1. 개요
共 有 結 合 / Covalent bond공유 결합은 화학 결합의 일종으로, 주로 서로 다른 두 비금속 원소[1]끼리 결합하면서 전자쌍을 공유하여 형성되는 방식을 말한다. 이는 원자들이 다른 원자와 전자를 공유하며 안정한 전자 배치를 이룰 수도 있음을 유추할 수 있는 것이다. 예컨대, 수소 원자 2개가 결합하여 수소 분자가 형성될 때에는 수소 원자 2개를 내놓아 형성된 전자쌍이 공유하여 결합하는데, 이때 각 수소 원자는 비활성 기체인 헬륨과 전자 배치가 같다.
일반적으로 모든 원자는 가장 안정한 18족 원소의 전자구조로 변하려는 성질이 있다.[2] 최외각전자 개수는 8개가 되기에는 부족할 때 원자가 전자의 일부를 다른 원자와 공유를 한다. 결과적으로는 비활성 기체의 전자껍질을 따라가게 된다.[3]
무수히 많은 화합물이 공유 결합 형태이다. 그 예에는 우리가 가장 쉽게 접할 수 있는 수소와 산소로 이루어진 물[4]에서부터 탄화수소 및 탄소화합물, 가장 단단한 원자 결정인 다이아몬드 등이 있다.
참고로 산소 원자가 2개 결합하여 생성된 산소 분자는 전자쌍 2개를 공유하고, 질소 원자 2개가 결합하여 생성된 질소 분자는 전자쌍 3개를 공유한다.
2. 특징
공유 결합을 설명하는 가장 유명한 이론으로 분자 오비탈 이론(molecular orbital theory)가 있다. 분자 오비탈 이론에서는 공유 결합 과정에서는 인접한 두 원자 오비탈이 중첩되어 파동함수끼리 간섭이 발생함으로써, 에너지가 다른 두 오비탈로 변화한다고 설명한다. 이를 분자 오비탈이라 한다. 그리고 결합에 참여한 전자는 이 새로운 오비탈에 재배치된다. 양자 간섭의 위상차에 따라 오비탈의 특성도 다음과 같이 분류된다.- 결합 오비탈(bonding molecular orbital): 파동의 같은 위상끼리 보강 간섭이 일어난 오비탈로, 에너지가 낮은 쪽이다.
- 반결합 오비탈(anti-bonding molecular orbital): 파동의 다른 위상끼리 상쇄 간섭이 일어난 오비탈로, 에너지가 높은 쪽이다. 참고로, 반결합 오비탈은 그에 대응되는 결합 오비탈의 기호에 '*' 기호를 붙여 구분한다. (예: σ/σ*).
공유 결합으로 생성되는 오비탈 중 결합 오비탈에만 전자가 채워질 때, 결합 이전보다 에너지가 낮아지게 되어 결합이 안정적으로 유지될 수 있다. 또한, 오비탈끼리 중첩되는 영역이 클수록 결합 오비탈의 에너지가 낮아지고, 반대로 반결합 오비탈의 에너지가 높아진다.
또한 결합을 한 뒤 두 원자핵 사이의 거리(결합길이)는 퍼텐셜에너지가 최소가 되는 안정점에서 생긴다. 인력으로 인해서 거리가 가까워질수록 퍼텐셜 에너지가 작아지고, 원자핵 사이 또는 다른 전자들 사이의 척력으로 인해서 아주 가까이 올수록 퍼텐셜 에너지가 증가하는 두 요인들의 경쟁으로 최소 퍼텐셜 에너지가 되는 위치가 정해진다. 이러한 현상으로 인해 뜨거운 물이 차가운 물보다 빨리 어는 기현상이 발생한다.[5] 자세한 내용은 음펨바 효과 참고.
극성을 가지는 입자가 없어지는 방향으로 결합을 한다. 그래서 고체든 액체든 전기 전도성이 없는 경우가 대부분이다. 탄소원자로만 이루어진 동소체 중 일부는 다르다. 탄소원자는 원자가전자가 4개이다. 풀러렌과 흑연, 그래핀 등은 구성하고 있는 탄소가 주변의 탄소 3개와 연결되어 있다. 때문에 전자 한 개가 남게 되고, 이 전자가 금속결합에서의 자유전자와 같은 역할을 하게 된다.
공유결합한 물질 간 전기음성도 차이가 크면 전하가 한쪽으로 쏠려(편극되어) 극성을 갖게 된다. 이런 경우로는 물이 있다. 산소의 전기 음성도가 수소보다 크기 때문에 산소 쪽이 -전하를 띠고, 반대쪽이 +전하를 띤다. 이것은 전기 쌍극자 모멘트를 통해 계산한다.
