[일반화학 1] 6 : 화학 결합과 분자의 구조 - 2 (공유 결합과 Lewis 구조)

 

 

이온 결합에서는 한 원자가 전자를 잃어 양이온이 되고, 다른 원자가 전자를 얻어 음이온이 된다고 설명했어요. NaCl처럼 금속과 비금속이 만나고, 전기음성도 차이가 큰 경우에는 이런 설명이 꽤 잘 맞아요. 하지만 모든 결합이 전자를 완전히 주고받는 방식으로 만들어지는 것은 아니에요.

예를 들어 F₂, H₂O, CH₄, CO₂ 같은 분자를 생각해볼게요. 이런 분자에서는 원자들이 전자를 완전히 빼앗고 빼앗기는 관계라기보다, 전자쌍을 함께 사용하면서 결합을 만들어요. 특히 비금속 원자들끼리 결합할 때는 이런 전자쌍 공유가 핵심이에요. 이처럼 원자들이 전자쌍을 공유해서 형성되는 결합을 공유 결합이라고 해요.

공유 결합을 이해하는 데 가장 기본적인 도구가 Lewis 기호와 Lewis 구조예요. (루이스 기호, 혹은 루이스 전자점식으로도 많이 알려져 있어요) Lewis 구조는 원자 사이에 어떤 결합이 있는지, 고립 전자쌍이 어디에 있는지, 각 원자가 옥텟 규칙을 만족하는지 확인하는 데 매우 유용해요. 이번 글에서는 공유 결합의 의미부터 Lewis 구조를 그리는 방법, 그리고 CN⁻와 CO₂ 같은 예시까지 차근차근 정리해볼게요.

 

공유 결합은 전자쌍을 함께 쓰는 결합이에요

공유 결합은 보통 비금속성 원자들 사이에서 잘 나타나요. 비금속 원자들은 전자를 잃기보다는 얻거나 공유해서 안정한 전자배치를 만들려는 경향이 있어요. 그런데 같은 비금속 원자끼리 만나면 한쪽이 전자를 완전히 내놓고 다른 쪽이 완전히 가져간다고 보기 어려운 경우가 많아요. 이때 두 원자가 각각 전자를 하나씩 제공해서 전자쌍을 만들고, 그 전자쌍을 함께 공유하면 결합이 형성돼요.

예를 들어 F₂를 생각해볼게요. 플루오린 원자 하나는 원자가전자가 7개예요. 옥텟을 만족하려면 전자 1개가 더 필요하죠. 두 F 원자가 각각 전자 1개씩을 내놓아 하나의 전자쌍을 만들면, 그 전자쌍을 두 원자가 함께 공유할 수 있어요. 그러면 각 F 원자는 공유 전자쌍을 포함해 최외각에 8개의 전자가 있는 것처럼 안정해져요.

이 구조는 점으로 표현할 수도 있고, 선으로 표현할 수도 있어요. 공유된 전자쌍 하나는 보통 선 하나로 나타내요.

F:F 또는 F—F

여기서 F—F의 선 하나는 전자 2개, 즉 공유 전자쌍 하나를 뜻해요. 각 F 원자에는 결합에 참여하지 않는 고립 전자쌍이 세 쌍씩 남아 있어요. 그래서 F₂는 단일 결합 1개와 각 F의 고립 전자쌍 3쌍으로 표현할 수 있어요.

 

옥텟 규칙과 공유 결합

공유 결합을 이해할 때 옥텟 규칙이 자주 등장해요. 옥텟 규칙은 주족 원소들이 최외각 전자껍질에 8개의 전자를 채워 비활성 기체와 비슷한 전자배치를 가지려 한다는 규칙이에요.

공유 결합에서는 전자를 완전히 이동시키지 않고도 옥텟을 만족할 수 있어요. 두 원자가 공유한 전자쌍은 두 원자의 전자 수를 셀 때 모두에 포함되기 때문이에요.

