공유결합

공유 결합은 원자들 사이에 전자쌍을 형성하기 위해 전자의 공유를 포함하는 화학적 결합입니다.이러한 전자쌍은 공유쌍 또는 결합쌍으로 알려져 있습니다.전자를 공유할 때, 원자들 사이의 인력과 척력의 안정적인 균형은 공유 결합으로 알려져 있습니다.^[1]많은 분자의 경우, 전자의 공유는 각 원자가 안정적인 전자 구성에 해당하는 완전한 원자가 껍질을 얻을 수 있게 해줍니다.유기화학에서 공유결합은 이온결합보다 훨씬 더 일반적입니다.

공유 결합은 또한 σ 결합, π 결합, 금속 대 금속 결합, 아고스틱 상호 작용, 구부러진 결합, 3-중심 2-전자 결합 및 3-중심 4-전자 결합을 포함하는 많은 종류의 상호 작용을 포함합니다.공유결합이라는 용어는 1939년부터 시작됩니다.^[4]접두사 co-는 공동으로, 행동과 관련되어, 더 낮은 정도로 제휴하는 등을 의미합니다. 따라서 "공유 결합"은 본질적으로 원자가 결합 이론에서 논의되는 것과 같이 "가"를 공유하는 것을 의미합니다.

H
₂ 분자에서 수소 원자는 공유 결합을 통해 두 전자를 공유합니다.^[5]전기 음성도가 비슷한 원자들 사이에 공유성이 가장 큽니다.따라서, 공유 결합은 두 원자가 반드시 같은 원소일 필요는 없으며, 단지 비교 가능한 전기 음성도일 뿐입니다.두 개 이상의 원자에서 전자의 공유를 수반하는 공유 결합은 비국재화라고 합니다.

역사

결합과 관련된 공액이라는 용어는 1919년 어빙 랭뮤어가 "원자와 분자의 전자 배열"이라는 제목의 미국 화학 협회 저널 기사에서 처음 사용했습니다.랑무어는 "우리는 주어진 원자가 이웃들과 공유하는 전자의 쌍의 수를 공유하는 것으로 나타낼 것입니다."^[6]라고 썼습니다.

공유 결합에 대한 생각은 1919년 몇 년 전부터 길버트 N으로 거슬러 올라갈 수 있습니다. 루이스는 1916년에 원자들 사이의 전자쌍들의 공유를 기술했습니다. (그리고 1926년에 그는 또한 가장 작은 복사 에너지 단위에 대한 "광자"라는 용어를 만들었습니다.)^[7]그는 원자가 전자(외각에 있는 전자)가 원자 기호 주변의 점으로 표시되는 루이스 표기법 또는 전자 점 표기법 또는 루이스 점 구조를 소개했습니다.원자들 사이에 위치한 전자들의 쌍들은 공유 결합을 나타냅니다.다중 쌍은 이중 결합 및 삼중 결합과 같은 다중 결합을 나타냅니다.여기에 표시되지 않은 다른 형태의 표현은 결합을 형성하는 전자 쌍이 실선으로 표현됩니다.^[8]

루이스는 원자가 완전한(또는 닫힌) 외부 전자 껍질을 형성할 수 있을 정도의 공유 결합을 형성한다고 제안했습니다.여기에 표시된 메탄의 도표에서 탄소 원자는 4가를 가지며, 따라서 8개의 전자(옥텟 규칙)로 둘러싸여 있고, 탄소 자체에서 4개, 수소에서 4개가 결합되어 있습니다.각각의 수소는 1가의 원자가를 가지며, 두 개의 전자(2중 규칙)로 둘러싸여 있습니다. 즉, 자신의 전자 하나에 탄소에서 나오는 전자 하나를 더한 것입니다.전자의 수는 원자의 양자 이론에서 완전한 껍질에 해당합니다. 탄소 원자의 외피는 8개의 전자를 담을 수 있는 n = 2개의 껍질인 반면, 수소 원자의 외피는 2개만 담을 수 있는 n = 1개의 껍질입니다.

공유 전자쌍의 아이디어는 공유 결합의 효과적인 질적 그림을 제공하지만, 양자역학은 이러한 결합의 본질을 이해하고 간단한 분자의 구조와 특성을 예측하기 위해 필요합니다.월터 하이틀러와 프리츠 런던은 1927년 화학 결합(분자 수소)에 대한 최초의 성공적인 양자역학적 설명으로 인정받고 있습니다.^[10]그들의 연구는 참여하는 원자들의 원자 궤도 사이에 좋은 겹침이 있을 때 화학적 결합이 형성된다고 가정하는 원자가 결합 모델에 기초했습니다.

