분자는 굽은형 구조를 가진다. [ 2 ] 양자 역학적으로 규명된 공유 결합은 원자의 혼성 오비탈이 서로 겹침에 의하여 생성되는 결합으로, 오비탈의 상호작용에 따라서 특정한 각도를 유지하려는 특성을 갖고 있다. 하지만 양자 역학에 의한 분자 오비탈에 의하여 공유 결합 및 분자 구조를 설명하는 것은 어렵기 때문에, 보다 일반적인 방법으로 고전적인 결합 이론에 의한 루이스 구조식과 VSEPR이론에 의하여 공유 결합에 참여하는 전자나 원자에 대해서 나타낸다. [ 3 ] 공유 결합은 오비탈의 종류에 따라서 파이 결합, 시그마 결합, 배위 결합등을 포괄한다. 목차 1 고전적인 공유결합 1. 1 팔전자 규칙 ( 규칙 ) 의 예외 1. 2 고전적인 공유 결합의 문제점 2 분자 구조의 표현 2. 1 루이스 구조의 표현 2. 1. 1 결합의 표시 2. 1. 2 형식 전하에 따른 루이스 구조의 결정 2. 2 분자의 기하 구조의 표현 ( VSEPR - 원자가 껍질 전자쌍 반발 모형 ) 2. 2. 1 모형에 대한 지침 3 원자가 결합 이론 ( VB ) 3. 1 원자 궤도함수의 혼성화 3. 1. 1 s p 3 { displaystyle sp ^ { 3 } } 혼성화 3. 1. 2 s p 2 {
中 文 文 言 - - 語 링크 편집 이 문서는 2019년 6월 28일 ( 금 ) 13 : 00에 마지막으로 편집되었습니다. 모든 문서는 크리에이티브 커먼즈 저작자표시 - 동일조건변경허락 3. 0에 따라 사용할 수 있으며, 추가적인 조건이 적용될 수 있습니다. 자세한 내용은 이용 약관을 참고하십시오. 미국 및 다른 국가에 등록되어 있는 Wikimedia Foundation, Inc. 소유의 등록 상표입니다. 개인정보 정책 위키백과 소개 면책 조항 개발자 쿠키 정책 모바일 보기
원자 사이에서 명확하게 공유되는 모습이 아닌 여러 원자에 의해 공유되는 것으로 비편재화된 상태로 설명할 수 있다. 분자 궤도함수 이론에서는 참여한 궤도함수의 개수에 따라 여러 방식으로 분자 궤도함수를 만들 수 있고 벤젠의 경우 6개의 분자 궤도함수를 만들 수 있으며 이에 대한 에너지는 분자 궤도함수의 마디 ( node ) 의 개수에 따라 나눠지게 되고 6개의 전자는 결합성 분자 궤도에만 전자가 들어가게 된다. 옆에 있는 그림은 분자 궤도함수 이론을 기준으로 볼 경우, 에너지가 가장 낮은 분자 궤도함수를 표현한 것으로 판단할 수 있다. 같이 보기 [ 편집 ] 전기 음성도 규칙 루이스 구조 형식전하 VSEPR ( 원자가 껍질 전자쌍 반발 이론 ) 화학 결합 이온 결합 원자가 결합 이론 혼성 궤도 분자 궤도 참고도서 [ 편집 ] Raymond Chang 외. < 레이먼드 창의 일반화학 > 제12판. 사이플러스. Zumdahl. < 줌달의 일반화학 > 수정판 ( 8판 ). 사이플러스. 심국석 외. < HIGH TOP > 2009 개정교육과정 기본서. 두산동아. 각주 [ 편집 ] ↑ Oxtoby 외. 《 Priciples of Mordern Chemistry 》