예를 들어 HF를 볼게요. 수소는 전자 1개를 가지고 있고, 플루오린은 원자가전자 7개를 가지고 있어요. H와 F가 전자쌍 하나를 공유하면 H는 공유 전자쌍 2개 전자를 통해 헬륨처럼 2전자 구조를 만족해요. 플루오린은 원래 가진 고립 전자쌍 3쌍과 H와 공유하는 전자쌍 1쌍을 합쳐 총 8개의 전자를 가지는 것으로 볼 수 있어요.

여기서 수소는 예외적으로 옥텟이 아니라 2전자 규칙을 따라요. 수소는 1s 오비탈 하나만 가지고 있으므로 최대 전자 2개까지만 안정하게 가질 수 있어요. 그래서 Lewis 구조를 그릴 때 H는 절대로 팔전자 구조를 만들려고 하면 안 돼요. H는 결합 하나만 만들고, 주변 전자 수가 2개이면 충분해요.

반면 C, N, O, F 같은 2주기 원소들은 Lewis 구조에서 매우 중요해요. 이 원소들은 일반적으로 팔전자 규칙을 만족해야 해요. 특히 C, N, O, F는 2주기 원소라서 최외각에 전자를 8개보다 많이 둘 수 없어요. 그래서 Lewis 구조를 그릴 때 이 원소들이 옥텟을 넘지 않도록 주의해야 해요.

 

Lewis 기호와 Lewis 구조

Lewis 기호는 원소의 화학 기호 주변에 원자가전자를 점으로 표시한 것이에요. 예를 들어 F는 원자가전자가 7개이므로 F 주변에 점 7개를 찍어요. C는 원자가전자가 4개이므로 C 주변에 점 4개를 찍어요.

Lewis 구조는 공유 결합을 가진 분자나 이온에서 원자들이 어떻게 연결되어 있고, 전자들이 어떻게 배치되어 있는지 점과 선으로 표현한 구조예요. 공유 전자쌍은 점 두 개로 표시할 수도 있고, 선 하나로 표시할 수도 있어요. 고립 전자쌍은 원자 옆에 점 두 개로 표시해요.

Lewis 구조를 그리면 결합이 있다는 사실만 알 수 있는 것이 아니에요. 각 원자가 옥텟을 만족하는지, 결합이 단일 결합인지 이중 결합인지 삼중 결합인지, 고립 전자쌍이 몇 쌍 있는지까지 볼 수 있어요. 뒤에서 형식 전하, 공명 구조, VSEPR 분자 구조를 다룰 때도 Lewis 구조가 출발점이 돼요.

 

Lewis 구조 그리는 기본 순서

공유 결합 화합물의 Lewis 구조를 그릴 때는 일정한 순서를 따르면 훨씬 편해요.

첫 번째로 각 원자의 전자배치를 생각하고, 원자가전자 수를 세요. 일반화학에서는 보통 전자배치를 전부 쓰기보다 주기율표의 족을 보고 원자가전자 수를 바로 파악해요. 예를 들어 C는 4개, N은 5개, O는 6개, F는 7개, H는 1개예요.

두 번째로 모든 원자의 원자가전자 수를 더해요. 이때 중요한 것은 “어느 원자에서 왔는지”보다 전체 전자 수예요. Lewis 구조를 그릴 때는 전체 원자가전자 수가 맞아야 해요. 음이온이면 전자가 추가된 것이므로 음전하 수만큼 전자를 더하고, 양이온이면 전자가 빠진 것이므로 양전하 수만큼 전자를 빼요.

예를 들어 CN⁻에서는 C의 원자가전자 4개, N의 원자가전자 5개, 음전하 1개에 해당하는 전자 1개를 모두 더해요.

4 + 5 + 1 = 10

따라서 CN⁻의 전체 원자가전자는 10개예요.

세 번째로 원자들을 단일 결합으로 먼저 연결해요. 한 쌍의 전자, 즉 전자 2개를 사용해 결합 하나를 만든다고 생각하면 돼요. 선 하나는 전자 2개를 뜻해요.

