화학 결합 - 이온 결합 I

안녕하세요.

오비탈에 대한 이야기가 끝나고, 이제 실질적인 결합과 화합물 간의 반응, 그리고 이들 사이에서 일어나는 현상에 대해 다루도록 하겠습니다 ^^

"화학 결합"은 무엇 사이에서 일어날까요? 바로 원자입니다. 원자들끼리의 연결로 인해 화합물이 만들어지는 과정, 이를 "화학 결합이 생긴다"라고 말합니다.

화학 결합에는 크게 세 가지 종류가 있습니다. 


1. 이온 결합

2. 공유 결합

3. 금속 결합


오늘은 이들 결합 중, 이온 결합에 대해서 자세히 알아보도록 하겠습니다. 이온 결합의 사전적 정의는 다음과 같습니다.

전기적으로 양성을 띠고 있는 +이온(양이온, cation) 전기적으로 음성을 띠고 있는 -이온(음이온, anion)이 전기적 인력으로 인해 끌려 규칙적인 형태를 취하고 있는 화학결합 형태

조금 풀어서 설명해 보겠습니다. 양이온과 음이온은 전기적으로 반대의 성질을 가지기 때문에 서로 이끌립니다. 이를 전기적인 인력이라고 하죠. 그런데 이들이 끌리는 인력이 양이온 1개, 음이온 1개에만 국한되지 않습니다. 

위의 그림을 보시면, 보라색의 입자와 녹색의 입자가 번갈아가며 끝없이 반복된 결정 구조를 이루고 있습니다. 여기에서 보라색 입자를 양이온이라고 하면, 녹색 입자는 음이온입니다. 서로 반대의 전하를 같는 두 종류의 이온들은 이들 2개 원자의 인력에만 그치지 않고 수많은 원자들이 모여 결정을 형성합니다. 

대표적으로 우리가 흔히 먹는 소금, NaCl의 결정이 이와 같은 모습을 띠고 있습니다. 


그러면 이러한 이온 결정이 생기기 위해서는, 당연히 양이온과 음이온이 필요하겠죠? 이들 이온이 어떻게 형성되는지 앞에서 배운 오비탈 이론을 이용해 생각해 보도록 하겠습니다.

먼저 양이온의 경우, 전하가 +이기 때문에 "전자를 잃었다"는 뜻입니다. 전자를 잃는데 어디서 잃냐면, 바로 최외각 껍질에서부터 전자를 제거합니다. 예를 들어 보겠습니다.



위는 2주기와 3주기 원소에서, 양이온이 어떻게 생성되는지 설명한 내용입니다. Mg의 경우, 최외각 껍질의 오비탈이 3s이므로 3s 오비탈에 있는 전자 2개를 모두 잃고 Mg2+ 양이온이 됩니다. 마찬가지로 Al의 경우, 최외각 껍질의 오비탈이 3s, 3p이므로 3s, 3p에 있는 전자 3개를 모두 잃고 Al3+ 양이온이 됩니다. 

Mg, Al 원자들이 전자를 잃어 양이온이 되면 안정합니다. 왜냐면, 이들의 전자배치가 비활성기체와 같기 때문입니다. Mg2+, Al3+ 두 이온 모두 비활성 기체인 Ne과 같은 전자배치를 구성하고 있습니다.

그러나 4주기 이상의 원자들에서는 꼭 비활성 기체의 전자배치를 이루지는 않습니다. Ga은 "갈륨'이라는 원소입니다. 생소하죠 ^^; B, Al 아래에 있는 13족 원소의 일종입니다. Ga가 안정한 전자배치를 이루기 위해서는 최외각 껍질의 전자 3개가 빠져나가는데, 그러면서 [Ar]의 전자배치가 아닌 [Ar]3d10의 전자배치를 갖습니다. 비활성기체+꽉 찬 d오비탈 이렇게 구성되어 있다는 것입니다. 비활성기체만큼은 아니지만 이러한 전자배치도 꽤나 안정하기 때문에 Ga은 Ga3+의 형태로 자주 존재합니다.



이번에는 1~2족, 13~18족 원소가 아닌, 우리가 주기율표에서 절대 외우면 안된다고 하는! 원소들에 대해 알아보도록 하겠습니다. 주기율표에서 외우지 않는 3족~12족 원소들은 "전이 금속"이라고 합니다. 이들 원소의 특징은 d 오비탈에 전자가 꽉 차 있지 않고 부분적으로 채워져 있다는 점입니다. 

