[일반화학 1] 5 : 화합물의 구성 원리 - 2 (옥텟 규칙과 결합 이론)

 

 

화학 결합을 가장 단순하게 설명하면, 원자들이 더 안정한 상태가 되기 위해 서로 전자를 주고받거나 공유하는 과정이라고 할 수 있어요. 앞에서 화학 결합의 바탕에는 전자기력이 있다고 했죠. 양전하를 띠는 핵과 음전하를 띠는 전자 사이에는 인력이 작용하고, 전자와 전자 사이에는 반발이 작용해요. 원자들이 서로 가까워질 때도 마찬가지예요. 한 원자의 핵은 다른 원자의 전자를 끌어당기고, 전자들끼리는 서로 밀어내요. 이 인력과 반발이 적절히 균형을 이룰 때 결합이 만들어져요.

그런데 모든 결합을 “전자 이동” 하나로만 설명할 수는 없어요. 극성이 강한 원소들 사이에서는 전자가 거의 한쪽 원자로 이동한 것처럼 볼 수 있어요. 이런 경우에는 양이온과 음이온이 만들어지고, 두 이온 사이의 인력으로 화합물이 형성된다고 설명하기 좋아요. 하지만 극성이 약한 원자들끼리 결합할 때는 전자가 완전히 이동한다고 보기 어려워요. 이때는 원자들이 전자를 공유한다고 보는 설명이 필요해요.

이번 글에서는 톰슨의 전자 이동 관점에서 출발해서, 옥텟 규칙과 루이스의 결합 아이디어, 그리고 현대적인 결합 이론인 원자가 결합 이론과 분자 오비탈 이론까지 연결해서 정리해볼게요.

 

톰슨의 결합 설명 : 전자가 이동하면 결합이 생긴다

전자의 존재가 알려진 뒤, 화학 결합을 전자의 이동으로 설명하려는 시도가 등장했어요. 대표적으로 톰슨은 원자 사이에서 전자가 이동하면 전하를 띠는 입자들이 생기고, 이들이 서로 끌어당기면서 결합이 만들어진다고 보았어요.

예를 들어 어떤 원자가 음성 입자, 즉 전자를 방출하면 양전하를 띤 원자가 돼요. 반대로 다른 원자가 그 전자를 얻으면 음전하를 띤 원자가 되죠. 그러면 양전하를 띤 원자와 음전하를 띤 원자 사이에는 전기적 인력이 작용해요. 이 인력에 의해 화합물이 형성된다고 설명할 수 있어요.

이 관점은 극성이 강한 원소들 사이의 결합을 설명하는 데 유효해요. 예를 들어 금속 원자와 비금속 원자가 결합할 때, 금속은 전자를 잃어 양이온이 되기 쉽고 비금속은 전자를 얻어 음이온이 되기 쉬워요. Na와 Cl이 만나 Na⁺와 Cl⁻ 형태로 안정해지는 경우가 대표적이에요.

하지만 이 설명만으로는 모든 결합을 다룰 수 없어요. 특히 같은 비금속 원자끼리 결합하는 경우를 생각해보면 문제가 생겨요. H₂, Cl₂, O₂, N₂처럼 같은 원자끼리 결합할 때는 어느 한쪽이 전자를 완전히 잃고 다른 쪽이 완전히 얻는다고 보기 어렵죠. I₂처럼 극성이 약한 원자들 사이의 결합도 전자 이동만으로는 설명이 부족해요.

그래서 “전자를 주고받는다”는 관점만이 아니라, “전자를 함께 쓴다”는 관점이 필요해져요.

 

옥텟 규칙 : 원자는 비활성 기체 같은 전자배치를 선호해요

극성이 약한 원자들 사이의 결합을 설명하는 중요한 출발점이 옥텟 규칙이에요. 옥텟 규칙은 주족 원소들이 최외각 전자껍질에 8개의 전자를 채워 비활성 기체와 비슷한 전자 분포를 가지려 한다는 규칙이에요.

여기서 “8개”라는 숫자는 s 오비탈과 p 오비탈을 생각하면 이해하기 쉬워요. 한 껍질의 s 오비탈에는 전자가 최대 2개 들어가고, p 오비탈에는 pₓ, pᵧ, p_z 세 개의 오비탈이 있으며 각각 전자 2개씩 들어갈 수 있어요. 그래서 s와 p가 모두 채워지면 2 + 6 = 8개의 전자가 돼요. 주족 원소의 최외각 전자껍질이 ns²np⁶ 형태가 되면 매우 안정한 전자배치가 되는 거예요.

