Page semi-protected

화학 결합

Chemical bond
사진은 전자 구름 밀도계 ρ(x,y)에 의한 결정 흑연 속의 화학 결합의[1] 성질을 보여준다.[2]카르보아톰은 내전자 2개와 발란스 전자 4개의 분홍색 구체로 흑연층으로부터[3] 횡방향으로 발생하는 2개의 bonds 결합(파란색)과 궤도 하이브리드 형태의 2개의 강한 green 결합(녹색)이다.[4] 흑연 속 탄소 원자는 각각 3개의 sp² 궤도 하이브리드를 가지고 있는 것으로 알려져 있지만, 사진은 수정의 가장자리를 보여주고 있어 세 번째 하이브리드 원자는 부족하다.

화학적 결합은 화학적 화합물의 형성을 가능하게 하는 원자, 이온 또는 분자 사이의 지속적인 끌어당김이다.이 결합은 이온 결합에서와 같이 반대방향으로 충전된 이온들 사이의 끌어당김의 정전기적 힘 또는 공밸런트 결합에서와 같은 전자 공유를 통해 발생할 수 있다.화학적 결합의 강도는 상당히 다양하다; 공밸런트, 이온금속 결합과 같은 "강력 결합" 또는 "1차 결합"과 "약력 결합" 또는 쌍극-디폴 상호작용, 런던 분산력 및 수소 결합과 같은 "2차 결합"이 있다.

반대 전하가 단순한 전자기력을 통해 끌어당기기 때문에 핵의 궤도를 돌고 있는 음전하 전자의 양전하 양자는 서로 끌어당긴다.두 핵 사이에 위치한 전자는 둘 다로 끌어당겨질 것이고, 핵은 이 위치에서 전자 쪽으로 끌어당길 것이다.이 매력은 화학적 결합을 구성한다.[1]전자의 물질파 특성 및 그 작은 질량 때문에 핵에 비해 훨씬 더 많은 부피를 점유해야 하며, 전자가 점유한 이 부피는 핵 자체의 크기와 비교했을 때 원자핵을 비교적 멀리 떨어진 결합으로 유지한다.[5]

일반적으로 강한 화학적 결합은 참여하는 원자 사이의 전자의 공유나 전달과 관련이 있다.분자, 결정, 금속 및 이원자 기체의 원자들은 사실 우리 주변의 대부분의 물리적 환경인 화학적 결합에 의해 결합되며, 이 결합은 물질의 구조와 대량 특성을 좌우한다.

탄소(C), 수소(H), 산소(O) 사이의 화학적 결합을 루이스 도트식으로 표현한 예.루이스 도트 도표는 화학적 결합을 묘사하기 위한 초기 시도였으며 오늘날에도 널리 사용되고 있다.

모든 결합은 양자 이론으로 설명할 수 있지만, 실제로는 단순화 규칙을 통해 화학자들이 결합의 강도, 방향성, 극성을 예측할 수 있다.옥텟 규칙VSEPR 이론은 두 가지 예다.보다 정교한 이론은 궤도혼합[6] 공명을 포함하는 발란스 본드 이론[7]원자 궤도 이론과 리간드 이론선형 결합을 포함하는 분자 궤도 이론이다[8].전기 공학은 결합 극성과 그것들이 화학 물질에 미치는 영향을 묘사하기 위해 사용된다.

화학 결합의 주요 유형 개요

화학적 결합은 원자 사이의 매력이다.이 매력은 원자의 가장 바깥쪽 또는 발란스 전자들의 다른 행동의 결과로 볼 수 있다.이러한 행동들은 여러 가지 상황에서 서로 매끄럽게 융합되어, 그들 사이에 명확한 선이 그려지지 않는다.그러나 서로 다른 유형의 결합을 구별하는 것은 유용하고 관례로 남아 있는데, 이는 응축 물질의 다른 성질을 초래한다.

공밸런트 결합의 가장 단순한 관점에서는, 하나 이상의 전자(흔히 한 쌍의 전자)가 두 원자핵 사이의 공간으로 빨려 들어간다.에너지는 결합 형성에 의해 방출된다.[9]이것은 두 양성자에 대한 두 전자의 끌어당김이 전자 전자와 양성자-양자-양자-양자 반발에 의해 상쇄되기 때문에 전위 에너지의 감소로 인한 것이 아니다.대신, 에너지의 방출(그리고 따라서 결합의 안정성)은 각 전자가 각각의 핵에 더 가깝게 구속되는 것에 비해 전자가 더 공간적으로 분포(즉, 더 긴 드 브로글리 파장) 궤도 내에 있기 때문에 운동에너지의 감소에서 발생한다.[10]이러한 결합은 두 개의 특정 식별 가능한 원자 사이에 존재하며 우주에 방향을 가지고 있어 도면에서 원자 사이의 단일 연결 선으로 보이거나 모델에서 구들 사이의 막대로 모델링할 수 있다.

