[화학결합과 분자구조] 공유 결합








  

Covalent Bond



앞에서 살펴본 것처럼 한 원자는 전자를 주려고 하고 다른 원자는 전자를 받으려는 경향이 뚜렷할 경우에는 이온결합이 형성될 수 있다. 그러나 두 개의 수소 원자가 결합하는 경우와 같이 두 원자가 전자를 주고받으려는 경향이 서로 같거나 비슷하다면 어떻게 원자가껍질을 채울 수 있을까? 그런 경우에는 서로 전자를 공유하는 것이 해결책이 된다. 그림 1에 두 개의 수소원자가 공유결합을 형성하는 과정이 묘사되어 있다. 두 수소 원자는 각자 가지고 있는 한 개의 전자를 공유하도록 제공한다. 그 결과 비록 공유된 전자이기는 하지만 각 수소 원자는 두 개의 전자를 가지게 되어 원자가껍질을 채울 수 있다. 수소의 원자가껍질인 1번 껍질은 두 개의 전자만 들어갈 수 있음을 기억하자.



그림 1 수소분자에서 공유결합의 형성


그림 2은 두 개의 수소 원자가 공유결합을 형성할 때 위치에너지의 변화를 보여준다. 두 원자가 멀리 떨어져 있을 때는 서로 상호작용이 없기 때문에 위치에너지가 0이다. 두 원자가 점점 접근함에 따라 전자를 공유하면서 위치에너지가 낮아진다. 위치에너지가 낮다는 것은 안정하게 된다는 것을 의미한다. 그러나 두 원자의 핵이 더욱 가까워지면 핵 사이의 반발로 인하여 다시 위치에너지가 증가한다. 따라서 두 원자의 핵은 위치에너지가 최소가 되는 지점인 74pm 떨어진 거리에 위치하게 된다. 이 거리가 바로 결합길이이다.


그림 2 두 수소 원자가 공유결합을 형성하는 과정에서 위치 에너지의 변화


다른 예를 더 살펴보자. 산소 분자는 수소와 마찬가지로 두 개의 산소 원자가 결합하여 형성된다. 그러나 그림 3의 식 (1)에서 보는 것처럼 각 산소 원자의 원자가전자는 6개이기 때문에 다음과 같이 한 쌍을 공유해도 각 원소의 전자는 여전히 7개 밖에 되지 않는다. 따라서 두 개의 산소 원자가 모두 팔전자 규칙을 만족시키려면 (원자가껍질을 채우려면) 식 (2)와 같이 두 쌍을 공유해야 한다. 질소 분자의 경우에는 식 (5)에서 보는 것처럼 두 질소 원자가 세 쌍의 전자를 공유해야만 팔전자 규칙을 만족시킬 수 있다. 여기에서 공유하고 있는 전자쌍은 공유전자쌍이라고 하고 공유하지 않은 전자쌍은 고립전자쌍 또는 비공유전자쌍이라고 부른다.


그림 3 산소와 질소의 공유결합 형성. 한 쌍의 전자를 공유한 산소의 (1)번 반응에서는 각 원자의 전자가 7개가 된다. 따라서 (2)번과 같이 두 쌍을 공유해야 한다. 마찬가지로 질소는 한 쌍을 공유하면 6개, 두 쌍을 공유하면 7개가 되기 때문에 8개가 되려면 세 쌍을 공유해야 한다.


위의 예에서 보는 것처럼 공유결합에서 두 원자가 공유할 수 있는 전자쌍의 수가 한 개에서 세 개까지 가능하기 때문에 결합의 형태를 구별하기 위해 공유하고 있는 전자쌍의 수에 따라 한 쌍을 공유하면 단일결합, 두 쌍을 공유하면 이중결합, 세 쌍을 공유하면 삼중결합으로 부른다. 분자의 구조식에서는 결합을 선으로 나타내게 되는데 단일결합은 한 개의 선으로 이중결합은 두 개의 선으로 삼중결합은 세 개의 선으로 나타낸다. 따라서 수소(H2), 산소(O2), 질소(N2) 분자의 구조는 각각 H-H, O=O, N≡N으로 표시된다.

 

그림 4 주족 원소들의 루이스 구조


이와 같이 다양한 결합방식이 가능하기 때문에 공유결합 분자의 구조를 파악하기 위해서는 그림 3에서 보여준 것처럼 각 원소에 있는 원자가전자를 점으로 나타내는 것이 편리하다. 이렇게 표현하는 것을 루이스 구조 또는 전자 점 구조식이라고 부른다. 그림 4에 주족 원소들의 원자가 전자를 루이스 구조로 나타냈다. 공유결합 분자에서 자주 볼 수 있는 몇 가지 원소들의 루이스 구조를 눈여겨보자. 

수소와 7A 족의 원소들은 원자가껍질을 채우기 위해 한 개의 전자쌍만 공유하면 되기 때문에 한 개의 단일결합을 만들 수 있다. 6A 족의 원소들은 원자가껍질을 채우기 위해 두 개의 전자쌍을 공유해야 하기 때문에 두 개의 단일결합을 하거나 한 개의 이중결합을 할 수 있다. 표 1에 주요 원소들에서 공유결합의 형성이 가능한 방식들을 정리하였다.


원소 그룹

원자가 전자

필요한 전자 수

공유하는 전자쌍 수

가능한 결합방법

4A 족

4

4

4

네 개의 단일결합

두 개의 단일결합과 한 개의 이중결합

두 개의 이중결합

한 개의 단일결합과 한 개의 삼중결합

5A 족

5

3

3

세 개의 단일결합

한 개의 단일결합과 한 개의 이중결합

6A 족

6

2

2

두 개의 단일결합

한 개의 이중결합

7A 족과 수소

7

1

1

한 개의 단일결합

표 1. 주요 원소 그룹에서 가능한 공유결합 방법


루이스 구조를 그리기 위해서는 대개 다음의 순서를 따른다.
(1) 각 원자의 원자가 전자를 모두 합한 수를 계산한다.
(2) 원자들을 단일결합으로 연결한다. 
(3) 나머지 전자를 이용하여 원자가껍질을 채운다.

예를 들어 암모니아 (NH3)의 루이스 구조를 그려보자.
(1) 질소 원자는 다섯 개의 원자가전자를 가지고 있고 수소는 한 개를 가지고 있기 때문에 암모니아에는 모두 8개의 원자가전자가 있다.
(2) 표 3에 의하면 질소는 세 개의 결합이 가능하고 수소는 한 개의 결합이 가능하기 때문에 질소를 중심으로 세 개의 수소원자를 단일결합으로 연결시킨다. 여단일결합기에서 여섯 개의 전자가 사용되어 두 개의 전자가 남아있다.


또는


(3) 마지막으로 나머지 전자를 이용하여 원자가껍질을 채운다. 수소는 원자가껍질에 두 개의 전자를 수용할 수 있기 때문에 모두 충족되었지만 원자가껍질에 여덟 개의 전자를 수용하는 질소는 아직 두 개가 부족하다. 따라서 나머지 두 개의 전자를 질소에 비공유전자쌍으로 배치한다.


또는





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