2강. 고전원자론
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1. 원자모형의 역사 [목차]
⑴ 1st. 데모크리토스(Democritos)
① 입자설(BC 5세기) : 모든 물질은 더 이상 쪼갤 수 없는 입자로 이루어져 있다고 주장
② 원자(atom) : 더 이상 나누거나 쪼갤 수 없다는 의미의 아토모스(atomos)에서 기원
③ 플라톤, 아리스토텔레스에 의해 반박
⑵ 2nd. 돌턴(Dolton)
① 원자설 : 원자에 대한 정확한 정의(1808)
② 가설 1. 모든 물질은 더 이상 쪼갤 수 없는 입자들로 구성
○ 반례 : 원자는 원자핵과 전자로 나뉨
○ 반례 : 원자는 핵분열에 의해 더 작은 입자로 쪼개질 수 있음
③ 가설 2. 원자의 종류가 같으면 크기 및 종류가 같고, 원자의 종류가 다르면 크기 및 질량이 다름
○ 반례 : 동위원소
④ 가설 3. 원자는 없어지거나 새로 생기지 않으며, 다른 종류의 원자로 변하지 않음
○ 반례 : 핵반응
⑤ 가설 4. 서로 다른 원자들이 일정한 비율로 모여 새로운 물질을 만듦
⑶ 3th. 톰슨(Thomson)
① 톰슨 음극선 실험 : 1897년 진공 방전관을 사용하여 음극선의 흐름이 전자라는 입자의 흐름임을 발견
② 돌턴의 원자설 부정 : 원자는 음전하를 띤 전자와 양성자로 쪼개질 수 있음
③ 푸딩 모형의 제시
○ 전체적으로 양전하를 띤 구가 기본 구조
○ 같은 전하량의 음전하를 가진 전자가 군데군데 박혀 있음
○ 의의 : 원자의 전기적 성질을 일부 설명
○ 한계 : 러더포드의 알파입자 산란 실험
⑷ 4th. 밀리칸(Milikan)
① 밀리칸 실험 : 전자의 양자화된 전하량을 구함
② 전자의 전하량을 통해 전자의 질량을 계산
⑸ 5th. 러더포드(Rutherford)
① 러더포드 실험 목적 : 톰슨의 푸딩 모형 검증
② 실험 과정 (1911년)
○ 금을 얇게 펴서 두께가 20,000분의 1 cm인 금박을 제작
○ 금박 제작 후 방사성 원소에서 나오는 알파입자를 이 금박에 발사
○ 금박 뒤에는 알파입자가 부딪혔을 때 작은 불꽃을 내는 황화아연 스크린이 있었음
③ 예상결과 : 톰슨의 푸딩 모형대로라면 알파입자를 튕겨낼 만한 부분이 없음
④ 실험결과
○ 소수의 알파입자들이 입사 방향에 대해 예상하지 못한 여러 방향으로 산란됨 (즉, 금박을 통과하지 못함)
○ 약 8,000개의 알파 입자 중 하나 정도가 180°로 산란됨 (즉, 뒤쪽으로 튀어 나옴)
⑤ 결과해석
○ 입자가 20,000분의 1 cm 금박을 통과하지 못한 것 ≒ 총알이 얇은 휴지를 통과하지 못한 것
○ 매우 무겁고 단단하고 전하량이 많은 구조가 존재 : 원자핵(atomic nucleus)의 도입
○ 즉, α 입자의 질량이 금박의 원자핵보다 작기 때문에 산란된다고 봄
○ 태양계형 모델 제시(1910) : 원자핵을 중심으로 전자가 도는 원자모델
⑥ 한계 1. 원자의 안정성
○ 등속 원운동을 하는 전자의 궤도 안정성을 설명할 수 없음
○ 즉, 가속운동 하는 전자는 빛 에너지를 방출하므로 결국 원자핵으로 빨려 들어감
⑦ 한계 2. 수소 기체의 선 스펙트럼 : 태양계 모형이 맞다면 연속 스펙트럼이 관찰돼야 함
⑹ 6th. 보어 원자모형
⑺ 7th. 양성자, 중성자의 발견
① 1896년 독일의 골드슈타인(E. Goldstein)은 양극선을 발견
② 1914년 러더퍼드 실험 : 양성자 제시
