 반대 스핀을 가진 두 전자까지만 수용할 수 있다.

5. 동일한 에너지의 분자 궤도함수에 전자가 첨가될 때 훈트의 규칙으로 예측된다.

6. 분자 궤도함수 내의 전자의 수는 결합하는 원자에 있는 총 전자수의 합과 같다.

40 40

결합 차수 ½ 1 ½ 0

결합 차수 = 1 2

결합성 MO에 있는

전자수

반결합성 MO에 있는

( ^-

)

2주기의 동 핵 이원자 분자

Li

₂

₂

₂

₂

₂

2s 2s

σ2s

σ

1s 1s 2s 2s 2p_y 2p_z

σ

<

<

<

<

=

<

2p_x 2p_y 2p_z 2p_x

σ

<

=

<