엔탈피도 다르다. 삼중 결합의 경우에는 혼성화되지 않은 2p 궤도함수가 2종류 존재하여 두 개의 파이 결합이 생겨 삼중 결합은 하나의 시그마 결합과 두 개의 파이 결합으로 구성되는 것이 실제에 더 가깝다는 것을 알아야 한다. 분자 궤도함수 ( MO ) 이론에서의 결합 [ 편집 ] 산소 분자의 분자 궤도함수 표현 원자가 결합 이론도 분자에서 전자들이 개별 원자의 원자 궤도함수를 차지한다는 가정으로 시작하기 때문에 실제와 차이가 발생한다. 분자에서 각 결합 전자는 전체적으로 분자의 특징적인 궤도함수 안에 존재해야 하기 때문이다. 특히 산소 분자의 경우 원자가 결합 이론으로 보았을 때, 모든 전자쌍은 짝을 이루기 때문에 반자기성이라 생각되지만, 실험적으로는 홀전자 2개를 가지며 상자기성을 띤다. 이 같은 경우를 설명하기 위해 분자 궤도함수 이론이 등장하였다. 이 이론에서는 원자 궤도 함수에서 한 원자에만 관련되어 표현한 것과 달리 분자 궤도함수로 공유결합을 나타내 결합하는 원자의 원자 궤도함수의 상호작용 결과를 바탕으로 표현하였다는 사실이다. 분자 궤도함수 이론에서는 원자의 궤도함수가 겹치면 결합성 분자 궤도함수 하나와 반결합성 분자 궤도함
. 분자 궤도함수 이론에서는 원자의 궤도함수가 겹치면 결합성 분자 궤도함수 하나와 반결합성 분자 궤도함수 하나의 두 분자 궤도함수를 만든다. 이는 마치 파동이 만나 보강 간섭을 하여 진폭이 커지거나 상쇄 간섭으로 진폭이 작아지는 것처럼 생각할 수 있다. 만들어지는 분자 궤도함수의 수는 혼합된 원자 궤도함수의 수와 같으며 분자 궤도함수도 파울리의 배타원리와 훈트의 규칙을 만족한다. 보통 pi결합보다 강하기 때문에 2주기 이원자 분자에서 에너지는 보통 pi2p보다 에너지가 낮으나 2s와 2p 궤도함수의 에너지의 차이가 작을 경우 상호작용을 할 수 있어 pi2p가 에너지가 낮을 수 있다는 사실을 알고 있으면 좋다. 결합 차수 [ 편집 ] 대략적인 결합의 세기를 표현하는 것으로 결합성 분자 궤도함수에 있는 전자수에서 반결합성 분자 궤도함수에 있는 전자 수를 뺀 값을 2로 나누어 구할 수 있다. 결합 차수가 0이나 음의 값일 경우 결합이 안정하지 않거나 분자가 존재하지 않음을 의미한다. 예를 들어 He 2 { displaystyle { ce { He2 } } } 의 경우에
. 두산동아. 각주 [ 편집 ] ↑ Oxtoby 외. 《 Priciples of Mordern Chemistry 》 6판. 사이플러스. 87쪽. CS1 관리 - 추가 문구 ( 링크 ) ↑ 김봉래 외 2. 《 완자 화학 Ⅰ ( 1권 ) 》 초판. 비유와상징. 9쪽. 지원되지 않는 변수 무시됨 : | 초판발행일자 = ( 도움말 ) CS1 관리 - 추가 문구 ( 링크 ) ↑ 상게서, p. 236 vdeh화학 결합강한 공유 결합시그마 ( ) 결합 단일 결합 이중 결합 삼중 결합 삼중심 이전자 결합 굽은 결합 삼중심 사전자 결합 수소 결합 양수소 결합 아고스틱 상호 작용 사중심 이전자 결합 파이 ( pi ) 결합 파이 역결합 공액계 초공액계 방향족성 초 시그마 호모 스파이로 - 비스호모 구면 금속 방향족성 델타 ( ) 결합 사중 결합 오중 결합 육중 결합 배위 결합 합토수 결합 차수 피 ( ) 결합 그외의 강한 결합 이온 결합 금속 결합 수소 결합 저장벽 수소 결합 양수소 결합 약한 비공유 결합 판데르발스 힘 할로젠 결합 친금성 쌓임 ( 화학 ) 역학 결합 기타 결합 다이설파이드 결합 결합 글리코사이드 결합 인산다이에스터 결합 에스터 결합 전거 통제 GND : 41