③ 1932년 채드윅(J. Chadwick)은 원자핵에서 전하를 띠지 않은 입자(중성자) 발견
○ 채드윅은 러더퍼드의 제자
2. 고전적 원자모형 [목차]
⑴ 원자
① 원자론 : 돌턴이 도입
② 원자(atom) = 원자핵 + 전자, 어원 : 쪼개지지(tom) 않는(a-) 입자
③ 원자핵 = 양성자 + 중성자
④ 원자번호(atomic number) : 양성자 수 = 중성 원자의 전자 수
○ 이온의 경우 양성자 수 ≠ 전자 수임
⑤ 원자량(mass number) = 양성자 수 + 중성자 수
⑥ 원자 표현(atomic symbol)
○ A : 원자량
○ B : 원자번호
○ C : 전하량
○ D : 원자의 개수
⑦ 동위원소
○ 원자번호는 같으나 질량수가 다른 원소 : 중성자 수 차이
○ 모든 원자는 둘 이상의 동위원소를 갖고 있음
⑵ 주기율
① 주기율표(periodic table) : 전자, 양성자, 중성자, 분자량
○ 주기(period) : 전자껍질의 수. 1주기, 2주기, ···
○ 족(group) : 최외각 전자 수가 같은 원자들의 집합
○ 금속(metal) : 전자를 주려는 경향이 강한 원자군
○ 비금속(nonmetal) : 전자를 얻으려는 경향이 강한 원자군
○ 준금속(metaloid) : 금속과 비금속의 성질을 모두 지님, 7개(B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po)
○ 주족원소(main group) : s block, p block
○ 전이금속(transition element) : d block
○ 란타넘족(란탄족, lanthanide) : f block
○ 일반적인 산화수는 +3
○ 일반적으로 6보다 큰 배위수를 갖도록 배위결합을 형성
○ 수용액 산과 반응하여 수소를 발생시킴
○ 산소를 리간드로 하여 안정한 착물을 형성
○ 악티늄족(actitinide) : f block
② 원자의 주기성 : 핵과 전자 사이 인력(핵의 양성자수, 핵-전자 거리), 전자-전자 반발력이 관여
③ 원자 반지름(atomic size)
○ 원자는 확률적 전자구름이라 정확한 크기를 정의할 수 없음
○ 정의 1. 공유결합을 하는 두 원자 간의 중심 거리의 반 (비활성기체 제외)
○ O2, N2의 경우 각 원자의 원자반지름을 두 원자 간의 중심 거리의 반으로 정의하는 게 합리적
○ HF의 경우 각 원자의 원자반지름을 두 원자 간의 중심 거리의 반으로 정의하는 것은 부당함
○ 금속결합의 경우에도 정의 1의 개념을 사용하여 원자반지름을 정의할 수 있음
○ 정의 2. Van der Waals radius로 정의 (비활성기체 해당)
○ 이온반지름 정의 : 이온결합을 하는 두 이온 간 거리에서 가중치까지 고려
○ 경향성 1. 원자번호가 증가함에 따라 원자반지름 감소 : 같은 주기 간 비교 가능
○ 경향성 2. 전자 껍질수가 증가할수록 원자 반지름 증가 : 같은 족 간 비교 가능
④ 유효 핵전하(effective nuclear charge) : 전자가 느끼는 핵의 전하, 전자의 반발을 고려한 인력의 척도
○ 한 원자 내 유효 핵전하 비교 : 더 내부에 있는 오비탈일수록 유효 핵전하가 큼
○ 원자 간 최외각전자의 유효 핵전하 비교
○ 같은 주기에서 원자번호가 증가함에 따라 원자반지름이 작아지므로 유효핵전하 증가
○ 같은 족에서 전자 껍질수가 증가할수록 유효핵전하가 조금씩 증가 (cf. 이온화에너지와 경향 반대)
○ (주석) 전자 껍질수가 증가할수록 가리움 효과가 작아 핵간 반발력이 강해지는 것으로 이해함
