극성 공유결합

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Chapter 9
화학 결합의 기초
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9.1 결합 형성을 위한 에너지 필요 조건
※ 분자를 이루는 화학결합 (발열 반응)
이온결합 : 금속과 비 금속의 결합 (예: 1족과 7족, NaCl 등)
공유결합 : 비 금속 간의 결합 (예: O2, CO2 등)
극성 공유결합(HF)
그 외: 배위결합, 금속결합
◆ 비교) 분자 간 힘: 분자와 분자 사이의 약한 결합
예) 쌍극자-쌍극자 인력, 분산력, 수소 결합 등 (12장)
9.2 이온 결합 형성
서로 반대 전하를 띤 입자들 사이의 인력.
Na+
Cl -
이온 화합물:
양이온과 음이온이 3차원
배열로 존재 = 격자 구조
이온 화학식: 항상
실험식으로 쓰여진다. NaCl
금속과 비 금속의 결합
1) 격자 에너지의 중요성

격자에너지: 1몰의 고체 화합물이 기체 상태 이온들로부터
생성될 때 방출되는 에너지 - 발열
Na+ (g) + Cl- (g)  NaCl(s)
2) 격자 에너지의 결정
NaCl에 대한
Born-Haber Cycle
Na(s) + ½Cl2 (g)
 NaCl(s)
Hf° = – 411 kJ/mol
9.3 이온의 전자배치
1) 불활성 기체 전자 배치의 안정성

전자의 구조가 이온을 형성하는데 어떻게 영향을
미치는가?
예)
Na
Na+
1s2 2s2 2p6 3s1 = [Ne] 3s1
1s2 2s2 2p6 = [Ne]
IE1 = 496 kJ/mol
IE2 = 4563 kJ/mol
작음
큼
비교적 쉬움
약 10배 더 어려움
2) 팔전자 규칙






주족 금속은 가장 높은 에너지 부껍질에서 전자를 잃고
불활성 기체와 등전자가 되기 위해 전자를 잃는다.
비금속은 다음의 더 큰 불활성 기체와 등전자가 되기
위해 전자를 얻는다.
1A족: [불활성 기체 핵심부]ns1
 1+ 이온 형성 (Na+)
2A족: [불활성 기체 핵심부]ns2
 2+ 이온 형성 (Ca2+)
3A족: [불활성 기체 핵심부]ns2np1
 3+ 이온 형성 (Al3+)
7A족: [불활성 기체 핵심부]ns2np5
 1- 이온 형성 (Cl-)
예제 9.1 (a) 질소 원자가 N3- 이온을 만들 때, (b) 안티몬
원자가 Sb3+ 이온을 만들 때의 전자 배치 변화를 쓰시오.
풀이; (a)
N : 1s2 2s2 2p3 = [He] 2s2 2p3
N3- : [He] 2s22p6
(b)
Sb(Z=51) : [Kr] 4d 105s2 5p3
Sb3+ : [Kr] 4d 105s2
예제 9.2 V3+ 이온의 전자 배치를 쓰시오.
이온을 궤도함수 도표로 나타내시오.
풀이;
V: [Ar] 3d 3 4s2
V3+ : [Ar] 3d 2
9.4 루이스(lewis) 기호: 원자가 전자의 표시
- 루이스 점 기호(Lewis dot symbol): 원소기호들과 각 원자가
갖고 있는 원자가전자를 하나의 점으로 표기.
※ 헬륨을 제외하고, 주 족 원소(전형원소)에 대해
각 원자의 원자가전자 수는 원소의 족의 수와 같다.
※ 단, 전이금속, 란탄족, 악티늄족 모두는 내부껍질이 불완전하게
채워져 있기 때문에 일반적으로 루이스 점 기호를 쓸 수 없다.
즉, 전형원소에 주로 적용
주족(전형)원소와 불활성기체의 루이스 점 기호
예제 9.3 비소(As)의 루이스 기호를 그리시오.
풀이;
As(Z=33) : [Ar] 3d 104s2 4p3
1) Lewis 기호를 이용하여 이온 결합 화합물
나타내기
Na
Na+
+ Cl
+ Cl

예제 9.4 Na과 산소 원자가 Na+ 와 O2- 이온을 만드는 반응을
루이스 기호를 이용한 그림으로 나타내시오.
풀이;
Na
O
Na
2Na+
+ O
2
9.5 공유 결합
1) 결합 형성에서 에너지 변화

전자를 공유함으로써 두 핵이 서로 멀리 떨어져 있지 않도록
작용하는 알짜 인력을 공유 결합 (covalent bond) 이라고 한다.

