아낌없이 주는 나무

1. 원자의 구성

 가. 원자의 구조

 ▣ 원자(原子, atom)는 물질을 이루는 가장 작은 단위이다. 물질들이 원소로 구성되어 있기에, 원자는 화확 반응을 통해

      더 쪼갤 수 없는 단위를 말한다. 모든 고체, 액체, 기체, 플라즈마가 전부 원자로 이루어져 있다. 원자는 원자핵과 전자

      로 이루어져 있으며, 원자핵은 중성자와 양성자로 구성된다. 또 핵반응을 통해서는 더 작은 단위로 나뉜다. 원자와 혼동

      하기 쉬운 개념으로 '원소'를 들 수 있는데, 원자가 물질을 구성하는 기본 입자라고 한다면, 원소는 물질을 이루는 성분

      의 종류라고 하겠다. 한편, 여러 원자의 화학적 결합으로 이루어진 분자는 물질의 성질을 가지는 가장 작은 입자이다.

  ② 최외각전자 (원자가 전자 또는 가전자)

    ㉠ 전자껍질에 전자가 채워졌을 때 제일 바깥 전자껍질에 들어 있는 전자를 최외각 전자라고 하며,

         그 원자의 화학적 성질을 결정한다.

    ㉡ 8개 이상일 때는 안정하다. (K껍질만은 원자 2개 안정) : 주기율표 0족 원소의 전자배열

    ㉢ n번에 들어갈 수 있는 전자의 최대수는 2n2 이다.

​

[참고] 팔우설 (Octet theory)

  ◈ 모든 원자들은 주기율표 0족에 있는 비활성 기체 (Ne, Ar, Kr, Xe 등)와 같이 최외각 전자 8개를 가져서 안정하려는

       경향 (단, He은 2개의 가전자를 가지고 있으며 안정하다.)

​

다. 궤도함수 (오비탈)

  ① 오비탈은 하나의 전자가 가장 가능성이 높게 차지하고 있음직한 핵 주위 공간의 부피를 말한다.

       원자의 양자역학적 모형에 의하면, 유체 속의 파동을 수학적으로 계산하는 파동 방정식의 해를 파동함수 또는 오비탈

       (orbital)이라고 한다.

      오비탈의 전자구름은 뚜렷한 경계선을 가지고 있지는 않으나, 실질적인 존재위치, 전자가 대부분 머무르게 되는 공간

      의 한계점을 정할 수 있다.

      오비탈은 s, p, d, f 로 표시하며, 각각 다른 모양을 하는 4 종류가 존재한다.

  ② s 오비탈은 중앙에 핵이 존재하는 구 형태를 띄고 있고, p 오비탈은 아령 모양, d 오비탈은 다섯 개가 존재하는데, 네 개

       는 클로버 모양을 띄고 있고, 나머지 한 개는 늘어난 아령의 가운데 부분을 도넛이 감싸고 있는 모양이다.

  바닥 상태 전자 배치(ground state electronic configuration)는 해당 원자의 전자들에 의해 채워지는 오비탈에 대한

  배열을 말한다.

  이 배열은 세 가지 규칙에 의해 결정된다.

1. 1s→ 2s→ 2p→ 3s→ 3p→ 4s→ 3d 순서에 따라 가장 낮은 에너지 오비탈로부터 먼저 채워져야 한다.

2. 스핀은 위 (↑) 와 아래(↓)로 표시되는 두 가지 배향을 가질 수 있다. 한 오비탈에는 두 개의 전자만 채울 수 있으며,

    두 개의 전자는 서로 반대 방향을 띄고 있어야한다. (파울리 배타 원리에서 배웠을 것이다.)

3. 에너지가 동일한 두 개 또는 그 이상 비어 있는 오비탈이 존재한다면, 모든 오비탈이 반 씩 채워질 때까지는 각 오비탈

    마다 같은 스핀을 가진 한 개씩의 전자만을 채운다. (훈트 법칙)

   (세 오비탈에 세 개의 전자를 채운다고 할때, 한 개의 오비탈을 다 채우고 두 번째 오비탈에 한개를 채우는게 아닌,

     세 개의 오비탈에 위를 향하는 스핀을 한 개씩을 채워 넣는 것이다.)

