Chapter 09

화학 결합의 기초

원자는 왜 홀로 있지 않고 서로 붙는가? 답은 에너지다. 원자가 전자를 주고받거나 함께 나누어 가지면 따로 있을 때보다 에너지가 낮아진다. 이 장에서는 전자를 옮기는 이온 결합과 전자를 나누는 공유 결합을 에너지로 따져 보고, 분자 속 전자의 배치를 종이 위에 그리는 방법인 루이스 구조를 익힌 뒤, 결합의 세기로 반응열을 어림한다.

원자를 끌거나 빈 곳을 눌러 보라

루이스 기호로 원자가 전자를 나타내고 옥텟 규칙으로 이온과 분자의 형성을 설명한다.
쿨롱 법칙으로 이온 결합의 세기를 비교하고, 본–하버 순환으로 격자 에너지를 계산한다.
전기음성도 차이로 결합의 극성과 성격(무극성 공유·극성 공유·이온)을 판단하고 쌍극자 모멘트를 해석한다.
루이스 구조를 체계적으로 그리고, 형식 전하로 가장 타당한 구조를 고른다.
공명 구조와 옥텟 규칙의 세 가지 예외를 다룬다.
평균 결합 엔탈피로 기체 반응의 ΔH를 추정하고, 결합 차수와 결합 길이·세기의 관계를 설명한다.

루이스 기호와 옥텟 규칙

화학 반응에 참여하는 것은 원자의 가장 바깥 껍질에 있는 원자가 전자(valence electron)다. 7장의 전자 배치에서 주족 원소의 원자가 전자 수는 족 번호의 끝자리와 같다(1족 1개, 2족 2개, 13족 3개 … 18족 8개). 루이스(G. N. Lewis, 1916)는 원소 기호 둘레에 원자가 전자를 점으로 찍어 나타냈다. 이것이 루이스 기호(Lewis symbol)다. 네 변에 하나씩 먼저 찍고, 다섯 번째부터 짝을 짓는다.

2·3주기 주족 원소의 루이스 기호. 점 하나가 원자가 전자 하나다. 같은 족 원소는 점의 개수가 같고, 그래서 화학적 성질이 비슷하다.

원소

MINI LAB원소를 고르면 원자가 전자가 네 변에 하나씩, 다섯 번째부터 짝지어 찍힌다. 전자를 잃거나 얻어 비활성 기체와 같은 배치(옥텟, 초록 고리)를 만들어 보라. 금속은 잃는 쪽이, 비금속은 얻는 쪽이 훨씬 가깝다 — 그 첫 단계의 에너지(IE₁ 또는 EA)도 함께 표시된다.

비활성 기체는 원자가 껍질이 $ns^2np^6$ 여덟 개로 꽉 차 있어 거의 반응하지 않는다. 루이스는 다른 원자들도 전자를 잃거나 얻거나 나누어 가져 이 배치에 이르려는 경향이 있다고 보았다.

옥텟 규칙

원자는 원자가 껍질에 전자 8개(옥텟(octet))를 가질 때까지 전자를 얻거나, 잃거나, 공유하는 경향이 있다. 수소는 2개(He 배치)로 충분하다.

금속 원자는 바깥 전자를 잃어 바로 아래 껍질의 옥텟을 드러낸다(Na → Na⁺).
비금속 원자는 전자를 얻어 빈자리를 채운다(Cl → Cl⁻). 1·2단계가 함께 일어나면 이온 결합이다.
비금속끼리는 전자를 내줄 수 없으므로 전자쌍을 나누어 둘 다 옥텟을 만든다 — 공유 결합.

옥텟에 이르는 세 가지 길. ▶를 눌러 차례로 보라. 공유된 전자쌍은 두 원자 모두의 옥텟에 들어간다는 점이 공유 결합의 핵심이다.

옥텟 규칙은 엄밀한 법칙이 아니라 2주기 원소(C, N, O, F)에서 특히 잘 맞는 어림 규칙이다. 9.7절에서 예외를 다룬다. 원자 사이의 결합은 크게 세 가지로 나뉜다.

이온 결합

금속 → 비금속으로 전자가 이동해 생긴 양이온과 음이온의 정전기적 인력. NaCl, MgO.

공유 결합

비금속 원자들이 전자쌍을 공유. 공유된 전자쌍이 두 핵을 함께 끌어당긴다. H₂, H₂O, CH₄.

금속 결합

금속 원자의 원자가 전자가 결정 전체에 퍼져 바다를 이루고 양이온을 묶는다. Cu, Fe (11장).

이온 결합과 격자 에너지

소듐 금속과 염소 기체를 섞으면 노란 불꽃을 내며 격렬하게 반응해 염화 소듐이 된다. 루이스 기호로 쓰면 Na의 전자 하나가 Cl로 옮겨 가 둘 다 비활성 기체 배치(Na⁺: [Ne], Cl⁻: [Ar])가 된다.

Na 원자(원자가 전자 1개)와 Cl 원자(7개).
Na의 3s 전자가 Cl로 옮겨 간다.
둘 다 비활성 기체 배치를 가진 이온 Na⁺, Cl⁻가 된다. 그러나 이 단계만으로는 에너지가 올라간다.
수많은 이온이 번갈아 쌓여 격자를 이루며 큰 정전기 에너지를 내놓는다 — 이것이 이온 결합의 진짜 원동력이다.

왼쪽: Na의 3s 전자 하나가 Cl로 옮겨 가 Na⁺와 Cl⁻가 된다. 오른쪽: 실제 염화 소듐은 "NaCl 분자"가 아니라 두 이온이 번갈아 쌓인 3차원 격자다. 화학식 NaCl은 이온의 개수 비 1 : 1을 나타낸다.

그런데 전자 하나를 옮기는 과정 자체는 에너지를 먹는다. Na의 이온화 에너지는 496 kJ/mol인데 Cl의 전자 친화도로 돌려받는 것은 349 kJ/mol뿐이다. 기체 상태에서 $\ce{Na(g) + Cl(g) -> Na+(g) + Cl-(g)}$는 +147 kJ/mol의 흡열 과정이다. 그런데도 NaCl(s)이 −411 kJ/mol이나 안정한 이유는 이온들이 격자로 모일 때 방출되는 큰 정전기 에너지 때문이다.

쿨롱 법칙

전하 $Q_1, Q_2$를 띤 두 입자가 거리 $d$만큼 떨어져 있을 때의 퍼텐셜 에너지는 쿨롱 법칙(Coulomb's law)을 따른다.

$$E = k\frac{Q_1 Q_2}{d}, \qquad k = \frac{1}{4\pi\varepsilon_0} = 8.988\times10^{9}\ \text{J}\cdot\text{m/C}^2$$

반대 전하이면 $E < 0$(인력, 안정). 이온 전하가 클수록, 이온 사이 거리(반지름의 합)가 짧을수록 $|E|$가 커진다.