이온 결합과 달리 녹는점과 끓는점이 낮은 경우 역시 많다. 공유결합은 원자 간의 결합이지, 분자 간의 결합을 뜻하는 것이 아니기 때문이다. 이온 결합의 경우, 극성을 가진 원자들 덕분에 고분자와 같은 형태로 나타난다. 공유 결합 물질은 이온 결합 물질과 달리 전기적으로 중성 상태인 분자로 이루어져 있으므로 고체나 액체 상태에서 모두 전류가 통하지 않는다. 이는 설탕, 포도당 등과 같이 물에 녹으면 이온으로 나누어지지 않는 수용액의 경우도 마찬가지.[6]
참고로 화학은 '안정성'을 따지는 학문이라고 할 정도로 '안정성'에 초점을 두고 있는데 공유 결합은 좋은 예시들이 많다. 결국 모든 상태는 안정적인 상태에 수렴하게 되는데, 그래서 안정적인 결합으로 가게 된다.
3. 결정형
결정형은 분자 결정과 원자 결정 2가지가 있다.분자 결정은 모든 연결에서 분자의 모양을 그대로 유지한다. 분자들끼리 규칙적으로 배열되어 결정을 이루고 있기 때문이다. 위에서 말했듯이 조금만 힘을 가하여도 부서지고 녹는점과 끓는점이 매우 낮다. 분산력 참고.
원자 결정은 인접한 원자들끼리 계속 결합을 이뤄 그물처럼 결합되어있는 형태이다. 분자결정과는 달리 결합력이 매우 강하다.
4. 종류
공유 결합을 구성하는 결합 오비탈들은 다음과 같이 분류된다. 결합을 구성하는 오비탈은 결합의 방향이 z축일 때를 기준으로 한다.1. σ(sigma/시그마)결합
s오비탈의 's'에 해당되는 그리스 문자를 따라 명명되었다. 중첩되는 돌출부(lobe)는 1개, 마디(node)는 0개이다. 마디가 없으므로 유일하게 회전이 가능하다.
구성 오비탈: [math(s)], [math(p_z)], [math(d_{z^2})], [math(f_{z^3})], 혼성 오비탈([math(sp)], [math(sp_2)], [math(sp_3)], [math({sp_3}{d})], [math({sp_3}{d_2})] 등)
2. π(pi/파이)결합
p오비탈의 'p'에 해당되는 그리스 문자를 따라 명명되었다. 중첩되는 돌출부는 2개, 마디는 1개이다. π결합처럼 마디가 있는 결합은 그 결합을 구성하는 오비탈들의 방향이 제한되므로 회전이 불가능하다.
구성 오비탈: [math(p_x)], [math(p_y)], [math(d_{xz})], [math(d_{yz})], [math(f_{xz^2})], [math(f_{yz^2})]
3. δ(delta/델타)결합
d오비탈의 'd'에 해당되는 그리스 문자를 따라 명명되었다. 중첩되는 돌출부는 4개, 마디는 2개이다. 드문 형태의 결합이다.
구성 오비탈: [math(d_{xy})], [math(d_{x^2-y^2})], [math(f_{xyz})], [math(f_{(x^2 - y^2)z})]
4. φ(phi/피)결합
f오비탈의 'f'에 해당되는 그리스 문자를 따라 명명되었다. 중첩되는 돌출부는 6개, 마디는 3개이다. 이론적으로 예측되었지만 아직 발견되지 않았다.
구성 오비탈: [math(f_{x(x^2-3y^2)})], [math(f_{y(y^2-3x^2)})]
4.1. 단일결합/이중결합/삼중결합
두 원자 사이에 공유하는 전자 쌍의 개수에 따라 단일결합, 이중결합, 삼중결합으로 나눌 수 있다. 단일결합은 한 쌍, 이중결합은 두 쌍, 삼중결합은 세 쌍의 전자 쌍을 공유한다. 결합의 수가 늘어날수록 결합 사이의 거리가 짧아지고, 결합의 세기가 증가한다.단일결합은 1개의 σ결합으로 형성되며, 이 결합에는 마디가 없기 때문에 회전할 수 있다.[7]
이중결합과 삼중결합은 1개의 σ결합에 더해, p오비탈들이 참여하는 π결합이 각각 1, 2개씩 추가된 것이다. 마디가 있는 π결합을 포함하기 때문에, 이중결합부터는 회전할 수 없다.[8] 사중결합은 일반적으로는 불가능한데, p오비탈의 구조상 3개째의 π결합을 만들 수 없기 때문이다.[9]
대체로 π결합은 σ결합에 비해 약하기 때문에, 질소 같은 경우를 제외하면 이중결합은 단일결합에 비해, 삼중결합은 이중결합에 비해 불안정한 경향이 있다.
