화학의 기초 3부 : 원소들간의 결합

화학의 기초: 물리로 설명하는 주기율표와 원자 및 분자의 세계

이 강의는 원소들이 무엇이고, 어떻게 구분되고, 왜 다른 성질을 가지는지 이해하고자 하는 강의로 총 3편으로 구성된다. 강의 1에서는 원소기호 이해하기, 강의 2는 주기율표 상의 모든 원소의 성질 이해하기, 강의 3은 원소들과의 결합, 즉 분자에 대해 이해하고자 한다.

강의 3: 원소들 간의 결합

2부 정리

이제 분자에 대해서도 이야기할 수 있게 되었습니다. 분자는 물리학, 화학, 생명과학 등 다양한 과학 분야의 기초를 이루는 중요한 주제입니다. 중학교에서 주기율표에 대해 배우지만, 전자 껍질과 특히 오비탈의 개념은 이해하기 어려운 부분입니다. 하지만 중학생이 오비탈의 개념을 잘 이해한다면, 다른 관련 주제들을 더 깊게 이해할 수 있는 능력을 갖추게 됩니다.

이 멘토링에서는 선행 학습을 목적으로 미적분을 미리 가르치지는 않지만, 중학교 때 세상을 과학적으로 바라보는 데 꼭 필요한 중요한 개념들을 미리 소개하고 있습니다. 이를 통해 학생들이 과학적 사고를 더 잘 할 수 있도록 돕고자 합니다.

2부에서 전자껍질이라는 용어가 나옵니다. 각각의 전자껍질을 오비탈이라고 부르는데, 그 오비탈을 구분하기 위해 주양자수, 부양자수 이렇게 넘버링을 하는 거죠. 수소이든, 탄소이든, 모든 원소는 같은 전자껍질들을 모두 가지고 있어요. 전자들은 각 오비탈에 들어갈 수 있고요. 단지 일반적인 안정된 상태에서는 맨 밑바닥 부분부터 차곡차곡 채워져 있습니다.

자, 정리하자면,

모든 원소들은 모든 전자껍질(오비탈)을 모두 같은 구조로 가지고 있어요. 수소도 주양자수 1부터 무한대까지 모든 오비탈을 가지고 있어요. 다만 안정된 상태에서는 맨 밑바닥인 1s 오비탈에 전자가 놓이게 됩니다.

원자 번호가 커지면서, 핵의 양성자 수가 증가함에 따라 전자를 더 강하게 잡아당기게 되고, 주양자수의 에너지 준위가 더 낮아집니다.
또한, 원자 번호가 커지면서 맨 아래부터 전자가 양성자 수만큼 채워지게 되고, 먼저 채워진 전자들에 의한 차폐 현상과 전자들 간의 반발로 인해 같은 에너지 준위에 있던 부양자 오비탈의 에너지 준위가 달라집니다. 그래서 2부에서 얘기했던 오비탈마다의 에너지 준위가 달라져 지금의 주기율표가 완성되었습니다.
최외곽 전자를 다른 말로 “원자가 전자”라고 부릅니다. 이 전자들이 원소들의 화학적 성질을 대부분 결정한답니다.

전자를 잃기 쉽고, 그래서 자유전자로 전자를 공유하는 것이 금속들인데, 1족부터 12족까지 금속들입니다. 1주기를 넘어가면서,원자가 전자는 핵으로부터 멀리 있어, 더 전자를 잃기 쉬워집니다. 그래서 주기를 올라가면서 13족, 14족 이런 식으로 금속원소가 많아져, 비금속원소는 전체 원소중에서 적은 비율만 차지하게 되었습니다.

이제 3부에서는 원소들이 결합하는 방법에 대해 알아보겠습니다. 대부분의 원소는 2개 이상의 원자가 결합된 분자 상태로 자연에서 존재하지만, 18족 비활성원소는 단원자 상태로 존재합니다. 우선 전기음성도라는 개념을 이해하면, 원소들의 결합방식들을 더욱 쉽게 이해할 수 있어요.