전하 $Q_1 = $ 1인 양이온과 $Q_2 = -$1인 음이온이 283 떨어져 있으면, 이온쌍 1 mol의 쿨롱 에너지는 $E = kQ_1Q_2N_A/d$ = 이다. Na⁺Cl⁻(283 pm, −491 kJ/mol)의 배.

이온이 너무 가까워지면 전자 구름이 겹치며 강한 반발이 생긴다. 인력과 반발이 균형을 이루는 거리에서 에너지가 최소가 되고, 그 거리가 결정 속 이온 사이 거리다. 아래 시뮬레이터에서 직접 확인해 보자.

Na⁺Cl⁻ 이온쌍을 Mg²⁺O²⁻로 바꾸면 퍼텐셜 에너지 우물의 깊이는 대략 몇 배가 될까? (이온 사이 거리는 283 pm → 212 pm로 줄어든다.)

전하 곱이 1 → 4로 4배, 거리가 0.75배라 $1/d$는 1.33배 → 약 5.3배. 아래에서 Mg²⁺와 O²⁻를 골라 우물 바닥을 비교하고, 곡선 위 점을 끌어 거리를 바꿔 보라.

SIMULATOR

이온쌍의 퍼텐셜 에너지 곡선

양이온

음이온

이온 사이 거리 r 인력·반발 성분 따로 그리기

평형 거리 r₀ = r₊ + r₋—

최소 에너지 E(r₀)—

E(r) (현재 거리)—

본 지수 n—

이온쌍 1 mol(×N_A)의 에너지 $E(r) = -\dfrac{C}{r} + \dfrac{B}{r^n}$을 그렸다. $r_0$은 섀넌 이온 반지름의 합, $B$는 $r_0$에서 최소가 되도록 정했다. 곡선 위 보라색 점을 끌어 이온 사이 거리를 직접 바꿀 수 있다. 해볼 것: ① Na⁺Cl⁻ → Mg²⁺O²⁻로 바꾸면 우물 깊이가 약 5배가 된다(전하 곱 4배 × 거리 0.75배). ② 같은 Cl⁻에서 Li⁺ → Cs⁺로 갈수록 우물이 얕아진다. ③ 거리를 r₀보다 줄이면 반발 항이 급격히 커지는 것을 보라.

격자 에너지

이온 고체 1 mol을 완전히 떼어 기체 이온으로 만드는 데 필요한 에너지. $\ce{NaCl(s) -> Na+(g) + Cl-(g)}$, $\Delta H_\text{격자} = +787$ kJ/mol. 항상 양수이며, 클수록 이온 결합이 강하다.

쿨롱 법칙에 따르면 격자 에너지는 대략 $Q_+Q_-/d$에 비례한다. 이온의 전하가 결정적이다: NaF(910 kJ/mol)와 MgO(3790 kJ/mol)는 이온 크기가 비슷하지만 전하 곱이 1 대 4다. 같은 전하라면 작은 이온일수록 격자 에너지가 크다(LiF > NaCl > KBr > CsI).

본–하버 순환

격자 에너지는 직접 잴 수 없다. 대신 헤스 법칙(6장)을 써서, 원소에서 이온 고체를 만드는 반응을 측정 가능한 단계들로 쪼갠다. 이 순환을 본–하버 순환(Born–Haber cycle)이라 한다.

$$\Delta H_f^\circ = \Delta H_\text{승화} + IE + \tfrac12 D(\ce{Cl-Cl}) + EA - \Delta H_\text{격자}$$

NaCl의 경우. $IE$: 이온화 에너지(+), $EA$: 전자 친화도에 해당하는 엔탈피 변화(Cl은 −349 kJ/mol), $D$: 결합 해리 엔탈피.

SIMULATOR

본–하버 순환 에너지 사다리

화합물

가상 화합물

ΔH_f° (측정값)—

기체 이온까지 올라간 높이—

격자 에너지 ΔH_격자—

위로 향한 화살표는 흡열, 아래로 향한 화살표는 발열 단계다. 실제 화합물은 순환에서 격자 에너지를 계산하고, 가상 화합물은 거꾸로 격자 에너지를 비슷한 실제 화합물 값으로 어림해 ΔH_f°를 예측했다. 해볼 것: ① MgO에서 O의 두 번째 전자 친화도(+744 kJ/mol, 흡열)와 Mg의 두 번째 이온화 에너지를 보라. 그 큰 비용을 무엇이 갚는가? ② ‘MgCl’과 실제 MgCl₂를 비교해 마그네슘이 왜 Mg²⁺가 되는지 설명하라. ③ ‘NaCl₂’에서 Na의 두 번째 이온화 에너지(4562 kJ/mol, 내부 껍질 전자)가 모든 것을 망치는 것을 확인하라.

기체 상태의 이온쌍 Na⁺Cl⁻(이온 사이 거리 283 pm)와 Mg²⁺O²⁻(212 pm)의 쿨롱 퍼텐셜 에너지를 각각 kJ/mol 단위로 구하고 비를 계산하라.

풀이 보기

전략 $E = kQ_1Q_2/d$에 $Q = ze$를 넣고 아보가드로 수를 곱해 몰당 에너지로 바꾼다.

풀이 NaCl: $$E = \frac{(8.988\times10^9)(1.602\times10^{-19})^2(+1)(-1)}{283\times10^{-12}\,\text{m}} = -8.15\times10^{-19}\,\text{J}$$ $\times N_A = -4.91\times10^{5}$ J/mol $= -491$ kJ/mol. MgO: 전하 곱이 −4이고 거리가 212 pm이므로 $E = -491\times4\times\dfrac{283}{212} = -2.62\times10^3$ kJ/mol.

NaCl −491 kJ/mol, MgO −2620 kJ/mol, 비 ≈ 5.3

검토 실제 격자 에너지 비(3790/787 ≈ 4.8)와 비슷하다. 결정에서는 한 이온이 여러 이웃과 상호작용하므로(마델룽 상수 1.75) 값이 이온쌍보다 크지만, 경향은 쿨롱 법칙이 그대로 설명한다.

다음 자료로 KF의 격자 에너지를 구하라. ΔH_f°(KF, s) = −567.3 kJ/mol, K의 승화 엔탈피 89.0, K의 1차 이온화 에너지 419, F–F 결합 엔탈피 155(F 원자 1 mol당 79.4로 쓴다), F의 전자 친화도 −328 kJ/mol.

