화학 결합

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1. 개요
2. 화학 결합의 역사
- 2.1. 초기 이론
- 2.2. 현대 이론
3. 화학 결합의 종류
4. 분자간 힘
5. 화학 결합 이론
- 5.1. 원자가 결합 이론 (Valence Bond Theory, VB)
- 5.2. 분자 궤도 이론 (Molecular Orbital Theory, MO)
6. 화학 결합과 한국
참조

1. 개요

화학 결합은 원자 간의 인력으로, 원자가전자의 다양한 거동에 의해 발생하며, 공유 결합, 이온 결합, 금속 결합 등 여러 종류가 있다. 초기에는 화학적 친화력으로 설명되었으며, 뉴턴, 베르셀리우스, 루이스, 코셀 등에 의해 이론이 발전했다. 화학 결합의 종류는 원자들의 전기 음성도 차이에 따라 달라지며, 분자 간에는 반데르발스 힘, 수소 결합, 런던 분산력 등의 분자간 힘이 작용한다. 화학 결합은 원자가 결합 이론과 분자 궤도 이론으로 설명되며, 화학의 중요한 기본 개념이다.

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화학 결합
화학 결합
정의	원자가 화학종들을 결합시켜 더 큰 분자나 구조를 형성하게 하는 인력
주요 결합 유형	공유 결합 이온 결합 금속 결합
화학 결합의 형성 원인
기본 원리	원자들은 에너지가 낮은 상태로 안정화하려는 경향
핵심 메커니즘	전자들의 재배열 핵과 전자 사이의 인력
양자역학적 관점	파동 함수의 중첩 전자 구름의 변화 핵간 인력과 전자 반발 사이의 균형
결합 강도와 에너지
결합 에너지	화학 결합을 끊는 데 필요한 에너지
결합 길이	결합된 원자 핵 사이의 거리
결합 세기	결합 에너지를 통해 간접적으로 측정 가능
결합의 다양한 측면
극성	결합을 이루는 원자들의 전기음성도 차이에 따라 발생
방향성	공유 결합은 특정 방향성을 지님
결합 차수	단일, 이중, 삼중 결합 등으로 표현
전자의 역할	공유 결합: 전자쌍 공유 이온 결합: 전자 이동 금속 결합: 자유 전자 공유
결합 이론
루이스 구조	원자가 전자를 점으로 표시하여 분자 구조를 나타내는 방법
원자가 결합 이론	원자 궤도의 중첩을 통해 결합을 설명하는 이론
분자 궤도 함수 이론	분자 전체에 걸쳐 퍼져있는 전자 궤도를 통해 결합을 설명하는 이론
원자가 껍질 전자쌍 반발 이론 (VSEPR)	전자쌍 간의 반발을 고려하여 분자의 기하학적 구조를 예측하는 모델
결합의 모델링
컴퓨터 화학	분자 구조와 결합을 예측 및 분석하는 데 활용
분자 시뮬레이션	분자 역학이나 양자 계산을 통해 화학 결합을 이해하는 데 기여
추가 정보
결합의 복잡성	다중 결합, 공명 구조, 비편재화 전자 등 다양한 요인 고려 필요

2. 화학 결합의 역사

원자 간 화학 결합에서 전자를 나타내는 데 사용되는 루이스 점식의 예시. 탄소(C), 수소(H), 산소(O)를 보여준다. 루이스 점식은 1916년 길버트 N. 루이스에 의해 개발되었으며 오늘날에도 널리 사용되고 있다.

화학 결합에 대한 개념은 12세기 초부터 화학적 친화력과 같은 개념으로 시작되었다. 1704년 아이작 뉴턴은 원자들이 어떤 "힘"에 의해 서로 결합한다는 이론을 제시하면서, "입자가 어떤 힘에 의해 서로 끌어당긴다"고 추론했다.

19세기에는 옌스 야코브 베르셀리우스, 에드워드 프랭클랜드, F.A. 케쿨레 등이 원자가 이론을 발전시켰고, 리하르트 아베크는 아베크의 법칙을 제안했다.

20세기에 들어서 어니스트 러더퍼드의 원자핵 발견과 닐스 보어의 원자 모형은 전자가 화학 결합에서 중요한 역할을 한다는 것을 보여주었다. 길버트 N. 루이스는 전자쌍 결합 개념을 제시했고, 발터 코셀은 이온 결합 모델을 제시했다.

1927년 외이빈드 부라우는 H₂⁺에 대한 최초의 수학적으로 완전한 양자 설명을 도출했고, 발터 하이트러와 프리츠 런던은 원자가 결합 이론의 기초를 만들었다. 1929년 존 렌너드-존스는 분자 궤도 이론을 제시했다. 현대 양자 화학에서는 밀도범함수이론도 활용된다. 1933년, H. H. 제임스와 A. S. 쿨리지의 계산은 양자 이론이 실험과 일치함을 보였다.

2. 1. 초기 이론

12세기 초, 특정 유형의 화학종들이 일종의 화학적 친화력에 의해 결합된다는 가정이 있었다. 1704년 아이작 뉴턴은 원자들이 어떤 "힘"에 의해 서로 결합한다는 원자 결합 이론을 제시했다. 그는 입자들이 "직접 접촉 시 매우 강하고, 작은 거리에서 화학 작용을 수행하며, 입자에서 상당한 효과를 가지고 멀리 미치지는 않는" 힘에 의해 서로 끌어당긴다고 추론했다.