전기음성도 (Electronegativity)

전기음성도는 원자가 공유 결합에서 전자를 끌어당기는 능력을 나타내는 값입니다. 이 값은 주기율표의 원소마다 다르며, 일반적으로 다음과 같은 경향을 보입니다:

주기적 경향: 주기율표에서 같은 주기 내에서 오른쪽으로 갈수록 전기음성도가 증가합니다. 이는 원자핵의 양성자 수가 증가하여 전자를 더 강하게 끌어당기기 때문입니다. 전자들이 같은 전자껍질에 위치하지만, 핵의 양전하가 증가하면서 전자들이 핵에 더 강하게 끌려가게 됩니다. 이로 인해 원자가 전자를 끌어당기는 능력, 즉 전기음성도가 증가합니다.

족적 경향: 주기율표에서 같은 족 내에서 위쪽으로 갈수록 전기음성도가 증가합니다. 이는 원자의 크기가 작아지고, 전자가 핵에 더 가까워지기 때문입니다. 같은 족 내에서는 전자들이 서로 다른 전자껍질에 위치하며, 아래로 갈수록 전자껍질이 추가되어 원자 크기가 커집니다. 결과적으로, 원자 크기가 작을수록 전자가 핵에 더 가까워지고, 핵의 인력이 더 강하게 작용하게 되어 전기음성도가 증가합니다.

아래 그래프에서 쉽게 전기음성도가 어떻게 같은 주기에서, 같은 족에서 변하는지 쉽게 확인할 수 있어요.

예시:

플루오린(F): 가장 높은 전기음성도 값을 가지고 있으며, 결합에서 전자를 매우 강하게 끌어당깁니다.
세슘(Cs): 원자번호 55, 1족원소(알칼리 금속)으로 전기음성도(0.79)가 매우 낮아 전자를 잘 끌어당기지 않습니다.

단원자분자 18족 원소 (비활성 기체)

헬륨 (He)
네온 (Ne)
아르곤 (Ar)
크립톤 (Kr)
제논 (Xe)
라돈 (Rn)
오가네손 (Og)

특성:

안정한 전자 배치: 비활성 기체 원소들은 완전한 전자껍질을 가지고 있어서 매우 안정적입니다. 예를 들어, 헬륨은 1s², 네온은 1s² 2s² 2p⁶와 같은 전자 배치를 가지고 있습니다.
단원자 분자: 비활성 기체는 단원자 형태로 존재하며, 이는 하나의 원자로 구성된 분자를 의미합니다. 예를 들어, 네온(Ne) 기체는 네온 원자 하나로 이루어져 있습니다.
화학적 비활성: 18족 원소들은 화학적으로 매우 비활성입니다. 다른 원소들과 화학 반응을 거의 일으키지 않으며, 따라서 이들의 화합물은 드뭅니다. 크립톤(Kr), 제논(Xe), 라돈(Rn)은 극한 조건에서 일부 화합물을 형성할 수 있지만, 이들 역시 매우 드문 경우입니다.

화학 결합과 전자 구조 이해하기

화학 결합은 원자들이 결합하여 더 큰 구조를 형성하는 방법으로, 주로 원자의 최외곽 전자에 의해 이루어집니다. 주기율표를 통해 각 원소의 전자 배치를 이해할 수 있습니다. 이제 각 결합 유형별로 다양한 족의 원소들이 어떻게 결합하는지 자세히 설명하겠습니다.

공유 결합 (Covalent Bond):

전자 공유: 두 비금속 원자가 전자쌍을 공유하여 결합을 형성합니다.
분자 형성: 이 결합을 통해 분자가 형성됩니다.
강한 결합: 공유 결합은 매우 강력하여 물리적, 화학적 변화를 견딜 수 있습니다.