공유결합의 종류

원자 오비탈(s 오비탈 제외)은 다양한 유형의 공유 결합으로 이어지는 특정 방향성 특성을 갖습니다.시그마(σ) 결합은 가장 강력한 공유 결합이며 서로 다른 두 원자의 오비탈이 정면으로 중첩되기 때문입니다.단일 결합은 보통 σ 결합입니다.파이(π) 결합은 더 약하며 p(또는 ord) 오비탈 사이의 측면 중첩으로 인해 발생합니다.주어진 두 원자 사이의 이중 결합은 하나의 σ와 하나의 π 결합으로 구성되며, 삼중 결합은 하나의 σ과 두 개의 π 결합입니다.

공유 결합은 또한 결합의 화학적 극성을 결정하는 연결된 원자의 전기 음성도에 영향을 받습니다.전기 음성도가 같은 두 원자는 H-H와 같은 비극성 공유 결합을 형성합니다.불평등한 관계는 H-Cl과 같은 극성 공유 결합을 생성합니다.그러나 극성은 또한 기하학적 비대칭을 필요로 하며 그렇지 않으면 쌍극자가 상쇄되어 비극성 분자가 생성될 수 있습니다.^[8]

공유 구조

공유 물질에는 개별 분자, 분자 구조, 고분자 구조 및 거대 공유 구조를 포함한 여러 유형의 구조가 있습니다.개별 분자들은 원자들을 하나로 묶는 강한 결합을 가지고 있지만, 일반적으로 분자들 사이에는 무시할만한 인력이 존재합니다.이러한 공유 물질은 보통 가스, 예를 들어 HCl, SO₂, CO₂ 및 CH입니다₄.분자 구조에는 인력의 힘이 약합니다.이러한 공유 물질은 저비점 온도의 액체(에탄올 등)와 저융점 온도의 고체(요오드 및 고체 CO₂ 등)입니다.고분자 구조는 폴리에틸렌, 나일론 등의 합성 고분자와 단백질, 전분 등의 생체 고분자를 포함한 사슬에서 공유결합에 의해 연결된 원자의 수가 많습니다.네트워크 공유 구조(또는 거대 공유 구조)는 시트(예: 흑연) 또는 3차원 구조(예: 다이아몬드 및 석영)에 연결된 많은 수의 원자를 포함합니다.이 물질들은 녹는점과 끓는점이 높고, 깨지기 쉬우며, 전기 저항률이 높은 경향이 있습니다.전기 음성도가 높고 전자쌍 결합을 3개 또는 4개 형성할 수 있는 능력을 가진 원소들은 종종 큰 고분자 구조를 형성합니다.^[11]

전자결합 1개와 전자결합 3개

한 개 또는 세 개의 전자와의 결합은 전자의 수가 홀수인 라디칼 종에서 발견될 수 있습니다.1-전자 결합의 가장 간단한 예는 수소 양이온인 H에서⁺
₂ 찾을 수 있습니다. 1-전자 결합은 종종 2-전자 결합의 약 절반의 결합 에너지를 가지고 있으므로 "하프 결합"이라고 불립니다.그러나 예외도 있습니다. 디리튬의 경우 실제로 결합이 2 전자 Li보다₂ 1 전자 Li에⁺
₂ 더 강합니다.이 예외는 혼성화 및 내부 쉘 효과의 관점에서 설명될 수 있습니다.^[12]

3전자 결합의 가장 간단한 예는 헬륨 이량체 He에서⁺
₂ 찾을 수 있습니다.이 결합은 (2개가 아닌) 공유 전자 한 개로만 이루어져 있기 때문에 "반결합"으로 간주됩니다.^[13] 분자 궤도 용어로, 세 번째 전자는 다른 두 전자에 의해 형성된 결합의 반을 상쇄하는 반결합 궤도에 있습니다.2개의 2-전자 결합 외에 3-전자 결합을 포함하는 분자의 또 다른 예는 산화 질소, NO.산소 분자인 O는₂ 또한 두 개의 3 전자 결합과 한 개의 2 전자 결합을 갖는 것으로 간주될 수 있으며, 이는 상자성과 공식 결합 차수 2를 설명합니다.^[14]이산화염소와 그 무거운 유사체인 브롬 이산화염소와 요오드 이산화염소는 또한 세 개의 전자 결합을 포함하고 있습니다.