네 번째로 남은 전자를 배치해요. 수소는 2전자 규칙을 만족하면 되고, 2주기 원소들은 팔전자 규칙을 만족하도록 전자를 배치해요. 이때 C, N, O, F는 반드시 팔전자 규칙을 따르는 방향으로 생각해야 해요. 전자가 부족하면 고립 전자쌍을 결합 전자쌍으로 바꾸어 이중 결합이나 삼중 결합을 만들어요.

이 순서를 따라가면 대부분의 기본 Lewis 구조를 그릴 수 있어요.

 

단일 결합, 이중 결합, 삼중 결합

공유 결합에서는 공유하는 전자쌍의 수에 따라 단일 결합, 이중 결합, 삼중 결합이 나뉘어요.

단일 결합은 전자쌍 하나를 공유하는 결합이에요. 선 하나로 표시하고, 전자 2개가 결합에 참여해요.

A—B

이중 결합은 전자쌍 두 쌍을 공유하는 결합이에요. 선 두 개로 표시하고, 전자 4개가 결합에 참여해요.

A=B

삼중 결합은 전자쌍 세 쌍을 공유하는 결합이에요. 선 세 개로 표시하고, 전자 6개가 결합에 참여해요.

A≡B

결합 수가 많아질수록 일반적으로 결합은 짧아지고 강해지는 경향이 있어요. 예를 들어 단일 결합보다 이중 결합이, 이중 결합보다 삼중 결합이 더 짧고 강한 경우가 많아요. Lewis 구조에서는 이런 결합 차수를 선의 개수로 표현할 수 있어요.

 

F₂의 Lewis 구조

가장 간단한 예로 F₂를 그려볼게요.

F 원자 하나는 원자가전자가 7개예요. F₂에는 F가 두 개 있으므로 전체 원자가전자는

7 × 2 = 14개

예요.

먼저 F와 F 사이에 단일 결합을 하나 만들어요. 이 결합에 전자 2개가 사용돼요.

F—F

남은 전자는

14 - 2 = 12개

예요. 이 12개의 전자를 두 F 원자에 나누어 고립 전자쌍으로 배치해요. 각 F에 6개씩, 즉 고립 전자쌍 3쌍씩 넣으면 두 F 모두 팔전자를 만족해요.

각 F는 결합 전자쌍 1쌍과 고립 전자쌍 3쌍을 가져요. 그래서 F₂는 단일 결합을 가진 안정한 공유 결합 분자로 표현돼요.

 

HF의 Lewis 구조

HF도 간단하지만 중요한 예예요.

H의 원자가전자는 1개, F의 원자가전자는 7개예요. 전체 원자가전자는

1 + 7 = 8개

예요.

H와 F 사이에 단일 결합을 하나 만들면 전자 2개를 사용해요.

H—F

남은 전자는

8 - 2 = 6개

예요. 이 6개는 F에 고립 전자쌍 3쌍으로 배치해요. 그러면 F는 결합 전자쌍 1쌍과 고립 전자쌍 3쌍을 가져 총 8개의 전자를 가지는 것으로 볼 수 있어요.

 

H는 결합 전자쌍 하나를 통해 전자 2개를 가지므로 2전자 규칙을 만족해요. 그래서 HF의 Lewis 구조는 H—F이고, F에는 고립 전자쌍 3쌍이 붙어 있어요.

 

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CH₄의 Lewis 구조

메테인 CH₄는 탄소가 네 개의 수소와 결합한 분자예요.

C의 원자가전자는 4개이고, H는 각각 1개씩이에요. H가 4개 있으므로 전체 원자가전자는

4 + 1 × 4 = 8개

예요.

탄소를 중심 원자로 두고, 네 개의 H를 주변에 배치해요. 그리고 C-H 단일 결합을 네 개 만들어요. 단일 결합 하나에는 전자 2개가 들어가므로, 네 개의 결합에는 총

2 × 4 = 8개

의 전자가 사용돼요.

전체 원자가전자 8개를 모두 결합에 사용했으므로 남은 전자는 없어요. 탄소는 네 개의 결합 전자쌍을 통해 주변에 8개의 전자가 있는 것으로 볼 수 있어요. 수소는 각각 결합 하나를 통해 전자 2개를 가지므로 2전자 규칙을 만족해요.