사용하여 전자쌍의 배열을 예측할 수 있을 때만 혼성화를 사용한다는 점을 유의해야 한다. 삼불화 붕소의 혼성 오비탈 s p 2 { displaystyle sp ^ { 2 } } 혼성화 [ 편집 ] 혼성화 과정은 위와 동일하며 그 예로 고전적인 이론에서는 팔전자 규칙 ( 규칙 ) 의 예외였던 BF 3 { displaystyle { { ce { BF3 } } } } 를 생각할 수 있다. 붕소의 2s 궤도함수의 전자를 2p 궤도함수로 전이시킨 뒤, 2s 궤도함수와 두 개의 2p 궤도함수가 혼성하여 s p 2 { displaystyle sp ^ { 2 } } 혼성 궤도함수를 형성한다. 염화 베릴륨의 혼성 오비탈 s p { displaystyle sp } 혼성화 [ 편집 ] 루이스 결합 이론에서는 팔전자 규칙 ( 규칙 ) 의 예외로 설명했던 BeCl 2 { displaystyle { ce { BeCl2 } } } 를 원자가 결합 이론에서는 설명할 수 있다. Be { displaystyle { ce { Be } } } 을 들뜬 상태로 만든 후, 2s 궤도함수와 하나의 2p 궤도
반발이 가장 강한 것으로 생각하고 고립 전자쌍과 결합 전자쌍의 반발을 다음 순서로 강하게 생각하며 결합 전자쌍 사이의 결합을 가장 약하게 생각하므로 이를 고려해서 모형에 반영해야 한다. 만약 둘 이상의 중심 원자를 가지는 경우에는 전체 기하학적 구조를 단순하게 정의하기 어렵기 때문에 각 중심 원자 주위의 모형을 바탕으로 묘사한다. 예를 들어 메탄올 ( CH 3 OH { displaystyle { { ce { CH3OH } } } } ) 의 경우에는 탄소 원자와 산소 원자 각각의 기준으로 모형을 나타내어 이를 기하학적 구조로 표현한다. 이 모형은 쌍극자 모멘트로 극성인지 무극성인지를 판단하는 데 도움을 준다는 점에서 유용하다. 모형에 대한 지침 [ 편집 ] 중심 원자 주위의 전자쌍만을 고려하여 분자의 루이스 구조를 작성한 후, 중심 원자 주위의 전자쌍의 수를 확인한다. 이 경우 결합 전자쌍과 고립 전자쌍 모두 고려한다. 이중 결합과 삼중 결합은 단일 결합처럼 취급하는 것을 잊지 말아야 한다. 이후 기본이 되는 모형을 바탕으로 구조를 예측한 뒤, 결합의 종류에 따른 반발력의 차이를 고려해 모형을 확정 짓는다. 원자가 결합 이론 ( VB ) [ 편집 ] 이 이론에서는 분자 안에서 전자
##으로 설명하여 결합 에너지와 결합 길이가 다른 점을 제대로 고려하지 못하고 있다. 루이스의 이론에서 모든 공유 결합을 동일한 방법으로 다루고 있으며, 공유 결합이 서로 다른 이유에 관해 설명을 하지 못한다는 문제점이 있다는 것이다. 분자 구조의 표현 [ 편집 ] 루이스 구조의 표현 [ 편집 ] [ 깨진 링크 ( 과거 내용 찾기 ) ] 루이스 구조 ( 왼쪽 : 점으로의 표현, 오른쪽 : 선으로의 표현 ) 공유된 전자를 점으로 표현하거나 공유된 전자를 하나의 선으로 표현할 수 있다. 고립 전자쌍들은 각 원자에 짝지은 점들로 나타낸다. 전형 원소에서 공유 결합은 원자가 전자만을 고려하기 때문에 원자가 전자만을 표시한다. 