제 9 장 화학 결합 I: 공유 결합

원자가 전자(Valence electrons) 는 원자의 최외각 전자이다 . 원자가 전자는 화학결합에 관여하는 전자이다. 족 원자가 전자의 수 전자(e- )배열 1A 1 ns1 2A 2 ns2 3A 3 ns2np1 4A 4 ns2np2 5A 5 ns2np3 6A 6 ns2np4 7A 7 ns2np5

대표적인 원소와 비활성 기체의 Lewis 점기호

이온 결합 - - - 이온 결합: 이온 결합 화합물에서 이온들을 붙잡고 있는 정전기적 힘 + F Li+ F Li 1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6 [He] [Ne] Li Li+ + e- LiF e- + F - F - Li+ + Li+

정전기(격자) 에너지 격자 에너지(U) ) : 고체 이온 결합 화합물 1mol을 기체 상태의 이온으로 만드는데 필요한 에너지 또는 기체상태의 이온으로 부터 고체 이온 결합 화합물이 만들어질 때 방출되는 에너지 E : 위치 에너지 Q+ 양이온의 전하 E = k Q+Q- r Q- 음이온의 전하 r 이온들 사이의 거리 화합물 격자 에너지 (kJ/mol) 격자 에너지(E)는 Q가 증가 하거나 r 이 감소 하면 증가한다. Q: +2,-1 Q: +2,-2 MgF2 MgO 2957 3938 LiF LiCl 1036 853 Li+(g) + F-(g) LiF(s) ΔH = -1036 kJ/mol r F- < r Cl-

격자 에너지를 결정하기 위한 Born-Haber Cycle ° ° ° ° ° ° DHoverall = DH1 + DH2 + DH3 + DH4 + DH5

공유 결합(covalent bond ) : 두 원자가 전자 두 개를 공유하는 결합. 왜 두 원자는 전자를 공유할 까? 7e- F F + F F2 의 Lewis 구조 비공유 전자쌍 F 단일 공유결합 단일 공유결합 F

이중 결합(Double bond) – 두 개의 원자가 2쌍의 전자를 공유 물의 Lewis 구조 단일 공유결합 2e- 8e- 2e- H + O + H O H or 이중 결합(Double bond) – 두 개의 원자가 2쌍의 전자를 공유 이중결합 8e- 8e- 8e- O C or O C 이중결합 삼중 결합 Triple bond – 두 개의 원자가 3쌍의 전자를 공유 삼중결합 8e- N 8e- or N 삼중결합

삼중 결합 < 이중 결합 < 단일 결합 공유 결합의 길이 결합 길이 삼중 결합 < 이중 결합 < 단일 결합

결합을 하고 있는 두 원자 중 1개의 원자가 더 많은 전자를 가지고 있는 공유결합 극성 공유 결합 (극성결합): 결합을 하고 있는 두 원자 중 1개의 원자가 더 많은 전자를 가지고 있는 공유결합 H F 전자가 풍부한 지역 전자가 부족한 지역 e- poor e- rich F H d+ d-

전기 음성도 (Electronegativity) 화학 결합에서 원자가 자기 쪽으로 전자들을 끌어당기는 능력 전자 친화도 - 측정가능, Cl 이 가장 크다 (Electron Affinity) X (g) + e- X-(g) 전기 음성도 – 상대적인 값, F 가 가장 크다

대표적인 원소들의 전기음성도

원자 번호에 따른 전기 음성도 변화

전기음성도 차이에 따른 결합의 분류 차이 결합 종류 공유 결합  2 이온 결합 0 < and <2 극성 공유 결합 공유 결합  2 이온 결합 0 < and <2 극성 공유 결합 전기음성도 차이 증가 공유 결합 e- 공유 극성 공유결합 e- 의 일부 이동 이온 결합 e- 의 이동

전기음성도와 산화수 전기음성도가 큰 것이 공유하고 있는 전자를 소유한다고 생각하여 –산화수를 갖도록 한다. (전기음성도가 작은 것이 공유하고 있는 전자를 빼앗긴다고 생각하여 +산화수를 갖도록 한다.) NH3; 질소의 산화수는 -3 수소의 산화수는 +1 H-O-O-H; 산소의 산화수는 -1 동일 원자 사이는 동등하게 공유하여 산화수에 영향 없음

루이스 구조(Lewis Structure) 쓰기 원자들이 서로 이웃에 위치하도록 화학 기호를 사용하여 화합물의 골격 구조를 쓴다. 일반적으로 전기 음성도가 작은 원자는 중심에 놓는다. 전체 원자가 전자의 수를 센다. 다원자 음이온에 대해서는 음전하의 수를 더한다. 다원자 양이온에 대해서는 전체 원자가 전자의 수에서 양의 전하수만큼 뺀다. 중심 원자와 각 주위 원자 사이에 단일 공유 결합을 그린다. 중심 원자에 결합된 원자들의 팔전자계를 완성한다. 만일 중심 원자가 8개 전자보다 더 적게 갖는다면, 주위 원자로부터 중심 원자가 팔전자를 완성할 수 있도록 고립 전자쌍을 사용하여 중심 원자와 주위 원자 사이에 이중 결합 또는 삼중 결합을 그려 넣는다.