수소 분자의 경우 인력에 의해서 두 핵을 75 pm까지 끌어당겨
놓는다. 이 거리를 결합 길이 (bond length) 또는 결합 거리
(bond distance) 라고 한다.

결합이 형성될 때 방출된 에너지의 양을 결합 에너지 (bond
energy) 라고 한다.
퍼텐셜 에너지 vs. 핵간 거리 (H2 에서)
2) 공유 결합에서 전자 공유
2개 이상의 전자가 두 원자에 의해 공유
H + H
예1)수소기체(H2)
예2) 플루오르분자(F2)
F + F
H
H
F F
비공유 전자쌍 (고립전자쌍)
비공유 전자쌍
※ 팔전자 규칙
F
F F
F
비공유 전자쌍
H O H
단일 결합
3) 다중 결합
H
+
O +
H
H O H
or
H
O
H
2e- 8e-2e이중결합(double bond) - 두 원자가 2개의 전자쌍을 공유하는 결합.
O C O
or
O
O
C
이중 결합
8e- 8e- 8e-
삼중결합(triple bond) - 두 원자가 3개의 전자쌍을 공유하는 결합.
N N
8e-8e-
or
N
N
삼중 결합
공유 결합의 길이
결합 길이
삼중 결합 < 이중 결합 < 단일 결합
9.6 탄소의 공유 결합 화합물
유기화합물
- 정의: 탄소를 포함하고 있는 화합물
- 탄소는 완전히 팔전자 규칙을 만족시키려는 경향이 있음.
탄소화합물의 수: 800만 종 이상 (무기화합물의 수: 수십만 종)
알케인(Alkanes)
 탄화수소
 단일 결합
이성질체(Isomers)
 같은 분자식
 다른 물리적 특성
 다른 구조
1) 산소와 질소를 포함한 유기화합물(작용기)
작용기: 몇 개의 원소로 이루어져 있으며, 모체가 되는 분자의
화학적 반응을 주도한다.
a) 알코올
(R-OH)
b) 케톤
(RCOR')
카보닐(C=O) 그룹
H
H H
H C O
H C C O
H H
H H H
메탄올
(메틸 알코올)
H O H
H C C C
H
H
에탄올
(에틸 알코올)
프로판온
H (아세톤)
O
H3C C CH3
c) 알데하이드
H O
(R-CHO)
H C C H
에탄알
(아세트 알데하이드)
H
d) 유기산
(R-COOH)
or 카복실 산
H O
H O
H C C O
H C C O
H
H
아세트산
e) 아민
(RNH2 or RNHR')
H H C H
H
에스테르(R-COOR')
H H
H H H
H C N H
H C N C H
H
메틸 아민
H
H
디메틸 아민
9.7 결합 극성과 전기음성도
1) 극성과 비극성 결합
극성공유결합 또는 극성결합 - 공유결합에
의해 결합되었을지라도 전자 쌍을 동등하게
공유하지 않을 때의 결합
e- poor
e- rich
H
Cl
d+
d-
부분전하 (Partial charges)
d+ on H = + 0.17
d on Cl =  0.17
쌍극자 모멘트 (dipole moment)