1819년, 옌스 야코브 베르셀리우스는 결합 원자의 음전기적 및 양전기적 특성을 강조하는 화학 결합 이론을 개발했다. 19세기 중반, 에드워드 프랭클랜드, F.A. 케쿨레 등은 라디칼 이론을 기반으로 원자가 이론을 개발했다. 이 이론에서는 양극과 음극의 인력으로 인해 화합물이 결합되었다. 1904년, 리하르트 아베크는 원소의 최대 원자가와 최소 원자가의 차이가 종종 8이라는 그의 법칙을 제안했다.

어니스트 러더퍼드의 1911년 원자핵 발견으로 원자의 본질이 더 명확해졌다. 1904년, 나가오카는 양전하 중심이 여러 개의 회전하는 전자로 둘러싸인 원자의 행성 모형을 제안했다.^[11] 나가오카의 모델은 매우 무거운 원자 중심과 정전기력에 의해 결합된 핵 주위를 회전하는 전자를 예측했다.^[12]

1916년, 길버트 N. 루이스는 두 원자가 1~6개의 전자를 공유하여 단일 전자 결합, 단일 결합, 이중 결합 또는 삼중 결합을 형성하는 전자쌍 결합의 개념을 개발했다.^[14] 발터 코셀도 루이스와 유사한 이론을 제시했지만, 그의 모델은 원자 사이의 전자의 완전한 전달을 가정하여 이온 결합 모델이었다.

닐스 보어는 1913년에 화학 결합의 모형을 제안했다. 그의 이원자 분자 모델에 따르면, 분자 원자의 전자는 분자 축에 수직이고 원자핵으로부터 등거리에 있는 회전하는 고리를 형성한다. 화학 결합의 보어 모형은 쿨롱 반발력을 고려했다.^[15]^[16]

1927년, 덴마크 물리학자 외이빈드 부라우는 H₂⁺에 대한 최초의 수학적으로 완전한 양자 설명을 도출했다.^[17] 같은 해, 발터 하이트러와 프리츠 런던은 원자가 결합 이론의 기초를 형성하는 접근 방식을 제시했다.^[18] 1929년, 존 렌너드-존스 경은 원자 궤도 선형 결합 분자 궤도법(LCAO) 근사를 도입하고, 플루오린(F₂) 및 산소(O₂) 분자의 전자 구조를 도출하는 방법을 제안했다. 이 분자 궤도 이론은 단일 원자의 전자에 대해 가정된 양자역학적 슈뢰딩거 원자 궤도를 결합하여 형성된 궤도로 공유 결합을 나타냈다.

1933년, H. H. 제임스와 A. S. 쿨리지는 이수소 분자에 대한 계산을 수행하여 실험 결과와 매우 근접한 결과를 얻었다.^[19]

2. 2. 현대 이론

12세기 초부터 화학 결합에 대한 초기 이론은 특정 유형의 화학종들이 일종의 화학적 친화력에 의해 결합된다고 보았다. 1704년 아이작 뉴턴은 원자들이 어떤 "힘"에 의해 서로 결합한다는 이론을 제시했다. 그는 입자들이 "직접 접촉 시 매우 강하고, 작은 거리에서 화학 작용을 수행하며, 입자에서 상당한 효과를 가지고 멀리 미치지는 않는" 힘으로 서로 끌어당긴다고 추론했다.

1819년 옌스 야코브 베르셀리우스는 결합 원자의 음전기적 및 양전기적 특성을 강조하는 이론을 개발했다. 19세기 중반 에드워드 프랭클랜드, F.A. 케쿨레 등은 라디칼 이론을 바탕으로 원자가 이론을 개발했는데, 이 이론에서는 양극과 음극의 인력으로 화합물이 결합된다고 보았다. 1904년 리하르트 아베크는 아베크의 법칙을 제안했다.

어니스트 러더퍼드의 1911년 원자핵 발견으로 원자의 본질이 더 명확해졌다. 1904년 나가오카는 양전하 중심이 여러 개의 회전하는 전자로 둘러싸인 원자의 행성 모형을 제안했다.^[11] 러더퍼드는 원자핵이 제안된 1911년 논문에서 나가오카의 모델을 언급한다.^[12]

1916년 길버트 N. 루이스는 전자쌍 결합 개념을 개발했다. 두 원자가 전자를 공유하여 단일 결합, 이중 결합, 삼중 결합 등을 형성할 수 있다는 것이다. 발터 코셀도 루이스와 유사한 이론을 제시했지만, 그의 모델은 이온 결합 모델이었다. 닐스 보어는 1913년에 화학 결합의 모형을 제시하여 쿨롱 반발력을 고려했다.^[15]^[16]

1927년 외이빈드 부라우는 H₂⁺에 대한 최초의 수학적으로 완전한 양자 설명을 도출했다.^[17] 발터 하이트러와 프리츠 런던은 원자가 결합 이론의 기초를 형성했다.^[18] 1929년 존 렌너드-존스는 원자 궤도 선형 결합 분자 궤도법 근사를 도입하고, 분자 궤도 이론을 제시했다. 다전자 원자의 결합 전자에 대한 방정식은 근사값을 통해 많은 예측과 결과를 제공했다. 현대 양자 화학 계산은 원자가 결합 또는 분자 궤도 이론을 출발점으로 사용하며, 밀도범함수이론도 활용된다.