예시:

수소(H₂): 두 개의 수소 원자가 전자 하나씩을 공유하여 공유 결합을 형성합니다.
14족 원소: 탄소(C)는 네 개의 최외곽 전자를 가지고 있어 네 개의 전자쌍을 공유할 수 있습니다. 예: 메테인(CH₄), 이산화 탄소(CO₂).
15족 원소: 질소(N)는 다섯 개의 최외곽 전자를 가지고 있어 세 개의 전자쌍을 공유할 수 있습니다. 예: 암모니아(NH₃), 질소 분자(N₂).
16족 원소: 산소(O)는 여섯 개의 최외곽 전자를 가지고 있어 두 개의 전자쌍을 공유할 수 있습니다. 예: 물(H₂O), 이산화 황(SO₂).
17족 원소: 염소(Cl)는 일곱 개의 최외곽 전자를 가지고 있어 한 개의 전자쌍을 공유할 수 있습니다. 예: 염화 수소(HCl).

산소의 경우, 전자 배치로 나타내면 다음과 같습니다: 1s² 2s² 2p⁴입니다.

예: 물 분자의 형성

물 분자(H₂O)가 형성되는 과정을 통해 공유 결합을 쉽게 이해할 수 있습니다:

The Structure of Water

물 분자의 형성과 공유 결합에 대해 설명하겠습니다.

수소 원자: 수소 원자는 하나의 전자를 가지고 있으며, 안정한 상태를 이루기 위해 1개의 전자가 더 필요합니다.

산소 원자: 산소 원자는 8개의 전자를 가지고 있으며, 전자 배치는 1s² 2s² 2p⁴입니다. 산소는 안정한 상태를 이루기 위해 2개의 전자가 더 필요합니다.

산소 원자는 2개의 빈 자리를 가지고 있어 두 개의 수소 원자가 각각의 전자 하나를 산소의 빈 자리와 공유합니다. 이렇게 해서 두 수소 원자와 하나의 산소 원자는 각각의 전자를 공유하여 결합을 형성합니다. 이 결합은 공유 결합이라고 불리며, 이를 통해 물 분자가 형성됩니다.

전자 배치를 자세히 살펴보면, 산소의 2p⁴ 전자는 3차원 축 방향으로 3개의 오비탈 형태로 배열됩니다. 3개의 전자는 각각의 오비탈을 채운 뒤, 마지막 하나의 전자가 한 오비탈을 추가로 채우게 됩니다. 이로 인해 공유 결합을 형성할 수 있는 오비탈은 2개가 남게 되며, 이 두 오비탈은 서로 90도의 각도로 배치되어 수소와 결합합니다. 하지만 실제로는 두 수소 원자 간의 반발로 인해 이 각도가 약 104.5도로 꺾이게 됩니다. 이는 산소 원자의 비공유 전자쌍(결합에 참여하지 않는 전자쌍)이 공간을 차지하여 결합각을 90도보다 더 크게 만들기 때문입니다. 결과적으로 물 분자는 V자형 구조를 가지게 됩니다.

이온 결합 (Ionic Bond):

https://kids.britannica.com/students/assembly/view/92139

전자 이동: 한 원자가 전자를 잃고, 다른 원자가 전자를 얻어 양이온과 음이온이 형성됩니다.
정전기적 인력: 양이온과 음이온 간의 정전기적 인력으로 결합이 유지됩니다.
높은 녹는점과 끓는점: 이온 결합은 강력하여 높은 녹는점과 끓는점을 가집니다.

예시:

1족 금속: 나트륨(Na)는 한 개의 최외곽 전자를 가지고 있어 전자를 잃고 +1 양이온이 됩니다. 예: 염화 나트륨(NaCl).
2족 금속: 마그네슘(Mg)은 두 개의 최외곽 전자를 가지고 있어 전자를 두 개 잃고 +2 양이온이 됩니다. 예: 산화 마그네슘(MgO).
13족 원소: 알루미늄(Al)은 세 개의 최외곽 전자를 가지고 있어 전자를 세 개 잃고 +3 양이온이 됩니다. 예: 염화 알루미늄(AlCl₃).
16족 원소: 산소(O)는 여섯 개의 최외곽 전자를 가지고 있어 두 개의 전자를 얻어 -2 음이온이 됩니다. 예: 산화 마그네슘(MgO).
17족 원소: 염소(Cl)는 일곱 개의 최외곽 전자를 가지고 있어 한 개의 전자를 얻어 -1 음이온이 됩니다. 예: 염화 나트륨(NaCl).
전이 금속 (3족~12족): 철(Fe)은 다양한 산화 상태를 가질 수 있어 여러 형태의 이온 결합을 형성할 수 있습니다. 예: 산화 철(III) (Fe₂O₃)에서 철은 +3의 산화 상태를 가집니다. 구리(Cu)는 +1 또는 +2의 산화 상태를 가지며, 각각 다른 이온 결합을 형성합니다. 예: 산화 구리(I) (Cu₂O) 및 산화 구리(II) (CuO).

