[일반화학 1] 6 : 화학 결합과 분자의 구조 - 6 (산화수와 분자 구조 예측의 시작)

 

 

화학 결합을 이해할 때 Lewis 구조, 형식 전하, 전기음성도, 결합 극성 같은 개념을 계속 다뤘어요. 이 개념들은 모두 “전자들이 어디에 있는가?”라는 질문과 연결돼요. 그런데 화학 반응, 특히 산화-환원 반응을 다룰 때는 실제 전자 분포를 매번 정확히 계산하기 어렵죠. 그래서 화학에서는 전자 이동을 추적하기 위해 하나의 약속을 사용해요. 그 약속이 바로 산화수예요.

산화수는 어떤 원자가 화합물 안에서 전자를 잃은 것처럼 보이는지, 얻은 것처럼 보이는지를 숫자로 나타낸 값이에요. 실제 전하와 완전히 같은 개념은 아니지만, 산화-환원 반응에서 전자 이동을 파악하는 데 매우 유용해요. 특히 공유 결합 화합물에서는 전자가 완전히 이동한 것이 아니므로 산화수를 정하려면 약속이 필요해요. 이때 공유 전자쌍을 더 전기음성도가 큰 원자에게 모두 준다고 가정하고 계산하죠.

 

산화수는 전자를 임의로 배정하는 방법이에요

산화수 또는 산화 상태는 원자가 화합물 안에서 가지는 “가상의 전하”라고 볼 수 있어요. 여기서 가상이라는 표현이 중요해요. 이온 결합 화합물에서는 실제 이온 전하와 산화수가 거의 일치하는 경우가 많지만, 공유 결합 화합물에서는 실제로 전자가 완전히 이동한 것이 아니에요. 그래도 산화수를 계산할 때는 공유 결합 전자를 한쪽 원자에 몰아서 배정하는 방식으로 생각해요.

예를 들어 HCl을 볼게요. H와 Cl은 공유 결합을 하고 있지만, Cl이 H보다 전기음성도가 커요. 따라서 산화수를 정할 때는 H—Cl 결합 전자쌍을 Cl이 모두 가져간다고 가정해요. 그러면 H는 전자를 잃은 것처럼 되어 +1, Cl은 전자를 얻은 것처럼 되어 -1이 돼요. 그래서 HCl에서 H의 산화수는 +1, Cl의 산화수는 -1이에요.

물 H₂O에서는 산소가 수소보다 전기음성도가 커요. 따라서 O—H 결합 전자쌍은 산소에게 배정해요. 수소 하나는 보통 +1이고, 수소가 두 개 있으므로 총 +2예요. 중성 분자인 H₂O 전체 산화수 합은 0이어야 하므로 산소는 -2가 돼요. 그래서 H₂O에서 O의 산화수는 -2예요.

이처럼 산화수는 결합에서 공유하는 전자를 임의로 각 원자에 할당해서 전자 이동을 추적하는 방법이에요.

 

산화수를 정하는 기본 규칙

산화수 계산에는 자주 쓰는 규칙이 있어요. 이 규칙들을 순서대로 적용하면 대부분의 화합물에서 산화수를 빠르게 구할 수 있어요.

먼저 원소 상태의 원자는 산화수가 0이에요. 여기서 원소 상태란 어떤 원소가 다른 원소와 결합하지 않고 자기 원소만으로 존재하는 상태를 말해요. 예를 들어 Na(s), O₂(g), O₃(g), Hg(l)에서 각 원자의 산화수는 모두 0이에요. O₂와 O₃는 산소 원자로 이루어져 있지만, 산소가 다른 원소와 결합한 화합물이 아니므로 산화수는 0이에요.

단원자 이온의 산화수는 그 이온의 전하와 같아요. Na⁺의 산화수는 +1이고, Cl⁻의 산화수는 -1이에요. Ca²⁺라면 +2, Al³⁺라면 +3이 되죠.

화합물 속 플루오린은 거의 항상 -1이에요. F는 전기음성도가 가장 큰 원소로 취급되기 때문에, 다른 원소와 결합하면 전자를 가져간 것으로 계산해요. 그래서 HF나 PF₃에서 F의 산화수는 -1이에요.

화합물 속 산소는 보통 -2예요. H₂O, CO₂ 같은 분자에서 O는 -2로 계산해요. 다만 예외가 있어요. 과산화물처럼 O₂²⁻를 포함하는 경우에는 산소 하나의 산화수가 -1이에요. 예를 들어 H₂O₂에서 산소는 -1이에요. 산소의 기본값은 -2이지만, 과산화물 예외는 꼭 기억해두는 게 좋아요.

