9−1

Chapter 9

Models of Chemical Bonding

9−2

왜 소금이나 다른 이온성 물질은 단단하면서 깨어지기 쉽고 , 녹는점이 매우 높은 고체이면서 용융되었을 때나 물에 용해되었을 때만 전기를 통하는가 ?

왜 양초와 같은 대부분의 공유결합 물질은 녹는점이 매우 낮으며 , 뭉개질 수 있으며 , 전기를 잘 통하지 않는가 ?

반면 다이아몬드와 몇 가지 다른 예외적인 경우는 녹는점도 높고 극단적으로 단단한가 ? 왜 구리와 대부분의 다른 금속성 물질은 반짝거리고 무르며 용융되었든 고체 상태로있든 전기를 잘 통할 수 있는가 ?

이 질문들에 대한 답변은 물질내 결합의 형태에 있다 .

이 장에서는 원자들의 성질이 화학 결합의 형태에 어떻게 영향을 미치는 파악하게 됨으로써 더욱 더 깊은 통찰력을 갖게 될 것이다 . 왜냐하면 이들이 결국은 물질의 여러 거동을 결정하기 때문이다 .

9−3

9.1 원자의 성질과 화학 결합세 가지 형태의 화학 결합루이스 전자 점 기호−9.2 이온결합 모형격자 에너지의 중요성격자 에너지의 주기적 경향이온성 화합물을 설명하기 위한 모형9.3 공유결합 모형공유결합의 형성결합 에너지와 결합 길이공유성 화합물을 설명하기 위한 모형

9.4 결합 에너지와 화학 변화ΔH0

반응은 어디에서 오는가 ?결합 에너지를 이용하여 ΔH0

반응계산연료나 음식을 이루는 물질에서의 결합 세기9.5 두 극단적인 성질 사이 : 전기음성도와 결합의 극성전기음성도극성 공유결합과 결합의 극성극성 공유결합의 부분 이온성한 주기에서 결합의 연속성

화학 결합 모형

9−4

Models of Chemical Bonding

9.1 Atomic Properties and Chemical Bonds

9.2 The Ionic Bonding Model

9.3 The Covalent Bonding Model

9.4 Bond Energy and Chemical Change

9.5 Between the Extremes: Electronegativity and Bond Polarity

9−5

금속과 비금속의 일반적인 비교 .Figure 9.1

9−6

Types of Chemical Bonding

1. Metal with nonmetal:

electron transfer and ionic bonding

2. Nonmetal with nonmetal:

electron sharing and covalent bonding

3. Metal with metal:

electron pooling and metallic bonding

9−7

Figure 9.2 The three models of chemical bonding.

9−8

그림 9.3 3 주기 원소들의 결합성에 나타나는 점진성 . 삼각형의 좌변을 따라서 나타낸 것은 염소와 결합하는 각 원소의 결합성이 이온성에서 공유성으로 점진적으로 바뀌는 것이다 . 삼각형의 우변을 따라서 나타낸 것은 원소들의 결합이 공유성에서 금속성으로 점진적으로 바뀐다는 것이다 . 밑변을 따라서는 각 나트륨 화합물의 원소의 결합성이 이온성에서 금속성으로 점진적으로 바뀐다는 것이다 .

9−9

Lewis Electron−Dot Symbols( 루이스 전자점 기호 )

Example:

Nitrogen, N, is in Group 5A and therefore has 5 valence electrons.

N:.

..

:

N .. ..N :.

. :N ...

주족 원소의 경우에는 루이스 기호

1. A 족 (1A 부터 8A 까지 ) 원소들의 족 번호 = 원자가 전자수

2. 원소 기호의 네 변 ( 위 , 아래 , 오른쪽 , 왼쪽 ) 에 점을 차례차례

놓는다 .

3. 원자가전자수가 다 찰 때까지 짝을 이루어가면서 점을 더해 나간

다 .

9−10

Lewis electron−dot symbols for elements in Periods 2 and 3.