1933년 H. H. 제임스와 A. S. 쿨리지는 이수소 분자에 대한 계산을 수행하여 양자 이론이 실험 결과와 일치할 수 있음을 보였다.^[19]

3. 화학 결합의 종류

화학 결합은 원자들 사이의 인력으로, 원자가전자의 다양한 거동에 의해 나타난다. 이러한 거동은 명확하게 구분되지 않지만, 응축 물질의 특성에 따라 결합의 유형을 구분하는 것이 일반적이다.^[8]

공유 결합은 하나 이상의 전자(주로 전자쌍)가 두 원자핵 사이의 공간으로 끌어당겨져 형성된다. 결합 형성 과정에서 에너지가 방출되는데, 이는 전자가 더 넓은 공간에 분포된 궤도에 존재하여 운동 에너지가 감소하기 때문이다.^[9] 공유 결합은 원자 사이에 방향성을 가지며, 그림이나 모델에서 원자들을 연결하는 선이나 막대로 표현된다.

극성 공유 결합에서는 전자가 두 원자핵 사이에서 불균등하게 공유된다. 공유 결합은 주로 분자를 형성하며, 고체나 액체에서 분자들은 분자 내부의 공유 결합보다 약한 힘으로 서로 결합한다. 이러한 약한 분자간 결합은 유기 분자 물질(왁스, 오일 등)의 낮은 녹는점과 부드러운 특성을 유발한다.^[10] 반면, 공유 결합이 긴 사슬(고분자)이나 네트워크(다이아몬드, 석영 등)를 형성하면 강하고 질긴 구조가 만들어지며, 녹는점도 높아진다.^[10]

이온 결합은 전자가 한 원자에서 다른 원자로 완전히 이동하여 형성된다. 한 원자의 최외각 궤도에 빈 공간이 있으면, 다른 원자의 전자가 더 낮은 에너지 상태를 찾아 이동한다. 이로 인해 양전하와 음전하를 띤 이온이 생성되고, 이들 사이의 정전기적 인력으로 결합이 형성된다. 이온 결합은 공유 결합의 극단적인 형태로 볼 수 있으며, 공간 방향성이 없고, 주변의 모든 이온과 동일한 인력을 가진다. 이온 결합은 강하지만, 힘이 단거리에서 작용하여 균열에 취약하다. 이러한 특성은 식탁 소금과 같은 광물 염 결정에서 나타난다.

금속 결합은 금속 내의 각 원자가 전자를 "전자 바다"에 제공하여 형성된다. 이 바다에서 전자는 여러 원자와 동시에 연관될 수 있으며, 이는 전자의 비편재화 현상의 극단적인 예시이다. 금속 결합은 강하며, 금속 결정은 쉽게 변형될 수 있다. 금속 결합 내 전자는 자유롭게 움직여 금속의 높은 전기 및 열 전도성, 그리고 광택을 유발한다.

3. 1. 이온 결합

염화나트륨(NaCl)의 결정 구조. 나트륨 이온(Na⁺, 보라색)과 염화 이온(Cl⁻, 녹색)으로 이루어져 있으며, 노란색 점은 서로 다른 전하를 가진 이온 사이의 정전기력을 나타낸다.

이온 결합은 전기 음성도 차이가 큰 원자들 사이에 일어나는 정전기적 상호작용의 한 유형이다. 이온 결합과 공유 결합을 명확하게 구분하는 절대적인 기준은 없지만, 전기음성도 차이가 1.7보다 크면 이온 결합, 1.7보다 작으면 공유 결합일 가능성이 높다.^[21] 이온 결합은 양이온과 음이온을 분리시키며, 이온 전하는 일반적으로 −3e에서 +3e 사이이다. 이온 결합은 금속 염(예: 염화나트륨(식탁 소금))에서 주로 나타난다.

이온 결합의 특징은 이온들이 이온 결정을 형성한다는 것이다. 이온 결정에서는 특정 이온이 다른 이온과 특정 방향으로 결합하여 쌍을 이루지 않는다. 대신, 각 이온은 반대 전하의 이온들로 둘러싸여 있으며, 자신과 주변의 반대 전하 이온들 사이의 간격은 같은 종류의 모든 주변 원자에서 동일하다. 따라서 특정 이온을 주변의 다른 단일 이온화된 원자와 연관시킬 수 없다.

X선 회절 등으로 측정되는 공유 결정에서는 특정 원자 사이의 공유 결합이 더 짧은 거리로 구별된다.

이온 결정은 시안화나트륨(NaCN)처럼 공유 종과 이온 종이 섞여 있는 경우도 있다. X선 회절에 따르면 NaCN에서 나트륨 양이온(Na⁺)과 시안화 음이온(CN⁻) 사이의 결합은 ''이온 결합''이며, 특정 나트륨 이온이 특정 시안화물과 연결되어 있지 않다. 그러나 시안화물 내 탄소(C)와 질소(N) 원자 사이의 결합은 ''공유 결합''이므로, 각 탄소는 ''단 하나의'' 질소와 강하게 결합하며, 시안화나트륨 결정의 다른 탄소나 질소보다 훨씬 가깝다.