공유 결합 화합물 속 수소는 보통 +1이에요. H₂O, HCl, NH₃에서 H는 모두 +1로 계산해요. 다만 금속 수소화물에서는 H가 -1이 되는 경우도 있지만, 기본적인 비금속 화합물에서는 H = +1로 두면 돼요.

마지막으로 산화수의 합을 맞춰야 해요. 전기적으로 중성인 화합물에서는 모든 원자의 산화수 합이 0이에요. 이온에서는 산화수의 합이 그 이온의 전체 전하와 같아야 해요. 예를 들어 SO₄²⁻에서는 S와 O들의 산화수 합이 -2가 되어야 해요.

산화수는 +n, -n처럼 부호를 숫자 앞에 붙여 표시해요. 예를 들어 +1, -2, +6처럼 쓰죠.

 

산화수 계산 예시 : CO₂와 NH₃

CO₂에서 탄소의 산화수를 구해볼게요. 산소는 보통 -2이고, 산소가 두 개 있으므로 산소들의 산화수 합은 -4예요. CO₂는 중성 분자이므로 전체 합은 0이어야 해요. 탄소의 산화수를 x라고 하면

x + 2(-2) = 0

x - 4 = 0

x = +4

따라서 CO₂에서 C의 산화수는 +4예요. 실제로 탄소가 +4 전하를 띠고 있다는 뜻은 아니에요. C=O 결합에서 산소가 더 전기음성도가 크기 때문에 결합 전자를 산소 쪽에 배정하면 탄소가 전자를 잃은 것처럼 계산된다는 뜻이에요.

NH₃에서는 수소가 보통 +1이에요. 수소가 세 개이므로 총 +3이에요. NH₃는 중성 분자이므로 질소의 산화수를 x라고 하면

x + 3(+1) = 0

x + 3 = 0

x = -3

따라서 NH₃에서 N의 산화수는 -3이에요. 질소가 수소보다 전기음성도가 크기 때문에 N—H 결합 전자를 질소에게 배정한 결과예요.

 

산화수와 형식 전하는 다르지만 둘 다 전자 배정 규칙이에요

형식 전하와 산화수는 헷갈리기 쉬워요. 둘 다 전자를 어떻게 나누어 계산할지 정하는 약속이기 때문이에요. 하지만 전자 배정 방식이 달라요.

형식 전하는 공유 결합 전자쌍을 두 원자가 똑같이 나누어 가진다고 계산해요. 그래서 결합전자 수의 절반을 각 원자에게 배정하죠. 반면 산화수는 공유 결합 전자쌍을 전기음성도가 더 큰 원자에게 모두 준다고 계산해요.

예를 들어 HCl에서 형식 전하를 계산하면 보통 H와 Cl 모두 0이 될 수 있어요. Lewis 구조상 H—Cl 결합 전자쌍을 반씩 나누어 배정하기 때문이에요. 그런데 산화수를 계산할 때는 Cl이 결합 전자쌍을 모두 가져간다고 가정하므로 H는 +1, Cl은 -1이 돼요.

따라서 형식 전하는 Lewis 구조의 타당성을 판단하는 도구이고, 산화수는 산화-환원 반응에서 전자 이동을 추적하는 도구라고 구분하면 좋아요.

 

분자 구조가 중요한 이유

Lewis 구조를 그리면 어떤 원자들이 결합했는지, 단일 결합인지 이중 결합인지, 고립 전자쌍이 몇 개인지는 알 수 있어요. 하지만 Lewis 구조만으로 분자의 실제 3차원 모양을 알기는 어려워요.

예를 들어 CO₂와 SO₂는 모두 중심 원자에 산소 두 개가 결합한 형태처럼 보일 수 있어요. 하지만 CO₂는 직선형이고, SO₂는 굽은형이에요. 두 분자의 성질이 달라지는 이유 중 하나가 바로 이 분자 구조 차이예요.

화학 반응에서 분자의 실제 구조는 매우 중요해요. 반응이 일어나려면 분자들이 충돌해야 하고, 그 충돌은 충분한 에너지를 가져야 해요. 하지만 에너지만 충분하다고 항상 반응이 일어나는 것은 아니에요. 분자들이 반응 가능한 방향으로 부딪혀야 해요. 즉 구조적으로 맞는 3차원 배향이 필요해요.

