원자 사이 화학결합

정의상 가정	원자, 쿨롱의 법칙(Coulomb's law),  Nearly free electron model_밴드갭(band gap) 에너지의 고유값(추후추가)
내용상 가정
공식
단위
응용	원자의 충전

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원자가 결국에는 +전하와 -전하로 이루어진것이기 때문에 원자와 원자사이에는 전기적인 힘이 발생 할 수 있다고 생각할 수 있습니다.

이 상황에서 두 원자 또는 한 원자가 어떻게 안정한 결합 상태를 이루는지 보는 것입니다.

그러나 전기적 작용으로 표현하기에는 원자의 양이 너무 많으므로

슈뢰딩거 방정식으로 풀기 복잡해 고전적인 화학으로 설명합니다.

이를 화학적 결합이라 칭하며 몇가지 분류를 했습니다.

먼저 생각해 볼것은 왜 결합이 일어나느냐는 것입니다.

바로 결합하는게 더 안정하기 때문입니다. 즉 에너지가 감소하기 때문입니다.

즉 힘을 덜 받기 때문입니다.

원자와 원자의 결합을 1차결합(주결합 primary bond)

원자가 모여 분자가 되었을때 분자와 분자의 결합을 2차결합(secondary bond)이라 정의했습니다.

 

결론부터 말하자면 이 결합의 형태에 따라 물질을

metal, ceramic, polymer로 나눌수 있습니다.

1차결합

1차 결합으로 ionic, covalent, metallic결합이 있습니다.

이들은 원자가 전자에 의한 결합으로 강한 결합입니다.

1차결합은 분자내의 결합인 만큼 원자간 결합력이 크며, 이온결합의 경우 50~1000 kJ/mol, 공유결합의 경우 200~1000 kJ/mol, 금속결합의 경우 50~1000 kJ/mol입니다.

ionic 이온결합

ionic결합으로는 금속(양이온)과 비금속(음이온)이 전자를 교환하는 결합으로

다음 그림과 같이 Na이 전자를 하나 내어주고 Cl이 전자를 하나 받아서 결합하는 것입니다.

이때 중요한 것은 전기적으로 대전된 입자들끼리의 결합이라는 것입니다.

즉 작은 이온화 퍼텐셜을 지닌 원자와 큰 전자 친화도를 지닌 원자가 결합할때 생깁니다.(또는 전기 음성도 표에서 서로 멀리 떨어져있을경우로,  전기음성도가 작은 원자(양이온 되려하는 원자)+전기음성도가 큰 원자(음이온이 되려 하는 원자))

반대 부호의 두이온사이에서 정전기적 인력으로 결합한다고 볼 수 있습니다.

쭉 결합하다 보다가 너무 가까워지면 파울리 배터원리에 따라 전자들 사이에 반발에너지가 존재하고

만약 결합할때 0.52eV가 필요하면 두 이온사이에 퍼텐셜 에너지에 의해 

이 에너지의 최소점에서 가장 안정해지어 결합을 완료하게 됩니다.

간단한 이온결정의 예로

이 있고 특별한 종류로 산소가 붙은

산화물 : MgO, CaO, BaO

유화물 : ZnS, CdS

이 있습니다. 이온 두개만 본다면 방향성이 있지만 거시적으로 보면 방향성은 없습니다.

이온 결합시 둘러 쌀 수 있는 최대 이온수는 각 이온의 크기 비로 정해지는 기하학적인 요인과 전기중성도 유지에 의해 결정됩니다.

Covalent 공유결합

covalent 결합으로는 전자를 공유하는 결합으로 비금속끼리 결합하는 것입니다.

공유결합 하는 이유도 간단합니다. potential energy가 감소하기 때문입니다.

공유결합을 하여 분자를 만들면 분자 우물의 바닥 상태인 결합 분자 궤도(bonding molecular orbital)에서 바닥상태에서의 한 원자의 각 전자는 2개의 새로운 분자 궤도를 만들고 

분자 우물의 폭을 3차원에서 공간 범위를 증가시킴으로 전자의 운동에너지가 감소하는데

제일 낮은 궤도를 차지함으로 계의 운동에너지를 낮추게 됩니다.

즉 전자의 상태를 기술하는 슈뢰딩거 방정식을 풀면 에너지의 고유값이

으로 나오는데 두개의 이온사이의 거리가 r=L일때 에너지는

으로 계의 전체 에너지가 75%감소합니다. 

예를 들어 수소를 본다면 수소는 전자가 하나씩 있는데 체외각 껍질을 가득 채우려면 전자 2개가 필요합니다.

따라서 서로 전자 한개씩을 공유하여 마치 수소하나가 전자 2개를 가지고있는 것처럼 공유하여 결합하는 것입니다.

즉 전자 한쌍을 두 원자가 서로 공유함으로서 결합을 유지하는 것입니다.

전기음성도가 큰 비금속 원자들이 주로 갖는 결합의 형태이고, 이를 위해 적어도 하나의 half filled orbital이 필요합니다.

질소의 경우 로 3개 p궤도에 전자 하나씩 평행한 스핀이있어 3개의 전자가 빨리 채워주길 바랍니다.

이떄 전자 한개라 필요한 수소가 세개 붙어 만족시켜줄 수 있습니다. NH3

이때 질소의 예 때문에 반만 차 있는 궤도 수(하나만 있는 평행한 스핀의 수)와 결합의 수가 일치한다고 생각할 수 있지만,

항상 그런것은 아닙니다.

일치하지 않는 경우를 혼성화(hybridization)라 하며

탄소의 예에서 볼 수 있습니다.

탄소의 경우 으로 2개의 반만 차 있는 궤도가 있지만 에너지를 최소화시키기위해 동등한 강도의 결합이 4개 형성됩니다.