이온 결정이 액체로 녹으면, 이온 결합이 먼저 끊어져 전하를 띤 이온들이 자유롭게 움직인다. 염이 물에 용해될 때도 이온 결합은 물과의 상호작용으로 끊어지지만, 공유 결합은 유지된다. 예를 들어, 용액에서 시안화 이온은 CN⁻ 형태로, 나트륨 이온은 Na⁺ 형태로 독립적으로 움직인다. 물속에서 전하를 띤 이온들은 서로보다 물 분자에 더 강하게 끌려 멀어진다. 이온과 물 분자 사이의 인력은 약한 쌍극자-쌍극자 유형의 화학 결합이다. 용해된 이온 화합물에서 이온들은 서로에게 끌리지만, 정렬되거나 결정적인 방식은 아니다.

이온 결합에서는 한 원자의 전자가 다른 원자로 이동한다. 전자를 잃은 쪽은 양이온(카티온), 전자를 얻은 쪽은 음이온(애니온)이라 하며, 이들을 이온이라 한다.^[36]

"원자"가 이온이 된다고 설명하지만, 실제로는 "원자단"이 이온이 되는 경우도 있다. 암모늄 이온(NH4+ )이나 수산화물 이온(OH- )이 그 예이다.^[37]

음이온과 양이온은 서로 전기적으로 끌어당겨 이온 결합을 형성한다.^[37] 일반적인 상태에서 음이온과 양이온은 쌍을 이루어 분자를 형성하지 않고, 다량의 음이온과 양이온이 결합하여 이온 결정을 만든다.^[37]

기체 상태에서 전기적으로 중성인 원자에서 가장 높은 에너지 상태의 전자를 제거하는 데 필요한 에너지를 (제1) 이온화 에너지라 하며,^[38] 이는 원자가 양이온이 되기 어려운 정도를 나타낸다. 추가 전자를 제거하는 데 필요한 제2이온화 에너지도 정의할 수 있다.

기체 상태의 중성 원자에 전자를 하나 추가하는 데 드는 에너지를 전자 친화도라 하며,^[39] 이는 원자가 음이온이 되기 어려운 정도를 의미한다.

이온 결정 상태에 있는 양이온·음이온 쌍을 기체 상태로 만드는 데 필요한 에너지를 격자 에너지라 하며,^[40] 이는 이온 결정의 결합 강도를 나타낸다.

3. 2. 공유 결합

메테인(CH₄)의 무극성 공유 결합. 루이스 구조는 C와 H 원자 사이에 공유되는 전자를 보여준다.

공유 결합은 두 개 이상의 원자가 원자가 전자를 거의 동등하게 공유하는 일반적인 결합 유형이다.^[30] 가장 간단하고 일반적인 유형은 두 원자가 두 개의 전자를 공유하는 단일 결합이다. 다른 유형으로는 이중 결합, 삼중 결합, 일전자 및 삼전자 결합, 삼중심 이전자 결합 및 삼중심 사전자 결합이 있다.

무극성 공유 결합에서 결합된 원자 간의 전기 음성도 차이는 일반적으로 0~0.3으로 작다. 대부분의 유기 화합물 내의 결합은 공유 결합으로 설명된다. 그림은 메테인(CH₄)을 보여주는데, 여기서 각 수소는 탄소와 공유 결합을 형성한다. 이러한 결합에 대한 LCAO 설명은 시그마 결합 및 파이 결합을 참조한다.^[22]

주로 무극성 공유 결합으로 형성된 분자는 종종 물이나 다른 극성 용매에는 섞이지 않지만, 헥세인과 같은 무극성 용매에는 훨씬 더 잘 녹는다.

극성 공유 결합은 상당한 이온적 성격을 가진 공유 결합이다. 즉, 공유되는 두 개의 전자가 다른 원자보다 한 원자에 더 가까이 있어 전하 불균형이 발생한다. 이러한 결합은 전기 음성도가 중간 정도로 다른 두 원자 사이에 발생하며 쌍극자-쌍극자 상호 작용을 일으킨다. 이러한 결합에서 두 원자 사이의 전기 음성도 차이는 0.3~1.7이다.

두 원자 사이의 단일 결합은 한 쌍의 전자를 공유하는 것을 의미한다. 수소(H) 원자는 하나의 원자가전자를 가지고 있다. 따라서 두 개의 수소 원자는 공유된 전자쌍에 의해 결합된 분자를 형성할 수 있다. 각 H 원자는 이제 헬륨(He)의 비활성 기체 전자 배열을 갖게 된다. 공유된 전자쌍은 단일 공유 결합을 형성한다. 두 원자 사이 영역에서 이 두 결합 전자의 전자 밀도는 두 개의 비상호 작용 H 원자의 밀도보다 증가한다.

이중 결합은 두 쌍의 공유 전자를 가지고 있으며, 하나는 시그마 결합에, 다른 하나는 핵간 축의 양쪽에 집중된 전자 밀도를 가진 파이 결합에 있다. 삼중 결합은 세 쌍의 공유 전자쌍으로 구성되며, 하나의 시그마 결합과 두 개의 파이 결합을 형성한다. 질소가 그 예이다. 사중 결합 및 그 이상의 결합은 매우 드물며 특정 전이 금속 원자 사이에서만 발생한다.