홀수 전자 결합을 가진 분자는 대개 반응성이 높습니다.이러한 종류의 결합은 전기 음성도가 비슷한 원자들 사이에서만 안정적입니다.^[14]

공명

단일 루이스 구조로는 분자 내 전자 구성과 그 결과로 실험적으로 결정된 특성을 설명하기에 부족한 상황이 있으므로 구조의 중첩이 필요합니다.이러한 분자의 동일한 두 원자는 서로 다른 루이스 구조에서 서로 다르게 결합될 수 있으며(한 결합에서는 단일 결합, 다른 결합에서는 이중 결합, 또는 심지어는 전혀 결합되지 않음), 결국 비 정수 결합 순서가 됩니다.질산염 이온은 3개의 동등한 구조를 가진 그러한 예 중 하나입니다.질소와 각각의 산소 사이의 결합은 한 구조에서는 이중 결합이고, 다른 두 구조에서는 단일 결합이므로, 각각의 N-O 상호작용에 대한 평균 결합 순서는 다음과 같습니다.2 + 1 + 1/3 = 4/3.^[8]

방향성

유기화학에서, 평면 고리를 가진 분자가 π 전자의 수가 공식 4n + 2에 맞는 휘켈의 법칙을 따를 때, 그것은 추가적인 안정성과 대칭성을 얻습니다.전형적인 방향족 화합물인 벤젠에는 6개의 π 결합 전자(n = 1, 4n + 2 = 6)가 있습니다.이것들은 3개의 비국재화된 π 분자 궤도를 차지하거나(분자 궤도 이론) 선형 결합하는 2개의 공명 구조에서 결합된 π 결합을 형성하며(가 결합 이론) 가상의 1,3,5-사이클로헥사트리엔보다 더 큰 안정화를 나타내는 규칙적인 육각형을 만듭니다.

헤테로사이클릭 방향족과 치환 벤젠의 경우, 고리의 다른 부분 사이의 전기 음성도 차이가 방향족 고리 결합의 화학적 거동을 지배할 수 있으며, 그렇지 않으면 동등합니다.^[9]

초가

제논 디플루오라이드 및 육불화황과 같은 특정 분자는 옥텟 규칙에 따라 엄격하게 공유 결합하기 때문에 가능한 것보다 높은 배위수를 가집니다.이것은 분자 궤도 이론에서 비결합 최고 점유 분자 궤도와 원자가 결합 이론에서 시그마 결합의 공명의 관점에서 분자 파동 함수를 해석하는 3중심 4전자 결합("3c–4e") 모델에 의해 설명됩니다.^[15]

전자결핍

3-중심 2-전자 결합("3c-2e")에서 3개의 원자가 2개의 전자를 공유하여 결합합니다.이러한 유형의 결합은 디보란(BH₂₆)과 같은 붕소 수소화물에서 발생하는데, 이는 모든 원자를 결합하는 국부적인 (2-중심 2-전자) 결합을 형성하기에 충분한 원자가 전자가 없기 때문에 종종 전자 결핍으로 묘사됩니다.그러나 3c-2e 결합을 사용하는 더 현대적인 설명은 모든 원자를 연결하기에 충분한 결합 궤도를 제공하여 분자를 전자 정밀도로 분류할 수 있습니다.

각각의 이러한 결합(디보란의 분자당 2개)은 결합 중간에 양성자(수소 원자의 핵)가 있는 바나나 모양으로 붕소 원자를 서로 연결하는 한 쌍의 전자를 포함하고 있으며, 두 붕소 원자와 전자를 공유하고 있습니다.특정 클러스터 화합물에서, 소위 4-중심 2-전자 결합이 가정되기도 했습니다.^[16]

양자역학적 기술

양자역학의 발전 이후, 화학적 결합에 대한 양자적 설명을 제공하기 위한 두 가지 기본 이론, 즉 원자가 결합(VB) 이론과 분자 궤도(MO) 이론이 제안되었습니다.상태의 전자 밀도에 대한 원자적 기여의 관점에서 보다 최근의 양자 설명이^[17] 제공됩니다.

VB와 MO이론의 비교

두 이론은 분자의 전자 구조를 형성하는 두 가지 방법을 나타냅니다.^[18]원자가 결합 이론의 경우, 원자 하이브리드 궤도는 먼저 전자로 채워져 완전히 결합된 원자가 구성을 생성하고, 그 중 몇 개가 있을 경우 기여 구조(공진)의 선형 조합을 수행합니다.대조적으로, 분자 궤도 이론의 경우 원자 궤도의 선형 조합이 먼저 수행되고, 그 후에 분자 궤도를 전자로 채웁니다.^[8]

