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이온 결합

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목차

1. 개요

이온 결합은 전자를 잃고 양이온이 된 금속 원자와 전자를 얻어 음이온이 된 비금속 원자 사이의 정전기적 인력에 의해 형성되는 화학 결합이다. 이온 결합은 일반적으로 금속 원소와 비금속 원소 사이의 산화 환원 반응을 통해 생성되며, 염화나트륨(NaCl)과 같은 이온 화합물을 형성한다. 이온 결합은 결정 격자 구조를 가지며, 결합의 강도는 쿨롱의 법칙으로 모델링할 수 있다. 이온 결합은 전기 음성도 차이가 클수록 이온성이 강해지며, 공유 결합과 비교하여 방향성이 약하고, 국소적인 결합보다는 결정 전체에 걸쳐 비국소적인 특성을 나타낸다.

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이온 결합
화학 결합
일반적인 예
결합
결합 종류정전기력
참여 원자금속 및 비금속
결합 강도강함
분자 극성극성
특징높은 녹는점과 끓는점, 물에 녹음
형성전자를 잃은 양이온과 전자를 얻은 음이온의 정전기적 인력에 의해 형성
설명
개요이온 결합은 반대 전하를 띤 이온 사이의 정전기적 인력에 의해 형성되는 화학 결합임. 한 원자가 전자를 잃어 양이온이 되고 다른 원자가 전자를 얻어 음이온이 될 때 발생함.
특징이온 결합 화합물은 일반적으로 높은 녹는점과 끓는점을 가지며, 많은 경우 물에 잘 녹음.
같이 보기
관련 문서공유 결합
금속 결합
분자간력
화학 결합
결정 구조

2. 이온 결합의 형성

이온 결합은 강한 전기음성도를 가진 원자가 전자를 얻어 음이온을 형성하고, 약한 전기음성도를 가진 원자가 전자를 잃어 양이온을 형성하면서 시작된다. 이온 결합은 낮은 이온화 에너지를 가진 금속 원소와 높은 전자 친화도를 가진 비금속 원소 사이의 산화-환원 반응을 통해 형성된다.

이러한 격자에서는 일반적으로 별개의 분자 단위를 구별할 수 없으므로 형성된 화합물은 분자성이 아니다. 그러나 이온 자체는 복잡할 수 있으며 아세테이트 음이온이나 암모늄 양이온과 같은 분자 이온을 형성할 수 있다.

전하 중성을 유지하려면 음이온과 양이온 사이에 엄격한 비율이 관찰되므로, 이온 화합물은 일반적으로 분자 화합물이 아니더라도 화학량론의 법칙을 따른다. 합금으로의 전이 특성을 가지고 혼합 이온 및 금속 결합을 가진 화합물의 경우에는 더 이상 그렇지 않을 수 있다. 많은 황화물은 예를 들어 비화학량론적 화합물을 형성한다.

많은 이온 화합물은 아레니우스 염기와 아레니우스 산의 중화 반응에 의해서도 생성될 수 있으므로 '''염'''이라고 한다.

: NaOH + HCl → NaCl + H2O

그런 다음 염 NaCl은 산 잔기 Cl−와 염기 잔기 Na+로 구성된다고 한다.

양이온을 형성하기 위한 전자 제거는 흡열 과정이며, 시스템의 전체 에너지를 높인다. 기존 결합의 파괴 또는 음이온을 형성하기 위한 둘 이상의 전자 첨가와 관련된 에너지 변화가 있을 수도 있다. 그러나 음이온이 양이온의 원자가 전자를 받아들이고 이후 이온들이 서로 끌어당기는 작용은 격자 에너지를 방출하고, 따라서 시스템의 전체 에너지를 낮춘다.