배위 공유 결합은 두 개의 공유 결합 전자가 결합에 관여하는 원자 중 하나에서만 기원하는 공유 결합이다. 예를 들어, 삼불화붕소(BF₃)와 암모니아(NH₃)는 B–N 결합을 가진 첨가물 또는 배위 착물 F₃B←NH₃를 형성하는데, 여기서 N의 비공유 전자쌍이 B의 비어있는 원자 궤도와 공유된다. 비어있는 궤도를 가진 BF₃는 전자쌍 수용체 또는 루이스 산으로 설명되며, 공유될 수 있는 비공유 전자쌍을 가진 NH₃는 전자쌍 주개 또는 루이스 염기로 설명된다. 이온 결합과는 달리 전자는 원자들 사이에서 거의 동등하게 공유된다. 이러한 결합은 루이스 산을 가리키는 화살표로 나타낸다. (그림에서 실선은 다이어그램 평면의 결합이고, 굵은 실선은 관찰자를 향하고, 점선은 관찰자로부터 멀어진다.)

전이 금속 착물은 일반적으로 배위 공유 결합에 의해 결합된다. 예를 들어, Ag⁺ 이온은 루이스 산으로서 두 분자의 루이스 염기 NH₃와 반응하여 두 개의 Ag←N 배위 공유 결합을 갖는 착이온 Ag(NH₃)₂⁺를 형성한다.

두 원자가 공유 결합 상태에 있으면 서로 상대 원자의 전자를 끌어당긴다. 따라서 많은 공유 결합에서는 각 원자에서 하나씩, 총 두 개의 전자가 공유 결합에 관여한다. 이 두 개의 전자를 공유 전자쌍이라고 한다.^[31]

하지만 공유 결합 중에는 한쪽 원자가 두 개의 전자를 제공하여 공유 전자쌍을 형성하는 경우도 있다.^[32] 예를 들어 암모늄 이온NH4+ 의 공유 결합은 암모니아NH3 의 질소 원자에서 두 개의 전자를 제공하여 H 와 공유 결합한다. 이러한 공유 결합을 배위 결합이라고 한다.^[32] 공유 전자쌍 상태에 있는 두 전자는 스핀 양자수의 방향이 반대인 쌍이다.^[33]

일반적으로 주족 원소의 원자(주기율표에서 왼쪽 두 열 또는 오른쪽 여섯 열에 있는 원자)는 공유 전자가 없어지거나 옥텟 규칙이 만족될 때까지 가능한 한 전자를 공유하려고 한다.^[31] 한 쌍의 공유 전자쌍만을 가지는 공유 결합을 단일 결합이라고 하고, 두 쌍, 세 쌍의 공유 전자쌍을 가지는 공유 결합을 각각 이중 결합, 삼중 결합이라고 한다.^[32] 공유 결합에 관여하지 않는 원자가전자도 쌍을 이루고 있으며, 이러한 쌍을 비공유 전자쌍이라고 한다.^[31]

공유 결합의 강도를 나타내는 척도로 결합 해리 에너지가 있다.^[34] 이것은 공유 결합 상태에 있는 원자를 분리하는 데 필요한 에너지의 양이다.^[34]

오존 O3 의 공유 결합은 다음과 같이 나타낼 수 있다.

:

:\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{O}}

\overset{\cdot\cdot}{O}

\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{O}}:

여기서 점 두 개의 쌍은 비공유 전자쌍이며, 선은 결합 차수 1의 공유 결합이다. 위 구조는 중앙의 산소 원자만이 폐각이 되어 있지 않다. 따라서 오른쪽 산소 원자의 비공유 전자쌍을 끌어당겨 또 하나의 공유 결합을 만들거나, 혹은 왼쪽 산소 원자의 비공유 전자쌍을 끌어당겨 공유 결합을 만들어야 한다. 즉,

:

:\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{O}}

\overset{\cdot\cdot}{O}\text{=}\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{O}}

혹은

:

\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{O}}=\overset{\cdot\cdot}{O}

\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{O}}:

이 될 것으로 예상된다.

실제로는 이들 두 상태를 겹쳐서 얻은 평균 상태가 된다.^[35] 이 상태를 공명 혼성체라고 하며,^[35] 이에 기여한 각 점 전자 구조를 공명 구조라고 한다.^[35] 공명은 양자역학적 중첩의 개념이며, 공명 이론은 원자가 결합론의 일부이다.

원자가 결합 이론에 따르면, 공유 결합은 각각 하나의 짝짓지 않은 전자를 포함하는 각 원자의 반 채워진 원자가 궤도의 중첩에 의해 두 원자 사이에서 형성된다.

원자가 결합 구조는 루이스 구조와 유사하지만, 단일 루이스 구조로는 쓸 수 없는 경우에는 여러 개의 원자가 결합 구조가 사용된다. 이러한 각 VB 구조는 특정 루이스 구조를 나타낸다. 원자가 결합 구조의 조합이 공명 이론의 핵심이다. 원자가 결합 이론은, 관여하는 원자의 중첩된 원자 궤도가 '''화학 결합'''을 형성한다고 생각한다. 이 중첩으로 인해 전자가 결합 영역에 존재할 가능성이 가장 높아진다. 원자가 결합 이론은 결합을 느슨하게 연결된 궤도로 본다.