풀이 보기

전략 원소 → 기체 원자 → 기체 이온 → 고체의 경로에서 엔탈피 합이 ΔH_f°와 같다. 마지막 단계(기체 이온 → 고체)가 $-\Delta H_\text{격자}$다.

풀이 $$-567.3 = 89.0 + 419 + 79.4 + (-328) - \Delta H_\text{격자}$$ $$\Delta H_\text{격자} = 89.0 + 419 + 79.4 - 328 + 567.3 = 826.7\ \text{kJ/mol}$$

ΔH_격자(KF) ≈ 827 kJ/mol

검토 KCl(717)보다 크고 NaCl(787)보다도 크다. F⁻가 Cl⁻보다 훨씬 작기 때문이다(133 vs 181 pm). 격자 에너지는 양수로 쓰는 것이 관례다.

공유 결합과 결합 차수

두 비금속 원자, 예를 들어 수소 원자 두 개는 전자를 완전히 내어 줄 만큼 이온화 에너지가 작지 않다. 대신 두 원자가 가까워지면 각 전자가 두 핵 모두에 끌리는 영역(핵 사이)에 머무를 수 있게 되고, 그만큼 에너지가 내려간다. 이렇게 전자쌍을 나누어 갖는 결합을 공유 결합(covalent bond)이라 한다.

멀리 떨어진 두 H 원자: 상호작용이 없어 에너지 0.
약 110 pm까지 다가오면 1s 오비탈이 겹쳐 에너지가 내려간다.
74 pm에서 에너지가 가장 낮다 — 결합 길이. 우물 깊이 436 kJ/mol이 결합 엔탈피.
더 다가가면(약 40 pm) 핵–핵 반발로 에너지가 급격히 올라간다.

H₂의 퍼텐셜 에너지 곡선. 두 원자가 다가오면 에너지가 내려가 74 pm에서 최소(결합 길이)가 되고, 더 가까워지면 핵–핵 반발로 급격히 올라간다. 우물 깊이 436 kJ/mol이 H–H 결합을 끊는 데 드는 에너지다.

루이스 구조에서는 공유 전자쌍을 선 하나(—)로, 결합에 참여하지 않는 원자가 전자쌍을 점 두 개로 그린다. 후자를 비공유 전자쌍(lone pair)이라 한다. 두 원자가 전자쌍 둘, 셋을 공유하면 이중 결합, 삼중 결합이 된다.

$$\ce{H-H}\qquad \ce{O=O}\qquad \ce{N#N}\qquad \ce{H-C#N}$$

두 원자 사이 공유 전자쌍의 수를 결합 차수(bond order)라 한다. 결합 차수가 클수록 결합은 짧고 강하다.

결합	결합 차수	결합 길이 (pm)	결합 엔탈피 (kJ/mol)
C–C	1	154	348
C=C	2	134	614
C≡C	3	120	839
N–N	1	147	163
N=N	2	124	418
N≡N	3	110	941
C–O	1	143	358
C=O	2	123	799
C≡O	3	113	1072

원자 쌍

결합 차수

MINI LAB결합 차수를 1 → 2 → 3으로 올리면 두 원자가 가까워지고(실제 비율로 그린 결합 길이) 결합이 더 빨리 진동한다 — 단단한 용수철이다. 아래 막대는 같은 쌍의 세 결합을 나란히 비교한다. N–N은 단일 결합이 유난히 약하다(비공유쌍끼리의 반발).

두 배 강하지는 않다

C=C(614)는 C–C(348)의 두 배에 못 미친다. 두 번째 결합(10장의 π 결합)은 첫 번째(σ 결합)보다 겹침이 작아 약하다. 그래서 이중 결합은 하나만 끊어지는 첨가 반응을 잘 한다.

결합 극성과 전기음성도

H₂나 Cl₂처럼 같은 원자끼리의 결합에서는 전자쌍이 정확히 가운데에 있다. 그러나 HCl에서는 Cl이 전자쌍을 더 세게 끌어 Cl 쪽은 부분 음전하(δ−), H 쪽은 부분 양전하(δ+)를 띤다. 이런 결합을 극성 공유 결합(polar covalent bond)이라 한다.

전기음성도

분자 속 원자가 결합 전자쌍을 자기 쪽으로 끌어당기는 능력. 폴링(L. Pauling)은 결합 엔탈피 자료로 상대 척도를 만들었고, 가장 큰 F를 3.98로 정했다(폴링 척도(Pauling scale)).

전기음성도는 주기율표에서 오른쪽 위로 갈수록 커진다(F > O > N ≈ Cl > Br > C ≈ S ≈ I > H …). 8장의 이온화 에너지·전자 친화도 경향과 같은 이유 — 유효 핵전하가 크고 원자가 작을수록 전자를 세게 끈다. 비활성 기체 He, Ne, Ar은 결합을 거의 만들지 않아 값이 없다.

$$\Delta EN = |\chi_A - \chi_B|$$

대략적인 기준: $\Delta EN < 0.4$ 무극성 공유, $0.4 \le \Delta EN \le 2.0$ 극성 공유, $\Delta EN > 2.0$ 주로 이온 결합. 경계는 연속적이며 교재마다 조금씩 다르다(1.7–2.0).

ΔEN

MINI LAB이원자 결합 A–B의 전자 밀도 색 지도(빨강: 전자가 남는 δ−, 파랑: 모자라는 δ+). ΔEN을 0에서 3.2까지 밀거나 아래 띠의 삼각형을 끌어 보라. 경계에서 갑자기 바뀌는 것이 없다 — 무극성 공유 결합에서 이온 결합까지는 하나의 연속체(bonding continuum)다.

탄화수소의 C–H 결합(χ: C 2.55, H 2.20)은 결합의 성격으로 보아 어디에 속할까?

ΔEN = 0.35 < 0.4. 그래서 기름은 물과 섞이지 않는다. 아래에서 C–H를 고르거나 ΔEN 띠의 삼각형을 끌어 원소 B를 바꿔 보라.

SIMULATOR

전기음성도 차이와 결합의 성격

원소 A 원소 B

예

χ(A), χ(B)—

ΔEN—

결합의 성격—

폴링의 이온성 어림—

위: 전자 밀도(구름)가 전기음성도가 큰 원자 쪽으로 치우친 정도를 ΔEN에 비례해 그렸다. 화살표는 결합 쌍극자(δ+ → δ−). 아래: ΔEN 스펙트럼. 이온성은 폴링의 경험식 $1 - e^{-(\Delta EN)^2/4}$로 어림했다. 띠 아래의 검은 삼각형을 끌면 그 ΔEN에 가장 가까운 원소 B가 자동으로 골라진다. 해볼 것: ① C–H는 거의 무극성이라 탄화수소가 물과 섞이지 않는 이유가 된다. ② H–F, H–Cl, H–Br, H–I 순서로 극성이 줄어드는 것을 확인하라. ③ 두 원소를 모두 금속으로 고르면 어떻게 되는가?