○ 원자 간 특정 오비탈의 유효 핵전하 비교
○ 원자번호가 증가할수록 문제에서 제시한 특정 오비탈의 유효 핵전하가 증가
○ Slater's rule : 유효 핵전하에 대한 공식
○ 최외각 전자의 주양자수를 n이라고 했을 때, n, n-1, n-2, n-3, ···의 S 상수 값은 0.35, 0.85, 1, 1, ···
○ 유효 핵전하를 계산할 때 n-level 전자의 개수는 하나를 빼주어야 함 : 자기 자신은 영향을 주지 않으므로
○ 만일 1s 궤도의 전자에 대해 유효 핵전하를 계산할 때 다른 전자에 의한 가리움 효과는 S = 0.3을 적용
| Mg 원자에서 3s 오비탈 전자 | Mg 원자에서 1s 오비탈 전자 |
| Mg 원자 : 1s22s22p63s2 | Mg 원자 : 1s22s22p63s2 |
| σ = (2 × 1) + (8 × 0.85) + (1 × 0.35) = 9.15 | σ = (1 × 0.3) = 0.3 |
| Z* = (12 - 9.15) = 2.85 | Z* = (12 - 0.3) = 11.7 |
Table. 1. Slater's rule 적용 예시
⑤ 1차 이온화에너지(IE, ionizaiton energy) : 바닥상태 기체 원자 1몰에서 전자 1몰을 제거할 때 필요한 에너지
○ 정의
○ X(g) → X+(g) + e- (g), IE = E(X+) - E(X). IE > 0.
○ 오비탈 해석 : E1에서 ∞까지 에너지를 이동시키는 데 필요한 에너지
○ 경향성 1. 전자 껍질수가 감소할수록 증가 : 유효핵전하와 경향성 다름
○ 경향성 2. 족이 증가할수록 증가
Figure. 6. 이온화에너지의 경향성
○ 2족과 13족의 비교
○ 오비탈의 에너지 준위가 ns < np이므로 이온화 에너지는 13족이 더 작음
○ 비슷한 이유로 제2 이온화에너지는 14족이 13족보다 더 작음
○ 15족과 16족의 비교
○ 짝지은 전자의 반발 때문에 이온화 에너지는 16족이 더 작음
○ 질소는 [He] 2s22p3로 안정하나 산소는 [He] 2s22p4로 그렇게 안정하지 않음
○ 이온화에너지가 가장 큰 원소 : He
○ 순차적 이온화 에너지 : 내부 전자를 제거할 때 매우 큰 에너지가 필요하므로 원자가 전자의 수를 알 수 있음
○ 1차 이온화 에너지 (1st I.E.) : E(X+) - E(X)
○ 2차 이온화 에너지 (2nd I.E.) : E(X2+) - E(X+)
○ 3차 이온화 에너지 (3rd I.E.) : E(X3+) - E(X2+)
○ 팁. 원자번호에 따른 순차적 이온화 에너지 경향은 1차 이온화 에너지 경향의 평행이동 성격
○ 측정 : Franck-Hertz apparatus
Figure. 7. Franck-Hertz apparatus를 통한 이온화에너지의 측정
○ 상황 : 저에너지 전자가 가스로 채워진 튜브 내의 전극 사이에서 가속됨
○ 결과 : 가속된 전자는 가스 입자와 부딪쳐 가스 입자에 에너지를 전달할 수 있음
○ 해석 : 가속된 전자는 가스 입자와 부딪쳐 운동 에너지의 특정량(4.9 eV)만을 잃을 수 있고, 이 값이 가스 입자의 1차 이온화 에너지라고 할 수 있음
⑥ 전자친화도(EA, electron affinity) : 기체 원자 1몰이 전자 1몰을 얻을 때 방출하는 에너지
○ 정의
○ X-(g) → X(g) + e-(g), EA = E(X) - E(X-). EA > 0일 수도, EA < 0일 수도 있음.