2. 1. 산화-환원 반응

이온 결합은 이온화 에너지가 낮은 원소(주로 금속)의 원자가 전자를 내놓아 안정된 전자 배치를 얻는 산화 환원 반응으로 생성된다. 이 과정에서 양이온이 형성된다. 전자 친화도가 더 큰 다른 원소(주로 비금속)는 전자를 받아들여 안정된 전자 배치를 얻고, 음이온이 된다. 일반적으로 안정된 전자 배치는 s-구역과 p-구역 원소의 경우 비활성 기체와 같으며, d-구역과 f-구역 원소의 경우에는 특정한 안정된 전자 배치를 따른다. 음이온과 양이온은 정전기적 인력으로 서로 끌어당겨 이온들이 번갈아 쌓인 결정 격자를 가진 고체를 형성한다.

일반적인 식탁 소금은 염화나트륨이다. 나트륨(Na)과 염소(Cl)가 결합할 때, 나트륨 원자는 각각 전자 하나를 잃어 양이온(Na+)을 형성하고, 염소 원자는 각각 전자 하나를 얻어 음이온(Cl−)을 형성한다. 이 이온들은 1:1 비율로 서로 끌어당겨 염화나트륨(NaCl)을 형성한다.

: Na + Cl → Na+ + Cl− → NaCl

2. 2. 정전기적 인력

나트륨(Na)과 염소(Cl)가 결합하면, 나트륨 원자는 각각 전자 하나를 잃어 양이온(Na+)을 형성하고, 염소 원자는 각각 전자 하나를 얻어 음이온(Cl−)을 형성한다. 그런 다음 이 이온들은 1:1 비율로 서로 끌어당겨 염화나트륨(NaCl)을 형성한다.

: Na + Cl → Na+ + Cl− → NaCl

이렇게 형성된 양이온과 음이온은 서로 강하게 끌어당겨 이온 결합을 형성한다. 이온 결합은 결정 격자 구조를 형성하며, 이 구조는 화합물의 물리적, 화학적 성질에 큰 영향을 미친다. 음이온과 양이온 사이의 정전기적 인력은 이온이 번갈아 쌓여 있는 결정 격자를 가진 고체의 형성으로 이어진다.

일반적으로 이온 결합 반응은 발열 반응이지만, 산화수은(HgO)의 형성과 같이 흡열 반응인 경우도 있다. 생성된 이온의 전하는 이온 결합의 세기에 중요한 요소이다. 예를 들어, 염 C+A−는 쿨롱의 법칙에 따라 C2+A2−보다 약 4배 약한 정전기력으로 결합되어 있다.

3. 이온 결합의 성질

이온 결합은 모든 종류의 화학 결합 중 가장 강한 결합 중 하나로 여겨지며, 이는 이온 화합물이 매우 안정적인 이유 중 하나이다. 이온 결합은 높은 결합 에너지를 갖는다. 결합 에너지는 기체 상태에서 결합을 끊는 데 필요한 평균 에너지량이다.

3. 1. 결정 구조

고체 상태의 이온 화합물은 격자 구조를 형성한다. 격자 형태를 결정하는 두 가지 주요 요인은 이온의 상대 전하와 상대적인 크기이다. 일부 구조는 여러 화합물에 의해 채택된다. 예를 들어 염화나트륨의 암염 구조는 많은 알칼리 금속 할로겐화물과 산화마그네슘과 같은 이원화 산화물에서도 채택된다. 파울링의 규칙은 이온 결정의 결정 구조를 예측하고 합리화하기 위한 지침을 제공한다.

3. 2. 용해와 전기 전도성

이온 화합물은 물이나 다른 극성 용매에 용해될 때 결정 격자 구조를 잃고 이온으로 분해된다. 이 과정을 용매화라고 한다. 수용액 상태의 이온 화합물 용액은 자유 이온 때문에 전기를 잘 전도한다. 녹는점 이상으로 가열될 때 녹는 과정에서도 같은 현상이 발생한다.[1]