결합의 표시 [ 편집 ] 공유 결합에는 두 원자가 한 개의 전자쌍으로 결합한 단일 결합도 있지만 두 개 이상의 전자쌍을 공유하여 결합을 형성하는 경우도 있으며 이를 다중 결합으로 연결되어 있다고 한다. 이 때 루이스 구조에서는 결합이 추가된다면 점으로 표시할 때는 공유되는 공간이 있는 곳에 공유되는 전자들을 모두 표시하고 선으로 표시할 경우에는 공유되는 공간에 선을 공유되는 전자쌍의 개수만큼 그린다. 또한 실제로는 다중 결합이 단일 공유 결합보다 길이가 짧지만 루이스 구조에서는 이를 구별하지 않
에너지가 매우 낮고, 주로 원자핵 근처에 존재하기 때문에 결합 형성에 참여하지 않는다고 본다. 하지만 이 논의는 전형 원소 ( 원자가 전자의 수가 족의 수와 같은 원소, 1A ~ 7A ) 에만 적용이 된다는 점을 유의해야 한다. 그렇지만 분자의 형성에 모든 원자가 전자가 참여하는 것은 아니다. F 2 { displaystyle { { ce { F2 } } } } 분자의 형성에는 두 개의 원자가 전자만이 참여하고 있다는 사실을 알아야 한다. 여기서 결합에 참여하지 않은 원자가 전자쌍을 고립 전자쌍이라고 부른다. 공유결합이 왜 나타나는지는 루이스가 제안한 팔전자 규칙 ( 규칙 ) 으로 설명된다. 수소 이외의 다른 원자는 자기 주위에 여덟 개의 원자가 전자가 배열될 때까지 다른 원자와 결합을 하려는 경향이 있다는 것이다. 수소 원자의 경우는 He { displaystyle { { ce { He } } } } 원자의 전자 배열을 가지려 한다. 하지만 각 원자가 팔전자 규칙 ( 규칙 ) 을 만족시키지 못할 경우에도 공유 결합이 형성될 수 있는 경우가 있다. 팔전자 규칙 ( 규칙 ) 의 예외 [ 편집 ] 팔전자 규칙 ( 규칙 ) 이 모든 분자에 적용된 것은 아니다
공유결합(共有結合, covalent bond)은 화학 결합중 전자를 원자들이 공유하였을 때 생성되는 결합을 이르는 말이다. 공유 결합을 형성하는 분자는 원자핵과 전자쌍간의 인력 및 원자간 척력에 의하여 안정화되어 있다. 이온 결합이 전기 음성도차이 및 전자에 대한 인력 차이에 의해 분리된 전하를 갖는데 비하여, 공유 결합은 전하가 분리되지 않거나(무극성 공유 결합), 분리되더라도 적은 정도로만 분리되어 있어(극성 공유 결합) 전자의 쏠림 현상이 크지 않다. 물 분자를 예로 들면, 수소 원자와 산소 원자가 각각 전자를 내놓아 전자쌍을 만들고(원자가 전자를 공유하는 결합), 이 전자쌍을 함께 나누어 가짐(공유)으로써 결합되어 있다. 이때 비공유 전자쌍이 공유 전자쌍을 강하게 밀기 때문에 물 분자는 굽은형 구조를 가진다.양자 역학적으로 규명된 공유 결합은 원자의 혼성 오비탈이 서로 겹침에 의하여 생성되는 결합으로, 오비탈의 상호작용에 따라서 특정한 각도를 유지하려는 특성을 갖고 있다. 하지만 양자 역학에 의한 분자 오비탈에 의하여 공유 결합 및 분자 구조를 설명하는 것은 어렵기 때문에, 보다 일반적인 방법으로 고전적인 결합 이론에 의한 루이스 구조식과 VSEPR이론에 의하여 공유 결합에 참여하는 전자나 원자에 대해서 나타낸다. 공유 결합은 오비탈의 종류에 따라서 파이 결합, 시그마 결합, 배위 결합 등을 포괄한다.