8 장 화학결합의 기본 개념 1.Lewis 기호와 팔전자 규칙 2. 이온 결합 3. 공유 결합 4. 결합의 극성과 전기 음성도 5.Lewis 구조 그리기 6. 공명 구조 7. 팔전자 규칙의 예외 8. 공유 결합의 세기와 길이

분자 내의 원자들과 이온 결합 내의 이온들을 결합시키는 힘 화학구조와 결합의 결과 - 화합물의 물리적 및 화학적 특성과 생체 활성을 결정 - 다리, 집과 많은 다른 구조물에 사용되는 물질의 접착력과 강도를 결정 - 살아 있는 유기체에 대한 어떤 분자의 독성을 결정 화학결합 (chemical bond)

화학결합과 분자구조 같은 화학 물질을 몇 가지 다른 표현으로 나타냄 예 : 암모니아 암모니아 분자를 나타내는 여러 가지 방법

화학 결합 3 종류의 결합 존재  이온결합 이온 사이의 정전기적 인력  공유결합 전자의 공유  금속결합 몇 개의 다른 금속 원자와 전자를 공유하여 결합

Lewis 전자점 기호 (Lewis electron dot symbol) 와 8 전자 규칙 (octet rule) 8 전자 규칙 : 원자들은 반응할 때 안정한 비활성 기체 전자구조를 띰 ( 예외, 헬륨은 2 전자규칙 ⇒ 수소는 “2 전자 규칙 ” 을 띰 )

이온 결합 (Ionic bond) 소듐의 특성 - 반응성이 매우 큰 금속 - 부드러움 - 공기 중의 산소와 빠르게 반응 - 물과 격렬히 반응 염소의 특성 - 초록색 빛이 도는 노란색 기체 - 소독제로 주로 사용 - 눈과 코를 강하게 자극 - 1 차 세계대전에 독가스로 사용 염화 소듐 - 흰색 결정의 소금 - 소듐과 염소의 성질을 전혀 갖지 않음

이온 결합 소듐 원자 전자 하나를 잃어서 완전히 채워진 최외각 껍질을 완성 Na. + 에너지 (496 kJ/mol)  Na + + e - 염소 원자 전자 하나를 얻어서 완전히 채워진 최외각 껍질을 완성 Cl + e -  Cl - + 에너지 (-349 kJ/mol) 간단한 루이스 식 형태 반응식 : 그림 염화소듐 결정의 구조 (a) 각 Na + 이온 ( 작은 구 ) 은 6 개의 Cl - 이온 ( 큰 구 ) 에 둘러싸이고 각 Cl - 이온은 6 개의 Na + 이온에 둘러싸인다. (b) 이 구조는 많이 반복된다. (c) Na + 와 Cl - 의 반복되는 질서 정연한 구조는 거시적 세계에서 염화소듐 결정으로 보인다.

이온결합 화합물 Cr 불순물 Fe, Ti 불순물

이온결합 생성에너지 1. 소듐 양이온과 염소 음이온 사이의 정전기적 인력 2. 규칙적인 배열의 격자구조에서 격자에너지 생성 격자에너지 (lattice energy): 1 몰의 이온성 고체 화합물을 그 기체 이온으로 분해하는데 드는 에너지 이온의 전하 증가와 크기의 감소에 비례 격자에너지 경향 E el =  Q1Q2dQ1Q2d

격자에너지 - Born-Haber Cycle 격자에너지는 이온화 에너지와 전자친화도를 모두 고려하여 Hess 의 법칙을 사용하여 을 얻을 수 있다. 금속과 비금속의 원소들로부터 시작 : Na(s) 와 Cl 2 (g) 기체 원자로 변환 : Na(g) 와 Cl(g) 이온으로 변환 : Na + (g) 와 Cl – (g) 이온들을 결합시킴 : NaCl(s)

공유결합 (covalent bond) 비극성공유결합 : 전자쌍을 공유하여 생긴 결합 수소분자 염소분자 결합 전자쌍 (bonding pair): 공유된 전자들 비결합 전자쌍 (nonbonding pair): 한 원자에 있으면서 공유되지 않은 전자들

8 전자 규칙을 따르기 위해 원자들이 한 쌍 이상의 전자를 공유 이중결합 (double bond): 두 원자가 두 쌍의 전자를 공유해서 생기는 공유결합 CO 2 O=C=O 삼중결합 (triple bond): 두 원자 사이에 3 개의 전자쌍을 공유하는 결합 N 2 N≡N 다중결합 (multiple bond)

공유결합 화합물

극성 공유 결합 (polar covalent bond) 원자들이 전자를 공유하여 화합물을 형성할지라도, 전자가 언제나 동등하게 공유하는 것은 아니다. HF 에서 F 는 H 보다 공유전자를 더 세게 잡아당긴다. 따라서 분자의 F 끝이 H 끝보다 전자밀도가 더 크다.