이온 결합은 금속 원자가 전자를 잃고 양이온이 되며, 비금속 원자가 전자를 얻어 음이온이 되어 정전기적 인력으로 결합하는 방식입니다.

전기음성도와 공유결합, 이온결합과의 관계 :

공유 결합: 두 원소의 전기음성도가 비슷하면 전자를 거의 균등하게 공유합니다. 예: H₂, O₂.
극성 공유 결합: 전기음성도 차이가 큰 경우 (0 ~ 1.7), 전자가 더 전기음성도가 큰 원소 쪽으로 치우칩니다. 예: 물(H₂O)에서 산소가 수소보다 전자를 더 끌어당깁니다.
이온 결합: 전기음성도 차이가 매우 큰 경우 (1.7 이상), 전자가 전기음성도가 높은 원소로 완전히 이동하여 이온을 형성합니다. 예: 염화 나트륨(NaCl).

전기음성도는 화학 반응에서 어떤 원소가 전자를 얻거나 잃을 가능성이 큰지를 예측하는 데도 사용됩니다. 예를 들어, 산화 환원 반응에서 전기음성도가 높은 원소는 환원제로 작용하여 전자를 얻고, 전기음성도가 낮은 원소는 산화제로 작용하여 전자를 잃습니다.

금속 결합 (Metallic Bond)

특성:

자유 전자: 금속 원자의 최외곽 전자가 쉽게 핵을 탈출할 수 있어 원소 사이를 자유롭게 이동하여 전자 구름을 형성합니다.
전기 전도성: 자유 전자가 이동하면서 전기를 잘 전달합니다.
열 전도성: 전자 이동으로 인해 열도 잘 전달됩니다.
연성 및 전성: 전자 구름 덕분에 금속은 변형이 잘 되고, 얇게 펼칠 수 있습니다.
높은 녹는점과 끓는점: 금속 결합은 강력하여 높은 녹는점과 끓는점을 가집니다.

예시:

1족 금속: 리튬(Li), 나트륨(Na)는 한 개의 최외곽 전자가 자유롭게 이동하여 전자 구름을 형성합니다.
2족 금속: 베릴륨(Be), 마그네슘(Mg)은 두 개의 최외곽 전자가 자유롭게 이동하여 전자 구름을 형성합니다.
전이 금속 (3족 ~ 12족): 철(Fe), 구리(Cu), 금(Au)은 여러 개의 최외곽 전자가 자유롭게 이동하여 전자 구름을 형성합니다.

금속 결합은 금속 원자들이 자유 전자를 공유하여 전자 구름을 형성하고, 이 전자 구름이 금속 양이온을 결합하는 방식입니다. 이로 인해 금속은 전기와 열을 잘 전달하며, 변형이 잘 되는 특성을 가집니다.

수용액에서 결합 (고급과정)

아래의 설명은 고급과정입니다. 다만 설명드리는 이유는 물의 극성때문에 물에 많은 것이 잘 녹습니다. 또한 극성이 물의 표면장력의 이유라는 것, 꼭 기억하세요.

염산(HCl)과 염화나트륨(NaCl)이 서로 다른 결합 특성을 가지는 이유는 각각의 화합물이 형성되는 주요 원자들 간의 결합 방식과 전기음성도 차이에 기인합니다.