쌍극자 모멘트

크기가 같고 부호가 반대인 전하 $\pm Q$가 거리 $r$만큼 떨어져 있으면 쌍극자 모멘트(dipole moment)가 생긴다.

$$\mu = Q\,r, \qquad 1\ \text{D (디바이)} = 3.336\times10^{-30}\ \text{C}\cdot\text{m}$$

전자 하나의 전하($1.602\times10^{-19}$ C)가 100 pm 떨어지면 $\mu = 4.80$ D이다. 측정한 $\mu$를 이 "완전 이온" 값과 비교하면 결합의 이온성을 어림할 수 있다.

부분 전하 $\pm$0.18가 결합 길이 127만큼 떨어져 있으면 $\mu = Qr$ = 이다. 같은 거리의 완전한 이온쌍이라면 .

HCl의 쌍극자 모멘트는 1.08 D, 결합 길이는 127 pm이다. H와 Cl 위의 부분 전하는 전자 전하의 몇 %인가?

풀이 보기

전략 완전한 이온 H⁺Cl⁻라면 $\mu = e\,r$. 측정값을 이 값으로 나누면 부분 전하의 비율이다.

풀이 $$\mu_\text{이온} = \frac{(1.602\times10^{-19}\,\text{C})(127\times10^{-12}\,\text{m})}{3.336\times10^{-30}\,\text{C}\cdot\text{m/D}} = 6.10\ \text{D}$$ $$\frac{Q}{e} = \frac{1.08}{6.10} = 0.177$$

δ = ±0.177e, 약 18%

검토 ΔEN = 0.96인 극성 공유 결합이므로 부분 전하가 0과 1 사이 — 절반에 훨씬 못 미치는 값이 타당하다. 같은 방법으로 HF는 약 41%가 나온다.

결합 극성 ≠ 분자 극성

CO₂의 C=O 결합은 극성이지만 두 결합 쌍극자가 정반대 방향이어서 분자 전체의 쌍극자 모멘트는 0이다. 분자의 극성은 분자 모양에 달려 있다 — 10장에서 벡터 합으로 다룬다.

루이스 구조 그리기와 형식 전하

분자나 다원자 이온의 루이스 구조는 다음 절차로 그린다.

원자가 전자를 모두 센다. 음이온이면 전하만큼 더하고, 양이온이면 뺀다. (SO₄²⁻: 6 + 4×6 + 2 = 32)
골격을 정한다. 보통 전기음성도가 작은 원자가 중심에 오고(H와 F는 항상 말단), 화학식에서 처음 나오는 원자가 중심인 경우가 많다.
중심 원자와 주변 원자를 단일 결합으로 잇는다(결합 하나 = 전자 2개).
남은 전자를 주변 원자에 비공유쌍으로 채워 옥텟을 만든다. 그래도 남으면 중심 원자에 놓는다.
중심 원자가 옥텟이 안 되면 주변 원자의 비공유쌍을 끌어와 이중·삼중 결합을 만든다.

HCN의 루이스 구조를 그려라.

풀이 보기

전략 위 다섯 단계를 차례로 따른다. H는 말단, C가 전기음성도가 N보다 작으므로 중심이다.

풀이 원자가 전자 1 + 4 + 5 = 10. 골격 H–C–N에 결합 2개(4 e⁻)를 쓰고 남은 6 e⁻를 N에 주면 N은 옥텟이지만 C는 4 e⁻뿐이다. N의 비공유쌍 두 개를 C–N 결합으로 옮겨 삼중 결합을 만든다: H–C≡N:, N에 비공유쌍 하나.

H–C≡N: (C와 N 모두 옥텟, 전체 10 e⁻)

검토 결합 4개(8 e⁻) + 비공유쌍 1개(2 e⁻) = 10 e⁻. H는 2 e⁻, C와 N은 8 e⁻.

형식 전하

옥텟을 만족하는 루이스 구조가 여러 개 가능할 때가 있다. 어느 것이 실제에 가까운지 판단하는 장부가 형식 전하(formal charge)다. 결합 전자를 두 원자가 정확히 반씩 나눠 가진다고 가정하고 각 원자의 전하를 셈한다.

$$FC = V - N - \tfrac12 B$$

$V$: 자유 원자의 원자가 전자 수, $N$: 그 원자의 비공유 전자 수, $B$: 그 원자가 참여한 결합 전자 수. 형식 전하의 합 = 분자(이온)의 전하.

형식 전하로 구조 고르기

① 원자들의 형식 전하가 0에 가까운(절댓값 합이 작은) 구조가 더 타당하다. ② 음의 형식 전하는 전기음성도가 큰 원자에 있는 구조가 더 타당하다. ③ 이웃한 원자가 같은 부호의 형식 전하를 갖는 구조는 불리하다.

CHALLENGE

루이스 구조 퍼즐: 전자쌍을 끌어 놓아라

분자·이온 형식 전하 보이기

원자가 전자 총수—

남은 전자—

Σ|FC|—

맞힌 문제0

판정왼쪽 아래 전자쌍(:)을 원자나 결합 위로 끌어 놓아라.

골격(단일 결합)은 주어져 있다. 왼쪽 아래의 전자쌍 토큰을 원자 위에 놓으면 비공유쌍이, 결합 위에 놓으면 결합이 한 겹 늘어난다. 원자나 결합을 짧게 누르면 하나씩 되돌린다. 원자 아래 숫자는 그 원자 둘레의 전자 수, 원 안 숫자는 형식 전하다. 채점은 ① 전자 수 ② 옥텟(H는 2) ③ 형식 전하가 가장 작은 구조인지를 차례로 본다. 해볼 것: ① CO₂와 HCN을 먼저 풀어 다중 결합이 언제 필요한지 감을 잡아라. ② O₃과 NO₃⁻는 정답이 여러 개다(공명). ③ SCN⁻에서 옥텟은 맞지만 형식 전하 판정에서 떨어지는 구조를 일부러 만들어 보라.

N₂O(원자 배열 N–N–O)에 대해 옥텟을 만족하는 구조 N=N=O, N≡N–O, N–N≡O 가운데 형식 전하로 보아 가장 타당한 것은?