극성 공밸런트 결합에서는 하나 이상의 전자가 두 개의 핵 사이에서 불분명하게 공유된다.공밸런트 결합은 종종 분자라 불리는 더 잘 연결된 원자의 작은 집합체를 형성하게 되는데, 고체나 액체에서는 분자를 내적으로 결합하는 공밸런트 결합보다 훨씬 약한 힘에 의해 다른 분자와 결합하게 된다.이렇게 약한 분자간 결합은 왁스나 기름과 같은 유기 분자 물질, 그 부드러운 벌크 특성, 그리고 낮은 용해점(액체에서 분자는 서로 가장 구조화되거나 지향적인 접촉을 중단해야 한다)을 준다.그러나 (나일론 같은 중합체에서처럼) 큰 분자의 원자의 긴 사슬을 연결하거나, 분리된 분자로 구성되지 않은 고형분자를 통해 네트워크에 공밸런트 결합이 확장될 때(다양종류의 암석의 규산염 광물 등) 결과 발생하는 구조는 le에서 강하고 단단할 수 있다.공밸런트 결합 네트워크와 함께 올바른 방향으로 선회한다.[11]또한, 그러한 공동의 중합체와 네트워크의 용해점은 크게 증가한다.

이온 결합의 단순화된 관점에서 본딩 전자는 전혀 공유되지 않고 전달된다.이러한 유형의 결합에서, 한 원자의 바깥쪽 원자 궤도에는 하나 이상의 전자를 추가할 수 있는 빈 공간이 있다.새로 추가된 이 전자는 다른 원자에서 경험하는 것보다 낮은 에너지 상태(효과적으로 더 많은 핵전하에 가깝다)를 잠재적으로 점유한다.그러므로, 한 핵은 다른 핵보다 전자에 더 단단하게 묶인 위치를 제공하며, 한 원자가 다른 원자에게 전자를 전달할 수 있다는 결과를 가지고 있다.이 전달은 한 원자가 순 양전하를 가정하게 하고, 다른 원자는 순 음전하를 가정하게 한다.결합은 양전하 이온과 음전하 이온 사이의 정전기 흡인에서 비롯된다.이온 결합은 공밸런스 결합의 양극화의 극단적인 예로 볼 수 있다.흔히 그러한 결합은 각 이온을 주위의 모든 이온에 동일한 정전기적 흡인에서 기인하기 때문에 우주에서 특별한 방향성을 갖지 않는다.이온 결합은 강력하지만(따라서 이온 사이의 힘이 단거리여서 균열과 골절을 쉽게 메워주지 않기 때문에 이온 결합은 잘 부서진다).이러한 유형의 결합은 식탁용 소금과 같은 고전적인 미네랄 솔트의 결정의 물리적 특성을 발생시킨다.

자주 언급되지 않는 접합 유형은 금속 접합이다.이러한 유형의 결합에서 금속의 각 원자는 많은 금속 원자 사이에 존재하는 전자의 "바다"에 하나 이상의 전자를 기증한다.이 바다에서는 각각의 전자가 한꺼번에 수많은 원자와 결부될 수 있도록 (파동성덕분에) 자유롭다.이 결합은 금속 원자가 주어진 원자의 일부가 되지 않고 전자가 많은 원자에 끌리는 동안 그들의 전자의 상실로 인해 어느 정도 양전하가 되기 때문이다.금속 접합은 모든 원자가 참여하는 공밸런트 결합의 큰 시스템에 걸쳐 전자가 소산되는 극단적인 예로 볼 수 있다.이러한 유형의 접합은 매우 강한 경우가 많다(금속 인장 강도의 결과).그러나 금속성 결합은 다른 종류에 비해 본질적으로 집합성이 강하기 때문에 금속 결정체가 서로 끌어당기는 원자로 구성되지만 특별히 지향적인 방법은 아니기 때문에 더욱 쉽게 변형될 수 있다.이것은 금속의 유동성을 초래한다.금속 접합에서 전자의 구름은 특징적으로 금속의 전기와 열 전도성이 좋고, 또한 대부분의 백색 빛의 주파수를 반사하는 빛나는 광채를 일으킨다.