3. 3. 격자 에너지

기체 상태의 이온들로부터 고체 이온 결정을 형성할 때 방출되는 에너지를 격자 에너지라고 한다. 격자 에너지의 실험값은 Born–Haber 순환을 이용하여 결정할 수 있다. 또한, Born–Landé 방정식을 이용하여 격자 에너지 값을 계산(예측)할 수도 있는데, 이 방정식은 양이온과 음이온 사이의 상호작용을 합산하여 계산한 정전기적 위치 에너지와 단거리 반발 위치 에너지 항의 합으로 이루어져 있다. 정전기적 위치 에너지는 이온 간 거리와 결정의 기하학적 구조를 고려하는 상수(마델룽 상수)로 표현할 수 있다.[4] Born–Landé 방정식은 염화나트륨의 격자 에너지에 대해 상당히 잘 맞는 값을 제공하는데, 계산(예측)값은 −756 kJ/mol이고, Born–Haber 순환을 사용한 값은 −787 kJ/mol이다.[5]

이온 결정의 결합 에너지 중 이온 사이의 정전기적 상호 작용에 의한 에너지를 '''마델룽 에너지'''라고 한다. 두 이온 사이의 상호작용 에너지는 다음과 같이 표현할 수 있다.

: Uij = λe−rij/ρ ± q²/rij

여기서 λ와 ρ는 각각 반발력의 크기와 반발력이 작용하는 거리를 결정하는 매개변수이고, rij는 이온 i와 j 사이의 거리, q는 전하량을 나타낸다. 결정의 전체 격자 에너지 Utot는 다음과 같이 표현할 수 있다.[13]

: Utot = N(zλe−R/ρ − αq²/R)

여기서 N은 이온의 수, z는 최근접 이온의 수, R은 최근접 이온 간 거리, α는 마델룽 상수이다. 마델룽 상수는 결정 구조에 따른 정전기적 상호작용을 고려하는 상수이다.

4. 이온 결합의 세기

이온 결합의 세기는 쿨롱의 법칙으로 설명할 수 있다. 이온 결합 강도는 이온의 전하량과 이온 간 거리에 영향을 받는다. 일반적으로 이온 결합의 세기는 170~1500 kJ/mol 정도이다.[8][9]


  • 전하량: 이온의 전하량이 클수록 결합은 강해진다. 예를 들어, +2가 이온과 -2가 이온 사이의 결합은 +1가 이온과 -1가 이온 사이의 결합보다 강하다.
  • 이온 간 거리: 이온 간 거리가 짧을수록 결합은 강해진다. 이온의 크기가 작을수록 이온 간 거리가 짧아져 결합이 강해지는 경향이 있다.


고체 결정성 이온 화합물의 경우, 기체 이온으로부터 고체가 형성될 때의 엔탈피 변화를 격자 에너지라고 한다. 격자 에너지는 Born–Haber 순환을 이용하여 실험값을 결정하거나, Born–Landé 방정식을 이용하여 이론적으로 계산할 수 있다. Born–Landé 방정식은 이온 간 거리와 결정 구조를 고려하는 마델룽 상수를 포함한다.[4][5]

수용액에서 이온 결합(염다리)의 강도는 Bjerrum 또는 Fuoss 방정식으로 설명할 수 있으며, 이온의 전하나 크기보다는 이온의 분극률에 영향을 받는다.[6]

4. 1. 쿨롱의 법칙

두 이온 사이의 상호작용 에너지 Uij는 다음과 같이 표현할 수 있다.[11]

: Uij = λe−rij/ρ ± q²/rij (1)

여기서 q는 양이온과 음이온의 전하, rij는 이온 i와 j 사이의 거리, λ와 ρ는 각각 반발력의 크기와 반발력이 작용하는 거리를 결정하는 매개변수이다. (1)식의 첫 번째 항은 파울리의 배타 원리에 의한 반발 포텐셜이며, 두 번째 항은 쿨롱 포텐셜을 나타낸다. + 부호는 같은 종류의 전하, − 부호는 다른 종류의 전하에 사용한다. 이온 결정에서 반데르발스 힘은 응집 에너지의 1~2% 정도로 작은 영향을 주므로 무시한다.[12]

결정의 최근접 이온 간 거리를 R이라고 하고, rij = pijR이 되는 pij를 도입하면, 2N개의 이온으로 구성된 결정의 전체 격자 에너지 Utot는 다음과 같다.[13]

: Utot = N(zλe−R/ρ − αq²/R) (2)

여기서 반발 포텐셜은 최근접 이온 간 상호 작용만 고려하고 나머지는 무시하며, z는 최근접 이온의 수이다. α는 마델룽 상수이며, 다음과 같이 정의된다.

