Chapter 9_분자의 기하구조와 결합 이론 (Molecular Geometry and Boning Theories)_혼성오비탈구조

지난 글 말미에 "원자가결합이론"의 대해 소개한다고 하였다. 이번 글은 원자가 결합이론을 서두로 하여 이어서 Chapter 9를 조금 더 정리하고자 한다. 

공유 결합의 기본 원리가 되는 것으로 "서로의 원자가 전자 (가장 바깥 껍질 전자를 의미한다.)"를 공유하면서 형성하는 것을 말하는데, 원자가 결합 이론에서는 "두 원자의 오비탈이 겹치는 것 (Orbital overlap)"으로 결합이 만들어진다고 설명하는 것을 말한다. 즉, 오비탈 겹침의 예로는 아래와 같다.

 

• σ 결합 (시그마 결합): 두 오비탈이 직선 방향으로 겹칠 때 형성됨 (가장 강력한 공유 결합)
• π 결합 (파이 결합): 두 오비탈이 옆으로 나란히 겹칠 때 형성됨 (이중 또는 삼중 결합의 일부)

그렇다면, 더 확장되는 이론이 있는데, 소개할 수 있는 것이 "혼성 오비탈 이론" (Hybridization)이다. 분자의 모양과 결합 각도를 설명하기 위해 발표된 것으로 다음과 같이 정리할 수 있다. 

 

혼성화 종류결합 각도분자 기하 구조예시

혼성화 종류	결합각도	분자 기하 구조	예시
sp	180°	선형	BeCl₂

sp²

120°

평면 삼각형

BF₃

sp³

109.5°

정사면체

CH₄

sp³d

90°, 120°

삼각쌍피라미드

PCl₅

sp³d²

90°

정팔면체

SF₆

 

 

위와 같은 내용을 바탕으로 Chapter 9의 지난번 이어서 정리하면, 다음과 같다. 

 

9.5 혼성 오비탈과 분자의 구조

• 다원자 분자의 결합을 설명하기 위해 s, p, d 오비탈이 혼성화하여 새로운 오비탈을 형성.
• 혼성 오비탈의 종류

Hybridization

9.6 시그마(σ) 결합과 파이(π) 결합

• σ 결합(sigma bond): 원자핵을 연결하는 직선상에 전자 밀도가 집중됨.
• π 결합(pi bond): p 오비탈의 측면 중첩으로 형성, σ 결합보다 약함.
• 단일 결합 = σ 결합 1개
• 이중 결합 = σ 결합 1개 + π 결합 1개
• 삼중 결합 = σ 결합 1개 + π 결합 2개
• π 결합은 회전이 불가능하여 분자의 강직성을 증가시킴.

9.7 분자 오비탈 이론 (Molecular Orbital Theory, MO 이론)

• 원자 오비탈이 결합하여 새로운 분자 오비탈(MO, Molecular Orbital) 형성.
• 결합성 오비탈(bonding MO): 원자핵 사이에 전자 밀도가 집중 → 결합 형성 강화.
• 반결합성 오비탈(antibonding MO): 원자핵 사이에 전자 밀도가 낮음 → 결합 약화.
• 결합 차수(bond order) = (결합성 전자 - 반결합성 전자) / 2
• 결합 차수가 클수록 결합이 강하고 길이가 짧음.
• MO 이론은 산소 분자(O₂)의 상자성(paramagnetism, 자석에 끌리는 성질)을 설명할 수 있음.

MO Theory

9.8 주기 2 이원자 분자의 MO 다이어그램

• 2p 오비탈의 결합으로 π 및 σ 오비탈 형성.
• B₂, C₂, N₂에서는 π 결합성이 σ 결합성보다 더 낮은 에너지를 가짐(2s-2p 상호작용 때문).
• O₂, F₂, Ne₂에서는 σ 결합성이 더 낮은 에너지를 가짐.
• O₂는 비공유 전자가 존재하여 상자성을 가짐.
• 전자가 모두 짝지어진 분자는 반자성(diamagnetism, 자석에 반발하는 성질)을 가짐.

위와같이 Chapter 9을 정리할 수 있다. 마지막에 있는 MO이론은 물리화학, 무기화학, 양자화학 등에서 중요하게 다루는 부분이기도 하니, 원리를 간단하게 이해하고 넘어 갔으면 한다.