9−11

자연적으로 형성된 대부분의 물질들은 원자나 이온들이 서로 결합한 형태이다 . 화학 결합에 의해 이들의 에너지는 낮아진다 .

이온결합은 금속의 원자가전자를 비금속 원자에 전달함으로써 이온들끼리 서로 끌어당겨 생기고 , 그 결과 이온성 고체를 형성한다 .

공유결합은 대개 비금속 원소 사이에서 발생하며 그 결과 분자를 형성한다 . 결합된 원자는 전자쌍을 공동 소유하고 그 전자쌍은 원자 사이에 편재한다 .

금속결합은 금속 원자들이 전자“바다”를 이루는 원자가전자들을 공동으로 차지하여 모든 원자들을 묶어준다 .

주족 원소들의 루이스 전자 점 기호는 원자가 전자들의 개수를 나타낸다− . 결합을 이룰 때 , 원자들은 외각 준위에 여덟 개 ( 혹은 두 개 ) 의 전자로 채워지도록 전자를 잃거나 얻거나 공유하게 된다 .

9−12

Depicting Ion Formation

SOLUTION:

Use partial orbital diagrams and Lewis symbols to depict the formation of Na+ and O2− ions from the atoms, and determine the formula of the compound.

Draw orbital diagrams for the atoms and then move electrons to make filled outer levels. It can be seen that 2 sodiums are needed for each oxygen.

3s 3p

Na

3s 3p

Na2s 2p

O2s 2p

O2−

2 Na+

:Na

Na+ O

.:

..

.2Na+ + O 2−

:: ::

9−13

Three ways to represent the formation of Li+ and F− through electron transfer.

Figure 9.5

9−14

Periodic Trends in Lattice Energy

Coulomb’s Law

F (r )=q A qB

4𝜋𝜀 r2

qA qB

U (r )=q A qB

4 𝜋𝜀 r

힘 :

에너지 :

9−15

Electrostatic (Lattice) Energy

z+ is the charge on the cation

z− is the charge on the anion

r is the distance between the ions

Lattice energy (E) is the energy required to completely separate one mole of a solid ionic compound into gaseous ions.

E=kz+¿ z−

r¿

9−16 9.3

Lattice energy (E) increases as Q increases and/or as r decreases.

cmpd lattice energy

MgF2

MgO

LiF

LiCl

2957

3938

1036

853

Q= +2,−1

Q= +2,−2

r F− < r Cl−

Electrostatic (Lattice) Energy

Q+ is the charge on the cation

Q− is the charge on the anionr is the distance between the ions

Lattice energy (E) is the energy required to completely separate one mole of a solid ionic compound into gaseous ions.

E=kQ+¿ Q−

r¿

9−17 9.3

Born−Haber Cycle for Determining Lattice Energy

DHooverall = DHo

1 + DHo2 + DHo

3 + DHo4 + DHo

5

1.570 Å6.327 D84% ionic

= −Lattice Energy

= DHfo

9−18 9.3

9−19

Figure 9.7 Trends in lattice energy.

9−20

Figure 9.8

Electrostatic forces and the reason ionic compounds crack.

9−21

Figure 9.9 Electrical conductance and ion mobility.

Solid ionic compound

Molten ionic compound

Ionic compound dissolved in water

9−22

9−23

이온결합에서는 , 금속 원자가 전자를 비금속 원자에게 전달한다 . 그 결과 형성된 이온들이 서로 강하게 끌어당겨 고체를 형성한다 .주족 원소들은 대개 여덟 개나 두 개의 전자들로 외각 준위를 채워서 비활성 기체의 전자 배치를 갖는 이온들을 생성한다 .

이온의 형성은 그 자체로는 에너지가 필요하다 . 그렇지만 기체 이온들이 고체를 형성할 때 흡수하게 되는 에너지로 정의되는 격자 에너지가 매우 커서 이온성 고체가 형성된다 . 격자 에너지는 이온의 크기와 전하량에 의존한다 .