: α = ΣjSij/pij

Sij는 이온 i와 j가 서로 다른 부호일 때 +1, 같은 부호일 때 −1이다.

이온이 정지한 온도 0의 상태에서 압력이 0일 때, Utot는 체적에 대해 최소가 된다. 즉, 평형 거리 R0에서 Utot가 최소가 되므로 dUtot/dR = 0이 성립한다. (2)식으로부터 다음을 얻는다.

: R0²e−R0/ρ = ραq²/zλ

평형 거리 R0에서 2개의 이온으로 구성된 결정의 전체 격자 에너지는 다음과 같다.

: Utot = (ρ/R0)⋅(Nαq²/R0) − (Nαq²/R0)

첫 번째 항은 반발 항, 두 번째 항은 쿨롱 항, 즉 마델룽 에너지이다.

4. 2. 분극 효과 (파얀스 규칙)

결정격자 내의 이온들은 구형을 띄지만, 양이온의 크기가 작거나 전하량이 클 경우 파얀스의 규칙에 따라 음이온의 전자 구름을 왜곡시킨다. 이러한 음이온의 분극은 두 원자핵 사이에 전하 밀도를 축적시켜 부분적인 공유 결합을 유발한다. 큰 음이온일수록 분극이 더 쉽게 일어나지만, 이 효과는 Al3+처럼 3+의 전하량을 갖는 양이온이 관여할 때 중요하다. 하지만 Be2+와 같이 매우 작은 2+ 이온이나 Li+와 같은 1+ 이온도 어느 정도 분극력을 보여준다. 예를 들어 LiI는 이온 결합이지만 약간의 공유 결합도 존재한다. 이는 전기장 적용으로 격자 내 이온이 이동하는 이온 분극 효과와는 다르다.

5. 이온 결합성과 공유 결합성

수소(H₂)나 산소(O₂)와 같은 동핵2원자 분자는 순수한 공유 결합으로 형성된다. 반면 일산화 질소(NO)나 일산화 탄소(CO)와 같은 이핵 2원자 분자는 공유 결합성과 이온 결합성이 섞여 있는데, 이는 분자가 형성될 때 전하 분포가 변하기 때문이다.[1]

원자 A와 B로 이루어진 2원자 분자를 가정할 때, 이핵 2원자 분자에서는 공유성과 이온성이 섞인 결합이 나타난다.

5. 1. 전기 음성도 차이

결합하는 두 원자의 전기 음성도 차이가 클수록 이온 결합성이 커진다. 폴링은 전기 음성도 차이가 1.7 이상이면 결합이 주로 이온성을 띤다고 제안했다.[1] 예를 들어 수소(H₂)나 산소(O₂)와 같은 동핵2원자 분자는 순수한 공유 결합에 의해 형성된다. 하지만 일산화 질소(NO)나 일산화 탄소(CO)와 같은 이핵 2원자 분자는 공유 결합성과 이온 결합성이 섞여 있다. 이것은 분자를 형성할 때의 전하 분포의 변화에 의해 발생한다.[1]

원자 A, B로 이루어진 2원자 분자에 대해 생각해 보자. 결합 전 원자 A, B의 전자 존재 확률 밀도를 각각 \rho_A, \rho_B라고 하면, 2원자 분자의 전자 존재 확률 밀도 \rho_{AB}는 다음과 같은 형태로 주어진다.[1]