원자가 결합 이론은 바닥 상태 분자에서 일반적으로 더 쉽게 이용할 수 있다. 내각 궤도와 전자는 결합 형성 중에는 기본적으로 변하지 않는다.

3. 3. 금속 결합

금속 결합은 금속에서 볼 수 있는 화학 결합이다. 금속 내의 각 원자는 많은 금속 원자 사이에 존재하는 전자의 "바다"에 하나 이상의 전자를 기증한다. 이 바다에서 각 전자는 한 번에 매우 많은 원자와 연관될 수 있다. 금속 결합은 모든 원자가 참여하는 많은 공유 결합 시스템에 대한 전자의 비편재화의 극단적인 예로 볼 수 있다.^[10]

금속 결합에서는 결합 전자가 원자들의 격자 전체에 걸쳐 비편재화된다. 결합 전자의 자유로운 이동 또는 비편재화는 광택(표면 빛 반사율), 전기 전도도, 열전도도, 연성, 그리고 높은 인장 강도와 같은 고전적인 금속적 특성으로 이어진다.

금속 원자는 몇 개의 전자를 내놓고 양이온(금속 결정의 격자점에 존재하는 양전하를 띤 금속의 원자핵)과 자유 전자(결정 전체에 퍼져 있는 음전하를 띤 것)이 된다. 규칙적으로 배열된 양이온 사이를 자유 전자가 자유롭게 돌아다니며, 이들 사이에 작용하는 쿨롱 힘(정전기력, 정전 인력)으로 결합되어 있다.

일부에서는 공유 결합의 일종으로 보는 주장이 있지만, 원자 집단인 결정장에서 결합 전자를 공유하고 있으며, 전형적인 공유 결합은 2원자 사이에서만 공유되므로 계산 방법 등이 크게 달라 혼란을 초래하므로 주류는 아니다.

금속의 경우, 최외각 전자 등 전자의 일부는 특정 원자핵 근처에 머무르지 않고 결정 전체에 비국재화되어 있으며, 이러한 상태의 전자를 유사한 자유 전자라고 부른다. 금속의 전기 전도성과 열전도도가 높은 것은 자유 전자의 존재에 기인한다고 생각되며, 따라서 자유 전자는 전도 전자라고도 불린다. 자유 전자의 분자 궤도는 거의 동일한 에너지 준위의 에너지 띠를 형성하고, 전자 기체라고도 불리는 자유 전자의 상태를 형성한다. 전자는 광자와 상호 작용하므로, 금속이 가지는 특성인 반사율, 금속 광택은 자유 전자의 에너지 띠의 상황을 반영하고 있다고 생각된다.

4. 분자간 힘

분자 간의 힘은 분자들이 서로 더 끌어당기게 하거나 멀어지게 하는 힘이다. 이러한 힘은 녹는점과 같은 물질의 물리적 특성에 영향을 준다.^[23]

반데르발스 힘은 닫힌 껍질 분자 사이의 상호작용으로, 극성 분자의 부분 전하 사이의 쿨롱 상호 작용과 파울리 반발력을 포함한다.

분자간 힘에는 다음과 같은 것들이 있다.^[43]

케솜 힘 (영구 쌍극자 – 영구 쌍극자): 두 극성 분자의 영구 쌍극자 사이의 힘이다.
런던 분산력: 서로 다른 분자의 유도 쌍극자 사이의 힘이다. 한 분자의 영구 쌍극자와 다른 분자의 유도 쌍극자 사이의 상호 작용도 있을 수 있다.
양이온-파이 상호작용
수소 결합

극성 공유 결합에서는 전자가 한쪽 원자에 치우쳐 분자 전체에 전기적인 편향(분극)이 생긴다.^[41] 분자 내 원자가 전기적으로 양(+) 또는 음(-)인지 나타내는 것을 극성이라 하며, 분자처럼 작은 물체에 양쪽 극성이 있는 상태를 쌍극자라고 한다.^[42] 쌍극자는 분자간력을 만들어내는 원인 중 하나이다.

분자간력은 다음과 같이 분류할 수 있다.^[43]

이온-쌍극자력
쌍극자-쌍극자력
런던 분산력

이온-쌍극자력은 쌍극자의 양(+) 부분과 음(-) 부분이 각각 음이온과 양이온에 끌어당겨져 발생한다.^[44] 이 힘은 염화 나트륨(NaCl)과 같은 이온 물질의 수용액에서 중요하며,^[44] 극성을 가진 물 분자가 이온을 둘러싼다.^[44]

쌍극자-쌍극자력은 어떤 분자의 쌍극자가 다른 분자의 쌍극자 내 반대 극을 끌어당겨 발생한다. 이 힘은 일반적으로 약하며(3~4 kJ/mol),^[45] 분자가 밀착하고 있을 때만 작용한다.^[45] 쌍극자-쌍극자력은 끓는점과 관련이 있으며, 분자의 분극이 클수록 끓는점이 높아진다.^[45]

A--H•••B 형태의 수소 결합은 A와 B가 전기음성도가 높은 원자(주로 N, O, F)일 때 발생한다. A는 H와 강한 극성 공유 결합을 형성하여 H가 부분적으로 양전하를 띠고, B는 이 부분 양전하에 끌리는 고립 전자쌍을 가져 수소 결합을 형성한다. 수소 결합은 물과 암모니아의 끓는점을 높이는 주요 원인이다. 할로젠 원자가 다른 분자의 두 전기음성도 원자 사이에 위치할 때 유사한 할로젠 결합이 형성될 수 있다.