N=N=O와 N≡N–O는 Σ|FC| = 2로 같지만, N≡N–O는 음전하가 가장 전기음성인 O에 있다. N–N≡O는 Σ|FC| = 4. 아래 계산기에서 N₂O의 후보를 눌러 확인하라.

SIMULATOR

형식 전하 계산기: 어느 루이스 구조가 가장 타당한가

분자·이온

후보 구조

원자가 전자 수—

형식 전하 합—

Σ|FC|—

판정—

각 원자 위의 원 안 숫자가 형식 전하, 원자 아래 숫자는 그 원자 둘레의 전자 수(옥텟이면 8)다. 해볼 것: ① SCN⁻와 OCN⁻는 전자 수가 같은데 가장 타당한 구조가 다르다. 음전하가 어느 원자에 가는지 보라. ② N₂O에서 산소가 가운데 있는 배열(N–O–N)은 왜 불리한가? ③ 풀민산 이온 CNO⁻는 어떤 구조도 형식 전하가 작지 않다 — 풀민산염이 폭발성인 이유와 관련이 있다.

SCN⁻에 대해 옥텟을 만족하는 세 구조 [S=C=N]⁻, [S–C≡N]⁻, [S≡C–N]⁻의 형식 전하를 구하고 가장 타당한 구조를 골라라.

풀이 보기

전략 원자가 전자는 6 + 4 + 5 + 1 = 16. 각 구조에서 비공유 전자를 옥텟이 되게 배치한 뒤 $FC = V - N - B/2$.

풀이 [S=C=N]⁻: S 6 − 4 − 2 = 0, C 4 − 0 − 4 = 0, N 5 − 4 − 2 = −1.
[S–C≡N]⁻: S 6 − 6 − 1 = −1, C 0, N 5 − 2 − 3 = 0.
[S≡C–N]⁻: S 6 − 2 − 3 = +1, C 0, N 5 − 6 − 1 = −2.

[S=C=N]⁻ (음전하가 가장 전기음성인 N에)가 가장 크게 기여하고, [S–C≡N]⁻가 그다음이다.

검토 앞의 두 구조는 Σ|FC| = 1로 같으므로 규칙 ②로 가른다. N(3.04)이 S(2.58)보다 전기음성이므로 첫 구조. 실제로는 두 구조가 공명(다음 절)하며, 세 번째 구조는 거의 기여하지 않는다.

형식 전하는 실제 전하가 아니다

형식 전하는 전자를 똑같이 나눈다는 가정의 장부일 뿐이고, 산화수(4장)는 반대로 전자를 전부 전기음성인 쪽에 준다는 가정이다. 실제 부분 전하는 그 중간 어딘가에 있다.

공명 구조

오존 O₃의 루이스 구조를 그리면 O=O–O와 O–O=O 두 가지가 똑같이 좋다. 하나만 고르면 한쪽 결합은 짧고(이중) 다른 쪽은 길어야(단일) 하지만, 실험으로 잰 두 O–O 결합은 모두 128 pm로 같다 — O–O 단일 결합(148 pm)과 O=O 이중 결합(121 pm)의 중간이다.

오존의 두 공명 구조(왼쪽)와 실제 분자를 나타내는 공명 혼성체(오른쪽). 양쪽 화살표 ↔는 두 구조 사이를 오가는 것이 아니라, 실제 구조가 둘의 평균이라는 뜻이다.

원자의 배열은 같고 전자의 배치만 다른 루이스 구조들을 공명 구조(resonance structures)라 하고, 실제 분자는 이들을 섞은 공명 혼성체(resonance hybrid)로 본다. 혼성체에서 전자는 여러 원자에 걸쳐 비편재화되어 있다(10장). 평균 결합 차수는 다음과 같이 셈한다.

$$\text{평균 결합 차수} = \frac{\text{공명 구조들에 걸친 해당 결합들의 총 결합 수}}{\text{같은 종류 결합의 수}}$$

O₃: 결합 3개가 두 자리에 → 3/2 = 1.5. NO₃⁻·CO₃²⁻: 결합 4개가 세 자리에 → 4/3 ≈ 1.33.

한 공명 구조에서 다른 공명 구조로 넘어갈 때 움직이는 것은 원자가 아니라 전자쌍이다. 유기화학에서 널리 쓰는 굽은 화살표(curved arrow)는 전자쌍 하나가 어디에서 어디로 가는지를 표시한다. 화살표의 꼬리는 전자쌍이 있던 곳(비공유쌍 또는 결합), 머리는 전자쌍이 갈 곳이다.

공명 구조 A: 왼쪽 O=O 이중 결합, 오른쪽 O는 비공유쌍 3개와 형식 전하 −1.
① 오른쪽 O의 비공유쌍이 O–O 사이로 들어가 새 π 결합이 되고, ② 왼쪽 π 결합의 전자쌍은 왼쪽 O의 비공유쌍이 된다.
결과는 공명 구조 B: 이중 결합과 음전하의 자리가 서로 바뀌었다. 전자의 총수와 원자 위치는 그대로다.
실제 분자는 A와 B의 평균인 공명 혼성체다. π 전자쌍이 양쪽 결합에 퍼져 결합 차수 1.5, 끝 O의 전하는 각각 −½.

굽은 화살표로 본 오존의 공명. ▶를 눌러 전자쌍이 옮겨 가는 과정을 단계별로 보라. 화살표는 "전자가 실제로 왔다 갔다 한다"는 뜻이 아니라 두 구조의 관계를 나타내는 장부다.

CO₃²⁻의 공명 구조를 모두 그리고, C–O 결합의 평균 결합 차수와 각 O의 평균 형식 전하를 구하라.

풀이 보기

전략 원자가 전자 4 + 3×6 + 2 = 24. 단일 결합 셋으로는 C가 6 e⁻뿐이므로 이중 결합이 하나 필요하고, 그 이중 결합은 세 O 중 어디에나 놓을 수 있다.

풀이 세 공명 구조: 각 구조에서 C=O 하나(O의 FC 0), C–O 둘(각 O의 FC −1), C의 FC 0. 결합 수 합 4가 세 자리에 나뉘므로 평균 결합 차수 $4/3$. 형식 전하 합 −2가 세 O에 고르게 퍼져 각 $-2/3$.

결합 차수 1.33, 각 O의 평균 형식 전하 −⅔

검토 실측 C–O 결합 길이는 세 개 모두 129 pm로 같아 C–O(143)와 C=O(123) 사이다. 공명 혼성체의 예측과 일치한다.