○ X의 이온화 에너지 = X+의 전자친화도
○ 모든 이온화에너지는 전자친화도보다 큼 (∵ E(X+) ≫ E(X), E(X-))
○ 경향성 1. 대체로 주기율표에서 오른쪽 위로 갈수록 큼
○ 경향성 2. 2주기 원소 중 B ~ F 까지의 전자 친화도는 예외적으로 같은 족 3주기 원소보다 작음
○ 홀전자가 최대가 되는 2족, 15족, 18족의 전자친화도는 매우 작음
○ 전자친화도가 가장 큰 원소 : Cl
○ O, S는 O2-, S2- 되는 게 안정하나 두 번째 전자를 흡수시 에너지를 흡수한다는 의외의 결과 도출
⑦ 전기음성도(EN, electronegativity) : 이온화에너지와 전자친화도 개념을 섞은 것
○ 수학적 표현 : E.N = (IE + EA) / 2
○ 같은 주기에서 원자번호가 증가할수록 전기음성도 증가
○ 같은 족에서 전자껍질수가 증가할수록 전기음성도 감소
○ 팁. F와 가까울수록 전기음성도 증가
○ 필수 암기사항 : H(2.1), B(2.0), C(2.5), N(3.0), O(3.5), F(4.0), Cl(3.0), Br(2.8)
Figure. 8. 전체 전기음성도
3. 고전적 분자모형 [목차]
⑴ 개요 : 루이스 구조(Lewis structure) - 원자가 전자쌍 반발이론 - 원자가결합 이론 - 분자오비탈 이론
① 가장 단순한 분자모형
② 2차원 모형
③ 편재 전자 모델(localized electron model)
⑵ 분자론
① 분자 : 독립적으로 안정된 상태로 존재할 수 있는 물질의 최소 단위
○ 자연에서 원자가 독립적으로 존재하는 경우는 거의 없음
○ 예외 : 불활성 기체(He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
② 이온 : 알짜 양전하나 알짜 음전하를 가진 원자 또는 원자단
③ 아보가드로 수의 도입 : 탄소 결정에서 탄소의 개수를 직접적으로 헤아릴 수 있음
④ 일정성분비의 법칙 : 한 원소와 다른 원소가 결합할 때 일정한 정수비를 이룸
○ 조제프 루이 프루스트가 발견
⑤ 배수비례의 법칙 : 한 원소의 일정량과 결합하는 다른 원소의 질량의 종류는 일정한 정수비를 이룸
○ 단, 두 원소가 두 종류 이상의 화합물을 생성할 때
○ 돌턴에 의하여 정립됨
⑶ 옥텟규칙(팔전자규칙)
① 개요
○ 정의 : 원자가전자가 8개가 되는 방향으로 전자를 받거나 잃음으로써 안정한 이온이나 분자를 이루어야 함
○ 유기원자 중 H를 제외하고, C, N, O, X, Na, K 등 대부분은 옥텟 규칙을 만족
② 옥텟규칙이 성립하는 이유
○ 2주기, 3주기 원자의 경우 s 오비탈과 p 오비탈만을 가져 오직 8개의 전자 자리가 있음
○ 8개만큼의 전자가 있어야 정상파 조건을 만족하여 더 안정한 분자가 됨
③ 반례 1. 라디칼 : 홀전자가 있는 화학종. 분자 내 라디칼이 2개인 경우 바이라디칼(biradical)
④ 반례 2. 확장된 최외각 전자(expanded valence shell)
○ 전이원소
○ 3주기 원자가 일시적인 들뜸 상태 → 빈 3d 오비탈에 전자배치 → 최외각 전자가 다양 → 확장된 옥텟규칙
⑤ 반례 3. 불완전 옥텟(incomplete octet)
○ BF3 : BF3는 B는 3+, F는 -1을 갖는 이온결합의 성격이 있음.
