화학 결합: 이온 결합, 공유 결합, 그리고 분자 모양

원자가 결합하는 이유: 옥텟 규칙

대부분의 주족 원자는 원자가 전자를 8개(옥텟) 갖고 싶어 합니다. 이는 비활성 기체의 배치입니다. 이를 달성하기 위해 다른 원자와 전자를 공유하거나 옮기거나 공동으로 사용합니다. 그 방식이 결합의 종류를 결정합니다.

이온 결합 — 전자의 이동

금속은 전자를 잃고, 비금속은 전자를 얻습니다. 그 결과 반대 전하를 띤 이온들이 정전기적 인력으로 결합합니다. 대표적인 예:

Na (전자 1개 잃음) → Na⁺ Cl (전자 1개 얻음) → Cl⁻ Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

이온 화합물의 성질:

• 녹는점/끓는점이 높음(강한 정전기적 인력)
• 단단하지만 부서지기 쉬움(이온 위치가 어긋나면 반발)
• 용융 상태나 용해 상태에서 전기를 전도(자유 이온), 고체에서는 전도하지 않음
• 극성 용매(물)에 잘 녹는 경우가 많음

화학식에서 전하 균형을 맞추려면: 전하를 교차시킵니다. Ca²⁺ + Cl⁻ → CaCl₂. Al³⁺ + O²⁻ → Al₂O₃.

공유 결합 — 전자의 공유

두 비금속이 하나 이상의 전자쌍을 공유합니다. 공유 전자쌍 1개 = 결합 1개. 세 가지 종류가 있습니다.

• 단일 결합 — 공유 전자쌍 1개(전자 2개). 예: H₂의 H-H.
• 이중 결합 — 공유 전자쌍 2개(전자 4개). 예: O₂의 O=O 또는 CO₂의 C=O.
• 삼중 결합 — 공유 전자쌍 3개(전자 6개). 예: N₂의 N≡N. 매우 강하고 짧습니다.

강도 및 길이 순서: 삼중 > 이중 > 단일(강하고 짧은 순서).

극성 vs 비극성 공유 결합

결합한 두 원자의 전기음성도가 같으면 전자가 균등하게 공유되어 비극성 공유 결합입니다. 서로 다르면 전자가 전기음성도가 더 큰 원자 쪽으로 끌려가 극성 공유 결합이 되고, 부분 전하(δ⁺, δ⁻)가 생깁니다.

실무 지침(폴링 전기음성도 차이 기준):

• ΔEN < 0.5 → 비극성 공유(예: C-H)
• 0.5 ≤ ΔEN ≤ 1.7 → 극성 공유(예: H-O)
• ΔEN > 1.7 → 이온 결합(예: Na-Cl)

금속 결합 — 공유된 전자 바다

금속에서는 원자가 전자가 개별 원자에 매여 있지 않고, 양이온 격자를 둘러싼 비국소화된 "전자 바다"를 이룹니다. 이는 금속의 성질을 설명합니다.

• 전기 전도성 — 전자가 자유롭게 흐릅니다.
• 가단성·연성 — 이온이 서로 미끄러져도 전자 바다가 적응합니다.
• 광택 — 전자가 가시광을 흡수하고 재방출합니다.
• 높은 열 전도성 — 전자가 운동 에너지를 운반합니다.

합금은 금속의 혼합물(놋쇠 = Cu+Zn; 청동 = Cu+Sn; 강철 = Fe+C)로, 금속 결합의 성격은 유지하면서 기계적 성질을 개선하는 경우가 많습니다.

루이스 구조 — 결합을 그리는 법

루이스 구조는 원자가 전자를 점으로, 결합을 선으로 나타냅니다. 작성 단계:

1. 모든 원자의 원자가 전자를 합산합니다.
2. 보통 전기음성도가 가장 낮은 원자를 중심에 둡니다.
3. 주변 원자를 중심 원자와 단일 결합으로 연결합니다.
4. 남은 전자를 비공유 전자쌍으로 분배해 옥텟을 만족시킵니다.
5. 옥텟이 부족하면 비공유 전자쌍을 이중 또는 삼중 결합으로 바꿉니다.

예: CO₂. 총 원자가 전자 = 4 + 6 + 6 = 16. 이중 결합 두 개(O=C=O), 각 O는 비공유 전자쌍 2개, C는 비공유 전자쌍이 없습니다.

VSEPR — 분자 모양 예측

원자가 껍질 전자쌍 반발 이론: 중심 원자 주변의 전자군은 서로 최대한 멀리 떨어지려고 배치됩니다.

비공유 전자쌍은 결합 전자쌍보다 공간을 더 차지하므로 각도를 살짝 좁힙니다.

분자의 극성 — 기하학이 결정합니다

분자가 극성을 띠려면 극성 결합을 가지고 있고 결합 쌍극자가 서로 상쇄되지 않는 비대칭 구조여야 합니다. H₂O(굽은형)는 극성이며 결합 쌍극자가 더해집니다. CO₂(동일한 원자와의 선형)는 결합 쌍극자가 정확히 상쇄되어 비극성입니다. CH₄(사면체, 동일한 원자)도 비극성입니다.

분자간 힘(IMF) — 약하지만 중요합니다

이는 분자와 분자 사이(분자 내부가 아닙니다)에 작용하는 힘입니다. 약한 순부터 강한 순으로:

• 런던 분산력 — 모든 분자에 존재; 일시적인 쌍극자 변동.
• 쌍극자-쌍극자 — 극성 분자 사이에 작용.
• 수소 결합 — 쌍극자-쌍극자의 특수한 경우로, H가 F, O 또는 N와 결합할 때 발생. 물의 이례적으로 높은 끓는점을 설명합니다.

IMF의 세기는 끓는점, 녹는점, 점도, 표면 장력 등 액체의 모든 물리적 성질을 결정합니다.

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• VSEPR 분자 모양 판별(선형, 굽은형, 사면체 등)
• 이온·공유·금속 결합 분류