 

그래서 CH₄의 Lewis 구조는 중심 C에 H 네 개가 단일 결합으로 연결된 형태예요. 이 구조만 보면 평면 십자처럼 그릴 수 있지만, 실제 CH₄의 분자 구조는 정사면체에 가까워요. 3차원 구조는 뒤에서 VSEPR을 배울 때 다시 다룰 거예요.

 

CN⁻의 Lewis 구조 : 전자 수 계산이 중요해요

이제 조금 더 복잡한 예로 CN⁻를 볼게요. CN⁻는 탄소와 질소로 이루어진 음이온이에요.

먼저 원자가전자 수를 계산해요.

C의 전자배치는

1s² 2s² 2p²

이므로 원자가전자는 4개예요.

N의 전자배치는

1s² 2s² 2p³

이므로 원자가전자는 5개예요.

CN⁻는 전체적으로 -1 전하를 가지므로 전자 1개를 추가로 더해야 해요.

따라서 전체 원자가전자 수는

4 + 5 + 1 = 10개

예요.

먼저 C와 N 사이에 단일 결합을 하나 만들어요.

C—N

단일 결합 하나에 전자 2개를 사용했으므로 남은 전자는

10 - 2 = 8개

예요.

그런데 단일 결합만으로는 C와 N이 모두 팔전자 규칙을 만족하기 어려워요. C와 N은 2주기 원소이므로 가능한 팔전자를 만족하는 구조를 찾아야 해요. 남은 전자를 고립 전자쌍으로만 배치하면 한쪽 또는 양쪽 원자가 옥텟을 채우지 못할 수 있어요.

그래서 고립 전자쌍 일부를 결합 전자쌍으로 바꾸어 다중 결합을 만들어야 해요. CN⁻에서는 C와 N 사이에 삼중 결합을 만들면 두 원자가 모두 팔전자를 만족할 수 있어요.

:C≡N:

이 구조에서 C≡N 삼중 결합은 전자쌍 3쌍, 즉 전자 6개를 포함해요. 전체 전자가 10개이므로 결합에 6개를 쓰고, 남은 4개는 C와 N에 각각 고립 전자쌍 1쌍씩 배치해요.

그러면 C 주변에는 삼중 결합의 전자 6개와 고립 전자쌍 2개가 있어 총 8개가 되고, N 주변에도 삼중 결합의 전자 6개와 고립 전자쌍 2개가 있어 총 8개가 돼요. 따라서 C와 N 모두 팔전자 규칙을 만족해요.

CN⁻의 Lewis 구조는 대괄호와 전하를 함께 표시해

[:C≡N:]⁻

처럼 나타낼 수 있어요.

 

CO₂의 Lewis 구조 : 이중 결합 두 개

CO₂도 Lewis 구조를 배울 때 매우 중요한 예예요. 먼저 전체 원자가전자 수를 계산해요.

C의 전자배치는

1s² 2s² 2p²

이므로 원자가전자는 4개예요.

O의 전자배치는

1s² 2s² 2p⁴

이므로 원자가전자는 6개예요. O가 두 개 있으므로 산소에서 오는 원자가전자는

6 × 2 = 12개

예요.

따라서 CO₂의 전체 원자가전자 수는

4 + 12 = 16개

예요.

중심 원자는 보통 덜 전기음성도가 큰 원자가 되는 경우가 많고, CO₂에서는 C가 중심 원자예요. 그래서 처음에는 O-C-O 형태로 연결해요.

O—C—O

단일 결합 두 개를 만들면 전자 4개를 사용해요. 남은 전자는

16 - 4 = 12개

예요.

이 12개를 우선 양쪽 O에 고립 전자쌍으로 배치해요. 각 O에 고립 전자쌍 3쌍씩 넣으면 산소들은 팔전자를 만족해요. 하지만 이 상태에서 중심 C는 단일 결합 두 개만 가지고 있으므로 주변 전자가 4개뿐이에요. 탄소는 팔전자 규칙을 만족하지 못해요.