​

라. 원자가 전자와 원소의 성질

  ▣ 원자들은 최외곽에 전자 8개 (H, He은 2개)를 채워 주어 안정한 모양으로 되기 위하여 서로 전자를 주고 받음으로써

       모든 화합물이 이루어지며, 이 때 최외각의 전자를 원자가 전자 (=가전자)라 하고 원자가 전자에 의해 원소의 성질이

       결정된다.

  ▣ 예를 들면, 11Na은 최외각에 전자가 1개가 있으므로 7개를 받는 것 보다는 1개를 내어 주려는 성질이 있으며, 17Cl는

       최외각에 전자 7개가 있으므로 1개를 받으려 한다. 따라서, Na과 Cl가 만난다면 전자 1개를 주고 받음으로써 소금

        (NaCl)이란 화합물을 만든다. 이 때 전자를 준 Na은 Na+(양이온), 전자를  받은 Cl- (음이온)이 된다.

​

마. 부전자각

  ① 에너지 준위 (energy level) : 원자핵에 있는 전자각은 K, L, M, … 등으로 층이 커짐에 따라 에너지가 많아지는데,

                  이를 에너지 준위라 한다. 전자각에 있는 전자들은 다시 에너지 준위에 따라 s · p · d · f의 궤도로 나눌 수 있다.

                  이 때 에너지는 s < p < d < f 의 차례로 증가하며, 각 궤도에 들어 갈 수 있는 최대 전자수는 s =2, p=6, d = 10,

                   f = 14 이다.

      전자각 K 각에는 n = 1 로서            s 오비탈만이 존재

                  L 각에는 n = 2                     s · p 오비탈이 존재

                  M 각에는 n = 3                    s · p · d 3개의 오비탈이 존재

​

       즉, 전자각을 자세히 설명하면

      로 되며, 이 때 쌍을 이루지 않은 스핀 양자수를 부대전자라 한다. 따라서 7N의 경우 3개의 부대전자가 있게 된다.

  예) 8O의 경우 1s2, 2s2, 2p4 이므로 부대전자수는 훈트의 규칙에 의해 2개가 된다.

​

 ③ 가전자 (최외각전자) ​​: 전자는 각 궤도에 2n2개 들어 갈 수 있으나 실제 원자의 제일 바깥쪽의 전자 (최외각 전자)수는

                 주기율표의 족의 수와 일치한다. 그러나 원자는 최외각 전자 8개를 만들어 안정한 상태로 되려고 한다. 이러한

                 설을 팔우설 (Octet rule)이라 한다.

      ※ 최외각 궤도에 존재하는 전자수로써 모든원자의 원자가가 결정되므로 이 최외각 전자를 원자가 전자 또는 가전자라

          한다. 가전자 수가 같으면 화학적 성질이 비슷하다.

​

<참고> 자기 양자수

 ▣ 각 부껍질의 에너지 준위는 일정하므로, 이 사이의 전자의 이동으로 생기는 스펙트럼은 1개이어야 만 되지만, 원자를

      자기장 (磁氣場)에 걸어 보면, 스펙트럼선은 몇 개로 나뉘어진다. 이와같은 사실은 같은 에너지 준위의 부껍질이라

      하더라도 서로 방향이 다른 것이 있음을 의미한다.

​

3. 원소의 주기율

가. 주기율

  ① 멘델레예프 (D. I. Mendeleev)의 주기율 : 1869년 러시아의 멘델레예프는 당시에 발견된 63종의 원소를 계통적으로

                                                                         분류하여 다음과 같은 것을 발견하였다.

  ② 모즐리 (Moseley)의 주기율 : 1913년 영국의 물리학자 모즐리는 원자량의 순서와 원소의 성질이 일치하지 않는 곳이

                  있다는 것을 알고, 각 원소로 부터 나오는 X선의 파장을 측정하여 이 파장이 짧은 것 부터 순서대로 번호를

                  정하였다.

                 이 번호가 원자번호이다.

 나. 이온화 에너지 (출제빈도 높음) ★★★

   ① 이온화 에너지(ionization energy) : 원자나 분자에서 전자를 떼어내는 데 드는 에너지를 말한다.