두 접근법은 상호 보완적인 것으로 간주되며, 각각 화학적 결합의 문제에 대한 각자의 통찰력을 제공합니다.원자가 결합 이론은 분자 파동 함수를 국부적 결합으로 형성하기 때문에 결합 에너지의 계산과 반응 메커니즘의 이해에 더 적합합니다.분자 궤도 이론이 비국재화된 궤도로부터 분자 파동 함수를 구축함에 따라 이온화 에너지의 계산과 스펙트럼 흡수 대역의 이해에 더 적합합니다.^[19]

질적 수준에서 두 이론 모두 잘못된 예측을 포함하고 있습니다.단순한 (하틀러-런던) 원자가 결합 이론은 동핵 이원자 분자가 분리된 원자로 해리되는 것을 정확하게 예측하는 반면, 단순한 (하트리-폭) 분자 궤도 이론은 원자와 이온의 혼합물로 해리되는 것을 부정확하게 예측합니다.반면, 단순 분자 궤도 이론은 휴켈의 방향성 규칙을 정확하게 예측하는 반면, 단순 원자가 결합 이론은 사이클로부타디엔이 벤젠보다 더 큰 공명 에너지를 가지고 있다고 잘못 예측합니다.^[20]

정성적 수준에서 두 이론에 의해 생성된 파동함수는 일치하지 않고 실험에 의한 안정화 에너지와 일치하지 않지만, 구성 상호작용에 의해 보정될 수 있습니다.^[18]이것은 원자가 결합 공유 함수를 모든 가능한 이온 구조를 설명하는 함수와 결합하거나 분자 궤도 바닥 상태 함수를 사용하여 모든 가능한 여기 상태를 설명하는 함수와 결합하여 수행됩니다.그렇다면 단순 분자 궤도 접근법은 이온 구조의 무게를 과대평가하는 반면 단순 원자가 결합 접근법은 이를 무시한다는 것을 알 수 있습니다.이것은 또한 단순 분자 궤도 접근법은 전자 상관관계를 무시하고 단순 원자가 결합 접근법은 그것을 과대평가한다고 말할 수 있습니다.^[18]

양자 화학의 현대 계산은 일반적으로 원자가 결합 접근법이 아닌 분자 궤도에서 시작됩니다. 전자의 본질적인 우위 때문이 아니라 MO 접근법이 수치 계산에 더 쉽게 적응하기 때문입니다.분자 오비탈은 직교하며, 직교하지 않는 원자가 결합 오비탈에 비해 컴퓨터 계산의 실현 가능성과 속도가 크게 증가합니다.

원자가 상태들의 전자 밀도에 기여함으로써의 공유성

COOP,^[21] COHP^[22] 및 BCOOP에서 채권 공유성의 평가는 기준 설정에 따라 달라집니다.^[23]이러한 문제를 극복하기 위해, 채권 공유성의 대안적인 제형이 이러한 방식으로 제공될 수 있습니다.

The center mass ${\displaystyle cm(n,l,m_{l},m_{s})}$ of an atomic orbital ${\displaystyle n,l,m_{l},m_{s}\rangle ,}$ with quantum numbers ${\displaystyle n,}$ ${\displaystyle l,}$ ${\displaystyle m_{l},}$ ${\displaystyle m_s,}$${\displaystyle }$원자 A에 대한$$ ${\displaystyle m_{s}}$이(가) 정의되었습니다.

${\displaystyle cm^{\mathrm {A} }(n,l,m_{l},m_{s})={\frac {\int \limits _{E_{0}}\한계 ^{E_{1}Eg_{n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A}}(E)dE}{\int \limits _{E_{0}}\limits ^{E_{1}g_{n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A}}(E)dE}}$

여기서 ${\displaystyle {gn,}_{}^{}}$ ${\displaystyle {l,}_{}^{}}$ ${\displaystyle {{ml}_{}}_{}^{}}$ ${\displaystyle \mathrm{ms}}$⟩ A ( $E$) ${\displaystyle g_{n,l,m_{$l},$m_${s$}\rangle }^{\mathrm {$A}}(E)}는 원자${\displaystyle \mathrm{궤도}}$ ${\displaystyle {}_{}}$,$,$ml${\displaystyle {ms}_{}}$ ⟩${\displaystyle$ n,l,m_{l}의 기여입니다.고체의 상태$$ $)$ {\$displaystyle g(E)}$에 대한 원자 A의$$ $m_{s}\rangle }$

${\displaystyle g(E)=\sum _{\mathrm {A}}\sum _{n,l}\sum _{m_{l},m_{s}}{g_{n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A}}(E)}}$

여기서 바깥쪽 합은 단위 셀의 모든 원자 A에 걸쳐 있습니다.에너지 창${\displaystyle }$[${\displaystyle {E0\mathrm{}}_{}}$ ${\displaystyle {E1\mathrm{}}_{}}$ ${\displaystyle [E_{0},E_{1}}$은(는) 본드에 참여하는 모든 관련 대역을 포함하는 방식으로 선택됩니다$$.선택할 수 있는 범위가 불분명한 경우, 고려된 결합과 함께 전자 밀도를 설명하는 분자 궤도를 조사함으로써 실제로 확인할 수 있습니다.