:\rho_{AB}=(1+\alpha_i)\rho_A +(1-\alpha_i)\rho_B +\alpha_c\rho_{bond}

우변 첫 번째 항과 두 번째 항은 \alpha_i개의 전자가 원자 B에서 원자 A로 이동하고, 2원자 분자에서 전자가 편향되어 있음을 나타낸다. \rho_{bond}는 원자 A, B가 결합했을 때 중간 부분에 전자 밀도가 높아져 생성된 결합 전하이며, 전 공간에서 \rho_{bond}에 관한 총 전하는 0과 같다. \alpha_i, \alpha_c는 결합의 이온성(ionicity)과 공유성(covalency)의 척도를 나타내며, {\alpha_i}^2 +{\alpha_c}^2 =1을 만족한다. 동핵 2원자 분자는 전자의 편향이 없으므로 \alpha_i=0,{\displaystyle \alpha _{c}=1} 이다. 전자 밀도는[1]

:\rho_{AB}=\rho_A +\rho_B +\rho_{bond}

로 나타낼 수 있으며, 결합 전후의 전하 밀도의 변화는 결합 전하의 기여 \bigl(\rho_{bond}\bigr)에 의해서만 주어진다. 한편, 이핵 2원자 분자는 \alpha_i\neq0,\alpha_c\neq1이므로 전자 밀도는[1]

:\rho_{AB}=\rho_A +\rho_B +\alpha_i(\rho_A -\rho_B)+\alpha_c\rho_{bond}

로 나타낼 수 있다. 공유 결합성의 전하 기여 \bigl(\alpha_c\rho_{bond}\bigr)에 더하여, 이온 결합성의 전하 기여 \bigl(\alpha_i(\rho_A-\rho_B)\bigr)를 포함하고 있다.[1]

이로부터, 동핵 2원자 분자에서는 결합이 순수하게 공유성이며, 이핵 2원자 분자에서는 공유성과 이온성이 섞인 성격을 보인다.[1]

5. 2. 이핵 이원자 분자

일산화 질소(NO)나 일산화 탄소(CO)와 같이 서로 다른 원자로 이루어진 이핵 이원자 분자는 공유 결합성과 이온 결합성이 섞여 있다. 이는 분자가 형성될 때 나타나는 전하 분포의 변화 때문에 발생한다.

원자 A, B로 이루어진 2원자 분자에서, 결합 전 원자 A, B의 전자 존재 확률 밀도를 각각 \rho_A, \rho_B라고 하면, 2원자 분자의 전자 존재 확률 밀도 \rho_{AB}는 다음과 같이 주어진다.

:\rho_{AB}=(1+\alpha_i)\rho_A +(1-\alpha_i)\rho_B +\alpha_c\rho_{bond}

여기서 \alpha_i는 원자 B에서 원자 A로 이동하는 전자의 개수를 나타내며, 2원자 분자에서 전자가 한쪽으로 치우쳐 있음을 보여준다. \rho_{bond}는 원자 A와 B가 결합할 때, 원자 사이의 중간 부분에 전자 밀도가 높아져 생성되는 결합 전하를 의미한다. 전 공간에서 \rho_{bond}에 관한 총 전하는 0이다. \alpha_i와 \alpha_c는 각각 결합의 이온성(ionicity)과 공유성(covalency)을 나타내는 척도이며, {\alpha_i}^2 +{\alpha_c}^2 =1을 만족한다. 이핵 2원자 분자는 \alpha_i\neq0,\alpha_c\neq1이므로 전자 밀도는 다음과 같이 표현된다.

:\rho_{AB}=\rho_A +\rho_B +\alpha_i(\rho_A -\rho_B)+\alpha_c\rho_{bond}

즉, 공유 결합성의 전하 기여분(\alpha_c\rho_{bond})뿐만 아니라, 이온 결합성의 전하 기여분(\alpha_i(\rho_A-\rho_B))도 포함하고 있다.

결론적으로, 이핵 2원자 분자에서는 공유 결합성과 이온 결합성이 섞인 성질이 나타난다.

6. 공유 결합과의 비교

이온 결합은 원자가 서로 다른 전하를 띤 이온의 인력에 의해 결합하는 반면, 공유 결합은 원자가 안정적인 전자 배치를 얻기 위해 전자를 공유하여 결합한다. 공유 결합에서 각 원자 주변의 분자 기하는 VSEPR 규칙에 따라 결정되는 반면, 이온성 물질에서는 기하가 최대 배열 규칙을 따른다.