                   이온화 에너지가 클수록 그 입자는 전자를 잃기가 더 어렵게 된다. 가리움 효과와 유효 핵전하의 변화로 인해

                   주기율표 상에선 이온화 에너지는 오른쪽 위로 갈수록(즉, 주기가 감소하고 족이 증가할수록) 증가하는 경향이

                   있지만 이 경향성은 2족과 13족, 15족과 16족 사이에선 역전되는 경향이 있는데 이는 그 지점에서, 해당 원자

                   의 맨 마지막 전자가 들어간 오비탈이 바뀌기 때문이다.

                   2족은 s오비탈에 2개의 원자가 전자를 갖지만 13족은 s오비탈에 2개, p오비탈에 1개의 전자를 갖는데, 쌓음

                   원리에 의해 안정된 s오비탈의 전자를 떼어내는 것이 p오비탈의 전자를 떼어내는 것보다 더 어렵기 때문이다.

                   또 15족은 각각의 p오비탈 세부구조(px오비탈, py오비탈, pz오비탈)에 1개씩의 전자를 갖지만 16족은 앞에서

                   서술한 세 세부구조 중 하나에 두 개의 전자를 갖게 되는데, 훈트의 규칙에 의해 각각의 오비탈 세부구조는 가

                   능한 한 적은 수의 전자를 가지려 하기 때문에 최외각 오비탈에 전자를 2개 포함한 오비탈을 갖고 있는 16족에

                   서 전자를 떼어내는 것이 모든 최외각 오비탈에 전자가 1개씩만 들어 있는 15족에서 전자를 떼어내는 것보다

                   더 쉽기 때문이다.

   ⊙ 이온화 에너지가 가장 작은 것은 알칼리금속이며 양이온이 되기 쉬우며, 이온화 에너지가 가장 큰 것은 불활성기체

         (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)이며 이온이 되기 어렵다. 같은 족에서는 주기율표에서 위로 올라 갈수록, 같은 주기에서는

         오른쪽으로 갈수록 이온화 에너지는 커진다.

​

<참고> 기체원자 + 에너지  →    +가의 기체 양이온 + 기체전자

             * 이 때 필요한 에너지가 이온화 에너지이다.

  예)      Na (g) + 에너지 → Na+ (g) + e- (g)

             Mg (g) + 에너지 → Mg+ (g) + e- (g)

             Al (g) + 에너지 → Al+ (g) + e- (g)

             S (g) + 에너지 → S+ (g) + e- (g)

             Cl (g) + 에너지 → Cl+ (g) + e- (g)

             He (g) + 에너지 → He+ (g) + e- (g)

      ※ 금속, 비금속, 불활성기체 모두를 +1가의 양이온으로 한다는 점에 주의할 것

​

 ② 이온화 에너지와 전자 친화력

   ㉠ 이온화 에너지 : 원자가 전자를 잃으면 양이온, 전자를 얻으면 음이온이 된다. 즉, 원자의 외부로 부터 에너지를 가하면

                                  원자는 에너지 준위가 높은 전자껍질에 있는 있는 전자가 바깥으로 달아나 양이온이 된다.

                                  원자로 부터 최외각의 전자 1개를 떼어 양이온으로 만드는데 필요한 최소의 에너지를 제1 이온화에

                                  너지라 하며 원자 1몰 단위로 표시한다. 또한 전자 1개를 잃은 이온으로 부터 제2의 전자를 떼어 내는

                                  데 필요한 에너지를 제2 이온화 에너지라 한다. 이와 같은 방법으로 제3, 제4, … 이온화 에너지도

                                  정의한다.

 ㉡ 전자 친화력 : 비활성 기체는 전자배열이 안정한 상태이다. 그러므로 비활성 기체 보다 전자수가 몇 개 적은 원소는

                           전자를 얻어 비활성기체와 같은 전자배열을 취하려고 한다.

                           원자번호가 17인 염소원자 Cl은 전자 1개를 얻어 비활성기체인 18Ar과 같은 전자배열을 취한다.