중심 질량 ${\displaystyle n}$ ${\displaystyle A_{}}$의 상대 위치 C ${\displaystyle {n_{}}_{}}$ ${\displaystyle A_{}}$,${\displaystyle {{}_{}{n}_{}}_{}}$ ${\displaystyle {B_{}}_{}}$ ${\displaystyle C_{n_{\mathrm {A}}, n_{\mathrm {A}},$ n_${\mathrm {B}},$${\displaystyle {}_{}}$$l_{\mathrm {B}},$ ${\displaystyle {}_{}}$ $A$⟩ {\$displaystyle n_{\mathrm$ {A}},중심 질량 ${\displaystyle n}$ ${\displaystyle B_{}}$에 대한 원자 A의 $l_{\mathrm {A} }\rangle }$ 수준${\displaystyle {,}_{}}$ ${\displaystyle {}_{}}$ $B$$⟩$ {\$displaystyle n_{\mathrm${B}}, $l_{\mathrm {B}\$rangle } 수준은 다음과 같이 주어집니다.

${\displaystyle C_{n_{\mathrm {A}}, n_{\mathrm {B}}, l_{\mathrm {B}} =-\left cm^{\mathrm {A}}(n_{\mathrm {A}}, l_{\mathrm {A}})-cm^{\mathrm {B} }(n_{\mathrm {B}}, l_{\mathrm {B}})\right }$

여기서 자기와 스핀 양자수의 기여가 합산됩니다.이 정의에 따르면, B 레벨에 대한 A 레벨의 상대적인 위치는

${\displaystyle C_{\mathrm {A,B} =-\left cm^{\mathrm {A}}-cm^{\mathrm {B}}\right }$

여기서 단순화를 위해 ${\displaystyle {Cn{}_{}}_{}}$ ${\displaystyle {{A,}_{}}_{}}$ n ${\displaystyle {B_{}}_{}}$를 참조하는 표기법에서$$ 주양자수 n ${\displaystyle n}$에서 종속성을 생략할 수 있습니다${\displaystyle {{.}_{}}_{}}$ ${\displaystyle C_{n_{\mathrm {A}}, n_{\mathrm {B}},$ n_{\mathrm {$B}}, n_{\mathrm${$B}}.$

이 형식주의에서 $CA{\displaystyle {}_{,}}$ ${\displaystyle {\mathrm{B},}_{}}$ ${\displaystyle C_{\mathrm {A,B}}}$의 값이 클수록$$ 선택된 원자 대역의 중첩이 높아지며, 따라서 이러한 궤도에 의해 기술된 전자 밀도는 더 많은 공유를 제공합니다.A-B 본드.수량 ${\displaystyle {CA\mathrm{},}_{}}$ ${\displaystyle {\mathrm{B}}_{}}$ ${\$는 에너지 $E{\displaystyle }$ {\$displaystyle E}$의 동일한 단위에 지정된 A-B 결합의 공유로 표시됩니다$.$

원자력계에서의 유사한 효과

공유 결합과 유사한 효과는 공유 페르미온이 전자가 아닌 쿼크라는 차이와 함께 일부 핵 시스템에서 발생한다고 여겨집니다.^[24]높은 에너지의 양성자-양성자 산란 단면은 u 또는 d 쿼크 중 하나의 쿼크 교환이 짧은 거리에서 핵력의 지배적인 과정임을 나타냅니다.특히 중간자가 교환되는 유카와 상호작용을 지배합니다.^[25]따라서 쿼크 교환에 의한 공유 결합은 결합된 강입자가 공유 쿼크를 공통으로 가질 때 작은 거리에서 핵 결합의 지배적인 메커니즘이 될 것으로 예상됩니다.^[26]

참고 항목

참고문헌

원천

• "Covalent bonding – Single bonds". chemguide. 2000. Retrieved 2012-02-05.
• "Electron Sharing and Covalent Bonds". Department of Chemistry University of Oxford. Retrieved 2012-02-05.
• "Chemical Bonds". Department of Physics and Astronomy, Georgia State University. Retrieved 2012-02-05.

외부 링크

• 공유결합과 분자구조
• 화학의 구조와 결합—공유결합