비활성 기체가 대체로 반응성이 낮은 이유도 이와 연결돼요. Ne은 2s²2p⁶, Ar은 3s²3p⁶처럼 최외각 껍질이 꽉 차 있어요. 다른 원자들도 전자를 잃거나 얻거나 공유해서 이런 전자배치에 가까워지려는 경향을 보이죠.

옥텟 규칙은 원자가와도 연결돼요. 원자가는 어떤 원자가 다른 원자와 만들 수 있는 결합의 수를 뜻해요. 주족 원소에서 원자가는 최외각 전자 수와 깊게 관련돼요.

예를 들어 1족 원소는 원자가전자가 1개예요. 이 전자 1개를 잃으면 비활성 기체와 비슷한 전자배치를 만들 수 있으므로 +1 양이온이 되기 쉬워요. 2족 원소는 전자 2개를 잃어 +2 양이온이 되기 쉽고, 17족 원소는 전자 1개를 얻어 -1 음이온이 되기 쉬워요.

이런 식으로 양의 원자가와 음의 원자가를 생각할 수 있어요. 전자를 잃는 쪽은 양의 원자가를 보이고, 전자를 얻는 쪽은 음의 원자가를 보인다고 볼 수 있죠. 옥텟을 기준으로 보면, 어떤 원자는 전자를 내놓는 것이 빠르고, 어떤 원자는 전자를 받는 것이 빠른지 이해할 수 있어요.

주기율표의 족을 기준으로 간단히 보면 1족은 +1, 2족은 +2, 13족은 +3을 나타내기 쉽고, 15족은 -3, 16족은 -2, 17족은 -1을 나타내기 쉬워요. 14족은 상황에 따라 ±4처럼 생각할 수 있어요. 이때 양의 원자가와 음의 원자가를 비교하면, 옥텟을 만족하기 위해 필요한 전자 수의 합이 8과 연결되는 경우가 많아요.

예를 들어 15족 원소를 생각해볼게요. 15족 원소는 최외각 전자가 5개예요. 전자를 3개 얻으면 8개가 되어 옥텟을 만족하므로 -3의 원자가를 보일 수 있어요. 반대로 전자를 5개 잃는 방식으로 생각하면 +5의 원자가를 나타낼 수도 있어요. 이때 +5와 -3은 옥텟을 기준으로 서로 연결돼요.

16족은 최외각 전자가 6개이므로 전자 2개를 얻으면 -2가 되고, 전자 6개를 잃는 방향으로 보면 +6과 연결될 수 있어요. 17족은 전자 1개를 얻어 -1이 되기 쉽고, 반대로 +7과 연결되죠.

즉 원자가는 원자가전자의 수와 옥텟을 만족하기 위해 필요한 전자 수를 함께 반영해요. 물론 실제 화합물에서는 산화수나 결합 형태가 더 다양하게 나타나기 때문에 이 규칙이 모든 경우를 완벽하게 설명하지는 않아요. 그래도 주족 원소의 기본적인 결합 경향을 잡는 데에는 좋은 출발점이 돼요.

 

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루이스의 정육면체 원자 모델

 

길버트 루이스는 원자의 결합을 설명하기 위해 정육면체 원자 모델을 제안했어요. 지금 기준으로 보면 실제 원자 구조를 정확히 나타내는 모형은 아니지만, 전자쌍과 옥텟 규칙을 연결해 공유 결합을 설명하는 데 큰 의미가 있었어요.

루이스는 원자가 전자를 정육면체의 꼭짓점에 배치하는 방식으로 생각했어요. Li, Be, B, C, N, O, F처럼 2주기 원소들이 원자가전자를 하나씩 더 가지면서 정육면체의 꼭짓점을 채워가는 식으로 표현할 수 있죠.

극성이 강한 Li나 F 같은 원소의 경우에는 전자를 일방적으로 주고받아 전기적 결합이 형성된다고 설명할 수 있어요. Li는 전자를 잃고 양전하를 띠기 쉽고, F는 전자를 얻어 음전하를 띠기 쉬우니까요.

하지만 I₂처럼 극성이 약한 원자들 사이의 결합은 전자 이동으로 설명하기 어렵죠. 루이스는 이런 경우 원자들이 전자쌍을 공유한다고 보았어요. 두 원자가 각각 전자를 하나씩 내놓아 전자쌍을 만들고, 그 전자쌍을 두 원자가 함께 쓰면서 결합이 형성된다는 생각이에요.