- - 포름알데하이드(CH2O)의 2개의 가능한 골격구조 H C O H C O 형식 전하(formal charge) : 원자 자체의 원자가전자수로 부터 Lewis구조식에서 그 원자에 할당된 전자개수를 뺀 값. Lewis 구조식에서의 형식전하 = 원자 자체의 원자가 전자수 - 1 2 결합전자수 ( ) 비결합전자수 - 분자나 이온에 있는 원자들의 형식전하의 합은 분자나 이온의 전하와 동일해야 된다.

( ) ( ) - - -1 +1 H C O = 1 2 = 1 2 = 4 - 2 - ½ x 6 = -1 = 6 - 2 - C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- 단일 결합 2개(2x2) = 4 이중 결합 1개 = 4 비공유 전자쌍 2개(2x2) = 4 Total = 12 H C O Lewis 구조식에서의 형식전하 = 1 2 결합에 참여하는 전자수 ( ) 원자 자체의 원자가 전자수 - 결합에 관여하지 않는 전자수 = 1 2 결합전자수 ( ) 원자의 원자가 전자수 - 비공유 전자수 C의 형식전하 = 4 - 2 - ½ x 6 = -1 O 의 형식전하 = 6 - 2 - ½ x 6 = +1

( ) - - H C O = 1 2 = 4 - 0 - ½ x 8 = 0 = 6 - 4 - ½ x 4 = 0 C – 4 e- H C O C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- 단일 결합 2개(2x2) = 4 이중 결합 1개 = 4 비공유전자쌍 2 개 (2x2) = 4 Total = 12 Lewis 구조식에서의 형식전하 = 원자 자체의 원자가 전자수 - 결합에 관여하지 않는 전자수 - 1 2 결합에 참여하는 전자수 ( ) C의 형식전하 = 4 - 0 - ½ x 8 = 0 O의 형식전하 = 6 - 4 - ½ x 4 = 0

형식전하와 Lewis 구조 중성분자에서, Lewis 구조는 형식전하가 있는 구조보다는 형식전하가 없는 구조를 선호한다. CH2O의 타당한 Lewis 구조는? H C O -1 +1 H C O

공명구조(resonance structure) : 단일 분자를 하나의 Lewis 구조만으로는 정확히 묘사할 수 없을 때 원자의 위치는 같으나 전자의 위치가 다른 Lewis 구조 두 개 이상으로 나타낸 구조 단일 분자를 하나의 Lewis 구조만으로는 정확히 묘사할 수 없을 때 두 개 이상의 가능한 Lewis 구조로 나타낸 구조. O + - O + -

팔전자 규칙(Octet Rule)의 예외 불완전한 팔전자 Be – 2e- 2H – 2x1e- 4e- BeH2 H Be 3F – 3x7e- 24e- 단일결합 3개(3x2) = 6 비공유전자쌍 9개(9x2) = 18 Total = 24 F B BF3

BF3 + NH3 F3B-NH3 - +

팔전자 규칙(Octet Rule)의 예외 홀수 전자 분자 N – 5e- O – 6e- 11e- NO N O S F S – 6e- 6F – 42e- 48e- 단일 결합 6 개(6x2) = 12 비공유 전자쌍18 개(18x2) = 36 Total = 48 SF6

단일 결합 < 이중 결합 < 삼중 결합 결합 에너지(bond energy) (결합 엔탈피, bond enthalpy) : 기체 분자 1 mol에서 특정 결합을 끊는 데 필요한 엔탈피 변화량. 결합엔탈피 H2 (g) H (g) + DH° = 436.4 kJ Cl2 (g) Cl (g) + DH° = 242.7 kJ HCl (g) H (g) + Cl (g) DH° = 431.9 kJ O2 (g) O (g) + DH° = 498.7 kJ O N2 (g) N (g) + DH° = 941.4 kJ N 결합 엔탈피 단일 결합 < 이중 결합 < 삼중 결합

여러 개의 원자로 구성된 분자의 평균 결합 엔탈피 H2O(g) H(g) + OH(g) DH° = 502 kJ OH(g) H(g) + O(g) DH° = 427 kJ OH 의 평균 결합 엔탈피 = 502 + 427 2 = 464 kJ

DH° = 들어간 모든 에너지– 방출된 모든 에너지 결합 엔탈피(BE)와 반응의 엔탈피 변화 반응물의 모든 결합이 끊어지고, 원자들이 기체상태에서 결합을 형성하여 생성물을 만드는 형태로 반응이 진행된다고 가정한다. DH° = 들어간 모든 에너지– 방출된 모든 에너지 = SBE(반응물) – SBE(생성물) 흡열 발열

H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)