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화학결합
화학결합(化學結合, Chemical bond)은 원자 또는 원자단의 집합체에서 그 구성 원자들 간에 작용하여, 이를 하나의 단위체로 간주할 수 있게 하는 힘 혹은 결합을 말한다.
이 결합을 이용하여 화학적 합성을 수행할 수 있다. 구성 원자가 적을 경우에는 수소결합이나 반 데르 발스 힘 등은 분자 간 인력으로만 간주된다. 하지만 단백질 분자와 같은 고분자 물질들에서는 이러한 분자 간 인력 역시 화학 결합으로 간주할 수 있다.
개요[편집]
일반적으로 원자(또는 원자단)의 집합체에 있어서 구성원자들 간에 센 힘이 작용하여 그 집합체를 하나의 뚜렷한 단위체로 간주할 수 있을 경우, 그러한 힘을 화학결합이라고 정의한다. 근본적으로 구성원자들 간에 작용하는 힘은 쿨롱의 법칙에 따른 정전기적(靜電氣的) 힘에서 유래한다.
원자는 양전기를 딴 원자핵과 음전기를 띤 전자(電子)로 되어 있으며, 가령 2개의 원자가 가까이 접근하면 각 원자 내의 핵과 전자는 다른 원자의 핵과 전자의 영향을 받게 되어 전하의 부호에 따라 정전기적 인력 또는 척력이 입자들간에 작용하게 된다.
만약 이러한 상호작용의 결과 인력이 우세해지는 경우 원자들은 새로운 단위체, 즉 분자를 형성하게 되며, 이 때 두 원자 사이에는 화학결합이 생겼다고 한다.
종류[편집]
화학결합을 주된 세 가지 부류로 나누어보면 이온결합, 공유결합 그리고 금속결합으로 나눌 수 있다. 이온이란 전하를 띤 원자 또는 분자를 뜻한다.
① 이온결합 : 1개 또는 그 이상의 전자가 하나의 원자에서 다른 원자로 이동하면 양전기와 음전기를 가진 이온틀, 즉 양이온과 음이온이 만들어지는데, 이들 이온간에 작용하는 정전기적 힘에 의해 형성되는 화학결합이다. 소금 결정은 나트륨의 양이온과 염소의 음이온 간의 이온결합에 의해 형성된 거대분자(巨大分子)라고 볼 수 있다. 이온 결정에 있어서 양이온과 음이온은 결정의 에너지를 최소화할 수 있도록 공간에 규칙적으로 배열되어 3차원적인 격자구조를 이루고 있으며, 격자의 형태는 결정을 이루는 이온들의 반지름에 따라 달라진다.
② 공유결합 : 결합을 이루는 2개의 원자간에 공유된 전자쌍으로부터 유래되는 인력이다. 각각의 원자가 1개의 전자를 공급하여 1개의 전자쌍을 만들어 공유할 경우를 단일결합이라 하고, 둘 또는 세 개의 전자쌍을 공유할 경우를 각각 이중결합·삼중결합이라고 한다. 수소 분자는 수소 원자간의 단일결합으로 이루어져 있고, 에틸렌에 있어서 탄소간의 결합은 이중결합, 아세틸렌에 있어서 탄소간의 결합은 삼중결합이다. 전자쌍의 두 전자가 한 원자로부터 공급되어 이루어지는 공유결합은 특히 배위공유결합이라고 하며, 산-염기 반응과 착이온 형성 때 자주 나타난다.
③ 금속결합 : 모든 금속에서 나타나는 결합이다. 금속의 원자가 전자는 금속 격자 내에서 자유로이 이동할 수 있는 자유전자(自由電子)로 작용한다고 볼 수 있으며, 자유전자와 금속이온간의 인력에 의해 금속 결정이 결합되어 있는 것이다.
화학결합 이론[편집]
1913년 닐스 보어는 원자 모형과 화학 결합 모형을 제안하였다. 그의 화학 결합 모형에서는 이원자 분자의 전자들이 두 원자핵을 잇는 결합축에 수평한 면에서 회전하는 것이었다. 1927년 덴마크의 물리학자 오비드 버로우는 최초로 화학 결합에 대한 양자 역학적 해를 수학적으로 얻었다. 이때 연구된 화학 결합은 H₂⁺ 의 결합으로 양자 역학적으로 슈뢰딩거 방정식을 이용하여 화학 결합을 설명하는 것이 올바른 접근 방식이지만, 수학적으로는 전자가 하나 이상 있는 계에 대한 해를 얻을 수 없다는 한계도 함께 보여주었다. 같은 때에 월터 하이틀러와 프리츠 런던은 보다 실질적이고 정성적인 접근 방식을 제안하였다. 하이틀러-런던 이론은 지금의 원자가 결합 이론(valence bond theory)의 기초가 되었다. 1929년 존 레나드 존스 경은 원자 오비탈을 선형 결합하여 분자 오비탈을 만드는 LCAO 근사 방식을 제안하였다. 그 후로 전자가 많은 원자로 이루어진 분자에 대해서도 분자 오비탈을 근사적으로, 정성적으로 이용하여 다룰 수 있게 되었다.