분자 자체도 아무 모양이나 가지는 것이 아니에요. 분자는 에너지적으로 가장 안정한 구조를 선호해요. 원자핵 사이의 거리, 전자쌍 사이의 반발, 결합각 등이 모두 어우러져 가장 안정한 3차원 배열이 결정돼요.

 

Lewis 구조는 결합 수를 보여주지만 모양을 직접 알려주지는 않아요

Lewis 구조는 매우 유용하지만 한계가 있어요. Lewis 구조는 단순한 원자 간 결합 수와 결합 종류를 보여줘요. 예를 들어 어떤 원자가 몇 개의 원자와 연결되어 있는지, 단일 결합인지 이중 결합인지, 고립 전자쌍이 있는지를 알 수 있죠.

하지만 Lewis 구조는 분자 모양을 직접 알려주지는 않아요. 종이에 그린 Lewis 구조는 보통 2차원 그림이에요. 실제 분자는 3차원 공간에 존재하므로 원자들이 어떤 각도로 배치되어 있는지를 따로 예측해야 해요.

이때 중요한 개념이 결합각이에요. 결합각은 분자 안에서 중심 원자와 주변 원자를 연결하는 선들 사이의 각도예요. 예를 들어 AB₂ 분자에서 B—A—B 각이 결합각이에요. 결합각은 분자의 3차원 구조를 결정하는 핵심 요소예요.

 

반응형

ABₙ 분자의 여러 모양

중심 원자 A에 주변 원자 B가 n개 붙은 분자를 ABₙ 형태로 나타낼 수 있어요. 이때 원자들이 서로 최대한 멀리 떨어지려는 방향으로 배열되면 분자의 기본 모양이 결정돼요. 전자쌍과 원자핵 사이에는 반발이 있기 때문에, 주변 원자들이 가능한 한 서로 멀리 위치하는 구조가 안정해요.

AB₂ 분자의 대표적인 모양은 선형 구조예요. CO₂가 대표적이에요. 중심 탄소 양쪽에 산소가 직선으로 배열되어 있고, 결합각은 180°예요.

AB₃에서는 평면 삼각형 구조가 나타날 수 있어요. SO₃처럼 중심 원자 주변에 세 원자가 같은 평면에서 120° 간격으로 배열되면 trigonal planar 구조가 돼요.

AB₄에서는 정사면체 구조가 기본적으로 나타나요. 중심 원자를 기준으로 네 원자가 3차원 공간에서 최대한 멀리 떨어지면 결합각이 약 109.5°인 tetrahedral 구조가 돼요. CH₄가 대표적인 예예요.

AB₅에서는 삼각쌍뿔 구조가 나타날 수 있어요. 이 구조에서는 세 원자가 평면상에 120° 간격으로 놓이고, 나머지 두 원자는 위아래 축 방향에 위치해요. 그래서 결합각에는 90°와 120°가 함께 등장해요.

AB₆에서는 팔면체 구조가 나타나요. 중심 원자 주위에 여섯 원자가 x, y, z축의 양방향으로 배치된 형태라고 생각할 수 있어요. 결합각은 주로 90°예요.

다만 ABₙ이라고 해서 항상 주변 원자 수만으로 모양이 결정되는 것은 아니에요. 중심 원자에 고립 전자쌍이 있으면 분자 모양이 달라져요. 예를 들어 AB₃라고 해도 SO₃처럼 평면 삼각형이 될 수도 있고, NF₃처럼 삼각뿔형이 될 수도 있어요. AB₃라도 중심 원자에 고립 전자쌍이 있느냐 없느냐가 실제 모양을 바꾸는 거예요.

 

공유 전자쌍과 비공유 전자쌍

분자 구조를 예측하려면 Lewis 구조에서 전자쌍을 구분해야 해요. 전자쌍은 크게 공유 전자쌍과 비공유 전자쌍으로 나눌 수 있어요.

공유 전자쌍은 결합 전자쌍이라고도 해요. 두 원자 사이의 결합에 참여하고 있는 전자쌍이에요. 단일 결합, 이중 결합, 삼중 결합 모두 결합에 참여하는 전자를 포함하죠.

비공유 전자쌍은 고립 전자쌍이라고도 해요. 결합에 참여하지 않고 한 원자에 머물러 있는 전자쌍이에요. Lewis 구조에서는 보통 원자 옆에 점 두 개로 표시해요.