화학종

MINI LAB왼쪽은 공명 구조들이 차례로 바뀌는 모습(왼쪽 그림을 누르면 다음 구조), 오른쪽은 그 평균인 공명 혼성체다. 혼성체의 각 결합에 적힌 수가 평균 결합 차수, 원자 옆 수가 평균 형식 전하다. 단일·이중 결합의 길이와 실측 길이를 비교해 보라 — 실측값은 언제나 그 사이에 있다.

벤젠

C₆H₆의 케쿨레 구조 두 개도 공명 구조다. 실제 벤젠의 C–C 결합 여섯 개는 모두 139 pm로 같고, 고리를 원으로 그려 비편재화된 전자를 나타낸다.

옥텟 규칙의 예외

옥텟 규칙은 많은 분자에서 맞지만, 세 종류의 중요한 예외가 있다.

홀수 전자

원자가 전자 수가 홀수이면 모든 원자가 옥텟일 수 없다. NO(11 e⁻), NO₂(17 e⁻), ClO₂. 짝짓지 않은 전자를 가진 이런 분자를 라디칼(radical)이라 하며 반응성이 크다. NO₂ 두 분자는 쉽게 이합체 N₂O₄를 만든다.

옥텟 부족

B, Be 같은 원자는 8개보다 적은 전자로 안정할 수 있다. BF₃에서 B는 6 e⁻. B=F 이중 결합 구조는 F에 +1 형식 전하를 주므로 불리하다. 대신 BF₃는 비공유쌍을 받아들여 옥텟을 채우려 한다: $\ce{BF3 + NH3 -> F3B-NH3}$.

확장 원자가 껍질

3주기 이하의 중심 원자는 8개보다 많은 전자를 가질 수 있다: PCl₅(10), SF₆(12), XeF₄(12), I₃⁻(10). 원자가 크면 주위에 더 많은 원자가 들어갈 자리가 있다. 2주기 원자(C, N, O, F)는 결코 옥텟을 넘지 않는다.

옥텟이 부족한 BF₃는 다른 분자의 비공유쌍을 받아 옥텟을 채운다. NH₃의 비공유쌍이 B의 빈 오비탈로 들어가 B–N 결합이 생기고, 형식 전하는 B −1, N +1이 된다. 전자쌍을 받는 쪽을 루이스 산, 주는 쪽을 루이스 염기라 한다(15장).

XeF₄의 루이스 구조를 그리고, 중심 원자 Xe 둘레의 전자 수와 비공유쌍 수를 구하라.

풀이 보기

전략 원자가 전자를 세고, 결합 4개와 F의 비공유쌍을 먼저 채운 뒤 남는 전자를 중심 원자에 둔다.

풀이 8 + 4×7 = 36 e⁻. Xe–F 결합 4개(8 e⁻), 각 F에 비공유쌍 3개(4×6 = 24 e⁻) → 남은 4 e⁻는 Xe에 비공유쌍 2개로. Xe 둘레: 결합 4개(8 e⁻) + 비공유쌍 2개(4 e⁻) = 12 e⁻.

Xe 둘레 12 e⁻, 비공유쌍 2개 (모든 형식 전하 0)

검토 결합 전자 8 + F 비공유 24 + Xe 비공유 4 = 36. 10장에서 이 여섯 개의 전자 영역이 팔면체로 배열되어 평면 사각형 분자가 됨을 본다.

SF₆에서 중심 원자 S 둘레에는 전자가 몇 개 있을까?

S–F 결합 6개 × 2 = 12 e⁻. S는 3주기라 옥텟을 넘을 수 있다. 아래에서 SF₆를 골라 전자 계수 고리가 8칸을 넘어 넘치는 것을 보라.

SIMULATOR

중심 원자 둘레의 전자 세기: 옥텟의 예외

분자·이온

원자가 전자 총수—

중심 원자 둘레 전자—

예외의 종류—

오른쪽 고리는 중심 원자 둘레 전자를 한 칸에 하나씩 채운 것이다(8칸 = 옥텟). 홀전자는 주황, 옥텟 부족은 빨간 빈칸, 확장 원자가 껍질은 바깥 고리로 넘친다. 해볼 것: ① NO, NO₂, ClO₂는 전자 총수가 홀수라 누군가는 반드시 홀전자를 갖는다. ② BF₃를 고르고 NH₃를 다가가게 해 B가 옥텟을 채우는 순간을 보라. ③ 확장 원자가 껍질을 갖는 중심 원자가 모두 3주기 이하인 것을 확인하라.

확장 옥텟과 형식 전하의 긴장

SO₄²⁻에서 S=O 이중 결합 두 개를 그리면 모든 형식 전하가 0에 가까워지지만 S는 12 e⁻가 된다. 반대로 단일 결합만 그리면 S는 옥텟이지만 형식 전하 +2를 갖는다. 고전적 교재는 앞의 구조를, 현대 양자 화학 계산은 d 오비탈이 거의 쓰이지 않는다는 이유로 뒤의 구조(극성이 큰 S–O 결합)를 더 지지한다. 시험에서는 교재의 기준을 따르되, 형식 전하 규칙이 절대적이지 않음을 기억하라.

결합 엔탈피와 반응 엔탈피 추정

기체 분자 1 mol 속의 특정 결합을 끊어 기체 조각으로 만드는 데 드는 엔탈피 변화를 결합 엔탈피(bond enthalpy) $D$라 한다. 결합을 끊는 것은 항상 흡열($D > 0$)이다. 이원자 분자는 값이 정확히 정해지지만(H–H 436 kJ/mol), C–H처럼 여러 분자에 나오는 결합은 분자마다 조금씩 달라서 평균값을 표로 쓴다.

결합	D	결합	D	결합	D
H–H	436	C–C	348	O–H	463
C–H	413	C=C	614	O=O	495
N–H	391	C≡C	839	N≡N	941
H–F	567	C–O	358	F–F	155
H–Cl	431	C=O (CO₂)	799	Cl–Cl	242
H–Br	366	C–N	293	Br–Br	193
C–Cl	328	C≡N	891	N–N	163

모든 반응은 반응물의 결합을 끊고(흡열) 생성물의 결합을 만드는(발열) 과정으로 생각할 수 있다. 헤스 법칙에 따라

$$\Delta H_\text{반응} \approx \sum D(\text{끊는 결합}) - \sum D(\text{만드는 결합})$$

기체 반응에서 성립하는 어림식. 평균 결합 엔탈피를 쓰므로 오차가 수 % 생긴다. 정확한 값이 필요하면 표준 생성 엔탈피(6장)를 쓴다.

결합 엔탈피로 $\ce{CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(g)}$의 ΔH를 추정하라.