역사

12세기 초부터 화학 결합의 성질에 대한 초기 추측들은 특정 종류의 화학 종들이 일종의 화학적 친화력에 의해 결합되었다고 추측했다.1704년, 아이작 뉴턴 경은 그의 옵틱스의 "퀴리 31"에서 원자 결합 이론의 개요를 잘 설명했는데, 거기에는 어떤 ""에 의해 원자가 서로 붙어 있다.구체적으로는, 당시 유행하고 있던 여러 가지 대중적인 이론들, 즉 원자가 서로 붙도록 유도된 방법, 즉 「고동 원자」나 「휴식으로 함께 녹여진다」, 혹은 「음모한 동작에 의해 함께 뭉쳐진다」를 인정하면서, 뉴턴은 오히려 그들의 응집력으로부터 「입자는 어떤 에 의해 서로 끌어당긴다」라고 추론할 것이라고 말하고 있다.즉각적인 접촉은 매우 강력하고, 작은 거리에서 화학작전을 수행하며, 어떤 감각적인 효과로 입자로부터 멀지 않은 곳에 도달한다."

1819년 욘스 야콥 베르젤리우스는 볼타이 더미의 발명에 뒤이어 결합 원자의 전기적, 전기적 특성을 강조하는 화학적 결합 이론을 개발했다.19세기 중반까지 에드워드 프랭클랜드, F.A. 케쿨레, A.S. 쿠퍼, 알렉산더 버틀로프, 헤르만 콜베급진 이론을 바탕으로 하여 원래 '결합력'이라 불리던 용맹이론을 전개하였는데, 이 이론은 양극과 음극의 매력으로 인해 화합물이 결합되었다.1904년 리처드 아베그는 원소의 최대 유효성과 최소 유효성의 차이가 종종 8이라는 자신의 규칙을 제안했다.이 시점에서 유효성은 여전히 화학적 성질에 근거한 경험적 숫자였다.

그러나 에니스트 러더포드가 1911년 나가오카의 말을 인용하면서 원자핵이 전자로 둘러싸인 을 발견한 것과 함께 원자의 성질은 더욱 분명해졌다. 나가오카는 반대 전하가 뚫릴 수 없다는 이유로 톰슨의 모델을 거절했다.1904년에 나가오카는 토성과 그 고리의 방식으로 양전하를 띤 중심부가 다수의 회전 전자로 둘러싸인 원자의 대체 행성 모델을 제안했다.[12]

나가오카의 모델은 다음과 같은 두 가지 예측을 했다.

  • 매우 거대한 원자 중심지 (매우 거대한 행성과 유사하게)
  • 정전기력에 의해 묶여 핵 주위를 회전하는 전자들(중력력에 의해 묶인 토성 주위를 회전하는 고리와 유사함)

러더포드는 원자핵이 제안된 1911년 논문에서 나가오카의 모델을 언급하고 있다.[13]

1911년 솔베이 회의에서, 원자 사이의 에너지 차이를 조절할 수 있는 것에 대한 논의에서, 맥스 플랑크는 간단히 말했다: "중간체는 전자일 수 있다."[14]이러한 핵 모델은 전자가 화학적 행동을 결정한다는 것을 시사했다.

다음으로 닐스 보어1913년 전자 궤도를 가진 원자 모델이 나왔다.1916년 화학자 길버트 N. 루이스는 두 원자가 1~6개의 전자를 공유할 수 있는 전자-페어 결합의 개념을 개발하여 단일 전자 결합, 단일 결합, 이중 결합 또는 3중 결합을 형성하였다. 루이스 자신의 말로, "전자는 서로 다른 두 원자의 껍질 중 일부를 형성할 수 있으며 둘 중 하나에 독점적으로 속한다고 말할 수 없다."[15]

또한 1916년에 발터 코셀은 루이스의 유일한 모델이 원자 사이의 전자의 완전한 전달을 가정했을 때 비슷한 이론을 내세웠고, 따라서 이온 결합의 모델이었다.루이스와 코셀은 둘 다 아베그의 통치(1904년)에 따라 본딩 모델을 구성했다.

닐스 보어는 또한 1913년에 화학 결합의 모델을 제안했다.그의 이원자 분자 모델에 따르면, 분자 원자의 전자는 회전 고리를 형성하는데, 그 고리는 평면이 분자의 축과 수직이고 원자핵으로부터 등거리이다.분자계의 동적 평형은 전자 링의 평면에 대한 핵의 끌어당김 힘과 핵의 상호 반발력 사이의 힘의 균형을 통해 달성된다.화학 결합의 보어 모델은 쿨롱 거부반응을 고려했다 – 링에 있는 전자는 서로 최대 거리에 있다.[16][17]