                           이 때 에너지가 발생하는데 이 에너지를 전자친화력이라 한다.

                     ex : Cl (g) + e- → Cl - (g)

​

다. 원자반지름과 이온 반지름

  ① 같은 주기에서는 Ⅰ족에서 Ⅶ족으로 갈수록 원자반지름이 작아져서 강하게 전자를 잡아 당겨 비금속이 증가하며, 같은

       족에서는 원자번호가 커짐에 따라서 원자반지름이 커져서 전자를 잃기 쉬워 금속성이 증가한다.

  ② 이온 반지름도 원자 반지름과 같은 경향을 가지나 양이온은 그 원자로 부터 전자를 잃게 되므로 원자 보다는 작고

       음이온은 전자를 얻으므로 전자는 서로 반발하여 원자가 커진다.

​

라. 전기 음성도

  원자가 전자를 공유하면서 결합할 때 원자마다 전자를 끌어 당기는 힘이 다르기 때문에 전자쌍은 어느 한쪽으로 치우치게

  된다. 이처럼 분자에서 공유 전자쌍을 끌어 당기는 능력을 상대적 수치로 나타낸 것을 전기음성도라고 한다. 미국의 과학

  자 폴링 (Pauling, L. C. : 1901 ~ 1994)은 전자쌍을 끌어 당기는 힘이 가장 큰 플루오린 (F)의 전기음성도를 4.0 으로 정하

  고 다른 원자들의 전기음성도를 상대적으로 정하였다.

가. 원자

  ① 원자는 중심에 원자핵(양성자+, 중성자로 구성)이 있고 그 주위에 일정한 궤도를 갖는 전자로 구성되어 있다.

  ② 원자핵의 양전기량과 전자의 음전기량은 같아서 원자는 전기적으로 중성을 띤다.

    ※ 물질의 양

나. 분자

  ▣ 물질의 성질을 가진 최소단위이다. 분자는 서로 다른 종류 또는 같은 종류의 원자가 결합하여 분자를 구성한다.

2. 전기의 발생

가. 자유전자의 이동

  ▣ 원자는 전기적으로 중성이다. 원자핵의 (+)전하량과 전자의 (-)전하량이 같기 때문이다. 그런데 외부의

       영향으로 빛이나 열 등의 영향으로 전자중 최외각 전자가 이동하게 하게 되는데 이를 자유 전자라고 하고

       한쪽 원자에서 다른 원자로 이동하게 되는데 이 때 전하량의 불평형이 생기는데 이와같은 현상으로

       전기가 발생하게 된다.

  ① 중성인 원자에 외부 열, 전기에너지가 가해지면 전자는 원자 궤도 밖으로 이탈한다.

  ② 전자가 이탈한 원자는 (-)가 줄어 전기적으로 (+)가 되고, 이탈한 전자는 다른 원자에 붙어 (-)가 늘어

       전기적으로 (-)가 된다.

  ③ 전기적으로 (+), (-)의 에너지를 가진 것을 전하(electric charge)라고 한다.

  ④ 양성자는 양전하(+)를 더 가졌고, 전자는 음전하(-)를 더 가졌다.

​

나. 전기력 (쿨룽의 힘)

  ▣ 두 전하 사이에 작용하는 힘

  ① 같은 전하 사이 : 반발력 (척력)

  ② 다른 전하 사이 : 흡인력 (인력)

​

다. 전하량 (전기량), Q

  ① 단위 : 쿨룽 (Coulomb : [C] )

  ② 양성자, 전자의 전하량

     1[C] = 6.24 × 10^18 e (e : 기본 전하량)

     1[C]은 6.24 × 10^18 개의 전자가 이동해서 만든 전기량

​

3. 전류, 전압, 기전력, 저항

  ▣ 전기는 물과 비교하면 이해하기 쉽다. 전지는 물탱크로 물의 흐름은 전류, 수압은 전압 수관은 전선으로 비교하면

       개념을 이해하기 쉽다.

      따라서 1초 동안에 1[C]의 전기량이 이동하였다면 전류의 세기는 1[A]가 된다.

  ② 전류의 방향 : 전자의 이동과 반대방향으로 (+)에서 (-)로 흐른다.

