공유 결합 - 위키백과, 우리 모두의 백과사전 공유 결합 위키백과, 우리 모두의 백과사전. 둘러보기로 가기 검색하러 가기 물 분자는 공유 결합에 의하여 특유의 각도를 갖는 분자를 구성한다. 공유결합 ( 共 有 [UNK] 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. [ 1 ] 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. [ 2 ] 양자 역학적으로 규명된 공유 결합은 원자의 혼성 오비탈이 서로 겹침에
가 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 { [UNK] displaystyle sp ^ { 3 } } 혼성화 3. 1. 2 s p 2 { [UNK] displaystyle sp ^ { 2 } } 혼성화 3. 1. 3 s p { [UNK] displaystyle sp } 혼성화 3. 1. 4 s, p, d { [UNK] displaystyle s, p, d } 궤도함수의 혼성화 3. 2 이중 결합, 삼중 결합을 포함하는 분자의 혼성화 4 분자 궤도함수 ( MO ) 이론에서의 결합 4. 1 결합 차수 5 공명 6 같이 보기 7 참고도서 8 각주 고전적인 공유결합 [ 편집 ] 루이스 ( Gilbert Lewis ) 는 화학 결합이 원자들 사이에 전자를 공유해서 만들어진다고 제안하였고 이를 바탕으로 분자의 화학 결합 형성을 표현했다. 고전적으로 공유 결합에서 공유된 쌍의 각 전자는 두 원자핵의 인력을 받기 때문에 분자의 형태로 나타나는 것으로 본다. 고전적 공유결합에서는 중요한 부분 중 하나는 다전자 원자라고 하더라도 공유 결합에 관여하는 전자는 원자가 전자만을 생각한다.
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 [UNK] 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 》 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 ( [UNK] ) 결합 단일 결합 이중 결합 삼중 결합 삼중심 이전자 결합 굽은 결합 삼중심 사전
다. 이때 비공유 전자쌍이 공유 전자쌍을 강하게 밀기 때문에 물 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 ( [UNK] 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 { [UNK] displaystyle
관리 - 추가 문구 ( 링크 ) ↑ 상게서, p. 236 vdeh화학 결합강한 공유 결합시그마 ( [UNK] ) 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 [UNK] 초 시그마 호모 스파이로 [UNK] - 비스호모 구면 금속 방향족성 델타 ( [UNK] ) 결합 사중 결합 오중 결합 육중 결합 배위 결합 합토수 결합 차수 피 ( [UNK] ) 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 [UNK] 결합 글리코사이드 결합 인산다이에스터 결합 에스터 결합 전거 통제 GND : 4143323 - 3 원본 주소 " " 분류 : 화학화학 결합숨은 분류 : CS1 관리 - 추가 문구인용 오류 - 지원되지 않는 변수 무시됨영어 표기를 포함한 문서깨진 링크를 가지고 있는 문서GND 식별자를 포함한 위키백과 문서 둘러보기 메뉴 개인 도구 로그인하지 않음토론기여계정 만들기로그인 이름공간 문서토론 변수 보기 읽기편집역
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 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 [UNK] pi결합보다 강하기 때문에 2주기 이원자 분자에서 에너지는 보통 [UNK] pi2p보다 에너지가 낮으나 2s와 2p 궤도함수의 에너지의 차이가 작을 경우 상호작용을 할 수 있어 pi2p가 [UNK] 에너지가 낮을 수 있다는 사실을 알고 있으면 좋다. 결합 차수 [ 편집 ] 대략적인 결합의 세기를 표현하는 것으로