⑷ 분자내 힘(intramolecular bond) : 화학결합
① 결합 : 두 원자가 상호작용하여 안정된 상태가 되는 것
Figure. 9. 화학결합의 원리
○ 원리 1. 두 원자가 서서히 가까워지면서 전체 에너지 감소(안정)
○ 원리 2. 결합지점보다 훨씬 더 가까워지면 핵 간 반발력으로 전체 에너지 증가(불안정)
○ 비활성기체는 이미 옥텟 규칙을 만족하여 단원자 분자 상태로 존재
○ 위 이유로 인해 비활성기체는 일반적으로 결합에 참여하지 않음 (반례 존재)
② 이온결합 : 두 원자의 전기음성도 차이가 1.9 이상인 경우
○ 금속 원자는 전자를 잃어 양이온이 되고, 비금속 원자는 전자를 얻어 음이온이 되어 정전기적 인력으로 결합
○ 예 : NaCl, LiCl, KF
③ 공유결합 : 두 비금속 원자 사이에 전자쌍을 공유하여 형성된 결합
④ 금속결합 : 금속원자 사이에 자유전자가 흘러다니면서 안정화된 결합
⑤ 결합에너지(결합해리에너지, BDE, bond dissociation energy)
○ 정의 : A-B를 A·와 ·B로 분해하는 데 필요한 에너지, 결합이 강할수록(안정할수록) 큼
○ 이온결합의 경우 : 이온결정을 이루는 이온들이 분리되는 데 필요한 에너지
○ 공유결합의 경우 : 공유결합을 이루는 원자들이 라디칼로 분리되는 데 필요한 에너지
○ 경향성
○ 결합에 참여하는 두 원자의 전기음성도 차이가 클수록 결합에너지가 커짐
○ 예 1. HF > HCl > HBr > HI : 전기음성도 차이 또는 사이즈 차이로 설명 가능
○ 예 2. F2 < Cl2 < Br2 < I2 : 전자쌍 반발로 설명 가능. F2는 전자쌍 반발이 커 반응성도 큼
○ 결합비교
○ 대체로 이온결합 > 공유결합 > 금속결합 (controversial)
○ 생명체와 같은 수용액 환경에서 공유결합 > 이온결합 > 금속결합, 용매화효과가 관여
○ 끓는점, 녹는점 비교
○ 이온결합, 금속결합 > 공유결합
⑸ 공유결합
① 결합하지 않은 원자가전자는 비공유 전자쌍으로 존재
② 전기음성도 차이에 따른 공유결합 구분
○ 극성 공유결합 : 두 원자의 전기음성도 차이가 0.5 이상 1.9 미만인 경우 (0.5는 엄밀한 숫자가 아님)
○ 전자를 강하게 끌어당기는 원자를 δ-, 상대 원자를 δ+로 표시
○ 극성 공유결합은 상반된 전하로 인해 이중 극자(dipole)가 형성
○ 비극성 공유결합 : 두 원자의 전기음성도 차이가 0.5 미만인 경우
○ 이온결합은 두 원자의 전기음성도 차이가 1.9 (1.7 ~ 2.0) 이상인 극성 공유결합으로 간주할 수도 있음
○ 공유결합에 적용되는 결합선을 금속에 적용할 수도 있다는 의미
③ 결합수에 따른 공유결합 구분 : 단일결합, 이중결합, 삼중결합
④ 배위결합(co-ordination) : 한 원자가 전자쌍을 내어주어 다른 원자의 빈 오비탈과 공유결합을 하는 경우
○ 예 : H+ + H2O → H3O+
○ 예 : H+ + NH3 → NH4+
⑹ 분자간 힘(intermolecular bond) : 안정화되는 정도가 화학결합보다 훨씬 작음
① 분자간 힘은 반데르 발스 힘(van der Waals force)과 수소결합(hydrogen bond)으로 구분
② 반데르 발스 힘은 Keesom force, Debye force, London force, repulsion force로 구분