쌍극자 모멘트 = 말단 전하  결합 사이의 거리
μ=q×r


(표 9.3 참조)
q = 전하량(C),
r = 전하간 거리(m)
단위 = debye (D) 1D = 3.34 × 10–30 C·m
결합된 원자들이 전자를 끌어 당기는 힘의 차이 = 극성의 정도
예제 9.5 HF 분자는 쌍극자 모멘트가 1.83 D 이고, 결합길이가 91.7
pm이다. 결합 양 끝에서의 전하량을 전자 전하 단위로
구하시오. (전자 전하 단위, 1 e- = 1.602 ⅹ10-19 C)
풀이;
μ
q
r
μ = 1.83 D = 1.83 ⅹ 3.34 ⅹ10-30 C·m
r = 91.7 pm = 9.17 ⅹ10-11 m
∴ q = (1.83 ⅹ 3.34 ⅹ10-30 C·m) / (9.17 ⅹ10-11 m)
= 6.66ⅹ10-20 C = (6.66ⅹ10-20 / 1.602 ⅹ10-19 ) e- = 0.416 e-
2) 전기음성도
※ 분자 내에서 원자가 공유전자를 자기에게 끌어당기는 능력
Li
Be
B
C
N
O
F
1.0
1.5
2
2.5
3
3.5
4
그림 9.9
※ 결합의 극성 : 결합을 형성하는 원자의 전기음성도 값의 차이()에 의존
※ 이온결합 - 결합된 두 원자 사이의 전기음성도 차이가 1.7 이상 일 때
0.5 <  < 1.7 극성 공유 결합
예) 다음 결합을 극성이 증가하는 순서로 나열
H-H,
H-O,
H-Cl,
H-S,
H-F
전기음성도: H=2.1, O=3.5, Cl=3.0, S=2.5, F=4.0
전기음성도 차이
H-H : 0
비극성 공유결합
H-O : 1.4
극성 공유결합
H-Cl : 0.9
극성 공유결합
H-S : 0.4
극성 공유결합(약한)
H-F : 1.9
극성 공유결합(매우 강한)
따라서 극성이 증가하는 순서는
H-H < H-S < H-Cl < H-O < H-F
9.8 Lewis 구조
1) Lewis 구조를 그리는 절차
1. 일반적으로 전기음성도가 작은 원자는
중심에 위치 시킨다. – 골격구조 결정
2. 예) 산소 원자(O)의 경우 6A족이므로
원자가 전자의 수는 6개.
3. 단일 결합은 실선으로 표시할 수 있다.
4 말단 원자들이 팔 전자규칙에 맞게 배치.
5. 중심 원자가 2주기 원소인 경우 팔전자 를
초과할 수 없다.
6. 만약 1쌍의 원자가 전가가 부족하다면
이중결합, 2쌍의 전자가 부족하다면 이중결합
2개 혹은 삼중결합 1개가 존재한다.
예제 9.6 염소산(HClO3)에 대한 Lewis 구조는 무엇인가?
O
Cl
O
풀이: 단계 1 : HClO3의 골격구조.
(Cl의 전기음성도가 O 보다 작다.)
O H
단계 2 : O과 Cl의 외부껍질 전자배열은 각각 2s2 2p4 (6A족)와 3s23p5
(7A족) 그러므로 HClO3에서 계산된 원자가전자는 1+7+(3x6) = 26이다.
단계 3,4 : H, O, Cl사이에 단일공유결합(하나의 전자쌍)을 그리되,
중심원자의 결합된 원자(말단 원자)들이 팔전자 규칙에 맞도록
한다.
O
O
O
H
O
O
24개의 전자 사용
Cl
O
Cl
H
O
O
풀이: 단계 1: 골격 구조(S의 전기음성도가 O 보다 작다.)
S
O
예제 9.7 SO3 분자에 대한 Lewis 구조를 그리시오
단계 2: S와 O는 모두 6A족 따라서 전체 원자가 전자의 수는
6+(3x6) = 24 이다.
단계 3,4: S와 각각의 O사이에 단일 공유결합을 그리고, 말단 O원자가
팔전자 규칙을 만족하도록 한다.
단계 5,6: 중심원자(S)에 팔전자 규칙을 만족하기 위해서 1쌍(2개)의
전자가 부족하므로 이중결합 1개가 존재한다.
O
O
O
O
O
24개 전자 모두 사용
- 전자가 부족(S 원자)
S
O
S
1개의 이중 결합이 필요
예제 9.8 IF4- 이온에 대한 루이스 구조를 그리시오.
풀이: 단계 1: 골격구조 (I의 전기음성도가 F 보다 작다.)
단계 2: I 와 F는 모두 7A족이며, 전체 전하가 -1가 이므로 전체
원자가 전자의 수는 (5x7) +1 = 36 이다.
단계 3,4: I와 F사이에 단일 공유결합을 그리고, 말단 F 원자가
팔전자 규칙을 만족하도록 한다. (32 개 전자 소요)
단계 5: 남은 4개의 전자를 중심 원자(I)에 배치 – 36개 모두 사용
중심 원자가 2주기 원소가 아니면 반드시 팔전자 규칙을 만족할 필요가 없다.
마지막으로 식 주위에 괄호를 하고 윗 첨자로 전하를 표시한다.
2) 형식전하와 Lewis구조
가) 결합 차수에 의존하는 결합 성질
결합 차수
 2개의 원자 사이에 공유된 전자쌍의 수
결합 길이
 결합된 원자들의 핵 간 거리
결합 에너지
 결합된 원자들을 중성 입자로 쪼개기 위해 필요한 에너지
결합
결합 길이 (pm)
결합 에너지 (kJ/mol)
C–C
154
348
C═C
134
615
C≡C
120
812
예) H2SO4
O
H
O
단계 1: 골격 구조(S의 전기음성도가 O 보다 작다.)
S
O
H
O
단계 2: S와 O는 모두 6A족 따라서 전체 원자가 전자의 수는
2+(5x6) = 32 이다.
단계 3,4: S와 각각의 O사이에 단일 공유결합을 그리고, 말단 원자가
팔전자 규칙을 만족하도록 한다. (6x2 + 20 = 32 개 전자)
O
O
H
O
S
O
H
H
O
O
S
O
H
O
그러나 실험에 의한 실제 구조는 우측에 있는 이중결합을 포함하고 있음.
Why?
나) 원자에 형식 전하 할당
형식전하(formal charge) : 원자의 겉보기 전하(실제 전하가 아님)
※형식전하를 구하는 식
형식전하 (FC) = (자유원자에서 원자가전자의 수)
- {1/2(결합전자의 수) + (비 공유 전자 의수)}
※형식전하를 표기할 때의 규칙
- 중성분자의 형식전하의 합은 0 이어야 한다.
- 이온에서 형식전하의 합은 전체 전하와 같아야 한다.
예) H2SO4
FCS = 6  (4 + 0) = 2
O -1
H
O
+2
S
O
H
O
O
S
O
FCO(s) = 6  (1 + 6) =  1
FCO(d) = 6  (2 + 4) = 0
O -1
H
FCH = 1  (1 + 0) = 0
FCS = 6  (6 + 0) = 0
O
H
FCH = 1  (1 + 0) = 0
FCO(s) = 6  (2 + 4) = 0
FCO(d) = 6  (2 + 4) = 0
가장 안정한 Lewis 구조
1. 형식 전하의 수가 가장 적은 것
2. 모든 형식 전하  1
3. 가장 전기음성도가 큰 원소에서 음의 형식 전하
예제 9.9 질산의 다음 세가지 Lewis 구조 중 가장 유리한 구조는 어느 것인가?
풀이: 구조 (I)
FCN = 5 - (4 + 0) = 1
FCO(s) = 6 - (1 + 6) = -1
FCO(d) = 6 - (3 + 2) = 1
구조 (II)
FCO(d) = 6 - (2 + 4) = 0
구조 (III)
FCN = 5 - (5 + 0) = 0
FCO(d) = 6 - (2 + 4) = 0
(III)의 구조는 비록 형식전하는 낮지만, 2주기 중심 원자가
팔전자 규칙에 위배됨으로 안정한 구조에서 제외 됨.
결과적으로 (I)과 (II)에서 형식전하가 더 작은 구조(II)이
더 유리한 Lewis 구조이다.
예제 9.10 BCl3의 다음 두 가지 Lewis 구조 중에서 팔전자 규칙에 위배되는
구조가 왜 더 유리한지 밝히시오.
풀이: 구조 (I)
구조 (II)
FCB = 3 - (3 + 0) = 0
FCCl = 7 - (1 + 6) = 0
FCB = 3 - (4 + 0) = -1
FCCl(d) = 7 - (2 + 4) = +1
결과적으로 형식전하가 가장 작은 구조(I)이 더 유리한 Lewis 구조이다.
Cl
Cl
Cl
B
(I)
Cl
+1
Cl
B
-1
(II)
Cl
3) 배위 공유 결합
공유원자 중 하나가 결합에 사용된 두 전자 모두를 주었을 때의
공유결합.
예) 삼염화붕소와 암모니아와의 반응
9.9 공명 구조
공명구조(resonance structure) - 단일분자를 하나의 루이스 구조
만으로는 완전히 묘사할 수 없을 때 2개 이상의 가능한 루이스 구조를
구성하는 각 구조를 의미한다.
기호 ↔ 는 표시한 구조가 공명구조임을 나타낸다.
N
O