나. 전압 (Voltage)

  ① 정의 : 두 지점(전극)간의 전기적인 위치에너지 차이 (전위차)

                 기호 V, 단위 [V] (볼트)

  ② 크기

    ㉠ 1[V]는 단위전하 1[C]이 두 점 사이에서 이동하였을 때에 하는 일의 양이 1[J]일 때의 전위차이다.

    ㉡ 어떤 도체에 Q[C]의 전기량이 이동하여 W[J]의 일을 하였다면 이 때의 전압 [V]은 다음과 같다.​

     여기서, R : 저항[Ω], l : 길이 [m], A : 단면적 [㎡], ρ : 고유저항 [Ω·m]

​

【 출제 예상 문제 】

1. 대전에 의해서 물체가 가지는 전기 또는 전기량을 무엇이라 하는가 ? ②

   ① 전압          ② 전하            ③ 전류             ④ 저항

[해설] 전하 : 대전에 의해서 물체가 띠고 있는 전기

​

2. 다음 설명중 옳지 않은 것은 ? ②

   ① 양전하를 가진 물질은 음전하를 가진 물질 보다 전위가 높다.

   ② 전류의 흐름방향은 전자의 이동방향과 같다.

   ③ 전위차를 갖는 대전체에 도체를 연결하면 전류가 흐른다.

   ④ 전위차가 클수록 전류가 흐르기 쉽다.

[해설] 전류의 특성 : 전류는 전자의 이동과 반대방향인 (+)에서 (-)로 흐르고, 전자는 음극 (-)에서 양극(+)으로 흐른다.

​

3. 전자의 전기량[C]은 ? ③

4. 10[A]의 전류가 5분간 도선에 흘렸을 때 도선 단면을 지나는 전기량은 몇 [C]인가 ?

    ① 3,000[C]              ② 50[C]                ③ 2 [C]                  ④ 0.033 [C]

[해설] 전기량[Q] = Ⅰ· t = 10 × 300 = 3,000 [C]

​

5. 기전력 1[V]의 정의는 ? ①

   ① 1[C]의 전기량이 이동할 때 1[J]의 일을 하는 두 점간의 전위차

   ② 1[A]의 전류가 이동할 때 1[J]의 일을 하는 두 점간의 전위차

   ③ 2[C]의 전기량이 이동할 때 1[J]의 일을 하는 두 점간의 전위차

   ④ 2[A]의 전류가 이동할 때 1[J]의 일을 하는 두 점간의 전위차

[해설] V = W/Q [V], 여기서 V : 전압[V], W : 일[J]

​

6. 1[㎲] 동안에 1010 개의 전자가 이동할 때 흐르는 전류는 약 몇 [A]인가 ? ②

  ① 1.6 × 10^-6         ② 1.6 × 10-3             ③ 1.6             ④ 16

[해설]​

7. 다음중 [C/sec]와 같은 단위는 ? ③

    ① J             ② V              ③ A               ④ W

[해설] 전기량 Q = It 에서 I =Q[C] / t [sec] [A] ∴ 1[A] = 1 [C] / sec

​

8. 도체의 단면에 150[C]의 전하가 1분 동안 통과하였다면 이 도체에 흐른 전류의 크기는 몇 [A]인가 ?

   ① 2.5 [A]           ② 5.0 [A]             ③ 4,500 [A]             ④ 9,000 [A]

[해설] 전류 I = Q / t = 150 / 60 = 2.5 [A]

​

9. 10 [V]의 기전력으로 50 [C]의 전기량이 이동할 때 한 일은 몇 [J]인가 ? ③

   ① 250             ② 400                    ③ 500                  ④ 600

[해설] 1[V]는 1[C]이 흐를 때 1[J]의 일을 할 수 있게 하는 전압이므로

           W = V × C = 50 × 10 = 500 [J]

  ▣ 공유결합은 금속원소는 해당되지 않고 비금속원소를 대상으로 한다.

  ▣ 주기율표 왼쪽에 있는 금속원소들은 최외각 전자껍질에 전자가 1개 또는 2개가 있고

      이들을 버리기 쉬운데 알루미늄은 3개 있지만 이들은 전자를 버리고 플러스(+) 이온이 된다.

  ▣ 공유결합은 주기율표 오른쪽 위에 있는 원소들로 전자를 내놓지 않으려고 하는 물질이다.