풀이 보기

전략 각 분자의 루이스 구조에서 결합을 센다. CH₄: C–H 4개, O₂: O=O 1개, CO₂: C=O 2개, H₂O: O–H 2개.

풀이 끊는 결합: $4(413) + 2(495) = 2642$ kJ. 만드는 결합: $2(799) + 4(463) = 3450$ kJ. $$\Delta H \approx 2642 - 3450 = -808\ \text{kJ}$$

ΔH ≈ −808 kJ (생성 엔탈피로 구한 값 −802 kJ)

검토 강한 C=O·O–H 결합이 생기므로 크게 발열한다. 평균 결합 엔탈피 어림이 1% 이내로 맞았다. 메테인이 좋은 연료인 이유는 CO₂와 H₂O의 결합이 매우 강하기 때문이다.

CHALLENGE

끊고 다시 잇기: 반응열 어림 도전

반응 (모두 기체)

결합 목록 미리 보기

내 예측 ΔH—

ΣD(끊음) − ΣD(만듦)—

판정—

명중0 / 0

에너지 축 오른쪽의 보라색 손잡이를 끌어 ΔH를 먼저 예측한 뒤 ▶를 누르라. 반응물의 결합이 하나씩 끊어지며(위로, 흡열) 기체 원자들이 되었다가, 생성물의 결합이 생기며(아래로, 발열) 내려온다. 예측이 어림값의 ±10%(또는 ±30 kJ) 안에 들면 명중이다. 해볼 것: ① 연소 반응은 끊는 결합도 많지만 만드는 C=O·O–H가 더 강하다. ② 에틸렌 수화처럼 ΔH가 작은 반응은 큰 두 수의 차이라 어림 오차가 상대적으로 크다.

결합 길이

두 핵 사이의 평균 거리가 결합 길이(bond length)다. 같은 두 원자 사이에서는 결합 차수가 클수록 짧고 강하다(C–C 154 → C=C 134 → C≡C 120 pm). 단일 결합 길이는 대략 두 원자의 공유 반지름의 합으로 어림할 수 있다(8장). 원자가 클수록 결합이 길고 약해진다: H–F 92, H–Cl 127, H–Br 141, H–I 161 pm.

핵심 정리

루이스 기호의 점은 원자가 전자다. 원자는 옥텟(H는 2개)을 이루려는 경향이 있다.
이온 결합의 세기는 쿨롱 법칙 $E \propto Q_+Q_-/d$을 따른다. 격자 에너지는 이온 전하가 클수록, 이온이 작을수록 크며 본–하버 순환(헤스 법칙)으로 구한다.
공유 결합은 공유 전자쌍이 두 핵을 함께 끌어 생긴다. 결합 차수가 클수록 결합은 짧고 강하다.
전기음성도 차이 ΔEN으로 결합의 극성을 판단한다(<0.4 무극성, 0.4–2.0 극성 공유, >2.0 이온). 쌍극자 모멘트 $\mu = Qr$.
루이스 구조는 전자 세기 → 골격 → 단일 결합 → 주변 원자 옥텟 → 다중 결합 순으로 그린다. 형식 전하 $FC = V - N - B/2$가 0에 가깝고 음전하가 전기음성 원자에 있는 구조가 타당하다.
공명 혼성체는 여러 공명 구조의 평균이며 전자가 비편재화된다. 옥텟의 예외: 홀수 전자, 옥텟 부족(B, Be), 확장 원자가 껍질(3주기 이하).
$\Delta H \approx \sum D_\text{끊는} - \sum D_\text{만드는}$으로 기체 반응의 엔탈피를 어림한다.

연습문제

수치 답은 유효숫자 3자리 정도로 입력하며 ±1% 이내면 정답이다. 결합 엔탈피는 9.8절의 표를, 전기음성도는 폴링 값(부록 A 주기율표)을 쓴다. $k = 8.988\times10^9$ J·m/C², $e = 1.602\times10^{-19}$ C, 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m.

SO₄²⁻와 NO₃⁻의 루이스 구조에 쓰이는 원자가 전자의 총수를 각각 구하라.

음이온은 전하 수만큼 전자를 더한다.

SO₄²⁻: 6 + 4×6 + 2 = 32. NO₃⁻: 5 + 3×6 + 1 = 24.

다음 중 격자 에너지가 가장 큰 것은?

MgO는 이온 전하가 +2, −2로 전하 곱이 다른 화합물(1×1)의 4배이고 이온도 작다. 격자 에너지 약 3790 kJ/mol로 압도적이다.

Na⁺(102 pm)와 F⁻(133 pm)가 접해 있는 기체 이온쌍의 쿨롱 퍼텐셜 에너지를 kJ/mol 단위로 구하라($N_A = 6.022\times10^{23}$).

이온 사이 거리는 두 반지름의 합 235 pm이다.

$E = -\dfrac{(8.988\times10^9)(1.602\times10^{-19})^2}{235\times10^{-12}} = -9.82\times10^{-19}$ J, $\times N_A = -5.91\times10^5$ J/mol = −591 kJ/mol.

LiF의 격자 에너지를 구하라. ΔH_f°(LiF, s) = −616.0 kJ/mol, Li 승화 159.3, Li의 이온화 에너지 520.2, ½F₂ → F(g) 79.4, F의 전자 친화도 −328.0 kJ/mol.

$\Delta H_\text{격자} = 159.3 + 520.2 + 79.4 - 328.0 + 616.0 = 1046.9$ kJ/mol ≈ 1047 kJ/mol.

MgCl₂의 격자 에너지는 2522 kJ/mol이다. Mg 승화 147.1, Mg의 1·2차 이온화 에너지 737.7·1450.7, Cl–Cl 결합 엔탈피 242.6, Cl의 전자 친화도 −348.6 kJ/mol일 때 MgCl₂(s)의 표준 생성 엔탈피를 구하라.

Cl⁻가 두 개 필요하다. Cl₂ 1 mol을 끊어 Cl 원자 2 mol, 전자 친화도도 두 번.

$\Delta H_f^\circ = 147.1 + 737.7 + 1450.7 + 242.6 + 2(-348.6) - 2522 = -641$ kJ/mol (표의 값 −641.3과 일치).

다음 결합 중 극성이 가장 큰 것은?

ΔEN: C–H 0.35, N–H 0.84, O–H 1.24, F–H 1.78. F–H가 가장 크다.

HF의 쌍극자 모멘트는 1.82 D, 결합 길이는 91.7 pm이다. H–F 결합의 부분 전하는 전자 전하의 몇 %인가?

$\mu_\text{이온} = (1.602\times10^{-19})(91.7\times10^{-12})/(3.336\times10^{-30}) = 4.40$ D. 1.82/4.40 = 0.413 → 41.3%.