미국의 화학자 라이너스 폴링(Linus Pauling)은 화학 결합의 본질을 이해하고, 양자 역학을 이용하여 복잡한 분자의 화학 결합을 정성적으로 설명한 공로로 1954년 노벨 화학상을 받았다.
최근에는 컴퓨터를 이용한 근사적 계산이 쉽게 가능해지면서 계산 양자 화학 분야가 활성화되었다. 원자가 전자 이론, 분자 오비탈 이론, 밀도 함수 이론 등을 이용한 화학 결합이나 분자 오비탈의 물리적, 화학적 성질을 정량적으로 계산하여 얻을 수 있다.
화학결합과 극성[편집]
화학에서 이중극자 혹은 그 이상의 다중극자를 갖는 분자나 분자단에서 나타나는 전하의 분리를 의미한다.
극성은 일반적으로 두 개 이상의 원자로 이루어진 분자의 구조적 비대칭성 이나 구성 원자간의 전기 음성도 차이에 의하여 전자구름이 한 방향으로 몰려서 생겨나는 이중 극자 모멘트로서 표현하기도 한다. 극성은 비교적 고정되어 있으며 정전기적 인력에 의한 이중극자간 상호작용 혹은 수소결합 등을 통해 극성 분자간의 상호작용이 일어난다.
용해도, 녹는점, 끓는점 등의 분자의 다양한 물리적 성질을 설명하는데 사용된다. 극성을 표현하기 위해서 분자에서 전기 음성도가 크거나, 구조적으로 전자 구름이 몰 려있는 쪽을 Δ 마이너스(−), 그 반대편을 Δ 플러스(+)로 간단하게 표현하기도 한다.
비극성 이란 극성이 매우 적거나, 심하게는 없는 것을 말하는 것으로 이러한 비극성 분자는 극성 분자에 비해 일반적으로 분자 간의 인력이 적으며 반데르 발스의 힘이라는 유사 극성으로 결합력을 강화하기도 한다. 분자의 구조가 대칭형인 분자들은 비극성 이다. 비극성 분자 역시 비극성 분자끼리의 용해성이 크다.
화학결합과 무극성[편집]
극성이 없다는 의미로 사용되며 구체적으로는 비극성 결합과 비극성 분자의 두 가지 의미로 나누어 생각할 수 있다. 먼저 엄밀한 의미에서 무극성 결합의 경우는 동일한 원자와 원자 사이의 결합 만이 비극성 결합이다. 동일한 원자의 경우 전기음성도(electronegativity)가 같으므로 이들 사이의 결합에서 전자는 어느 특정 원자에 편중되게 이끌리지 않으므로 이들 결합은 비극성이다. 대표적인 예로는 H₂ ,O₂, N2, F₂, Cl₂, Br₂, I₂ 등의 동핵이원자 사이의 결합을 들 수 있다. 이러한 무극성결합에 의한 분자는 무극성분자이다.
무극성분자의 경우는 무극성 결합으로 구성된 분자 외에도 분자 내에 극성 결합이 존재하더라도 분자의 대칭성 때문에 분자 자체는 무극성이 되는 경우 도 있다. 예를 들어 이산화탄소(O=C=O)의 경우 C=O 결합은 탄소보다 산소가 전기음성도가 크므로 산소 쪽이 부분 음전하를 지니고 탄소 쪽이 부분 양전하를 지니는 극성 결합이다. 그러나 두 개의 극성 결합의 쌍극자 모멘트가 반대의 방향을 가지므로 상쇄된다.
참고자료[편집]
- 〈화학 결합〉, 《나무위키》
- 〈화학 결합〉, 《화학백과》
- 〈화학결합(chemical bond)〉, 《사이언스올》
- 조인진, 〈화학결합, 화학결합 특성비교, 공유결합, 이온결합, 금속결합, 배위결합,분자간력결합, 반데르발스결합,원자가 이론〉, 《네이버 블로그》, 2019-08-20
같이 보기[편집]
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