       이런 원자들이 서로 결합을 할 때 팔전자 규칙 즉, 제일 바깥 전자껍질의 전자수를

      8개로 맞추기 위해 원자 서로간에 전자를 공동 소유하는 방향으로 결합하는 것이다.

  ▣ 그런데 수소하고 헬륨은 주기율표 제일 위쪽에 있는데 이들은 제일 바깥쪽 전자껍질이

      첫번째 전자껍질이다. 첫번째 전자껍질은 크기가 제일 작아서 최대 전자가 2개 밖에

      들어가지 못한다. 따라서 수소와 헬륨은 이런 성질을 가지고 있다.

  ▣ H2의 그림을 보면 1번 원자핵이 2번 전자를 당기고 2번 원자핵이 1번 전자를 당긴다.

      쿨룽의 힘에 따라 (+)와 (-)간의 인력이 대단히 크다. 그와 비슷하게 전자구름내에서

      전자들 간의 마이너스(-) 간의 반발력과 원자핵의 플러스 (+)간의 반발력 또한 무시할 수 없다.

  ▣ 따라서 핵과 전자 사이의 인력이 핵과 핵, 전자와 전자 사이의 반발력 보다 크면 강하게

      묶이는 (결합되는) 것이고 이것을 알짜 인력이라 한다. 이럴 때 에너지 변환을 보면 다음과 같다.

​

나. 공유결합의 에너지 변화

  ▣ 원자간에 멀리 떨어져 있어서 서로간에 영향을 미치지 않으면 그 때의 에너지는 "0"이 된다.

  ▣ 화학에서 에너지가 "0"이면 이것은 안정이다. 에너지가 낮다고 부른다. 그리고 아무

      것도 일어나지 않는 상태이다.

  ▣ 결합을 해서 그 물질이 안정해진다는 것은 에너지가 마이너스 쪽으로 내려가는 것으로

      이것은 안정해 지는 것을 의미한다. 반대로 에너지가 플러스(+)가 되면 불안정하다는

      것을 의미한다.

  ▣ 수소 원자들이 멀리 떨어져 있어서 영향을 주고 받지 않을 때 그 때 에너지는 "0"이다.

  ▣ 왼쪽에 있는 원자핵이 오른쪽 전자를 당기고 오른쪽에 있는 원자핵이 왼쪽 전자를 당기는

       인력으로 인해서 수소원자의 핵과 핵 사이의 거리가 74 피코미터(pm)가 될 때

       이 때 인력이 반발력 보다 훨씬 커서 수소 분자가 가장 안정하게 될 수 있는 상태가 된다.

  ▣ 이 때 생긴 이 입자를 H2 수소 분자라고 한다.

  ▣ 수소분자의 원자핵과 원자핵 사이의 거리, 이 거리를 결합길이라고 하고 수소분자 처럼

      원자 2개가 하나의 분자가 되는 경우에는 원자 반지름은 결합길이를 2로 나눈 값으로

      하기로 화학자들이 약속을 했다.

   ※ 원자와 원자가 겹치는 부분(전자껍질이 겹치는 부분)이 있더라도 전자는 구름처럼

       퍼져 있기 때문에 분명한 경계가 있는 것은 아니다. 따라서 원자 2개가 하나의 분자를

       이룰 때 핵간 거리를 2로 나눈 것을 원자 반지름으로 정의하기로 했다.

  ▣ 또한 플로오린의 경우에는 반지름이 2분의 241 피코미터(pm), 염소는 2분의 199,

       브로민은 2분 228, 아이오딘의 반지름은 2분의 267 피코미터(pm)이다.

​

다. 결합에너지

  ▣ 기체상태의 분자 1몰의 결합을 끊기 위해서 필요한 에너지를 결합에너지라 한다.

  ▣ 결합에너지는 항상 양수이고 결합에너지를 흡수하여야 만 물질이 결합할 수 있다.

       흡열반응이 일어나야 만 그 결합을 끊을 수 있다.