탄소의 경우는 홑원소 상태에서 단일 결합을 이루지만 탄소끼리 이중결합과 삼중결합이 가능한데, 결합의 수가 많아질수록 반응성이 높아진다. 그렇기 때문에 이중결합과 삼중결합에 참여하는 전자들이 다른 원자와 새로 반응(첨가 반응)하여 단일결합으로 변하려는 성질이 있다. 굉장히 다양한 방식의 공유 결합이 가능하기 때문에, 탄소 화합물의 종류는 무궁무진하다.
질소의 경우는 대단히 안정한 삼중결합을 형성하여 질소 분자를 이루며, 질소끼리는 오히려 결합의 수가 많아질수록 반응성이 낮아진다. 질소의 원자 크기가 상당히 작고 결합에 참여하지 않는 전자들과 적게 반발하므로, 질소 분자의 삼중결합이 에너지 측면에서 매우 유리한 셈이다.
산소의 경우는 이중결합을 형성하여 산소 분자를 이룬다. 원자의 크기는 질소보다 작지만, 전자들끼리의 반발력이 훨씬 크기 때문에 산소 분자 내 공유결합의 강도가 약해진다. 그렇기 때문에 산소는 반응성이 강하며, 산소-탄소 사이의 이중결합은 산소 분자 내 이중결합보다 강력하다(이산화탄소가 매우 안정한 물질인 이유).
플루오린의 경우는 단일결합만이 가능한데, 전자들끼리의 반발력이 너무 강하여 플루오린 분자의 공유결합이 매우 약하다. 플루오린의 반응성이 매우 강력하여 탄소 등의 다른 비금속 원소들과 쉽게 공유결합을 이루는 이유다.
3주기 원소들부터는 원자의 반지름이 커지므로 π결합의 강도가 상당히 약해지고, 이는 이중결합/삼중결합이 보다 불안정해진다는 것을 의미한다. 그 때문에 규소, 인, 황은 홑원소 상태에서 거의 단일 결합만을 이루며, 같은 원소나 다른 원소와의 이중결합/삼중결합도 2주기 원소들과 비교하면 제한적인 편이다.
4.2. 배위 결합
두 원자 간 공유 결합의 한 종류로서, 양쪽 원자가 전자 하나씩을 제공하는 것이 아니라 한쪽 원자가 일방적으로 전자쌍을 제공하는 형태이다. 전이금속의 착화합물이 배위 결합의 대표적인 예시.4.3. 사중결합 이상의 공유 결합
사중결합부터는 주로 두 전이 금속 사이의 결합에서 존재하는데, 1개의 σ결합과 2개의 π결합에 δ결합이 새로 더해지므로 d 또는 f오비탈을 필요로 한다. d오비탈은 p오비탈과 달리 형태가 서로 다른 것들이 있으므로, 결합에 참여하는 양상도 s, p오비탈과 다르게 나타난다. 예를 들어 크로뮴(II) 아세테이트는 두 개의 크로뮴 원자 사이에 사중결합이 존재한다. 위에서 설명한 결합들과는 다르게 최외각 전자껍질이 아닌 안쪽의 3d오비탈만이 참여하는 공유 결합으로, 자세한 구조는 아래와 같다.1. [math(3d_{z^2})]가 z축을 따라 중첩되는 σ결합 하나
2. [math(3d_{xz})], [math(3d_{yz})]가 z축을 따라 인접한 두 돌출부씩 중첩되는 π결합 둘
3. [math(3d_{xy})]의 네 돌출부가 서로 마주보는 δ결합 하나
4. [math(3d_{x^2-y^2})]는 이 결합에 참여하지 않는다(오중결합의 경우는 이 오비탈까지 δ결합을 형성한다).
6중결합부터는 1개의 σ결합, 2개의 π결합, 2개의 σ결합에 φ결합이 더해지므로 f오비탈을 필요로 한다. 란타넘족, 악티늄족 원소들끼리의 결합에서 가능할 것으로 예상되지만 아직 발견되지 않았다.[10]
4.4. 원자 셋 이상이 참여하는 공유 결합
셋 이상의 원자 오비탈들이 서로 공유 결합을 형성하기도 한다. 분자나 다원자 이온이 가지는 결합 구조를 그려 보면, 같거나 비슷한 에너지를 갖는 안정한 구조들이 여럿 존재하는 경우가 있으며 이를 공명 구조라고 한다. 분자 오비탈 이론에 따르면, 공명 구조에 참여하는 원자 오비탈들은 모두 중첩되면서 비편재화(전자가 보다 고르게 분포하게 되는 현상)가 일어난다. 비편재화는 전체적인 에너지를 낮춰 비편재화 전에 비해 구조를 안정시키며, 비편재화된 결합의 거리는 비편재화 전 결합 차수들의 중간 정도를 갖는다. 예를 들면, 벤젠의 결합 거리는 단일결합보다 짧지만 이중결합보다 길다. [11]이러한 공유 결합의 대표적인 예시로는 오존이 있다. 오존의 π결합은 3개의 p오비탈에 의해 형성되어, 그 결과로 결합, 비결합(에너지의 증감이 없다), 반결합의 세 가지 오비탈이 생성된다. 그리고 2쌍의 전자가 에너지가 비교적 낮은 결합, 비결합 오비탈에 채워지며, 결과적으로 이 공유 결합이 유지된다.