이는 실제 관측 결과이며 궤도의 재배치가 일어나는 것때문입니다. 따라서 표현도 로 하며 CH4와 같은 분자가 나타납니다.

이 탄소의 4개의 결합은 사면체 배치를 형성하여 결합각이 109.5도라는 특성이 나타납니다.

참고로 BeH2는 인데  2s와 2px가 동등한 sp혼성 궤도를 만들어 2개의 선형 결합이 되고 BH3는 으로 혼성궤도가 되어 평형 삼각형이 됩니다. 즉 공유결합은 방향성입니다.

metallic 금속결합

metallic 결합으로는 전자구름 형태로 전자를 공유하는 금속이 취하는 결합입니다.

그림으로 봐도 설명이 되겠죠??

금속의 고르게 퍼져있는 전자와 이온들 간의 전기적인 인력에 의해 금속 원자의 외각에 느슨한 가전자들로 이루어집니다 

이온화 퍼텐셜이 작은 금속들이 전자를 쉽게 방출하고, 꽉 채워진 전자 배치를 지니게 된 이온들과 어느 이온에도 속하지 않으면서 금속 내에 있는 많은 방출된 전자들 사이가 결합합니다. 

이는 방향이 절대 생길 수 없으므로 비방향성이며, 결합력이 비교적 약합니다. 

자유전자가 많아 전기 전도도와 열 전도도가 높고, 자유전자가 광자를 산란시켜 불투명 하며 원자가 전자수가 적을 수록 금속결합특성을 잘 나타냅니다.

이때 모든 원자와 원자사이의 결합이 그렇듯 멀리서는 서로 당기는 힘을 받다가 너무 가까워지면 원자핵의 극성때문에 밀어내는 힘을 받습니다.

따라서 이 당기는 에너지(Attractive energy)와 밀어내는 에너지(Repulsive energy)가 균형이 맞는 위치에서 결합을 합니다.

즉 이 두 에너지를 합친 에너지를 net energy라 하면 이 에너지가 가장 낮을때가 결합한 위치입니다.

이 net energy의 그래프 형태는 중간에 쏙 들어간 형태인데 깊게 들어간 형태라면 높은 melting point(용융점)와 높은 elastic moduls(탄성계수), 그리고 low thermal expansion coefficient를 가집니다. 당연히 결합이 강하기때문에 이러한 특성이 나타납니다.

반대로 앝은 모양이라면 반대의 특성을 가집니다.

추가로 결합하는 위치는 net energy의 가장 낮은 지점이 아닌 packing즉 원자가 결합한 구조에 따라 다르게 됩니다.(성기게 결합했는지 밀도있게 결합했는지....)

2차 결합

2차 결합은 윗 일차결합보다는 약하며, 반데르발스 결합의 경우 0.1~10 kJ/mol이고 수소결합의 경우 10~40kJ/mol입니다.

반데르발스 결합은 dipole force와 london force로 나뉘고 결론적으로는 같은 힘이지만, 형성되는 원리가 차이가 있습니다.

반데르발스는 전자교환이 없는 분자와 분자사이에 작용하는 이차결합입니다.

다시말해 불활성 원소들이 낮은 온도에서 액체나 고체로 되는데 이때의 결합력이 반데르발스때문입니다.(불활성 원소와 비극성원소의 결합을 설명합니다.)

Dipole forces 쌍극자힘

Dipole forces(쌍극자 힘)은 극성 분자들의 결합으로  분자 내에 극성이 있을 경우 다른 분자와 다른 극성으로 힘을 받아 결합하는 것입니다.

London forces

London forces(런던 힘)은 dipole force와 다르게 비극성 분자들이 전자의 운동에 의한 순간적인 쌍극자가 형성되어 극성이 생겨 힘을받아 결합하는 것입니다.

위 두 결합을 통칭하여 Van der Waals 결합이라고 합니다

Hydrogen 수소결합

Hydrogen bonding(수소결합)은 수소원자와 큰 전기음성도를 갖는 원자(N, O, F)로 구성된 분자가 힘을 받아 결합하는 것으로 비공유 전자쌍과 적절한 인력이 있어야 합니다.

정확하게 말하자면, NH또는 OH의 결합을 이루고 있는 수소원자가 다시 주위의 N, O, F, Cl, S와 같은 전기 음성도가 큰 원자들과 이루는 결합입니다. 분자사이에서 일어나는 인력으로 물분자의 경우를 볼때 산소 원자는 전기 쌍극자의 음극, 수소는 양극 역할을 하여 다른 분자와 각각 다른 극성으로 결합을 합니다.

비교적 강한 결합이고 방향성이 있습니다. 수기로 표현하자면

입니다.

또 한가지 원소로 이루어진 물질을 monolithic material,

여러 원소로 이루어진 물질을 composite material이라 합니다.

이렇게 여러개의 원자가 결합을 하게 되면 같은 에너지 상태에 같은 전자가 겹치게 됩니다.

따라서 이 전자의 에너지상태가 조금조금씩 바뀌게 되고

수많은 원자가 모이게 되면

상당히 많은 에너지를 점유하게 되는데

조금씩 바뀐 전자 에너지상태가 뭉뚱그려 보면 밴드처럼 보이게 됩니다.

이때 band gap이 생기는 이유는 Nearly free electron model_밴드갭(band gap)에서 알 수 있습니다.

원자가 하나만 존재하는 물질을 없으므로

언제나 이런 밴드와 밴드갭과 같은 에너지 상태를 갖게 되는데

이 에너지상태에 따라 도체, 반도체, 부도체로 나뉘게 됩니다.

즉 위그림에 (b)는 도체, (c)는 부도체, (d)는 반도체 인데 이에대한 설명은 역시  Nearly free electron model_밴드갭(band gap)에 있습니다.