  ▣ 예를 들어 탄소와 산소사이의 결합이 하나 있을 때는 결합길이가 143 [pm]이고 끊을 때 358[kJ]이

       필요한 반면 탄소와 산소간의 결합이 이산화탄소(CO2)와 같이 결합이  2개면 결합길이가

       123[pm]로 짧아지고 결합을 끊을 때 745[kJ]로 에너지를 더 많이  필요로 한다.

  ▣ 결합에너지를 쓸데는 그 물질의 액체, 고체, 기체 상태가 다르더라도 기체 상태를 전제로 하여

       결합에너지를 산정하게 된다.

​

라. 공유결합 ⇒ 분자 생성

    ※ 최외각 전자 ≒ 원자가 전자 (예외 : 18족 원소는 아님)

   ▣ 원자의 원자가 전자들이 분자에서 어떻게 분포되는가를 점의 위치로 표시함 (공유전자

       및 비공유 전자를 모두 표시)

   ▣ 원자들이 결합을 형성할 때, 완전한 원자가 껍질 (Complete Valence shell) 또는 비활성 기체

        전자배치 (noble gas electron configuration)를 만족시키도록 전자를 공유 함 (팔전자 규칙)

   ▣ 주족 원소의 전자점 수는 족 (1A ~ 8A)의 수와 일치

       (전이금속은 내부 껍질이 불안전하기 때문에 Lewis 점 기호를 나타내지 않는다)

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나. 주족 원소들의 전자점 구조

   ▣ 산소원자는 최외각 전자가 6개이고 수소는 1개 이므로 산소원자 1개와 수소원자 2개가

       결합하여 물(H2O)이 된다.

   ▣ 메테인, 메탄분자는 탄소는 제일 바깥 전자껍질에 전자가 4개인데 수소원자는 전자가

        하나이므로 수소원자 4개가 전자를 하나씩 메탄에 주어서 공유함으로써 공유결합을 한다.

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라. 꼭 외워야 하는 주족 원소

   ▣ 수소를 탄소 위에 쓴 것은 탄소(C)는 최외각 전자가 4개이고 규소도(Si) 4개인데 팔전자 규칙의

       절반만 채워져 있어서 이 전자 4개를 버리기도 그렇고 가져오기도 애매해서  공유결합을 한다.

   ▣ 수소는 전자가 하나가 있지만 첫번째 전자껍질에 전자가 최대 2개를 채울 수 있으므로

       수소입장에서는 전자가 하나 절반만 채워져 있는 개념이어서 수소는 왼쪽 금속원소와

       결합할 때는 전자를 가져와서 마이너스 (-)가 되고 오른쪽 비금속과 결합할 때는 전자를 빼앗겨서

       플러스(+), 가운데 있는 원소들 또는 다른 원소들과 이온이 아닌 경우에는

       전자 하나를 주는 공유 결합을 할 수 있다.

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3. 팔전자 규칙 (Octet rule)

가. 족에 따른 공유결합의 수

   ▣ 붕소는 수소와 결합하면 보레인(borane)이라는 물질이 되는데 붕소는 최외각 전자가

        3개가 있는데 수소 원자 3개와 결합해서 전자 6개만 있어도 안정해지는 특이한 물질이다.

  ▣ 15족 5A족은 질소는 최외각 전자가 5개 이므로 3개만 채워지면 되므로 3개의 결합을 형성한다.

  ▣ 산소는 최외각 전자가 6개 이므로 2개만 더 채워지면 되므로 산소는 2개의 결합을 한다.

   ▣ 기억해야 할 것은

     ⊙ 14족 C - 4, 15족 N - 3, 16족 O - 2, 17족 F - 1

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4. 전기 음성도 (Electronegativity)

가. 전기음성도

  ▣ 화합물에서 한 원자가 자기 쪽으로 전자를 끌어 당기는 능력의 척도 (원자가 결합 전자를 끌어

      당기는 힘의 상대적 크기, 불소(F)의 전기 음성도가 제일 크다)

  ⊙ 주기율표 왼쪽에서 오른쪽으로 가면서 원소들의 금속성이 감소하기 때문에 전기 음성도는 증가)

  ⊙ 같은 족에서는 원자 번호가 금속성이 증가할 수록 전기음성도는 감소

  ⊙ 전이금속은 이러한 경향을 따르지 않음

  ▣ 전기음성도 : F 4.0 O 3.5 N 3.0

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나. 쌍극자 모멘트 (Dipole moment, u)