이온결합 모형에서는 반대 부호를 갖는 이온들끼리 강한 정전기적 인력에 의해서 서로 끌어당기면서 고정되고 , 이는 이온성 고체들이 구부러지는 대신 깨어지는 이유 , 또 용융되거나 용해되었을 때만 전기를 통하는 이유를 잘 설명해 준다 .

이온성 화합물이 기체로 되면 이온쌍으로 형성되는데 , 이 과정은 매우 높은 온도가 필요하다 .

9−24

Figure 9.10 Covalent bond formation in H2.

9−25

그림 9.10 H2 공유결합의 형성 .

9−26

Figure 9.11 Distribution of electron density of H2.

9−27

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Table 9.2

9−28

Figure 9.12

Internuclear distance(bond length)

Internuclear distance(bond length)

Internuclear distance(bond length)

Internuclear distance(bond length)

Bond length and covalent radius.

Covalent radius

72 pm

Covalent radius

114 pm

Covalent radius

133 pm

Covalent radius

100 pm

9−29

표 9.3 결합 차수 , 결합 길이 , 결합 에너지의 관계

9−30

Comparing Bond Length and Bond Strength

표 9.2 와 9.3 을 참조하지 말고 다음 각 세트의 결합들을 결합 길이와 결합의 세기가 줄어드는 순서대로 나타내라 .

(a) S−F, S−Br, S−Cl (b) C=O, C−O, C≡O

(a) 에서 S 는 세 개의 다른 할로젠 원자들과 단일결합을 하고 있다 . 그래서 이 세트에 있는 것들은 모두 결합 차수가 1 이다 . 할로겐 원자의 반지름이 증가할수록 결합 길이는 증가하고 결합의 세기는 감소한다 . 원자의 크기 경향성은 주기율표로부터 명확히 알 수 있다 . (b) 의 모든 결합은 결합하는 원자들이 같지만 , 결합 차수가 다르다 . 이런 경우 , 결합 차수가 증가하면 , 결합의 세기가 증가하고 결합 길이는 감소한다 .

(a) 원자의 크기에 따라

Bond length: S − Br > S − Cl > S − F

Bond strength: S − F > S − Cl > S − Br

(b) 결합 차수에 따라

Bond length: C − O > C = O > C ≡ O

Bond strength: C ≡ O > C = O > C − O

9−31

Figure 9.13

Strong covalent bonding forces within molecules

Weak intermolecular forces between molecules

Strong forces within molecules and weak forces between them.

9−32

Figure 9.14 Covalent bonds of network covalent solids.

9−33

Figure 9.15 The infrared (IR) spectra of diethyl ether and 2−butanol.

9−34

원자가 전자를 공유하게 되면서 두 원자의 핵은 서로 끌리고 각 원자의 외각 준위를 채우면서 공유결합을 형성한다 .두 원자의 공유결합 쌍의 숫자는 결합 차수이다 .어떤 주어진 결합 형태에서 결합 에너지는 결합한 원자들을 완전히 분리하기 위해 필요한 평균 에너지이고 결합 길이는 그들 핵 간의 평균 거리이다 .

어떤 주어진 결합 원자에서 결합 차수는 결합 에너지와 직접적인 관계가 있고 결합 길이와는 역수 관계가 있다 .

분리된 분자들로 구성된 물질들은 분자간에 약한 힘으로 묶여 있기 때문에 대개 단단하지 못하고 녹는점이 낮다 .

대부분의 공유결합 물질의 전자들은 편재화되어 있고 이온들은 없기 때문에 전기 전도도가 낮다 . 공유결합을 이루는 원자들은 진동하고 있는데 이들 진동의 에너지는 IR 분광법으로 살필 수 있다 .

9−35

Figure 9.16 Using bond energies to calculate H0rxn.