③ Keesom force : 영구 쌍극자-영구 쌍극자 힘(permanent dipole-permanent dipole interaction)
○ 극성 분자가 갖는 δ+와 δ- 사이에 작용하는 인력
④ Debye force : 영구 쌍극자-유발 쌍극자 힘(permanent dipole-induced dipole interaction)
○ 극성 분자가 유도한 비극성 분자의 편극성에 의한 인력
⑤ 런던힘(London force) 또는 분산력(dispersion force) : 유발 쌍극자-유발 쌍극자 힘(instantaneous dipole-instantaneous dipole interaction)
○ 전자의 편극(출렁거림)에 의해 생기는 순간적인 쌍극자(유발 쌍극자) 사이에 생기는 매우 약한 인력
○ 비극성 화합물에 존재하는 유일한 인력
○ 모든 분자에서 작용하며 원자 반지름 및 표면적이 클수록 강함 (예 : F2보다 I2의 반데르발스 힘이 훨씬 큼)
○ 비활성기체의 액화를 설명할 수 있음
⑥ 반발력(repulsion force) : 분자와 분자가 너무 가까워서 생기는 핵간 반발력
○ 경향 1. 같은 주기에서 원자번호가 증가할수록 반발력이 커짐
○ (주석) 결과론적으로 전자가 많아져서 전자의 가리움 효과가 증가하기 때문으로 여겨짐
○ 경향 2. 같은 족에서 원자번호가 증가할수록 반발력이 커짐
○ (주석) 결과론적으로 전자의 가리움 효과가 감소하기 때문으로 여겨짐
⑦ 수소결합 : F, O, N과 직접 결합한 수소가 갖는 강한 δ+와 F, O, N가 갖는 δ- 사이에 작용하는 인력
○ 수소결합은 쌍극자-쌍극자 힘 중 하나이나 수소결합을 쌍극자-쌍극자 힘과 동일시하는 건 금기사항
○ 원리 1. 수소결합에서 수소는 core electron이 없어 바로 proton을 노출 → 이온결합의 성격을 가짐
○ 원리 2. 수소결합의 세기
Figure. 10. H와 결합한 원자의 전기음성도에 따른 끓는점
○ 끓는점은 수소결합의 세기에 크게 영향을 받음
○ 수소결합의 세기의 요인 : H와 결합한 원자의 전기음성도, 수소결합의 수
○ 수소결합의 수 : 전기음성도가 큰 원자의 비공유전자쌍과 분자 내 수소의 개수가 중요함 (ref)
○ H2O : O의 비공유전자쌍은 두 쌍. 분자 내 수소의 개수가 2개이므로 분자당 4개의 수소결합
○ HF : F의 비공유전자쌍은 세 쌍. 분자 내 수소의 개수가 1개(limiting factor)이므로 분자당 2개의 수소결합
○ NH3 : N의 비공유전자쌍은 한 쌍(limiting factor). 분자 내 수소의 개수가 3개이므로 분자당 2개의 수소결합
○ 요소(urea) : 분자당 6개의 수소결합을 형성
○ 구체적인 수소 결합 세기
○ F-H ······ :F = 39 kcal/mol
○ O-H ······ :N = 7 kcal/mol
○ O-H ······ :O = 5 kcal/mol
○ N-H ······ :N = 3 kcal/mol
○ N-H ······ :O = 2 kcal/mol
○ 액체와 고체에서 multimer를 만들 수 있음
⑧ 상대적 힘 세기 : 공유결합, 이온결합 > 금속결합 > 수소결합 > 쌍극자-쌍극자 힘 ≒ 분산력
○ 이온-이온 결합세기 : 250 kJ/mol
○ 이온-쌍극자 결합세기 : 15 kJ/mol
○ 영구 쌍극자-영구 쌍극자 결합세기 (stationary 조건) : 2 kJ/mol