  ▣ 결합의 극성을 정량적으로 나타낸 값

    ⊙ 극성 결합에서 전자의 밀도의 이동은 그 이동의 방향을 나타내는 십자화살(쌍극자 화살)을

         Lewis 구조 위에 놓으면서 형상화

   ▣ 플러스(+)는 양극을 의미하고 화살표 끝이 마이너스(-)를 의미한다. 화살표 즉 벡터값을 측정해서

       전자가 얼마나 세게 당겨지는지를 나타낸 값이 쌍극자 모멘트 μ라는  값이다.

       이 μ값은 양성자의 크기에 거리를 곱하여 나타낸다.

       이는 debye라는 단위로 나타낸다.

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다. 결합의 극성

  ▣ Cl과 Cl과의 결합은 전자의 쏠림 현상이 없다. 이런 경우를 무극성 공유결합이라 한다.

       같은 원자끼리 공유결합을 할 경우 무극성 결합이 된다.

       Cl2, H2, O2, N2 등이 그 예이다.

      또 하나 있는데 C-H 의 결합도 무극성 결합이다. C와 H은 전기음성도가 2.5, 2.1의

      약간의 차이는 있지만 원자 크기 전자궤도 반경 등을 고려하면 음성도가 거의 비슷하다.

      실제 실험에서도 전자 쏠림이 거의 없는 것으로 나타났다.

  ▣ NaCl의 경우에는 Na에 있던 전자가 Cl로 이동해 전기음성도 단위가 2이상 차이가 나서

      주로 극성 결합을 띤다. 이런 극성 결합은 이온 결합에서 금속원자와 비금속 원자 결합에서 나타난다.

  ▣ 다른 원자들간 결합 염화수소의 경우 H와 Cl 그리고 H3N, CCl4 등은 극성 결합이다.

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5. 결합극성과 분자의 극성

가. 극성 분자

  ▣ 무극성 분자는 같은 원자끼리 결합하면 무극성 분자가 된다.

      그런데 다른 원자와 결합한 이산화탄소(CO2)는 C와 O가 결합을 했지만 이는 상호 대칭으로

     결합을 해서 전자의 쏠림이 없다.

  ▣ CO2는 결합은 탄소(C) 쪽에서 산소(O) 쪽으로 당겨진다. 탄소를 중심으로 봤을 때

      양쪽에서 대칭적으로 같은 힘으로 당겨지므로 분자 전체적으로 보았을 때는 극성을

      띠지 않는다. 하지만 결합은 극성이다.

  ▣ 이산화탄소(CO2)는 결합은 극성이지만, 극성 공유결합이지만 분자는 무극성 분자다.

       2개의 벡터를 합하면 "0"이 된다. 사염화 탄소도 마찬가지이다. 결합자체는 전자가

      염소 쪽으로 쏠리는 극성 공유결합이지만 분자 자체는 무극성 분자이다.

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다. 공유 결합 분자의 특성

  ▣ 이온 결합은 플러스(+)와 마이너스(-) 원소가 계속하여 연쇄적으로 결합하니까 전기적인 힘으로

      강하게 결합되어 녹는 점이 높고 끓는 점도 높으며 모든 원자 사이가 마이너스(-), 플러스(+),

      마이너스(-), 플러스(+)... 이렇게 강한 전기적인 힘으로 결합되어  있다.

  ▣ 공유결합은 HCl, 염화수소 같은 기체 처럼 H+와 Cl-가 강하게 공유결합되어 있으나

       이것은 하나의 똑똑 떨어지는 별개의 분자라는 하나의 입자들로 구성되어 있다.

  ▣ 따라서 분자와 분자들 사이의 인력은 강하지 않다. 그러므로 녹는점은 - 115[℃],

       끓는 점은 - 84[℃] 이라서 상온에서 기체로 존재한다. 염화수소는 물에 녹으면 염산이

       되므로 이 기체를 잠깐 얼굴에 부딪쳐도 엄청 따갑다.

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6. 공유결합 명명법

가. 이성분 분자 화합물 (binary compound)의 명명법