이 아이디어가 공유 결합의 출발점이에요. 옥텟 규칙으로부터 극성이 낮은 원자들 사이의 결합, 즉 공유 결합을 설명하려는 최초의 중요한 제안이라고 볼 수 있어요.

 

공유 결합은 전자쌍 공유로 이해해요

공유 결합에서는 한 원자가 전자를 완전히 잃고 다른 원자가 완전히 얻는 것이 아니라, 두 원자가 전자쌍을 함께 사용해요. 예를 들어 H₂ 분자에서는 두 수소 원자가 각각 전자 하나씩을 가지고 있어요. 두 전자가 두 핵 사이에 공유되면, 각 수소 원자는 마치 헬륨처럼 전자 2개를 가진 안정한 상태에 가까워져요.

Cl₂도 비슷해요. 염소 원자는 원자가전자가 7개라 전자 1개가 더 있으면 옥텟을 만족해요. 두 염소 원자가 각각 전자 하나씩을 내놓아 전자쌍을 공유하면, 두 원자 모두 공유 전자쌍을 포함해 최외각 전자 8개를 가지는 것으로 볼 수 있어요.

이런 방식은 극성이 약한 원자들 사이의 결합을 설명하는 데 매우 유용해요. 전자가 완전히 이동하지 않아도, 공유를 통해 옥텟을 만족할 수 있기 때문이에요.

다만 루이스 구조는 결합을 전자점과 선으로 표현하는 2차원적인 그림에 가까워요. 실제 분자는 3차원 구조를 가지고 있고, 결합 길이, 결합각, 결합 에너지 같은 정량적 성질도 가져요. 그래서 더 현대적인 양자역학적 결합 이론이 필요해져요.

 

화학 결합을 설명하는 두 가지 큰 이론 : VBT와 MOT

현대적인 화학 결합 이론은 크게 두 흐름으로 볼 수 있어요. 하나는 원자가 결합 이론, 즉 VBT이고, 다른 하나는 분자 오비탈 이론, 즉 MOT예요.

VBT는 Valence Bond Theory의 약자예요. 말 그대로 원자가 결합을 중심으로 결합을 설명하는 이론이에요. VBT에서는 결합에 참여하는 원자 오비탈을 유지하거나, 필요하면 혼성화해서 결합에 참여하는 오비탈을 도출해요. 그리고 두 원자의 오비탈이 겹치면서 전자쌍이 두 원자 사이에 편재화된다고 봐요.

여기서 편재화란 전자가 분자 전체에 넓게 퍼져 있다기보다, 특정한 두 원자 사이의 결합 영역에 주로 존재한다고 보는 관점이에요. 루이스 구조에서 선 하나로 결합을 표시하는 방식과 잘 맞는 설명이에요.

VBT는 수소 분자의 결합을 설명하는 과정에서 출발했어요. 수소 원자 a와 수소 원자 b가 있다고 해볼게요. 전자 1이 수소 원자 a 주변에 있고 전자 2가 수소 원자 b 주변에 있을 수도 있고, 반대로 전자 1이 b 주변에, 전자 2가 a 주변에 있을 수도 있어요. VBT에서는 이런 두 가능성을 함께 고려한 파동함수를 사용해요.

수소 분자의 파동함수는 개념적으로 다음처럼 쓸 수 있어요.

앞의 대괄호는 공간 파동함수 부분이에요. ΦHa(r₁)ΦHb(r₂)는 전자 1이 수소 원자 a의 오비탈에 있고, 전자 2가 수소 원자 b의 오비탈에 있는 경우를 나타내요. ΦHb(r₁)ΦHa(r₂)는 그 반대 경우예요. 실제 전자는 구별 가능한 작은 공처럼 “너는 반드시 a, 나는 반드시 b”에 고정되어 있는 것이 아니기 때문에 두 가능성을 함께 고려해요.

뒤의 [α(1)β(2) - α(2)β(1)]는 스핀 부분이에요. α와 β는 서로 반대 방향의 스핀 상태를 나타내요. 공유 결합에서 두 전자가 하나의 결합 전자쌍을 이룰 때는 보통 서로 반대 스핀을 가져야 안정한 상태를 만들 수 있어요. 이 부분은 파울리 배타 원리와도 연결돼요.

중요한 건 VBT에서 전자가 특정 시점에 어느 한 원자 오비탈에 편재화되어 있다고 보는 성격이 강하다는 점이에요. 결합은 두 원자 사이의 오비탈 겹침과 전자쌍 형성으로 설명돼요.