쌍극자-쌍극자력은 일반적으로 약하지만, O, N, F와 수소 원자 사이에 발생하는 수소 결합은 예외적으로 강하다.^[46] 이는 수소 원자가 원자핵의 전기적 힘을 가리는 내각 전자가 없고, 크기가 작아 다른 분자에 더 가까이 접근할 수 있기 때문이다.^[46]

극성이 없는 분자라도 분자 운동으로 전자 구름이 왜곡되어 일시적인 전기적 편향이 생길 수 있다. 이러한 편향으로 발생하는 분자간력을 런던 분산력이라고 한다.^[45] 런던 분산력은 일반적으로 약하며(1~10 kJ/mol),^[45] 그 크기는 전자 구름이 왜곡되기 쉬운 정도(분극률)에 의존한다.^[45] 큰 분자나 무거운 분자는 전자가 많아 분극률이 높은 경향이 있으며, 모양이 대칭적이지 않은 분자도 분극률이 높다.^[45]

짧은 거리에서는 원자 사이의 반발력도 중요해진다.

5. 화학 결합 이론

화학 결합 이론은 원자들 사이의 인력, 즉 화학 결합을 설명하는 이론이다. 이 인력은 원자들의 최외각 전자, 즉 원자가전자의 다양한 행동으로 나타난다. 이러한 행동은 상황에 따라 서로 융합되어 명확한 경계를 긋기 어렵지만, 응축 물질의 특성에 따라 다양한 유형의 결합으로 구분하는 것이 일반적이다.

공유 결합에서는 하나 이상의 전자(주로 전자쌍)가 두 원자핵 사이의 공간으로 끌어당겨진다. 결합이 형성되면서 에너지가 방출되는데,^[8] 이는 전자가 더 넓은 공간에 분포된 궤도에 존재하여 운동 에너지가 감소하기 때문이다.^[9] 이러한 결합은 두 원자 사이에 방향성을 가지므로, 그림에서는 원자 사이를 연결하는 선이나 막대로 표현된다. 극성 공유 결합에서는 전자가 두 원자핵 사이에서 불균등하게 공유된다.

이온 결합에서는 전자가 한 원자에서 다른 원자로 완전히 이동한다. 전자를 잃은 원자는 양전하를, 얻은 원자는 음전하를 띠게 되며, 이들 사이의 정전기적 인력이 결합을 형성한다. 이온 결합은 공유 결합의 극단적인 형태로 볼 수 있으며, 특정한 공간 방향을 가지지 않는다.

금속 결합은 금속 내의 각 원자가 전자 "바다"에 전자를 제공하는 형태이다. 전자는 특정 원자에 속하지 않고 여러 원자에 동시에 끌리며, 이는 전자의 비편재화 현상의 극단적인 예시이다. 금속 결합은 매우 강하며, 금속의 인장 강도와 연성을 설명한다.

화학 결합에 대한 초기 개념은 12세기 초부터 나타났으며, 1704년 아이작 뉴턴 경은 원자가 어떤 "힘"에 의해 서로 결합한다는 이론을 제시했다.^[11] 1819년 옌스 야코브 베르셀리우스는 결합 원자의 음전기적 및 양전기적 특성을 강조하는 이론을 개발했고, 19세기 중반 원자가 이론이 개발되었다. 1904년 리하르트 아베크는 아베크의 법칙을 제안했다.

1911년 어니스트 러더퍼드의 원자핵 발견과^[12] 1904년 나가오카의 행성 모형 제안은^[13] 원자 구조에 대한 이해를 높였다. 1913년 닐스 보어의 보어 모형은 전자 궤도를 도입했다. 1916년 길버트 N. 루이스는 전자쌍 결합 개념을 제시했고,^[14] 같은 해 발터 코셀은 이온 결합 모델을 제시했다.

닐스 보어는 1913년에 화학 결합 모형을 제안하여, 이원자 분자에서 전자가 회전하는 고리를 형성한다고 설명했다. 이 모형은 쿨롱 반발력을 고려했다.^[15]^[16]

일반적인 경우, 원자는 관련된 원자의 상대적인 전기 음성도에 따라 이온 결합과 공유 결합의 중간에 있는 극성 공유 결합을 형성한다.^[24]

분자간 힘은 분자 내 원자핵과 전자 사이의 인력과 원자핵 간, 전자 간 반발력의 균형으로 설명된다. 원자 간 거리가 적절하면 인력이 반발력보다 커져 결합이 형성된다.^[25]

원자 내 전자는 양자화된 궤도를 가지며, 주양자수, 방위 양자수, 자기 양자수, 스핀 양자수로 특징지어진다.^[26] 파울리의 배타 원리에 따라 같은 원자 내 전자는 서로 다른 양자수를 가진다.^[27] 화학 결합에는 주로 최외각전자가 관여하며, 최외각 전자가 최대 수로 채워진 경우 닫힌 껍질이라 불리며 안정된 상태를 이룬다.^[28]^[29]

5. 1. 원자가 결합 이론 (Valence Bond Theory, VB)

원자가 결합 이론 (Valence Bond Theory, VB)에 따르면, 공유 결합은 각각 하나의 짝짓지 않은 전자를 포함하는 각 원자의 반 채워진 원자가 궤도의 중첩에 의해 두 원자 사이에서 형성된다.