원자는 두 개의 홀전자를 가지고 있지만 메테인에서 C - H 결합을 설명하기 위해서 전자 하나가 2s 궤도함수에서 2p 궤도함수로 전이를 하여 생각한다. 하지만 이대로 궤도함수가 유지된 채로 결합한다면 HCH 결합각이 90 [UNK] { [UNK] displaystyle 90 ^ { [UNK] circ } } 가 된다. 하지만 실제 모든 HCH 결합각이 109. 5 [UNK] { [UNK] displaystyle 109. 5 ^ { [UNK] circ } } 인 점을 생각하면 문제가 생기기 때문에 이를 해결하기 위해 혼성 궤도 함수라는 개념을 이용한다. 여기서 혼성화는 한 원자 내에서 원자 궤도함수가 혼합되어 혼성 궤도함수를 생성하는데 적용되는 용어이다. 그림은 2s 궤도함수와 2p 궤도함수의 혼합을 나타낸 4개의 혼성궤도 함수이다. 이 네 개의 혼성궤도 함수는 규칙적인 정사면체의 네 꼭짓점 쪽으로 향하고 있기에 CH 4 { [UNK] displaystyle { { [UNK] ce { CH4 } } } } 분자는 정사면체 형태를 가진다. VSEPR 모형을 사용하여 전자쌍의 배열을 예측할 수 있을 때만 혼성화를 사용한다는 점을 유의해야 한다. 삼불화 붕소의 혼성 오비탈 s p
정의하기 어렵기 때문에 각 중심 원자 주위의 모형을 바탕으로 묘사한다. 예를 들어 메탄올 ( CH 3 OH { [UNK] displaystyle { { [UNK] 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 전자는 각 원자의 원자 궤도 함수를 차지하며 개별 원자들의 형태를 유지하도록 도움을 준다고 가정한다. 고전적인 이론과의 차이를 설명하자면 수소 분자의 형성을 고려할 때, 고전적인 이론에서는 결합을 두 개의 전자의 쌍으로 설명하고 있으나 H { [UNK] displays
까지 다른 원자와 결합을 하려는 경향이 있다는 것이다. 수소 원자의 경우는 He { [UNK] displaystyle { { [UNK] ce { He } } } } 원자의 전자 배열을 가지려 한다. 하지만 각 원자가 팔전자 규칙 ( [UNK] 규칙 ) 을 만족시키지 못할 경우에도 공유 결합이 형성될 수 있는 경우가 있다. 팔전자 규칙 ( [UNK] 규칙 ) 의 예외 [ 편집 ] 팔전자 규칙 ( [UNK] 규칙 ) 이 모든 분자에 적용된 것은 아니다. 8개보다 전자가 적은 경우가 있고 오히려 전자가 더 많은 경우도 있으며 홀수 개의 전자를 포함하고 있는 경우가 존재한다. 베릴륨 수소화물의 구조 8개 보다 전자가 적은 경우의 예로는 BeH 2 { [UNK] displaystyle { [UNK] ce { BeH2 } } } 가 있다. Be { [UNK] displaystyle { [UNK] ce { Be } } } 의 경우 원자가 전자가 2개 있으며 수소 원자와 결합을 하면 Be { [UNK] displaystyle { [UNK] ce { Be } } } 원자는 4개의 전자만이 주위에 있어 팔전자 규칙 ( [UNK] 규칙 ) 을 만족시킬 수 없다. 이에 대한 설명은 발전된 이론에서 오비탈의 개념을 통해 설명할 수 있다. 육플루오린화 황의 구조
에 모든 원자가 팔전자 규칙 ( [UNK] 규칙 ) 을 만족할 수 없는 상황이다. 이런 홀수 전자 분자를 라디칼이라고 부른다. 이러한 라디칼은 반응성이 크다. 고전적인 공유 결합의 문제점 [ 편집 ] 루이스의 화학 결합 이론은 간단하게 고유 결합의 형태와 전자쌍을 관계를 통해 설명했다는 장점이 있지만 화학 결합을 설명하는 것에 부족한 부분이 있다. 예를 들어 수소 원자 간의 단일 결합과 플루오린 원자 간의 단일 결합을 모두 두 전자가 짝을 이루는 것으로 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
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.