전기음성도 : 분자 내의 공유전자에 대한 한 원자의 인력을 측정한 값 - 극성 공유결합 : 공유결합의 전자들이 균등하게 공유되지 않았을 때의 결합 0.5 < 전기음성도의 차이 < 비극성 공유결합 : 공유결합의 전자들이 균등하게 공유 0 < 전기음성도의 차이 < 0.4 ( H 2, Cl 2 ) 전기음성도 (electronegativity)

극성 공유결합 염화수소 수소와 염소가 반응하여 염화수소 (hydrogen chloride) 생성 (H － Cl)

극성 공유결합 쌍극자 모멘트 (dipole moment,  ): 거리 r 만큼 떨어진 2 개의 동일한 크기의 반대 하전의 분리의 척도  = Qr 단위는 debyes (D=coulomb-m) 이다.

금속 결합 (metallic bond) 전자의 자유 이동에 의한 인력의 극대화 전기전도도, 유연성 ( 전성, 연성 ), 열전도 큼

화학결합의 특성

Lewis 구조 그리기 모든 원자의 원자가 전자수 (valence electron) 계산 전기음성도가 가장 낮은 원소를 중앙에 위치하고 단일 결합으로 연결 주변 원자부터 팔전자계 (octet rule) 를 완성 중심원자 팔전자계 완성, 초과할 경우에도 중심원자에 위치 중심원자에 부족하면 다중 결합 표시

Lewis 구조 그리기 1. 분자내의 모든 원자의 원자가전자의 합을 구한다.  음이온 : 각 음전하에 대하여 하나의 전자 더함.  양이온 : 각 양전하에 대하여 하나의 전자 뺌. PCl (7) = 26

2. 중심원자는 최소의 전기음성도를 가지는 원소 ( 수소제외 ) 이다. 단일결합으로 외부 원자와 연결. 전자의 개수 추적 : 26  6 = 20

3. 외부 원자의 팔전자 채움. 전자개수 추적 : 26  6 = 20  18 = 2

4. 중심원자의 팔전자 채움. 전자개수 추적 : 26  6 = 20  18 = 2  2 = 0

5. 중심원자가 8 전자를 가지기 전에 부족하게 되면 다중결합 사용하여 8 전자 채움

산화수, 형식전하, 실제 부분 전하 산화수 (oxidation number): 결합이 완전히 이온 결합이라고 가정 할 경우 전하, 전기음성도가 큰 원자에 전자 분포 ( 예 : H: +1, Cl: -1) 형식전하 (formal charge): 공유 전자를 각 원자에 균등하게 분배할 경우의 전하 ( 예 : HCl: 0)

형식전하 결정  각 원자에 대하여, 비결합 전자쌍과 다른 원자와 공유하는 전자의 절반을 계산  이 숫자를 그 원자의 원자가 전자수로부터 뺌 형식전하 (formal charge)

최적의 Lewis 구조는  0 에 가까운 가장 적은 전하를 가진 것  전기음성도가 가장 큰 원자에 음전하를 놓는 것 적절한 Lewis 구조식 선택

공명 (resonance) 구조 실험 구조에서는 두 개의 O—O 결합은 결합길이가 서로 같다. 좌우 산소원자의 전하는 −1/2 이다. O 3 의 Lewis 구조 하나가, 분자를 정확하게 묘사할 수 없다. 따라서, 다중 구조인 공명 구조를 사용하여 분자를 나타낸다.

공명구조 유기화합물 벤젠 (C 6 H 6 ) 의 공명구조는 두 개다. 보통 사용되는 그림은 육각형 안에 원이 들어있는 그림으로, 이는 고리 안에 비편재화된 전자들을 나타낸다.