따라서 산소의 고립 전자쌍 일부를 C와의 결합으로 바꾸어야 해요. 양쪽 O에서 각각 전자쌍 하나씩을 결합에 참여시키면 C와 O 사이에 이중 결합 두 개가 만들어져요.

O=C=O

이 구조에서 각 C=O 이중 결합은 전자쌍 2쌍, 즉 전자 4개를 포함해요. 이중 결합이 두 개이므로 결합 전자는 총 8개예요. 나머지 8개 전자는 양쪽 산소에 고립 전자쌍 2쌍씩 배치돼요.

이제 C는 두 개의 이중 결합을 통해 총 8개의 전자를 가지는 것으로 볼 수 있어요. 각 O도 이중 결합 전자 4개와 고립 전자쌍 4개를 합쳐 8개를 만족해요.

그래서 CO₂의 Lewis 구조는

이고, 각 O에는 고립 전자쌍 2쌍이 있어요. CO₂는 2개의 이중 결합과 4쌍의 고립 전자쌍을 가진 구조로 정리할 수 있어요.

 

아세트산, 황산, 요소처럼 복잡한 분자도 같은 원리예요

Lewis 구조는 간단한 이원자 분자나 작은 분자에만 쓰는 것이 아니에요. 아세트산, 황산, 요소처럼 원자가 여러 개 있는 분자도 같은 원리로 그릴 수 있어요.

아세트산은 CH₃COOH로 쓸 수 있고, 탄소-탄소 결합, 탄소-산소 이중 결합, 산소-수소 결합을 포함해요. 여기서 중요한 것은 원자들이 어떤 순서로 연결되어 있는지예요. 전체 원자가전자 수만 맞춘다고 되는 것이 아니라, 실제 연결 구조도 고려해야 해요.

황산 H₂SO₄는 중심에 S가 있고 여러 O가 결합한 형태예요. 황은 3주기 원소라서 2주기 원소와 달리 확장된 옥텟을 다루는 경우가 생길 수 있어요. 이런 내용은 뒤에서 팔전자 규칙의 예외를 다룰 때 더 자세히 볼 수 있어요.

요소는 CO(NH₂)₂ 형태로 나타낼 수 있고, C=O 결합과 C-N 결합을 포함해요. 생화학에서도 자주 등장하는 분자죠. 이런 분자들도 결국 원자가전자 수를 세고, 결합을 만들고, 남은 전자를 배치하고, 가능한 옥텟을 만족시키는 방식으로 Lewis 구조를 이해할 수 있어요.

다만 실제 분자의 Lewis 구조는 한 가지로 고정되지 않는 경우도 있어요. 어떤 분자는 공명 구조를 가지며, 어떤 구조가 더 타당한지 형식 전하를 계산해서 판단해야 해요. 이 내용은 다음 편에서 이어서 다루는 것이 좋아요.

 

Lewis 구조를 그릴 때 자주 헷갈리는 점

Lewis 구조를 처음 그릴 때 가장 많이 헷갈리는 부분은 전체 전자 수예요. 전자 수를 셀 때는 원자가전자만 세야 해요. 1s² 같은 안쪽 전자는 화학 결합에서 보통 직접적으로 표시하지 않아요. 예를 들어 C의 전체 전자 수는 6개지만, Lewis 구조에서는 원자가전자 4개만 사용해요. O의 전체 전자 수는 8개지만, Lewis 구조에서는 원자가전자 6개만 사용해요.

또 하나는 이온의 전자 수예요. 음이온이면 전자를 더해야 하고, 양이온이면 전자를 빼야 해요. CN⁻에서 +1이 아니라 전자 1개를 더하는 이유는 음전하가 전자가 하나 더 많다는 뜻이기 때문이에요. 그래서 C 4개, N 5개에 전자 1개를 추가해 총 10개가 돼요.

그리고 수소는 항상 2전자 규칙을 따른다는 점도 중요해요. H는 결합 하나만 만들 수 있어요. H 주변에 고립 전자쌍을 놓거나 H가 이중 결합을 만든다고 생각하면 일반화학의 기본 Lewis 구조에서는 거의 항상 잘못된 구조가 돼요.