그런데 왜 고등학교 화학 시간과 대학교 일반화학 시간에 이러한 21~30번 원소들을 외우지 말라고 하는 것일까요? 화학을 깊게 공부해 무기화학이라는 분야를 배우지 않는 이상, 이 부분은 사실 외워서 별로 쓸모가 없습니다ㅠㅠ 왜냐면 1~2족, 13~18족은 각각의 족에 따라 유사한 화학적 성질을 갖고 동일한 이온의 전자배치를 나타냅니다. 하지만 전이 금속(3족~12족) 원소들의 경우 뚜렷한 경향성을 나타내지 않습니다. 위에 나온 Fe의 예시를 보면, d오비탈에 전자가 어정쩡하게 6개가 차 있는 Fe2+의 형태로도 존재하는 반면 d오비탈에 half-filled되어 있는 상태인 Fe3+의 형태로도 존재합니다. 실제로 Fe 원자는 2가와 3가의 형태 모두에서 관측됩니다. 이렇게 불규칙적이기 때문에 외우지 말라고 하는 것이죠 ^^

일반적으로 원자번호가 작은 14~18족 원소들은 기체상태입니다. 산소, 질소, 염소, 플루오린 등이 이에 해당합니다. 하지만 이들 족의 원소의 경우에도 원자번호가 커지게 되면 금속인 경우가 많습니다. 대표적으로 Sn, 주석의 경우 14족 원소인데 상온에서 금속입니다. 주석의 경우에 전자를 4개 잃어 4+가 될 수도 있지만, 부분적으로 5p 오비탈의 전자 2개만 빠져 Sn2+로 존재하기도 합니다. 전이금속이나 원자번호가 큰 금속의 경우, 항상 경향성이 들어맞지는 않는다는 것을 보여주는 예시입니다.


그러면 이제 이온결합이 어떤 원리로 생성되는지 알아보도록 합시다.

이온결합은 총 3단계로 이루어집니다. 아래 수식을 보며 설명해 드리겠습니다.

이온결합을 위해서는 1. 금속의 양이온 2. 비금속의 음이온 이렇게 두 종류의 이온이 필요합니다.

금속의 양이온은 중성 상태의 금속 원자에서 전자를 떼어 얻을 수 있습니다. (반응식 첫 줄)

비금속의 음이온은 중성 상태의 비금속 원자에 전자를 공급해 얻을 수 있습니다. (반응식 둘째 줄)

이렇게 해서 양이온과 음이온을 만들었는데, 문제는 이들의 상태가 모두 기체라는 것입니다. 왜 기체냐구요? Na와 Cl 두 원소에 각각 전자를 뜯어내거나 공급하는 데 필요한 에너지, 494kJ/mol, -349kJ/mol은 바로 "이온화 에너지", "전자 친화도"입니다. 그런데 이들은 중성 상태의 기체 원자에서 정의됩니다! 우리가 생각하는 고체 나트륨 원자가 이온화되어 이온이 되면.... 이런 경우는 에너지를 측정하기 어렵다는 것이죠. 기체 상태에서 Na 원자를 Na+로 만드는 것은 그냥 Na의 이온화 에너지만 표에서 찾아 구하면 되니 간단하죠?

그러면 기체 상태의 Na+와 기체 상태의 Cl-를 이제 우리가 원하는 NaCl 결정으로 만들기 위해서는 위와 같이 -787kJ/mol의 에너지가 방출된다고 합니다. 왜 부호가 -이냐면, 결정 격자를 형성하면 양이온과 음이온들끼리 모두 결합을 해서 안정화되기 때문입니다. 원래 Na+(g), Cl-(g)에 비해 결정 격자 NaCl(s)가 더 안정하기 때문에 에너지가 -로 나오는 것이겠죠. 

이처럼 기체 상태의 양이온과 음이온에서 결정 격자를 형성하면서 방출되는 안정화 에너지를 "격자 에너지"라고 합니다.


간단히 위와 같이 그래프로 표현해 보았습니다. 격자 에너지는 전체 에너지 변화인 -642kJ/mol이 아닙니다!!! 기체 상태의 양이온, 음이온에서 NaCl(s) 결정을 만드는 에너지인 -787kJ/mol입니다. 헷갈리기 쉬우니 잘 체크해 두시면 도움이 되실 겁니다 ^^


이제 이온결합의 성질에 대해 알아보도록 하겠습니다.

이온 결정에서, 각각의 양이온들은 주변에 있는 많은 음이온들과 상호작용을 하며 붙어 있습니다. 그리고 그 옆에 있는 음이온은 또 다른 양이온들과 상호작용을 하며 붙어 있습니다. 모든 양이온과 음이온들에 대해 이러한 인력이 작용하면서 전체적인 결정 구조를 형성하게 됩니다.

이렇게 모든 원자들이 긴밀하게 결합을 형성하고 있기 때문에 이온 결정은 높은 녹는점, 끓는점을 갖습니다.

그런데 단점도 있습니다. 아래 그림을 보시면 쉽게 이해하실 수 있습니다.


그림 (a)는 정상적인 상태의 이온 결정입니다. 여기에 그림 (b)처럼 망치로 조금만 힘을 가하면, +,-의 층이 한 층 밀리게 됩니다. 그러면 모든 방향에서 +는 +끼리, -는 -끼리 위치하게 되어 이들끼리 반발이 작용, 결국 그림 (c)처럼 부서지게 됩니다. 이온 결정의 이러한 특징을 "부스러짐, brittleness"이라고 합니다.


오늘은 여기까지 마치겠습니다. 읽어 주셔서 감사합니다!


Reference

Chemical Principle, Atkins


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