 

MOT : 전자는 분자 전체에 퍼진 오비탈에 들어간다

MOT는 Molecular Orbital Theory, 즉 분자 오비탈 이론이에요. MOT에서는 원자 오비탈을 단순히 유지한 채 결합을 설명하기보다, 원자 오비탈들을 선형 조합해서 새로운 분자 오비탈을 만든다고 봐요.

핵심은 이거예요.

원자 오비탈 + 원자 오비탈 → 분자 오비탈

이때 파동의 성질이 중요해요. 두 원자 오비탈이 같은 위상으로 겹치면 보강 간섭이 일어나 전자밀도가 두 핵 사이에 증가하는 결합성 분자 오비탈이 만들어져요. 두 핵 사이에 전자밀도가 많아지면 양전하를 띠는 두 핵을 함께 붙잡는 효과가 생기므로 에너지가 낮아져요.

반대로 서로 반대 위상으로 겹치면 상쇄 간섭이 일어나 두 핵 사이의 전자밀도가 줄어드는 반결합성 분자 오비탈이 만들어져요. 반결합성 오비탈에 전자가 들어가면 결합을 약화시키거나 불안정하게 만들 수 있어요.

MOT에서는 전자가 특정한 한 결합이나 특정 원자에만 묶여 있다고 보지 않아요. 전자는 분자 전체를 에워싼 분자 오비탈에 위치할 수 있어요. 이런 상태를 비편재화라고 해요.

예를 들어 어떤 분자에서는 전자가 특정한 두 원자 사이의 결합에만 있는 것이 아니라, 여러 원자에 걸쳐 퍼져 있을 수 있어요. 공명 구조나 방향족 분자의 π 전자계를 이해할 때는 MOT적인 관점이 특히 유용해요.

즉 VBT는 결합을 “두 원자 사이에 전자쌍이 위치한다”는 식으로 설명하기 좋고, MOT는 전자가 분자 전체에 퍼진 오비탈에 들어간다는 방식으로 설명하기 좋아요.

 

VBT와 MOT의 차이를 어떻게 보면 좋을까?

VBT와 MOT는 서로 경쟁하는 설명처럼 보일 수 있지만, 실제로는 화학 결합을 서로 다른 관점에서 바라보는 이론이에요.

VBT는 결합의 국소적인 성격을 잘 설명해요. 루이스 구조에서 특정 원자와 특정 원자 사이에 결합선을 그리는 방식과 잘 맞아요. 예를 들어 C-H 결합, O-H 결합, N-H 결합처럼 어느 원자 사이에 결합이 있는지 표현하기 편해요.

MOT는 분자의 전자 구조를 전체적으로 설명하는 데 강해요. 결합성 오비탈과 반결합성 오비탈, 전자의 비편재화, 분자의 자기적 성질, 분광학적 성질 등을 설명하는 데 유용해요.

단순히 말하면 VBT는 “원자 오비탈이 겹쳐서 결합을 만든다”는 그림이고, MOT는 “원자 오비탈들이 합쳐져 분자 전체의 오비탈을 만든다”는 그림이에요.

두 이론은 모두 슈뢰딩거 방정식과 파동함수에서 출발한 양자역학적 결합 이론이에요. 다만 어떤 현상을 설명할 때 어느 관점이 더 편한지가 달라요.

 

분자 구조를 설명하려면 VSEPR도 필요해요

 

VBT를 이용하면 CH₄ 같은 분자의 구조를 어느 정도 설명할 수 있어요. 탄소가 네 개의 결합을 만들고, 정사면체적인 배열을 가진다는 점을 혼성 오비탈 개념과 함께 설명할 수 있죠.

하지만 H₂O나 NH₃의 실제 분자 구조를 단순한 VBT만으로 직관적으로 설명하기는 쉽지 않아요. 물은 굽은 구조를 가지고, 암모니아는 삼각뿔 구조를 가져요. 결합각도 CH₄의 109.5°와 다르게 H₂O는 약 104.5°, NH₃는 약 107° 정도로 나타나요. 이런 차이는 결합 전자쌍뿐 아니라 고립 전자쌍의 반발까지 고려해야 설명할 수 있어요.

그래서 VSEPR 모델이 필요해져요. VSEPR은 원자가껍질 전자쌍 반발 이론이에요. 쉽게 말하면 중심 원자 주변의 전자쌍들이 서로 밀어내기 때문에, 가능한 한 멀리 떨어지도록 배열된다는 모델이에요.

