분자결합

분자결합

원자가 결합하여 다양한 물질을 만든다.

원자는 100여종 밖에 없지만 자연계는 이루 헤아릴 수 없을만큼 다양한 물질이 존재한다. 이는 같은 원자나 서로 다른 원자가 결합한 분자로 존재하기 때문이다.

분자는 원자가 두 개 이상 결합해서 이루어진 물질로 그 결합이 강하기 때문에 마치 하나의 물질인것처럼 행동한다. 경우에 따라 그 구성 원자의 성격을 물려받은 것도있지만 경우에 따라 전혀 새로운 성질을 가지고 나타나기도 한다.

이렇게 원자가 분자를 형성하는 것은 기본적으로 분자의 형성에서 에너지를 방출하기 때문이다. 즉, 분자가 원자보다는 일반적으로 더 안정된 상태에 있는 것이다.

분자가 형성되는 과정은 대체로 각각의 원자의 기본적인 성질로부터 이해할 수 있다. 예를 들어 소금(NaCl)은 1족의 나트륨(Na)의 바깥전자가 떨어져 나와 염소(Cl)의 바깥 버금껍질에 비어있는 한 자리를 채우기 때문인 데 이는 나트륨과 염소의 전자배치 상황으로부터 쉽게 해석해 낼 수 있다.

기본적으로 분자가 형성되는 데는 각 원자의 모든 핵과 모든 전자가 총체적으로 관여하는 일이겠지만 원자들이 먼저 형성되고 다음으로 원자에서 약간의 변화가 일어나고, 그 다음으로 이들이 결합하여 분자가 형성되는 것으로 해석해 낸다. 이로부터 분자가 이루어지는 것를 이온결합과 공유결합으로 나눌 수 있게 된다. 앞에서 예를 든 소금은 이온결합의 대표적인 예가 된다. 즉 이온결합은 한 원자는 전자를 잃어서 + 이온이 되고, 다른 원자는 전자를 얻어서 - 이온이 된다. 그리고 이들 + 와 - 이온이 결합을 한다. 한편 공유결합은 두 원자 사이에서 몇몇 전자가 두 원자에 공통으로 소속되면서 안정된 상태를 이루는 것으로 수소분자(H₂)가 대표적인 예이다.

_ 버금껍질

이온결합

금속과 비금속의 결합이다.

이온(ion)은 중성인 원자나 분자가 전자를 얻거나 잃어버려서 전하를 가지게 된 것을 말한다. 전자를 얻어서 음전하를 띠는 것이 음이온, 전자를 잃어서 결과적으로 양전하를 띠는 것이 양이온이다. 이러한 양과 음의 이온은 전기력에 의해 단단하게 결합할 수 있는 데 이것을 이온결합이라 한다.

이온결합은 한 원자가 음이온이 되고, 다른 한 원자가 양이온이 되는 데 드는 에너지의 합보다 둘이 결합하면서 내어 놓을 수 있는 에너지가 클 때에 가능해진다. 따라서 이온결합의 여부는 각 원자들의 음이나 양의 이온이 되는 데 소요되는 에너지와 원자들이 얼마나 접근할 수 있는가를 따져보아야 한다. 이온결합은 일반적으로 금속과 비금속이 쌍을 이루는 경우이다.

이온화에너지

원자가 전자를 방출해서 양이온이 되는 데 소요되는 에너지를 이온화에너지라 하고, 이는 원자의 기본적인 성질로 보통 주기율표에도 표시되어 있다. 양이온이 다시 전자를 더 잃어버려서 +2가의 양이온이 되는 경우의 에너지를 2차이온화에너지라 한다. 2차 이상의 이온화 에너지 값도 잘 알려져 있다. 전자를 두 개 이상 잃어버린 양이온이 음이온과 이온결합을 할 수 있다.