분자 모양을 결정할 때는 결합 전자쌍뿐만 아니라 고립 전자쌍도 중요해요. 고립 전자쌍도 공간을 차지하고 다른 전자 영역과 반발하기 때문이에요. 오히려 고립 전자쌍은 결합 전자쌍보다 중심 원자 가까이에 더 넓게 퍼져 있어 반발이 더 큰 경우가 많아요. 그래서 고립 전자쌍이 있으면 결합각이 이상적인 값보다 작아지거나, 분자 모양이 달라질 수 있어요.

 

전자 영역수, steric number

분자 구조를 예측할 때 사용하는 핵심 개념이 전자 영역수예요. 영어로는 steric number, 줄여서 SN이라고 해요.

전자 영역수는 분자의 중심 원자 주위에 존재하는 전자 영역의 개수예요. 여기서 전자 영역이라는 말이 중요해요. 비공유 전자쌍, 단일 결합, 이중 결합, 삼중 결합은 각각 하나의 전자 영역으로 세요.

예를 들어 중심 원자 A가 주변 원자 B 세 개와 결합하고 있고, A에 고립 전자쌍이 하나 있다고 해볼게요. 결합이 세 개 있으니 공유 전자쌍 영역이 3개예요. 여기에 비공유 전자쌍 영역이 1개 있어요. 따라서 A 주변의 전자 영역수는

3 + 1 = 4

가 돼요.

중요한 점은 이중 결합이나 삼중 결합도 각각 전자 영역 하나로 센다는 거예요. 이중 결합에는 전자쌍이 두 쌍 들어 있지만, 중심 원자와 특정 방향으로 하나의 결합 영역을 형성하므로 전자 영역 하나로 봐요. 삼중 결합도 마찬가지예요. 전자쌍이 세 쌍 있어도 중심 원자 주변의 한 방향을 차지하는 하나의 전자 영역이에요.

예를 들어 CO₂에서 중심 C는 양쪽 O와 이중 결합 두 개를 해요. 이중 결합이 두 개이므로 중심 C 주변의 전자 영역수는 2예요. 그래서 CO₂는 선형 구조가 돼요.

SO₂에서는 중심 S가 산소 두 개와 결합하고, 고립 전자쌍 하나를 가진다고 볼 수 있어요. 결합 영역 2개와 고립 전자쌍 영역 1개가 있으므로 전자 영역수는 3이에요. 전자 영역들은 평면 삼각형 배열을 기본으로 하지만, 원자만 놓고 본 분자 모양은 굽은형이 돼요.

NF₃에서는 중심 N이 F 세 개와 단일 결합을 하고, 고립 전자쌍 하나를 가져요. 결합 영역 3개와 고립 전자쌍 영역 1개이므로 전자 영역수는 4예요. 전자 영역 배열은 정사면체형이지만, 원자의 위치만 보면 삼각뿔형이에요.

 

전자 영역수와 분자 모양의 연결

전자 영역수는 전자 영역들이 중심 원자 주변에서 어떻게 배치될지 알려줘요. 전자 영역들은 서로 반발하므로 가능한 한 멀리 떨어지는 배열을 선호해요.

전자 영역수가 2이면 두 영역은 서로 180° 떨어지는 것이 가장 안정해요. 그래서 선형 배열이 돼요.

전자 영역수가 3이면 세 영역은 같은 평면에서 120°씩 벌어지는 것이 안정해요. 그래서 평면 삼각형 배열이 돼요.

전자 영역수가 4이면 네 영역은 3차원 공간에서 정사면체 방향으로 배열돼요. 이상적인 결합각은 약 109.5°예요.

전자 영역수가 5이면 삼각쌍뿔 배열이 기본이 돼요. 이때 90°와 120°의 각이 함께 나타나요.

전자 영역수가 6이면 팔면체 배열이 돼요. 중심 원자에서 여섯 방향으로 전자 영역이 뻗고, 인접한 영역 사이의 각은 90°예요.

하지만 전자 영역 배열과 분자 모양은 구분해야 해요. 전자 영역 배열은 고립 전자쌍까지 포함한 전체 전자 영역의 배치예요. 반면 분자 모양은 원자핵의 위치만 보고 이름 붙여요. 그래서 고립 전자쌍이 있는 경우에는 전자 영역 배열과 분자 모양이 달라질 수 있어요.