VSEPR 모델은 Lewis 구조를 3차원화한 것이라고 볼 수 있어요. Lewis 구조가 원자들이 어떻게 연결되어 있는지, 전자쌍이 어디에 있는지를 보여준다면, VSEPR은 그 전자쌍들이 공간에서 어떤 방향으로 배열되는지를 예측해요.

그래서 앞으로 분자 구조를 다룰 때는 먼저 Lewis 구조를 그리고, 그다음 VSEPR로 전자 영역의 배치를 생각하게 돼요. 이 흐름이 공유 결합과 분자 구조를 이해하는 기본 순서예요.

 

화학 결합 이론의 가설성과 실제성

화학 결합 이론은 상상으로만 만든 그림이 아니에요. 결합 에너지, 분자 내 원자 사이 거리, 결합각, 분자 구조, 분광학적 특성 같은 실험 결과와 상당히 잘 맞는 이론적 계산 결과를 제공해요.

예를 들어 어떤 분자의 결합 길이나 결합 에너지를 계산했을 때 실험값과 잘 맞는다면, 그 결합 이론은 실제 분자를 이해하는 데 좋은 도구가 돼요. 새로운 형태의 분자를 설계할 때도 화학 결합 이론을 사용해 미리 분자의 특성을 예측할 수 있어요. 어떤 분자가 안정할지, 어떤 결합이 약할지, 어떤 구조를 가질지 예상하고, 그 결과를 실험에 활용할 수 있죠.

하지만 결합 이론은 어디까지나 모델이에요. 루이스 구조, VBT, MOT, VSEPR은 모두 분자의 실제 전자 구조를 이해하기 위한 도구예요. 어떤 모델은 간단하고 직관적이지만 정밀성이 떨어질 수 있고, 어떤 모델은 더 정확하지만 계산과 해석이 복잡해질 수 있어요.

그래서 일반화학에서는 여러 모델을 상황에 맞게 사용해요. 이온 결합을 설명할 때는 전자 이동과 쿨롱 인력이 유용하고, 공유 결합을 그릴 때는 루이스 구조가 편리해요. 분자의 3차원 구조를 예측할 때는 VSEPR을 쓰고, 결합성, 반결합성 오비탈이나 비편재화 전자를 설명할 때는 MOT가 강력해요.

 

이번 글의 핵심 정리

 

화학 결합은 전자의 이동이나 공유를 통해 원자들이 더 안정한 상태를 이루는 과정이에요. 톰슨은 전자 이동을 통해 양전하를 띤 원자와 음전하를 띤 원자가 만들어지고, 이들 사이의 인력으로 화합물이 형성된다고 보았어요. 이 설명은 극성이 강한 원소들 사이의 결합에는 잘 맞지만, 극성이 약한 원자들 사이의 결합에는 부족해요.

옥텟 규칙은 주족 원소들이 최외각 전자껍질에 8개의 전자를 채워 비활성 기체와 비슷한 전자배치를 가지려 한다는 규칙이에요. 이 규칙은 전자를 주고받는 이온 결합뿐 아니라, 전자를 공유하는 공유 결합을 설명하는 출발점이 돼요.

루이스는 정육면체 원자 모델을 통해 원자가전자의 배치를 생각했고, 극성이 약한 원자들 사이에서는 전자쌍 공유를 통해 결합이 형성될 수 있다고 제안했어요. 이 생각은 이후 Lewis 구조와 공유 결합 개념으로 이어져요.

현대적인 결합 이론에는 VBT와 MOT가 있어요. VBT는 원자 오비탈이 겹쳐 결합 전자쌍을 형성한다고 보고, 전자가 특정 결합 영역에 편재화되어 있다고 설명해요. 반면 MOT는 원자 오비탈의 선형 조합으로 분자 오비탈을 만들고, 전자가 분자 전체에 비편재화될 수 있다고 설명해요.

VBT와 MOT는 모두 중요하지만, 분자의 3차원 구조를 직관적으로 예측하려면 VSEPR 모델도 필요해요. VSEPR은 Lewis 구조를 바탕으로 전자쌍 반발을 고려해 분자 구조와 결합각을 예측하는 모델이에요.

이제 다음 장부터는 본격적으로 화학 결합의 종류와 에너지를 다룰 거예요. 먼저 이온 결합을 살펴보면서, 이온 결정이 왜 단단하고 녹는점이 높은지, 그리고 격자 에너지가 어떤 식으로 결정되는지 알아볼게요.