순수한 이온 결합은 존재할 수 없는데, 결합에 관여하는 입자의 근접성으로 인해 그들 사이에 어느 정도의 전자 밀도 공유가 허용되기 때문이다. 따라서 모든 이온 결합은 어느 정도의 공유 결합 성격을 갖는다. 결합에 관여하는 두 종류의 원자 사이의 전기 음성도 차이가 클수록 더 이온성(극성)이 강하다. 부분적으로 이온성이고 부분적으로 공유 결합 성격을 갖는 결합을 극성 공유 결합이라고 한다. 폴링은 폴링 척도에서 1.7의 전기 음성도 차이가 50%의 이온 성격에 해당한다고 추정했으므로, 1.7보다 큰 차이는 주로 이온성인 결합에 해당한다.[10]

사중극 핵(2H, 14N, 81,79Br, 35,37Cl 또는 127I)을 갖는 원자의 경우 공유 결합의 이온 성격을 직접 측정할 수 있다. 이러한 핵은 일반적으로 NQR 핵 사중극 공명 및 NMR 핵 자기 공명 연구의 대상이다. 핵 사중극 모멘트 ''Q''와 전기장 기울기(EFG) 사이의 상호 작용은 핵 사중극 결합 상수를 통해 특징지어진다. 전기장 기울기는 NMR 또는 NQR 방법으로 핵 사중극 결합 상수 값을 정확하게 결정할 때 분자의 결합 모드를 설명하는 길을 열어준다.

일반적으로 고체(또는 액체) 상태에서 이온 결합이 발생하면, 격자를 함께 유지하는 응집력이 더 집합적인 본질을 갖기 때문에 두 개의 개별 원자 사이의 단일 "이온 결합"에 대해 이야기할 수 없다. 그러나 이온 결합이 어느 정도의 공유 결합과 결합하더라도, 그 결과는 국한된 특성을 가진 별개의 결합이 아니다.[2] 전기 음성도 차이가 감소하면 결합은 반도체, 준금속 또는 결국 금속 결합을 가진 금속 도체로 이어질 수 있다.

6. 1. 방향성

공유 결합은 특정 방향을 선호하는 경향이 강한 반면, 이온 결합은 방향성이 약하다. 이온 결합은 최대 배열 규칙을 따르며, 높은 배위수를 갖는 경향이 있다. 예를 들어, 염화 나트륨(NaCl)에서 각 이온은 6개의 결합을 가지며 모든 결합각은 90°이다. 염화 세슘(CsCl)에서 배위수는 8이다. 반면 탄소는 일반적으로 최대 4개의 결합을 갖는다.[10]

6. 2. 국소성 vs. 비국소성

공유 결합은 특정 원자 사이에 국한된 결합을 형성하는 경향이 있지만, 이온 결합은 결정 전체에 걸쳐 비국소적인 성격을 갖는다.[2] 이온 결합이 공유 결합성과 혼합될 때, 생성되는 결합은 종종 거대한 분자 궤도로 구성된 띠 구조라는 용어로 설명이 필요하다.

참조

[1] 서적 IUPAC Compendium of Chemical Terminology
[2] 웹사이트 Do bond classifications help or hinder chemistry? https://www.chemistr[...] 2023-11-27
[3] 서적 Ionic Interactions in Natural and Synthetic Macromolecules
[4] 서적 Metals and Chemical Change Open University, Royal Society of Chemistry
[5] 서적 The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry Cornell University Press
[6] 서적 Principles and Methods in Supramolecular Chemistry Wiley
[7] 학술지 Experimental Binding Energies in Supramolecular Complexes 2016-05
[8] 서적 Mechanical properties of engineered materials Marcel Dekker
[9] 서적 The science and engineering of materials Boston, MA
[10] 서적 The Nature of the Chemical Bond Oxford University Press
[11] 문서 국제단위계와 CGS단위계에서의 쿨롱 상호작용
[12] 서적 固体物理学入門
[13] 문서 전체 격자 에너지 정의


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