전자친화도

한편 음이온이 되는 데는 전자를 하나 더 받아야 하므로 양이온이 되는 경우 보다는 약간 복잡하다. 이는 바깥의 가능한 전자상태에 채워져서 마치 원자번호가 하나나 둘이 늘어난 것처럼 행동하기 때문이다. 이렇게 전자를 하나 더 얻는 것이 경우에 따라 원자가 선호하는 일일 수 도 있다. 이는 마침 버금껍질이 하나나 둘의 전자가 비워져 있다면 그 자리를 채우고 보다 안정된 상태로 있을 수 있기 때문이다. 이러한 경향을 전자친화도(electron affinity)라 한다. 전자친화도는 중성인 원소에 전자가 추가되어 -1 가의 음이온이 되었을 때 필요한 에너지를 말한다. 이 값이 음인 경우가 많은데 이때는 전자를 추가되면서 에너지를 방출한다.

다음의 주기율표는 1족 ~ 8족, 1주기 ~ 4주기만 나타내었으며 각 원소표에 반경(r), 전자친화도(EA), 이온화에너지(IE)를 표시하였다. 이로써 알 수 있듯이 전자친화도는 예외가 있긴 하지만 1족에서 7족으로 갈수록, 주기가 작아질수록 음의 값으로 커지는 경향을 가진다. 예를들어 7족의 경우 마지막 전자가 하나 비어있어 그 자리에 전자를 채우려는 경향이 강하기 때문에 매우 (음으로) 큰 값을 가진다.

이온결합 분자의 예

위 표에서 왼쪽의 금속으로 나트륨(Na)를, 오른쪽의 비금속으로 염소(Cl)을 선택해 보자. 각각 1족과 7족이므로 나트륨이 5.14 eV 의 에너지를 얻으면 양이온이 될 수 있다. 한편 염소의 경우 전자친화도가 -3.61 eV 이므로 전자를 얻게되면 3.61 eV 가 방출된다. 따라서 나트륨에서 한 전자가 염소로 옮겨가는 데 1.53 eV 의 에너지가 필요하다.

그렇다면 에너지가 필요한 반응이므로 분자가 형성될 수 없지 않을까? 실제로 나트륨 + 이온과 염소의 - 이온은 서로 가까이 가면 정전퍼텐셜에너지를 방출하게 되어 결국 1.53 eV 정도는 거뜬히 극복하여 분자가 될 수 있다. 위 표에 의하면 나트륨의 반경이 0.19 nm, 염소의 반경이 0.099nm 이다. 나트륨 + 이온은 실제로 최외각의 전자를 잃어버린 상태이므로 반경이 더욱 줄어든 효과를 감안하면 나트륨 이온과 염소 이온은 0.19 nm 이내로 접근할 수 있을 듯 하다. 이보다 더 가까이라면 전자가 동일상태에 겹쳐서 있지 못하는 배타원리나 전자끼리의 척력이 이제 나타날 것이다. 두 이온이 접근한 거리를 0.2 nm 라고 한다면, 정전퍼텐셜에너지는 $$U_{\mathrm{electric}} = - \frac{e^2}{4 \pi \varepsilon_0 r_0} = -\frac{(9 \times 10^9)(1.602 \times 10^{-19})^2}{0.2 \times 10^{-9}} = -1.15 \times 10^{-18} ~(\mathrm{J}) = -7.21 ~ (\mathrm{eV})$$ 따라서 0.2 nm까지 접근한 두 이온은 7.21 eV 의 에너지를 방출하게 되어 각각이 이온이 되기 위해 필요한 1.53 eV 를 제하고도 5.68 eV의 에너지가 남게 된다. (뒤에서 다루게 되지만 실제의 나트륨은 단일 단위의 분자를 이루는 것이 아니라 + 와 - 의 이온이 교대로 겹겹히 쌓여서 결정을 형성하는 것이 더욱 효과적이다. 따라서 위 계산은 결정일 때에는 적절히 수정하여야 한다. 아울러 전자의 겹침에 의한 반발력 때문에 결합에너지는 약간 줄어들게 된다)

_ 결정_ 이온화에너지_ 배타원리_ 주기율표_ 버금껍질_ 전기력_ 전하