원자가 결합 구조는 루이스 구조와 유사하지만, 단일 루이스 구조로는 쓸 수 없는 경우에는 여러 개의 원자가 결합 구조가 사용된다. 각 VB 구조는 특정 루이스 구조를 나타내며, 이러한 원자가 결합 구조의 조합이 공명 이론의 핵심이다. 원자가 결합 이론은 관여하는 원자의 중첩된 원자 궤도가 '''화학 결합'''을 형성한다고 보며, 이 중첩으로 인해 전자가 결합 영역에 존재할 가능성이 가장 높아진다.

1927년, 덴마크 물리학자 외이빈드 부라우는 H₂⁺에 의해 생성된 단순한 화학 결합에 대한 최초의 수학적으로 완전한 양자 설명을 도출했다.^[17] 이 연구는 화학 결합에 대한 양자 접근 방식이 근본적이고 정량적으로 정확할 수 있음을 보여주었지만, 사용된 수학적 방법은 하나 이상의 전자를 포함하는 분자로 확장할 수 없었다. 같은 해, 발터 하이트러와 프리츠 런던은 덜 정량적이지만 더 실용적인 접근 방식을 제시했으며, 하이트러-런던 방법은 현재 원자가 결합 이론의 기초를 형성한다.^[18]

공유 결합은 원자가 결합(VB) 이론 또는 분자 궤도(MO) 이론으로 더 잘 이해된다. 관련된 원자의 특성은 산화수, 형식 전하, 전기 음성도와 같은 개념을 사용하여 이해할 수 있다. 결합 내의 전자 밀도는 개별 원자에 할당되지 않고 원자 사이에 비편재화된다. 원자가 결합 이론에서 결합은 원자 궤도의 중첩을 통해 두 원자에 의해 국한되고 공유되는 전자쌍으로 구성된다. 궤도 혼성화 및 공명의 개념은 전자쌍 결합의 이러한 기본적인 개념을 보완한다.

원자가 결합 이론은 공간적으로 국한되어 화학적 변화를 겪는 분자의 부분에 초점을 맞출 수 있기 때문에 화학적으로 더 직관적이다. 결과적으로, 원자가 결합 이론과 분자 궤도 이론은 상반되지만 상호 보완적인 틀로 간주되어 화학 시스템에 대한 다른 통찰력을 제공하며, 전자 구조 이론에 대한 접근 방식으로서 MO 및 VB 방법 모두 원하는 정확도 수준에 대한 근사치를 제공할 수 있다.

5. 2. 분자 궤도 이론 (Molecular Orbital Theory, MO)

분자 궤도 이론은 공유 결합을 단일 원자의 전자에 대해 가정된 양자역학적 슈뢰딩거 원자 궤도를 결합하여 형성된 궤도로 나타낸다. 다전자 원자의 결합 전자에 대한 방정식은 수학적으로 완벽하게 풀 수 없었지만, 근사값은 여전히 많은 양호한 정성적 예측과 결과를 제공했다. 현대 양자 화학의 대부분의 정량적 계산은 원자가 결합 이론 또는 분자 궤도 이론을 출발점으로 사용하지만, 세 번째 접근 방식인 밀도범함수이론이 최근 몇 년 동안 점점 더 인기를 얻고 있다.

1929년 존 레너드-존스 경은 원자 궤도 선형 결합 분자 궤도법(LCAO) 근사를 도입하고, 기본적인 양자 원리로부터 F₂(플루오린) 및 O₂(산소) 분자의 전자 구조를 도출하는 방법을 제안했다.

분자 궤도 이론에서 결합은 분자 전체에 걸쳐 비편재화되고, 일반적으로 원자 궤도의 선형 결합(LCAO)을 고려하여 대칭성에 맞게 조정된 궤도에 할당되는 것으로 간주된다. 원자가 결합 이론은 공간적으로 국한되어 화학적 변화를 겪는 분자의 부분에 초점을 맞출 수 있기 때문에 화학적으로 더 직관적이다. 반대로, 분자 궤도는 궤도 에너지가 물리적으로 중요하고 광전자 분광법의 실험적 이온화 에너지와 직접적으로 연결된다는 점에서 양자 역학적 관점에서 더 "자연스럽다". 결과적으로, 원자가 결합 이론과 분자 궤도 이론은 종종 상반되지만 상호 보완적인 틀로 간주되어 화학 시스템에 대한 다른 통찰력을 제공한다. 전자 구조 이론에 대한 접근 방식으로서 MO 및 VB 방법 모두 적어도 원칙적으로 원하는 정확도 수준에 대한 근사치를 제공할 수 있다. 그러나 하위 수준에서는 근사치가 다르며, 한 가지 접근 방식이 특정 시스템 또는 특성과 관련된 계산에 더 적합할 수 있다.

순수 이온 결합의 구형 대칭 쿨롱 힘과 달리 공유 결합은 일반적으로 지향되고 비등방성이다. 이들은 종종 분자 평면에 대한 대칭성에 따라 시그마 결합 및 파이 결합으로 분류된다.

6. 화학 결합과 한국

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참조

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