SO₄²⁻에서 (가) 네 결합이 모두 단일 결합인 구조와 (나) S=O 이중 결합이 두 개인 구조에서 S의 형식 전하를 각각 구하라.

(가) S: 비공유 전자 0, 결합 전자 8 → 6 − 0 − 4 = +2. (나) 결합 전자 12 → 6 − 0 − 6 = 0.

N₂O에서 어느 원자가 중심에 오는 배열(NNO 또는 NON)이 형식 전하로 보아 더 타당한가? 중심 원자의 원소 기호를 입력하라.

N=O=N 구조에서 O의 형식 전하를 계산해 보라.

N=O=N이면 중심 O가 6 − 0 − 4 = +2, 양끝 N이 각각 −1이 되어 가장 전기음성인 원자가 큰 양전하를 갖는다. N≡N–O(FC 0, +1, −1)가 훨씬 낫다. 중심은 N.

NO₂⁻와 NO₃⁻에서 N–O 결합의 평균 결합 차수를 각각 구하라. 어느 쪽 N–O 결합이 더 짧은가?

NO₂⁻: 결합 3개 / 2자리 = 1.5. NO₃⁻: 4개 / 3자리 = 1.33. 결합 차수가 큰 NO₂⁻의 N–O 결합이 조금 더 짧다.

다음 중 중심 원자가 옥텟보다 적은 전자를 갖는 분자는?

BCl₃의 B는 결합 3개로 6 e⁻다. PCl₅(10)와 SF₄(10)는 확장 원자가 껍질, NH₃는 옥텟.

결합 엔탈피로 $\ce{H2(g) + Cl2(g) -> 2HCl(g)}$의 ΔH를 추정하라.

$436 + 242 - 2(431) = -184$ kJ. (생성 엔탈피로 구한 값 2 × (−92.3) = −184.6 kJ)

에틸렌의 수소 첨가 $\ce{H2C=CH2(g) + H2(g) -> H3C-CH3(g)}$의 ΔH를 결합 엔탈피로 추정하라.

변하지 않는 C–H 결합 4개는 양쪽에서 상쇄된다.

끊음: C=C 614 + H–H 436 = 1050. 만듦: C–C 348 + C–H 2 × 413 = 1174. ΔH ≈ 1050 − 1174 = −124 kJ (실측 −137 kJ).

메탄올 기체의 연소 $\ce{CH3OH(g) + 3/2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(g)}$에 대해 메탄올 1 mol당 ΔH를 결합 엔탈피로 추정하라.

CH₃OH: C–H 3개, C–O 1개, O–H 1개.

끊음: 3(413) + 358 + 463 + 1.5(495) = 2802.5. 만듦: 2(799) + 4(463) = 3450. ΔH ≈ −647.5 ≈ −648 kJ/mol (생성 엔탈피로 구한 값 −676 kJ/mol).

Ca²⁺(100 pm)와 O²⁻(140 pm)가 접해 있는 기체 이온쌍의 쿨롱 퍼텐셜 에너지를 kJ/mol 단위로 구하라. 같은 방법으로 구한 Na⁺Cl⁻(−491 kJ/mol)의 몇 배인지도 생각해 보라.

전하 곱은 (+2)(−2) = −4, 거리는 240 pm.

$E = \dfrac{(8.988\times10^9)(1.602\times10^{-19})^2(-4)}{240\times10^{-12}}\times 6.022\times10^{23} = -2.32\times10^{6}$ J/mol = −2315 kJ/mol. NaCl의 약 4.7배.

사이안화 이온의 루이스 구조 [:C≡N:]⁻에서 탄소 원자의 형식 전하를 구하라.

C: $V = 4$, 비공유 전자 2, 결합 전자 6 → $4 - 2 - 3 = -1$. N: $5 - 2 - 3 = 0$. 합 −1 = 이온의 전하. 음전하가 덜 전기음성인 C에 있지만, 옥텟을 만족하는 다른 구조가 없다.

HBr의 쌍극자 모멘트는 0.82 D, 결합 길이는 141 pm이다. H–Br 결합의 부분 전하는 전자 전하의 몇 %인가?

$\mu_\text{이온} = (1.602\times10^{-19})(141\times10^{-12})/(3.336\times10^{-30}) = 6.77$ D. 0.82/6.77 = 0.121 → 12.1%. HCl(18%)보다 작다 — ΔEN이 0.76으로 더 작기 때문이다.

로켓 연료 하이드라진의 반응 $\ce{H2N-NH2(g) + O2(g) -> N2(g) + 2H2O(g)}$의 ΔH를 결합 엔탈피로 추정하라.

N₂H₄: N–N 1개, N–H 4개. 생성물: N≡N 1개, O–H 4개.

끊음: 163 + 4(391) + 495 = 2222. 만듦: 941 + 4(463) = 2793. ΔH ≈ 2222 − 2793 = −571 kJ. 약한 N–N 결합이 끊어지고 아주 강한 N≡N이 생기는 것이 큰 발열의 원인이다.

다음 중 동등한 공명 구조를 그릴 수 없는 것은?

H₂O는 단일 결합 2개와 O의 비공유쌍 2개로 루이스 구조가 하나뿐이다. 나머지는 이중 결합의 자리를 바꾼 동등한 구조가 2–3개 있다.

개념 확인 퀴즈

기체 Na와 Cl 원자에서 Na⁺와 Cl⁻를 만드는 과정은 흡열이다. 그런데도 NaCl(s)의 생성이 크게 발열인 주된 이유는?

이온화(496) − 전자 친화도(349) = +147 kJ/mol의 비용을 격자 형성(−787 kJ/mol)이 크게 갚는다.

CO₂ 분자에 대해 옳은 것은?

ΔEN = 0.89인 극성 결합 두 개가 직선 분자에서 서로 상쇄된다.

공명 구조에 대한 설명으로 옳은 것은?

공명 구조는 원자 배열이 같고 전자 배치만 다르다. 실제 분자는 한 구조에 머무르지 않고 늘 혼성체 상태다.

다음 중 옥텟보다 많은 전자를 가질 수 없는 중심 원자는?

2주기 원소는 원자가 껍질(n = 2)에 s·p 오비탈 4개뿐이고 원자가 작아 8개를 넘지 않는다. NCl₅는 존재하지 않지만 PCl₅는 존재한다.

탄소–탄소 결합을 짧은 것부터 늘어놓은 것은?

120 < 134 < 139 < 154 pm. 벤젠의 결합 차수는 1.5로 단일과 이중 사이다.