염산은 물에 녹지 않은 상태에서는 염화수소로 기체상태입니다. 기체상태일때 몸에 해로운 기체로, 극성공유결합 상태입니다. 물에 놓아 염산이 되는데, 물도 또한 극성공유결합이라, 아래 설명과 같이 물 속에서 이온화됩니다.

염화나트륨은 당연히 이온결합이라 물속에서 이온의 상태로 있게 됩니다.

염화 수소 (HCl):

원자 구성: 염화 수소는 수소 원자(H)와 염소 원자(Cl)로 구성됩니다.
공유 결합: HCl은 공유 결합을 형성합니다. 수소와 염소는 각각 하나의 전자를 내놓아 두 전자를 공유합니다. 염소 원자는 수소 원자보다 전기음성도가 높기 때문에, 공유된 전자가 염소 쪽으로 더 치우쳐 있어 극성 공유 결합을 형성합니다.
분자 구조: HCl은 분자 형태로 존재하며, 분자 간의 상호작용은 주로 반데르발스 힘과 같은 약한 상호작용입니다.
물에서의 이온화: HCl은 물에 용해되면 H⁺와 Cl⁻ 이온으로 완전히 이온화되어 강한 산성을 띱니다. 그러나 이는 용액 상태에서 일어나는 일이며, 고체나 기체 상태에서는 HCl 분자는 공유 결합을 유지합니다.

HCl의 해리 및 하이드로늄 이온의 형성

HCl의 해리: 염화수소가 물에 녹으면 HCl 분자는 해리되어 H⁺ 이온과 Cl⁻ 이온을 생성합니다.HCl→H⁺ + Cl⁻
하이드로늄 이온의 형성: 생성된 H⁺ 이온은 즉시 물 분자와 결합하여 하이드로늄 이온(H₃O⁺)을 형성합니다.H⁺ + H₂O→H₃O⁺

이 반응은 매우 빠르게 일어나며, 물 속에서 H⁺ 이온은 거의 대부분 H₃O⁺ 형태로 존재하게 됩니다. 이는 물 속에서의 수소 이온이 사실상 하이드로늄 이온으로 존재함을 의미합니다.

염화 나트륨 (NaCl):

원자 구성: 염화 나트륨은 나트륨 원자(Na)와 염소 원자(Cl)로 구성됩니다.
이온 결합: NaCl은 이온 결합을 형성합니다. 나트륨 원자는 하나의 전자를 잃어 Na⁺ 양이온이 되고, 염소 원자는 하나의 전자를 얻어 Cl⁻ 음이온이 됩니다. 이 두 이온은 강한 정전기적 인력(쿨롱 인력)에 의해 결합합니다.
결정 구조: NaCl은 고체 상태에서 정규적인 결정 격자 구조를 형성합니다. 각 Na⁺ 이온은 6개의 Cl⁻ 이온에 둘러싸여 있고, 각 Cl⁻ 이온도 6개의 Na⁺ 이온에 둘러싸여 있습니다. 이 결합 구조는 매우 안정적이며, 높은 녹는점을 가집니다.
물에서의 이온화: NaCl은 물에 용해되면 Na⁺와 Cl⁻ 이온으로 분리됩니다. 이 이온들은 물 분자에 의해 안정화되어 용액 내에서 자유롭게 이동할 수 있습니다.

전기음성도 차이:

염화 수소 (HCl): 수소의 전기음성도는 2.1, 염소의 전기음성도는 3.0입니다. 이 차이는 H-Cl 결합을 극성 공유 결합으로 만듭니다.
염화 나트륨 (NaCl): 나트륨의 전기음성도는 0.9, 염소의 전기음성도는 3.0입니다. 이 큰 차이로 인해 나트륨은 전자를 잃고 염소는 전자를 얻어 이온 결합을 형성하게 됩니다.

결론적으로, 염산과 염화나트륨이 다른 이유는 각각의 화합물에서 결합을 형성하는 원자들의 전기음성도 차이와 결합 방식(공유 결합 vs 이온 결합) 때문입니다. HCl은 공유 결합을 형성하여 분자 형태로 존재하며, NaCl은 이온 결합을 형성하여 결정 구조로 존재합니다.