O
O

O
N
O
N
O
O
O

O
N
O

O
O
예제 9.11 형식전하를 써서 아황산 이온(SO32-)의 유리한 구조에 공명 개념을
적용하여 공명 구조를 그리고 S-O 결합의 평균 결합 차수를 결정하시오.
풀이: 단계 1: 골격구조 (S 중심원자)
단계 2: 전체 원자가 전자의 수는 (4x6) +2 = 26 이다.
단계 3,4: S와 O사이에 단일 결합 + 팔전자 규칙을 만족 – 구조 (I)
형식전하를 줄이기 위하여 전자 한 쌍을 산소에서 황으로 이전 – 구조 (II)
형식전하가 더 작은 구조(II)가 더 유리한 Lewis 구조이다. (결합차수 = 1.33)
1

1
O
O
S O
1
+1
1
구조 (I)
FCS = 6  (4 + 2) = 0
FCS = 6  (3 + 2) = 1
FCO(d) = 6  (2 + 4) = 0
FCO(s) = 6  (1 + 6) =  1
O
1
O S O

O
O S O
구조 (II)

O
O S O

공명 구조의 안정성

실제 구조는 공명 구조 가운데 하나보다 더 안정함

Benzene에 대해
여분의 안정성: ~146 kJ/mol
공명 에너지
 공명으로 인하여 가지게 되는 여분의 안정성



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