[무기화학] 3. 단순 결합 이론

3.1 Lewis 전자점 그림
3.2 원자가 껍질 전자쌍 반발 이론
3.3 분자 극성
3.4 수소 결합

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3.1 Lewis 전자점 그림
일반화학을 보면 Lewis 전자점 그림을 그리는 방법이 나와있으니 참고하면 될 것이다. 간단히 정리하자면, 원자들이 결합을 이룰 수 있도록 해주는 것은 최외각 전자이므로 최외각 전자를 고려하여 계산한다.
1) 각 원자들의 최외각 전자들을 모두 더해준다.
ex) CO2
C의 최외각 전자는 4개, O의 최외각 전자는 6개로 총 16개의 전자를 배치하면 CO2의 루이스 구조를 그릴 수 있다는 의미가 된다.

2) '일반적으로' 전기음성도가 낮은 원소를 중심에 배치한다. 이후 주변 원자와 단일 결합으로 연결한다. 그리고 남은 전자 수를 계산한다.
ex) O-C-O 이렇게 배치를 한다는 의미이다. 단일 결합 하나에 전자가 2개 배치되므로 4개의 전자가 배치된 상태이다. 따라서 남은 전자는 16-4 = 12e-이다.

3) 남은 전자들은 주변 원자가 옥텟 규칙을 만족할 수 있도록 비공유 전자쌍으로 배치한다.
ex) 그러면 O-C-O 결합에서 산소에 각각 6개의 전자, 즉 3개의 비공유 전자쌍이 배치된다는 의미이다. 이렇게 배치를 했을 때 문제점이 발생한다. 중심 원자인 탄소가 옥텟 규칙을 만족하지 못한다. 이 때는 단일 결합이 아니라 이중 결합으로 연결을 하여 중심 원자도 옥텟 규칙을 만족할 수 있도록 한다.

4) 주변 원자에 전자를 배치하고 전자가 남는 경우, 중심 원자에 남은 전자들을 배치한다.
ex) H2O의 경우 8개의 전자를 배치해야 한다. 전기음성도가 낮은 원소를 중심에 배치해야하지만, H의 경우에는 공유결합을 하나만 할 수 있으므로, 주변 원자가 될 수밖에 없다. 따라서 H-O-H와 같은 구조를 갖게 된다. 이렇게 4개의 전자를 배치하였으므로 4개의 전자가 남는다. 수소의 경우에는 듀엣 규칙을 만족하므로 비공유 전자쌍을 배치하지 않아도 된다. 그러면 남은 전자는 중심 원자인 산소에 배치하게 된다. 따라서 중심 원자인 산소에 2개의 비공유 전자쌍이 형성된다.

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3.2 원자가 껍질 전자쌍 반발 이론 (VSEPR)
* 고립-고립 전자쌍 간의 반발 > 고립-결합 전자쌍 간의 반발 > 결합-결합 전자쌍 간의 반발
* 입체수(=SN)에 따라 형성되는 구조가 다르다.
* 입체수 = 주변 원자 수 + 비공유 전자쌍 수
* 입체수를 계산할 때 다중 결합은 단일 결합 취급을 한다. (주변 원자 수로 계산한다는 것과 같은 의미)

* 확장된 옥텟 규칙을 따르는 중심 원자의 루이스 구조를 그릴 때 조금 더 빠르게 그릴 수 있는 방법이 있다. 루이스 구조를 그리다보면, 특정 원자가 주로 단일 결합을 이루는지, 이중 결합을 이루는지 알 수 있다. 예를 들면, H와 17족 같은 경우 주변에 배치되며 단일 결합을 이룬다. O의 경우에는 주로 이중 결합을 이룬다는 것과 같이 말이다. 그러면 중심 원자의 최외각 전자를 계산한 후, 주변 원자와 어떤 결합을 이루는지 그 결합의 전자수를 빼준다. 그러면 중심 원자에 배치되는 비공유 전자의 수가 나올 것이다. 그 수에서 2를 나누어주면 비공유 전자쌍 수가 될 것이다.
예를 들면, IOF3와 같은 분자는 어떻게 그릴까?

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3.3 분자 극성
3.4 수소 결합
이 두 단원은 유기화학에서도 다루고 있는 내용이고, 화학 1에서도 자주 다루던 내용이므로 넘어가도록 하겠다.


* 수정해야 할 개념, 혹은 표현이 있다면, 댓글에 달아주시면 감사하겠습니다. *