1927년, 간단한 화학 결합에 대한 최초의 수학적으로 완전한 양자 설명, 즉 수소 분자 이온에서 하나의 전자에 의해 생산된 H2+ 덴마크 물리학자 외빈드 부르라우에 의해 도출되었다.[18]이 연구는 화학 결합에 대한 양자 접근법이 근본적이고 양적으로 정확할 수 있다는 것을 보여주었지만, 사용된 수학 방법은 둘 이상의 전자를 포함하는 분자로 확장될 수 없었다.같은 해에 월터 하이틀러프리츠 런던에 의해 보다 실용적이면서도 양적인 접근법이 제시되었다.하이틀러-런던 방식은 현재 발레 본드 이론이라고 불리는 것의 기초를 이룬다.[4]1929년, 원자 궤도 분자 궤도법(LCAO) 근사치의 선형 결합이 존 레너드 존스에 의해 도입되었는데, 존 레너드 존스는 또한2 F(플루오린)와 O2(산소) 분자의 전자 구조를 기본 양자 원리에서 도출하는 방법을 제안했다.분자 궤도 이론은 단일 원자에서 전자에 대해 가설을 세우던 양자 역학 슈뢰딩거 원자 궤도들을 결합하여 형성된 궤도로서 공밸런트 결합을 나타낸다.다전자 원자의 전자 결합 방정식은 수학적 완벽성(즉, 분석적으로)으로 풀 수 없었지만, 그것들에 대한 근사치는 여전히 많은 좋은 질적 예측과 결과를 주었다.현대 양자화학에서 대부분의 정량적 계산은 제3의 접근법인 밀도함수 이론이 최근 들어 점점 인기를 얻고 있지만 발란스 결합이나 분자 궤도이론을 출발점으로 삼는다.

1933년에 H. H. 제임스와 A. S. 쿨리지가 이수소 분자에 대한 계산을 수행했는데, 이 분자는 원자핵에서 전자 거리의 함수만을 사용했던 이전의 모든 계산과는 달리, 두 전자 사이의 거리도 명시적으로 추가한 함수를 사용했다.[19]최대 13개의 조정 가능한 매개변수를 사용하여 분리 에너지에 대한 실험 결과에 매우 가까운 결과를 얻었다.이후 연장은 최대 54개의 매개변수를 사용했으며 실험과 우수한 일치성을 부여했다.이 계산은 양자 이론이 실험과 일치할 수 있다고 과학계를 설득했다.그러나 이 접근법은 발란스 결합과 분자 궤도 이론의 물리적 그림이 하나도 없으며 더 큰 분자로 확장하기 어렵다.

화학 공식의 결합

원자와 분자는 입체적이기 때문에 궤도나 결합을 나타내는 단일한 방법을 사용하기는 어렵다.분자 공식에서 원자 사이의 화학적 결합(결합 궤도)은 논의의 유형에 따라 다른 방식으로 표시된다.때때로, 몇몇 세부사항들은 무시당하기도 한다.를 들어, 유기화학에서는 때때로 분자의 기능적 그룹에만 관심이 있다.따라서, 에탄올의 분자식 배좌 형태, 3차원 형태, 완전한 2차원 형태(여부를 나타내는 값을 모든 채권과 관련이 없는 3차원 방향), 압축된 2차원 형태(CH3–CH2–에 적혀 있어야 할 수 있다.OH), 분자(C2H5OH)의 다른 부분에서 기능적인 그룹 분리하거나 그것의 원자 구성원들에 의해,(C2H6O)a논의한 내용을 기록하여때로는 원소 탄소 C에' 대해 비결합 발란스 쉘 전자(2차원 근사 방향)도 표시된다.일부 화학자들은 각각의 궤도를 표시할 수도 있다. 예를 들어, 결합 형성 가능성을 나타내는 가상의 에테네−4 음이온(\/C=C/\)이다.

강화학결합

pm 단위 일반 본드 길이
kJ/mol에 에너지를 결합한다.
[20]
채권 길이는 lengths으로 환산할 수 있다.
100으로 나누어서(1 å = 100 pm).
본드 길이
(pm)
에너지
(kJ/mol)
H — 수소
H-H 74 436
H-O 96 467
H-F 92 568
H-Cl 127 432
C — 탄소
C-H 109 413
C-C 154 347
C-C= 151
=C-C≡ 147
=C–C= 148
C=C 134 614
C≡C 120 839
C-N 147 308
C-O 143 358
C=O 745
C≡O 1,072
C-F 134 488
C-Cl 177 330
N — 질소
N-H 101 391
N-N 145 170
NnN 110 945
O — 산소
O-O 148 146
O=O 121 495
F, Cl, Br, I — 할로겐
F-F 142 158
클-클 199 243
BR-H 141 366
브르-브르 228 193
I-H 161 298
I-I 267 151

강한 화학적 결합은 분자에 원자를 결합시키는 분자 내 힘이다.강한 화학적 결합은 원자 중심 사이의 전자의 전달이나 공유로부터 형성되며 핵의 양성자와 궤도상의 전자 사이의 정전기적 인력에 의존한다.