NF₃가 좋은 예예요. 중심 N 주변 전자 영역수는 4이므로 전자 영역 배열은 정사면체형이에요. 하지만 그중 하나는 고립 전자쌍이므로, 실제 원자 N과 F들의 위치만 보면 삼각뿔형이에요.

ClF₃도 마찬가지예요. 중심 Cl 주변에는 F와의 결합 3개와 고립 전자쌍 2개가 있어 전자 영역수는 5예요. 전자 영역 배열은 삼각쌍뿔형을 바탕으로 하지만, 실제 원자 배열은 T자형이 돼요.

 

산화수에서 분자 구조로 넘어가는 이유

산화수는 전자 이동을 추적하는 숫자이고, 분자 구조는 원자들이 공간에서 어떻게 배열되어 있는지를 나타내요. 얼핏 보면 서로 다른 주제처럼 보이지만, 둘 다 화학 반응을 이해하는 데 꼭 필요해요.

산화수를 알면 어떤 원자가 산화되고 환원되는지 볼 수 있어요. 즉 전자가 어느 쪽으로 이동했는지를 추적할 수 있죠. 하지만 반응이 실제로 일어나려면 분자들이 어떤 방향으로 접근해야 하는지, 어떤 결합이 끊어지고 형성될 수 있는지도 중요해요. 이 부분은 분자 구조와 연결돼요.

Lewis 구조는 결합 관계를 알려주는 출발점이에요. 산화수는 전자 이동을 추적하는 도구예요. 전자 영역수와 분자 구조는 실제 3차원 배열을 예측하게 해줘요. 이 세 가지가 연결되면 화합물의 반응성과 성질을 훨씬 더 잘 이해할 수 있어요.

 

이번 글의 핵심 정리

산화수는 산화-환원 반응에서 전자 이동을 추적하기 위해 사용하는 가상의 전하예요. 공유 결합 화합물에서는 결합 전자쌍을 전기음성도가 큰 원자에게 모두 배정한다고 가정해 산화수를 계산해요.

원소 상태의 원자는 산화수가 0이에요. Na(s), O₂(g), O₃(g), Hg(l)에서 각 원자의 산화수는 0이에요. 단원자 이온의 산화수는 이온 전하와 같아서 Na⁺는 +1, Cl⁻는 -1이에요. 화합물 속 F는 보통 -1, O는 보통 -2, H는 공유 결합 화합물에서 보통 +1이에요. 중성 화합물에서는 산화수 합이 0이고, 이온에서는 산화수 합이 이온의 전체 전하와 같아야 해요.

CO₂에서 O를 -2로 두면 산소 두 개의 합이 -4이므로 C는 +4예요. NH₃에서 H를 +1로 두면 수소 세 개의 합이 +3이므로 N은 -3이에요.

형식 전하와 산화수는 모두 전자를 배정하는 방식이지만 목적과 계산법이 달라요. 형식 전하는 공유 전자쌍을 반씩 나눠 계산하고 Lewis 구조의 타당성을 판단하는 데 쓰여요. 산화수는 공유 전자쌍을 전기음성도가 큰 원자에게 몰아주어 산화-환원 반응에서 전자 이동을 추적하는 데 쓰여요.

분자의 실제 구조는 화학 반응에서 매우 중요해요. Lewis 구조는 결합 수와 결합 종류를 보여주지만, 분자의 3차원 모양까지 직접 알려주지는 않아요. 분자 구조는 중심 원자 주변의 전자 영역들이 서로 최대한 멀리 떨어지려는 배열에 의해 결정돼요.

전자 영역수, 즉 steric number는 중심 원자 주위에 존재하는 전자 영역의 개수예요. 비공유 전자쌍, 단일 결합, 이중 결합, 삼중 결합은 각각 하나의 전자 영역으로 세요. 예를 들어 중심 원자에 고립 전자쌍 1개와 결합 3개가 있으면 전자 영역수는 4예요.

전자 영역수가 2이면 선형, 3이면 평면 삼각형, 4이면 정사면체, 5이면 삼각쌍뿔, 6이면 팔면체 배열을 기본으로 해요. 다만 고립 전자쌍이 있으면 전자 영역 배열과 실제 분자 모양이 달라질 수 있어요. NF₃는 전자 영역 배열은 정사면체형이지만 분자 모양은 삼각뿔형이고, ClF₃는 삼각쌍뿔형 전자 영역 배열을 바탕으로 T자형 구조를 가져요.