DH0rxn = DH0

reactant bonds broken + DH0product bonds formed

DH01 = + sum of BE DH0

2 = − sum of BE

DH0rxn

Ent

halp

y, H

BOND BREAKING

BOND FORMATION

9−36

Figure 9.17 Using bond energies to calculate H0rxn of methane.

Ent

halp

y,H

BOND BREAKING

4BE(C−H)= +1652kJ

2BE(O2)= + 996kJ

DH0(bond breaking) = +2648kJ BOND FORMATION

4[−BE(O−H)]= −1868kJ

DH0(bond forming) = −3466kJ

DH0rxn=

−818kJ

2[−BE(C=O)]= −1598kJ

9−37

Calculating Enthalpy Changes from Bond Energies

Use Table 9.2 (button at right) to calculate DH0rxn for the following reaction:

CH4(g) + 3Cl2(g) → CHCl3(g) + 3HCl(g)

PLAN: Write the Lewis structures for all reactants and products and calculate the number of bonds broken and formed.

H

C H

H

H + Cl Cl3

Cl

C Cl

Cl

H + H Cl3

bonds broken bonds formed

9−38

Calculating Enthalpy Changes from Bond Energies

continued

bonds broken

4 C−H = 4 mol(413 kJ/mol) = 1652 kJ

3 Cl−Cl = 3 mol(243 kJ/mol) = 729 kJ

DH0bonds broken = 2381 kJ

bonds formed

3 C−Cl = 3 mol(−339 kJ/mol) = −1017 kJ

1 C−H = 1 mol(−413 kJ/mol) = −413 kJ

DH0bonds formed = −2711 kJ

3 H−Cl = 3 mol(−427 kJ/mol) = −1281 kJ

DH0reaction = DH0

bonds broken + DH0bonds formed = 2381 kJ + (−2711 kJ) = − 330 kJ

9−39

Table 9.4

9−40

H F FH

Polar covalent bond or polar bond is a covalent bond with greater electron density around one of the two atoms

electron richregion

electron poorregion e− riche− poor

d+ d−

9−41

Electronegativity( 전기음성도 ) is the ability of an atom to attract toward itself the electrons in a chemical bond.

Electron Affinity − measurable, Cl is highest

Electronegativity(Mulliken) (IE1 + EA)

X (g) + e− → X−(g)

Electronegativity − relative, F is highest

9−42

Figure 9.20 The Pauling electronegativity (EN) scale.

9−43 9.5

Variation of Electronegativity with Atomic Number

9−44

Determining Bond Polarity from EN Values

(a) 극성 화살표를 이용하여 다음 각 결합의 극성을 나타내어라 : N−H, F−N, I−Cl.

(b 다음 결합의 극성이 증가하는 순서대로 나열하라 : H−N, H−O, H−C.

(a) Use Figure 9.19 to find EN values; the arrow should point toward the negative end.

(b) Polarity increases across a period.

(a) The EN of N = 3.0, H = 2.1; F = 4.0; I = 2.5, Cl = 3.0

N − H

F − N I − Cl

(b) The order of increasing EN is C < N < O; all have an EN larger than that of H.

H−C < H−N < H−O

9−45

Figure 9.21 Electron density distributions in H2, F2, and HF.

9−46

Figure 9.22 화학 결합의 이온성 .

9−47

Figure 9.23

Properties of the Period 3 chlorides.

9−48

원자의 전기음성도는 결합 전자들을 끌어 당겨서 결합의 극단에 부분 전하를 생성하는 능력을 일컫는다 .

전기음성도는 주기율표상에서 오른쪽으로 갈수록 증가하고 같은 족에서 아래로 갈수록 감소한다 .

한 결합에서 두 원자의 ΔEN 이 클수록 , 결합의 극성이 커지고 이온성이 커진다 .

3 주기 원소들의 할로겐 화합물의 경우에는 결합의 형태가 이온성에서 극성 공유성을 거쳐 비극성 공유성으로 점차적으로 변한다 .

9−49

9−50