벤젠의 경우, 3개의 p-p 단일 π결합 대신 6개의 p오비탈이 서로 공명한 고리 형태의 π결합을 가진다. 이렇게 되면 최대 6개의 원자핵에 걸친 보강 간섭이 이뤄지기에 총 결합 에너지 준위가 단일 π결합들에 비해 낮아지며, 6개의 전자가 각각 3개씩인 결합/반결합 오비탈 중 결합 오비탈에만 딱 맞게 채워질 수 있다. 그 때문에 벤젠은 첨가 반응 대신 치환 반응을 주로 하며, 첨가 반응의 조건이 보다 까다롭다.
홑원소 붕소나 다이보레인(B2H6)의 경우에는 전체적으로 전자의 수가 부족하기 때문에 단일 공유 결합만으로 안정하게 오비탈에 전자를 채울 수 없다. 그렇기 때문에 이런 물질들의 경우에는 셋 이상의 원자가 공유 결합하여 안정성을 증가시키려는 성질이 있다. 예를 들면, 다이보레인은 두 개의 붕소 원자와 한 개의 수소 원자가 두 개의 전자를 사용하여 결합한다. 이러한 분자 오비탈은 아래와 같이 구성된다. (3중심 2전자 결합)
1. B-B의 σ결합 오비탈과 H의 s오비탈이 상호작용한 σ결합 오비탈 (전자쌍이 채워짐)
2. B-B의 σ*반결합 오비탈
3. B-B의 σ결합 오비탈과 H의 s오비탈이 상호작용한 σ*반결합 오비탈
비슷한 경우로, 고농도의 플루오린화수소에 존재하는 HF2-이온의 사례도 있다. 이 경우에는 전체적으로 전자의 수가 과잉하기 때문에 발생한다. (3중심 4전자 결합)
1. F-F의 σ결합 오비탈과 H의 s오비탈이 상호작용한 σ결합 오비탈 (전자쌍이 채워짐)
2. F-F의 σ*반결합 오비탈 (전자쌍이 채워짐)
3. F-F의 σ결합 오비탈과 H의 s오비탈이 상호작용한 σ*반결합 오비탈
유기금속 화합물의 경우에는 분자 오비탈과 금속 원자 오비탈이 서로 공유 결합하는 경우도 있다.[12]
5. 관련 문서
[1]
물론 PbCl4, Sn(C4H9)3처럼 금속 원소와 비금속 원소 사이나 Po2처럼 금속 원소 끼리에서도 공유 결합을 하기도 한다. 애초에 이온 결합과 공유 결합은 엄격하게 구분되는 것이 아니며, 모두
파동의 중첩이다.
[2]
이를
옥텟 규칙이라고 한다.
[3]
이 설명은 쉬운 버전으로, d
오비탈이나
양자역학을 고려해주면 위의 설명은 맞지 않는다.
[4]
물 분자가 생성될 때에는 수소 원자 2개와 산소 원자 1개가 전자쌍을 공유하여 결합한다. 이때 수소 원자는
비활성 기체 중
헬륨과 같은 전자 배치이고, 산소 원자는 비활성 기체 중
네온과 같은 전자 배치를 이룬다.
[5]
다만
해당 문서를 보면 알수 있듯이 이것도 여러 가설 중 하나일 뿐이며 명확한 이유는 아직 정확하게 밝혀지지 않았다.
[6]
다만, 염화 수소, 암모니아 등은 공유 결합 물질이지만, 물에 녹았을 때 이온으로 나누어지므로 수용액에서 전기 전도성을 띄어 전류가 흐르긴 한다.
[7]
단, 고리형 구조 화합물은 일반적으로 회전이 되지 않는다. 팔각형 이상의 고리를 가져야 회전이 어느 정도 가능해진다.
[8]
공명 구조로 완전한 단일 결합이 아닌 경우도 마찬가지.
혼성 오비탈의 π결합이 갖는 모양새를 참고하면 좋다.
[9]
4중결합은 s, p오비탈만으로는 불가능하고, 비어 있는 d 또는 f오비탈이 결합에 참여해야만 한다.
[10]
https://www.nature.com/articles/s41557-018-0158-9
[11]
이 현상은 주로 p오비탈들 사이에서 나타난다.
[12]
https://en.wikipedia.org/wiki/Organometallic_chemistry