강한 결합의 종류는 구성 요소의 전기성 차이로 인해 다르다.전기가중성은 화학적 결합을 형성할 때 주어진 화학적 원소의 원자가 공유 전자를 끌어들이는 경향으로, 관련 전기가중성이 높을수록 더 많은 전자를 끌어당긴다.전기가중성은 결합 에너지를 정량적으로 추정하는 간단한 방법으로서, 공밸런트에서 이온 결합에 이르는 연속적인 스케일을 따라 결합을 특징짓는다.전기성 차이가 크면 결합에서 더 극성(이온성)이 생긴다.

이온 결합

보라색 염화나트륨(Na+)과 녹색 염화나트륨(Cl-)의 결정 구조.노란 스티플은 반대 전하의 이온들 사이의 정전기력을 나타낸다.

이온 결합은 전기율 차이가 큰 원자 사이의 정전기 상호작용의 일종이다.이오닉과 공밸런트 본딩을 구분하는 정확한 값은 없지만, 1.7 이상의 전기율 차이는 이오닉일 가능성이 높은 반면 1.7 미만의 차이는 공밸런스일 가능성이 높다.[21]이온 결합은 양극과 음극 이온을 분리시킨다.이온 전하가 일반적으로 -3e에서 +3e 사이이다.이온 결합은 염화나트륨(테이블 소금)과 같은 금속 염에서 흔히 발생한다.이온 결합의 대표적인 특징은 종들이 이온 결정으로 형성되는데, 이 결정에서 어떤 이온도 특정 방향 결합에서 어떤 다른 이온과 특별히 쌍을 이루지는 않는다.오히려 이온의 각 종은 서로 반대되는 전하의 이온에 둘러싸여 있으며, 그 종과 그 근처에 있는 서로 반대되는 전하의 각 이온 사이의 간격은 같은 유형의 모든 주변 원자에 대해 동일하다.그러므로 더 이상 이온을 그 근처에 있는 특정한 다른 단일 이온화 원자와 연관시킬 수 없다.이는 공밸런스 결정에서는 X선 회절과 같은 기법을 통해 측정했을 때 특정 원자 사이의 공밸런트 결합이 여전히 그들 사이의 더 짧은 거리와 구별될 수 있는 것과 다른 상황이다.

예를 들어 시안화나트륨, NaCN. X선 회절과 같은 복합산의 염분처럼 이온 결정에는 공발란트와 이온종의 혼합물이 포함될 수 있다. 예를 들어 NaCN에서 시안화나트륨(Na+)과 시안화나트륨 음이온(CN) 사이의 결합은 이온이며 특정 시안화나트륨과 관련된 이온이 없다.그러나 청산가리에 들어 있는 탄소(C)와 질소(N) 원자의 결합은 공밸런스 타입이어서 각 탄소는 한 의 질소에만 강하게 결합되어 있으며, 이 질소는 시안화나트륨 결정에서 다른 탄소나 니트로겐에 비해 물리적으로 훨씬 더 가깝다.

그런 결정체가 액체에 녹으면 이온 결합이 먼저 깨지는데, 이는 비방향성이어서 충전된 종들이 자유롭게 움직일 수 있게 하기 때문이다.마찬가지로, 그러한 염분이 물에 용해될 때, 이온 결합은 일반적으로 물과의 상호작용에 의해 깨지지만 공동 결합은 계속 유지된다.예를 들어, 용액에서, 여전히 단일 CN 이온으로 묶여 있는 시안화 이온은 나트륨+ 이온처럼 용액을 통해 독립적으로 움직인다.물에서 충전된 이온은 각각 서로에 비해 많은 물 분자에 강하게 끌리기 때문에 서로 떨어져 움직인다.그러한 용액에서 이온과 물 분자 사이의 매력은 약한 쌍극자-디폴형 화학 결합의 한 종류 때문이다.용해된 이온 화합물에서는 이온들이 계속 서로 끌어당겨지지만 어떤 순서나 결정적인 방법으로는 끌어당기지 않는다.

공밸런트 결합

메탄(CH4) 내 비극성 공밸런스 결합.루이스 구조는 C 원자와 H 원자가 공유하는 전자를 보여준다.

공밸런트 본딩은 둘 이상의 원자가 발란스 전자를 다소 균등하게 공유하는 일반적인 유형의 본딩이다.가장 단순하고 일반적인 유형은 두 원자가 두 개의 전자를 공유하는 단일 결합이다.그 밖에 더블 본드, 트리플 본드, 1·3 전자 본드, 3 센터 2 전자 본드, 3 센터 4 전자 본드 등이 있다.