○ 영구 쌍극자-영구 쌍극자 결합세기 (rotating 조건) : 0.3 kJ/mol
○ 영구 쌍극자-유발 쌍극자 결합세기 : 2 kJ/mol
○ 분산력 : 2 kJ/mol
○ 수소결합 : 20 kJ/mol
⑨ 힘-거리 관계
○ 이온-이온
○ 이온-쌍극자 : 수화반응이 대표적
○ 유도 쌍극자-쌍극자 (stationary)
○ 유도 쌍극자-쌍극자 (rotating)
○ 쌍극자-유발 쌍극자
○ 유도 쌍극자-유도 쌍극자
○ 예 : BaCl2의 경우 Z가 크므로 굉장히 안정하여 수화반응이 잘 안 됌
⑩ 분자 내 결합이 강하면 분자 간 결합이 약함
○ 예 : 분자 내 수소결합이 강하면 분자 간 수소결합이 약함
⑺ 물의 수소결합으로 인한 현상
① 표면장력(surface tension)
② 모세관 현상(capillary action)
③ 응고 시 부피 증가
○ 얼음이 물에 뜨는 이유
○ 하나의 물 분자는 4개의 수소결합을 형성할 수 있어 얼음의 경우 육각결정이 형성됨
4. 분자 구조 그리기 [목차]
⑴ 루이스 구조식
① 루이스 구조식과 Kekulé 구조식
○ 루이스 구조식(Lewis structure) : 전자 점 구조식
○ Kekulé 구조식 : 공유결합 전자쌍 한 쌍을 간단히 직선으로 나타내는 선 구조식
○ 보통 위 두 구조식을 합쳐서 루이스 구조식으로 지칭
② 그리기
○ 1st. 분자식으로부터 화합물의 기본 골격 구조를 그림
○ 대체로 중심원자는 전기음성도가 작고, 주변원자는 전기음성도가 큼
○ 2주기 원소들이 중심원자인 경우 옥텟규칙을 만족해야 함(예외 : Be, B)
○ 2nd. 모든 원자의 원자가 전자의 수를 카운트
○ 3rd. 원자 간에 단일 결합을 연결 (결합 한 개당 2개의 전자 소모)
○ 4th. 모든 원자에 비공유 전자쌍을 표시
○ 5th. 원소의 형식전하를 고려하여 전하를 표시
③ 한계
○ 오비탈의 결합모양을 파악할 수 없음 : 3차원 구조식 및 VSEPR 이론 등장
○ 시그마결합과 파이결합의 차이를 구분 못함 : 오비탈 이론 등장
○ 결합거리에 대한 설명 한계
○ 한 개의 구조로 설명에 한계가 있는 실제 구조 : 공명구조로 표현
⑵ 결합선 구조식(bond-line formula) 또는 골격 구조식(skeletal formula)
① 유기화학의 모든 화합물을 루이스 구조식으로 나타내기 번거로워 도입
② 1st. 탄소원자는 일반적으로 나타내지 않음, 강조를 위해 탄소 원자를 표기하기도 함
③ 2nd. 탄소에 결합된 수소는 나타내지 않음, 탄소는 항상 4가이므로 수소의 수를 추론할 수 있음
⑶ 3차원 구조식
① 정의 : 삼차원적으로 구조를 표시하는 방법
② 지면 앞으로 튀어나오는 결합은 쐐기로 표시하고, 지면으로 들어가는 결합은 점선으로 표시
③ 지면상에 있는 결합은 보통 선으로 표시
5. 형식전하 [목차]
⑴ 정의 : 공유 전자쌍을 고르게 나누어 가졌을 때 생기는 가상의 전하
⑵ 계산 : 원자가전자수 - 결합전자 수 ÷ 2 - 비공유전자 수
⑶ 규칙
① 자연계의 분자는 형식전하의 합이 0이어야 함
② 여러 루이스가 그려지는 경우 형식 전하가 작은 구조가 안정
③ 형식 전하가 생기는 경우 전기음성도가 큰 원소가 (-)의 형식 전하를 갖는 구조가 더 안정
입력: 2018.12.28 23:07
수정: 2024.02.24 15:40
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