팔전자 규칙의 예외 (exceptions) 다음 세 가지 형태의 이온과 분자들은 팔전자 규칙을 따르지 않는다 :  홀수 개 (odd number) 의 전자를 가진 이온과 분자들,  원자가전자가 8 개보다 작은 이온과 분자들,  원자가전자가 8 개보다 많은 이온과 분자들 ( 확장된 팔전자계 ).

홀수 개의 전자 상대적으로 드물기는 하지만, 대개 불안정하고 반응성이 좋을지라도, 홀수 개의 전자를 갖는 이온이나 분자들이 있다. 자유라디칼 (free radicals): 쌍을 이루지 않은 전자를 가진 원자나 분자 - 반응성이 매우 큼 - 화학반응에서 중간체로 잠시 존재 예 ) NO, NO 2, ClO 2

팔전자보다 작은 전자 BF 3 를 고려해보자.  B 에 팔전자계를 만족시키도록 그리면, B 에는 음전하가, F 에는 양전하가 위치하게 된다.  이것은 BF 3 내의 전자분포를 정확하게 나타내는 그림은 아니다. 따라서, B 와 F 사이에 이중결합을 갖는 구조는, B 가 6 개의 원자가전자를 갖는 구조보다 훨씬 덜 중요하다.

교훈 : 중심 원자의 팔전자계를 채워서 그 결과, 중심 원자에 음전하가 위치하고, 전기음성도가 더 큰 외곽 원자에 양전하가 위치한다면, 중심 원자의 팔전자계를 채우지 말 것. 팔전자보다 작은 전자

팔전자를 초과하는 경우 PCl 5 가 존재할 수 있는 유일한 방법은 P 둘레에 10 개의 전자를 갖는 구조이다. 제 3 주기 이상의 원자들이 팔전자계를 초과하는 것은 허용된다.  그것은 아마, 이들 원자들의 d 오비탈이 결합에 참여하기 때문으로 생각된다.

인산 이온에 대한 Lewis 구조를 그려보자. 이 때 중심 P 에 8 개의 전자를 갖도록 그릴 수 있다. 그러나, 더 나은 구조는 P 와 O 사이에 이중결합을 갖는 구조이다 이렇게 그리면, P 의 형식 전하와 산소 하나의 형식 전하를 제거시킨다. 교훈 : 중심원자가 제 3 주기 이상의 원자들이고 팔전자계를 초과하는 것이 형식 전하를 제거시킨다면, 팔전자계를 초과하도록 한다.

공유결합의 세기 결합 엔탈피 (bond enthalpy): 특정 결합을 끊는 데 필요한 1 mol 당의 엔탈피 변화 Cl—Cl 결합에 대한 결합 엔탈피, D(Cl— Cl) 의 측정값은 242 kJ/mol 이다.

평균 (average) 결합 엔탈피 표 8.4 에 나와있는 것은 여러 형태의 결합에 대한 평균 결합 엔탈피이다. 평균 결합 엔탈피가 양 (+) 인 것은 결합이 끊어짐이 흡열 과정이기 때문이다. 주의 : 이들은 평균 결합 엔탈피이지 절대 결합 엔탈피가 아니다. 따라서, CH 4 의 C—H 결합은, CHCl 3 의 C—H 결합과는 조금 다르다. → C-H 결합에너지 415 kJ/mol

반응 엔탈피 그러나, 반응 엔탈피  H rxn 를 구하는 다른 방법이 있다. 즉, 끊어진 결합의 결합 엔탈피와 생성된 결합의 결합 엔탈피를 비교하는 것이다. 즉,  H rxn =  ( 끊어진 결합의 결합 엔탈피 ) −  ( 생성된 결합의 결합 엔탈피 )

CH 4 (g) + Cl 2 (g)  CH 3 Cl(g) + HCl(g) 이 예에서, C—H 결합 하나와 Cl—Cl 결합 하나가 깨지고, C—Cl 결합 하나와 H—Cl 결합 하나가 생성되었다.  H rxn = [D(C—H) + D(Cl—Cl)] - [D(C—Cl) + D(H—Cl)] = [(413 kJ) + (242 kJ)] - [(328 kJ) + (431 kJ)] = (655 kJ) - (759 kJ) = -104 kJ

결합 엔탈피와 결합 길이 또한, 여러 결합 형태에 대한 평균 결합 길이도 측정할 수 있다. 두 원자 사이의 결합 차수가 증가할수록, 결합길이는 감소한다.