비극성 공밸런트 결합에서, 결합 원자들 사이의 전기 가극성 차이는 일반적으로 0에서 0.3으로 작다.대부분의 유기 화합물 내의 결합은 공동 가치로 설명된다.이 그림은 메탄(CH4)을 보여주고 있는데, 이 메탄은 각 수소가 탄소와의 공밸런트 결합을 형성한다.이러한 본딩에 대한 LCAO 설명은 시그마 본드와 파이 본드를 참조하십시오.[22]

주로 비극성 공밸런스 결합에서 형성되는 분자는 물이나 다른 극성 용매에서는 부동한 경우가 많지만, 헥산 같은 비극성 용매에서는 훨씬 더 용해된다.

극성 공밸런스 결합은 유의한 이온성을 가진 공밸런스 결합이다.이것은 두 개의 공유 전자가 다른 원자보다 한 원자에 더 가까워 전하의 불균형을 만든다는 것을 의미한다.그러한 결합은 적당히 다른 전기적 성질을 가진 두 원자 사이에 발생하며 쌍극자-디폴 상호작용을 야기한다.이 결합에서 두 원자의 전기적 결합도 차이는 0.3에서 1.7이다.

단일 및 다중 결합

두 원자 사이의 단일 결합은 한 쌍의 전자를 공유하는 것에 해당한다.수소(H) 원자는 발란스 전자가 1개 있다.그러면 두 개의 수소 원자는 공유된 전자 쌍에 의해 결합되는 분자를 형성할 수 있다.각 H 원자는 이제 헬륨(He)의 고귀한 가스 전자 구성을 가지고 있다.공유 전자 쌍은 단일 공동 결합을 형성한다.두 원자 사이의 영역에서 이 두 개의 결합 전자의 전자 밀도는 두 개의 비 상호 작용 H 원자의 밀도로부터 증가한다.

두 개의 p-orbital이 pi-bond를 형성한다.

이중 결합은 두 쌍의 공유 전자를 가지고 있는데, 하나는 시그마 결합에 있고 하나는 pi 결합에 있고 하나는 전자 밀도가 내부 핵 축의 양쪽에 집중되어 있다.3중 결합은 3개의 공유 전자 쌍으로 이루어져 1개의 시그마와 2개의 파이 결합을 형성한다.그 예가 질소다.4배 이상의 결합은 매우 드물며 특정 전이 금속 원자 사이에서만 발생한다.

좌표 공밸런트 결합(이극 결합)

암모니아 및 붕소 3불화합물 유도체

좌표 공밸런트 결합은 두 개의 공유 본딩 전자가 본딩에 관여하는 원자의 동일한 전자로부터 나오는 공밸런트 결합이다.예를 들어 붕소 3불화화합물(BF3)과 암모니아(NH3)는 유도체 또는 조정 복합체 FB3←를 형성한다.N의 한 의 전자가 빈 궤도 B. BF의3 빈 원자 궤도와 공유되는 B-N 결합을 가진 NH는3 전자 쌍 수용자 또는 루이스 산으로, 공유할 수 있는 한 쌍의 NH는3 전자 쌍 수용자 또는 루이스 베이스로 기술된다.전자는 이온 결합과 대조적으로 원자 사이에 대략 동등하게 공유된다.그러한 결합은 루이스 산을 가리키는 화살표로 보여진다.

전이 금속 단지는 일반적으로 좌표 공밸런트 결합에 의해 구속된다.예를 들어, 이온 Ag는+ 루이스 베이스3 NH의 두 분자를 가진 루이스 산으로 반응하여 복잡한 이온 Ag(NH3)를 형성하는데,2+ 이온 Ag는 두 개의 Ag coordinateN 좌표 공밸런트 결합을 가지고 있다.

금속 본딩

금속 접합에서, 결합 전자는 원자 격자 위에 걸쳐서 분해된다.이와는 대조적으로, 이온 화합물에서는 결합 전자의 위치와 전하가 정적이다.본딩 전자의 자유로운 이동이나 탈초점화는 광택(표면 광 반사율), 전기열전도율, 연성, 높은 인장강도 등의 고전적인 금속성질을 유도한다.

분자간 결합

두 개 이상의 (그렇지 않으면 비 연관성 있는) 분자, 이온 또는 원자 사이에 형성될 수 있는 4가지 기본적인 유형의 결합이 있다.분자간 힘은 분자를 서로 끌어당기거나 반발하게 한다.종종 이러한 것들은 물질의 물리적 특성(용융점 등)의 일부를 정의한다.