마지막으로 2주기 원소인 C, N, O, F는 옥텟을 넘을 수 없어요. 이 원소들은 반드시 팔전자 규칙을 따르는 방향으로 구조를 그려야 해요. 전자가 부족하면 이중 결합이나 삼중 결합을 만들어 해결하고, 전자가 너무 많게 배치되지 않도록 주의해야 해요.

 

Lewis 구조가 알려주는 것과 알려주지 못하는 것

Lewis 구조는 분자의 결합 연결과 전자 배치를 직관적으로 보여줘요. 어떤 원자 사이에 결합이 있는지, 고립 전자쌍이 몇 쌍 있는지, 옥텟 규칙을 만족하는지 확인할 수 있어요. 그래서 공유 결합을 배우는 초반에는 Lewis 구조가 가장 중요한 도구예요.

하지만 Lewis 구조만으로 모든 것을 알 수는 없어요. Lewis 구조는 기본적으로 2차원적인 표현이에요. CH₄를 종이에 그리면 십자 모양처럼 보일 수 있지만, 실제 CH₄는 3차원 정사면체 구조를 가져요. CO₂는 실제로 선형 구조이고, H₂O는 굽은 구조예요. 이런 분자 모양은 Lewis 구조만 보고 바로 확정하기 어렵고, VSEPR 같은 모델이 필요해요.

또 Lewis 구조는 전자들이 실제로 얼마나 퍼져 있는지, 공명으로 인해 결합이 평균화되는지, 결합의 정확한 에너지나 길이가 어떤지도 완벽하게 설명하지는 못해요. 그래도 Lewis 구조는 형식 전하, 공명, 분자 구조, 결합 극성으로 넘어가기 위한 가장 기본적인 출발점이에요.

 

이번 글의 핵심 정리

공유 결합은 비금속 원자들이 서로 전자를 하나씩 제공해 만든 전자쌍을 공유하면서 형성되는 결합이에요. 원자들은 공유된 전자쌍을 함께 사용함으로써 비활성 기체와 비슷한 안정한 전자배치, 즉 옥텟을 만족하려고 해요. 수소는 예외적으로 2전자 규칙을 따르고, C, N, O, F 같은 2주기 원소들은 Lewis 구조에서 반드시 팔전자 규칙을 만족해야 해요.

Lewis 기호는 원소 기호와 원자가전자를 나타내는 점으로 구성되고, Lewis 구조는 공유 결합한 분자의 전자 배치를 점과 선으로 나타낸 구조예요. 선 하나는 공유 전자쌍 하나, 즉 전자 2개를 의미해요.

Lewis 구조를 그릴 때는 먼저 원자가전자 수를 모두 더하고, 원자들을 결합으로 연결한 뒤, 남은 전자를 옥텟 규칙을 만족하도록 배치해요. 전자가 부족하면 고립 전자쌍을 결합 전자쌍으로 바꾸어 이중 결합이나 삼중 결합을 만들 수 있어요.

CN⁻의 경우 C의 원자가전자 4개, N의 원자가전자 5개, 음전하로 인한 전자 1개를 더해 총 10개의 원자가전자를 가져요. 최종적으로 C와 N 사이에 삼중 결합이 형성되고, 각 원자에 고립 전자쌍 1쌍씩이 남아 C와 N 모두 팔전자 규칙을 만족해요.

CO₂의 경우 C에서 4개, O 두 개에서 12개의 원자가전자가 와서 총 16개의 원자가전자를 가져요. 처음에는 O-C-O로 연결하지만, C의 옥텟을 만족시키기 위해 양쪽에 이중 결합을 만들어 O=C=O 구조가 돼요. 이 구조에서는 2개의 이중 결합과 산소에 있는 4쌍의 고립 전자쌍이 나타나요.

다음 글에서는 Lewis 구조가 여러 개 가능할 때 어떤 구조가 더 타당한지 판단하는 방법을 볼 거예요. 그때 핵심이 되는 개념이 형식 전하와 공명 구조에요.