  • 접합된 두 원자의 전기적 편차가 크면 분자나 이온에서 영구 전하 분리, 즉 쌍극이 발생한다.영구 쌍극자를 가진 두 개 이상의 분자나 이온은 쌍극자와 쌍극자 상호작용 내에서 상호작용할 수 있다.분자나 이온의 결합 전자는 평균적으로 덜 전기적인 원자보다 더 자주 전기적인 원자에 더 가까워서 각 원자에 부분 전하를 발생시키고 분자나 이온 사이에 정전기력을 발생시킨다.
  • 수소 결합은 사실상 두 영구 쌍극점 사이의 상호작용을 보여주는 강력한 예다.수소불소, 질소, 산소 사이의 전기적 중요도의 큰 차이는 그들의 유일한 전자쌍과 결합되어 분자 사이에 강한 정전기력을 유발한다.수소 결합은 물과 암모니아의 끓는점이 높은 것을 더 무거운 유사점에 대해 책임이 있다.
  • 런던 분산력은 인접한 원자의 순간적인 쌍극점 때문에 발생한다.전자의 음전하가 전체 원자 주위에서 균일하지 않기 때문에 항상 전하 불균형이 존재한다.이 작은 전하가 근처의 분자에 해당하는 쌍극자를 유도하여 둘 사이에 흡인력을 일으킬 것이다.그러면 전자는 전자구름의 다른 부분으로 이동하며 끌어당김이 깨진다.
  • 양이온-피 상호작용은 파이 결합과 양이온 사이에 발생한다.

화학적 결합 이론

"순수한" 이온 본딩의 (비현실적) 한계에서 전자는 본딩의 두 원자 중 하나에 완벽하게 국부화된다.그러한 결합은 고전물리학으로 이해할 수 있다.원자 사이의 힘은 등방성 연속체 정전기 전위로 특징지어진다.그들의 크기는 전하 차이에 대한 간단한 비율이다.

공밸런트 결합은 발란스 결합(VB) 이론이나 분자 궤도(MO) 이론으로 더 잘 이해된다.관련 원자의 성질은 산화수, 형식 전하, 전기적 개수와 같은 개념을 사용하여 이해할 수 있다.결합 내의 전자 밀도는 개별 원자에 할당되지 않고, 대신에 원자 사이에 분산된다.발란스 본드 이론에서 본딩은 원자 궤도의 중첩을 통해 두 개의 원자가 국부화하여 공유하는 전자 쌍으로부터 구축되는 것으로 개념화된다.궤도 혼합공명의 개념은 전자 쌍 결합의 이러한 기본 개념을 증대시킨다.분자 궤도 이론에서, 결합은 일반적으로 원자 궤도(LCAO)의 선형 결합을 고려함으로써 분자 전체로 확장되고 그것의 대칭성에 적응하는 궤도에 분산되고 탈색되는 것으로 간주된다.발란스 본드 이론은 공간적으로 국부화되어 화학적 변화를 겪고 있는 분자의 부분에 주의를 집중할 수 있게 함으로써 화학적으로 더욱 직관적이다.이와는 대조적으로, 분자 궤도는 양자 역학적 관점에서 더 "자연적"이며 궤도 에너지는 물리적으로 중요하며 광전자 분광학에서 나오는 실험 이온화 에너지와 직접 연결된다.결과적으로, 발란스 본드 이론과 분자 궤도 이론은 종종 화학 시스템에 다른 통찰력을 제공하는 경쟁적이지만 보완적인 프레임워크로 간주된다.전자 구조물 이론에 대한 접근방식으로서, MO와 VB 방법 모두 적어도 원칙적으로는 원하는 정확도 수준에 근사치를 제공할 수 있다.그러나 낮은 수준에서는 근사치가 다르며, 한 접근법이 다른 접근법보다 특정 시스템이나 속성을 포함하는 계산에 더 적합할 수 있다.

순수한 이온 결합에서 세속적으로 대칭되는 쿨롬빅 힘과 달리, 공밸런스 결합은 일반적으로 방향이 잡히고 비등방성이다.이것들은 종종 시그마 결합파이 결합으로 분자 평면에 대한 대칭에 기초하여 분류된다.일반적인 경우 원자는 관련 원자의 상대적 전기성에 따라 이온과 공발효 사이에 중간인 결합을 형성한다.이런 종류의 채권은 극성공발화채라고 알려져 있다.

참고 항목

참조

  1. ^ a b Pauling, Linus (1960). The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press. pp. 5–10. ISBN 978-0-8014-0333-0. OCLC 17518275.
  2. ^ Kucherov, O. P.; Rud, A.D. (2018). "Direct visualization of individual molecules in molecular crystals by electron cloud densitometry". Molecular Crystals and Liquid Crystals. 674 (1): 40–47. doi:10.1080/15421406.2019.1578510. S2CID 198335705. t
  3. ^ Rud, Alexander D.; Kornienko, Nikolay E.; Kirian, Inna M.; Kirichenko, Alexey N; Kucherov, O. P. (2018). "Local heteroallotropic structures of carbon". Materials Today: Proceedings. 5 (12): 26089–26095. doi:10.1016/j.matpr.2018.08.035.
  4. ^ a b 하이 틀러. Walter., W.;런던, F(1927년)."Wechselwirkungneutraler Atomehomoopolare Bindung nachder Quantenmechanik 운트"[중립적인 원자와homeopolar 채권의 상호 작용 양자 역학에 따라].Zeitschrift für Physik.44(6–7):455–472.Bibcode:1927ZPhy...44..455H. doi:10.1007/bf01397394.S2CID 119739102.Hettema, H.(2000년)에서 영어 번역.양자 화학:클래식 과학 논문.세계 과학. p. 140. 아이 에스비엔 978-981-02-2771-5.2012-02-05 Retrieved.
  5. ^ Pauling, L. (1931), "The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules", Journal of the American Chemical Society, 53 (4): 1367–1400, doi:10.1021/ja01355a027
  6. ^ Jensen, Frank (1999). Introduction to Computational Chemistry. John Wiley and Sons. ISBN 978-0-471-98425-2.
  7. ^ Pauling, Linus (1960). "The Concept of Resonance". The Nature of the Chemical Bond – An Introduction to Modern Structural Chemistry (3rd ed.). Cornell University Press. pp. 10–13. ISBN 978-0801403330.
  8. ^ Gillespie, R.J. (2004), "Teaching molecular geometry with the VSEPR model", Journal of Chemical Education, 81 (3): 298–304, Bibcode:2004JChEd..81..298G, doi:10.1021/ed081p298
  9. ^ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2005). Inorganic Chemistry (2nd ed.). Pearson Prentice-Hal. p. 100. ISBN 0130-39913-2.
  10. ^ Rioux, F. (2001). "The Covalent Bond in H2". The Chemical Educator. 6 (5): 288–290. doi:10.1007/s00897010509a. S2CID 97871973.
  11. ^ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2005). Inorganic Chemistry (2nd ed.). Pearson Prentice-Hal. p. 100. ISBN 0130-39913-2.
  12. ^ B. Bryson (2003). A Short History of Nearly Everything. Broadway Books. ISBN 0-7679-0817-1.
  13. ^ 보어 아톰의 창시자인 존 L.헤이즐브론과 토마스 S.쿤, 물리과학의 역사학 제1권(1969), 페이지 vi, 211-290권(81쪽), 캘리포니아 대학교 출판부.
  14. ^ 1911년 Solvay 회의의 원본 절차는 1912년을 발행했다.Therory Du Rayonnement ET LES Quanta. RaReports ET 토론 DELA Réunion tenue a Bruxelles, du 30 옥토브르 au 3 novmbre 1911, Sous les Assistance dk. M. E. SOLVAY.Publiés par. P. LANGEVIN et M. de BroGLIE.프랑스어 127페이지에서 번역되었다.
  15. ^ Lewis, Gilbert N. (1916). "The Atom and the Molecule". Journal of the American Chemical Society. 38 (4): 772. doi:10.1021/ja02261a002. 모사본
  16. ^ Pais, Abraham (1986). Inward Bound: Of Matter and Forces in the Physical World. New York: Oxford University Press. pp. 228–230. ISBN 978-0-19-851971-3.
  17. ^ Svidzinsky, Anatoly A.; Marlan O. Scully; Dudley R. Herschbach (2005). "Bohr's 1913 molecular model revisited". Proceedings of the National Academy of Sciences. 102 (34 [1]): 11985–11988. arXiv:physics/0508161. Bibcode:2005PNAS..10211985S. doi:10.1073/pnas.0505778102. PMC 1186029. PMID 16103360. {{cite journal}}:외부 링크 위치 issue=(도움말)
  18. ^ Laidler, K. J. (1993). The World of Physical Chemistry. Oxford University Press. p. 346. ISBN 978-0-19-855919-1.
  19. ^ James, H.H.; Coolidge, A S. (1933). "The Ground State of the Hydrogen Molecule". Journal of Chemical Physics. 1 (12): 825–835. Bibcode:1933JChPh...1..825J. doi:10.1063/1.1749252.
  20. ^ "Bond Energies". Chemistry Libre Texts. 2 October 2013. Retrieved 2019-02-25.
  21. ^ Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W.H. Freeman & Co. pp. 294–295. ISBN 978-0-7167-3107-8.
  22. ^ Streitwieser, Andrew; Heathcock, Clayton H.; Kosower, Edward M. (1992). Introduction to organic chemistry. Heathcock, Clayton H., Kosower, Edward M. (4th ed.). New York: Macmillan. pp. 250. ISBN 978-0024181701. OCLC 24501305.

외부 링크