공유 결합 정의

공유 결합은 동일하거나 다른 원소의 두 원자가 각각의 옥텟을 완성하기 위해 하나 이상의 원자가 전자 쌍을 공유하는 일종의 화학 결합입니다. 이러한 유형의 결합은 비금속 원소 중에서 가장 빈번하게 발생하는 결합이지만 경우에 따라 일부 전이 금속 및 준금속도 포함됩니다.

공유 결합은 물, 이산화탄소 및 포도당과 같은 분자 또는 흑연 및 다이아몬드와 같은 분자 고체를 구성하는 모든 원자를 함께 유지하는 결합 또는 화학 결합의 유형입니다 . 반면에 공유 결합은 생명을 가능하게 하는 유기 화합물, 특히 단백질, 아미노산, 지방 및 트리글리세리드, 탄수화물 등에 존재하는 탁월한 결합 유형입니다.

공유 결합의 개념은 공유 ( share)와 원자가(valence)라는 단어로 구성된 단어 공유를 고려하면 기억하기 쉽습니다 . .

공유 결합은 이온 결합과 반대 유형의 결합으로, 전자를 공유하는 대신 원자 중 하나가 다른 원자에서 전자를 제거하여 첫 번째는 음전하를 획득하고 두 번째는 양전하를 유지합니다. 이러한 종을 이온(전자는 음이온, 후자는 양이온)이라고 하며 반대 전하를 띤 이온 사이에서 발생하는 정전기적 인력에 의해 결합됩니다.

공유 결합의 특성

공유 결합에는 이온 결합 및 금속 결합과 명확하게 구별되는 몇 가지 특성이 있습니다. 이들 중 일부는 다음과 같습니다.

• 그들은 주로 비금속 원소 사이 또는 상대적으로 유사한 전기 음성도를 가진 원소 사이에 형성됩니다. 1.7 이하의 전기 음성도 차이는 결합을 공유 결합으로 정의하기 위해 임의로 선택되었습니다.
• 공유 결합은 평균적으로 이온 결합보다 약합니다 . 일반적인 공유 결합 1몰을 끊는 데 필요한 에너지는 일반적으로 150~400kJ/mol 범위인 반면, 이온 결합의 경우 일반적으로 600~4,000kJ/mol이 훨씬 더 필요합니다.
• 그들은 일반적으로 이온성 화합물보다 녹는점과 끓는점이 훨씬 낮은 분자 화합물을 생성합니다 (녹는점이 매우 높은 흑연 및 다이아몬드와 같은 분자 고체는 제외).
• 그것들은 방향성입니다 . 즉, 여러 공유 결합을 형성하는 원자에서 이들은 특정 방향으로 우선적으로 배향되어 각 분자 물질에 ​​대한 특징적인 분자 기하학을 발생시킵니다. _{예를 들어, 암모니아(NH 3} ) 의 경우 , 수소와의 3개의 공유 결합은 삼각 기반 피라미드의 가장자리를 따라 배향되는 반면, 보란(BH 3 ₎ 에서는 3개의 결합이 정삼각형을 형성하여 삼각 평면 기하학.
• 공유 결합은 이온 결합보다 짧습니다 . 대부분의 이온 화합물에서 핵은 160에서 370pm 사이에 떨어져 있는 반면, 공유 화합물의 경우 이 거리는 대부분의 단일 공유 결합에 대해 약 80에서 200pm 사이이며 260pm에 가까운 몇 가지 예외만 있습니다. .
• 결합 길이는 결합 순서에 따라 감소합니다 . 즉, 동일한 원자 쌍에 대해 더 많은 전자를 공유할수록 결합이 짧아집니다.

공유결합의 종류

공유 결합은 매우 일반적이며 또한 매우 다양하여 다른 기준에 따라 분류할 수 있습니다. 공유결합의 분류에 있어 가장 중요한 기준과 각각에 포함되는 결합의 종류는 다음과 같다.

전기음성도의 차이에 따른 공유결합의 종류

전기 음성도 차이는 공유 결합이 형성될 때 전자가 얼마나 균등하게 공유되는지를 결정합니다. 이 기준에 따라 두 가지 유형의 공유 결합을 구분할 수 있습니다.

극성 공유 결합

전기 음성도 차이가 0.4에서 1.7 사이인 두 원소가 결합될 때 형성됩니다(이 범위는 다소 임의적임). 이러한 유형의 결합에서 전기 음성도가 큰 원자는 전기 음성도가 낮은 원자보다 전자 구름을 더 오래 유지하기 때문에 전자가 균등하게 공유되지 않습니다.

이러한 전하의 분리를 전기 쌍극자라고 하며 이러한 유형의 결합을 극성 결합이라고 하는 이유입니다. 전하 분리는 결합의 쌍극자 모멘트를 통해 측정됩니다. 극성 결합을 가진 화합물은 모든 쌍극자 모멘트의 벡터 합계가 결과적인 순 쌍극자 모멘트를 제공하는지 여부에 따라 극성 분자일 수도 있고 아닐 수도 있습니다.

비극성 공유 결합

전기 음성도 차이가 0.4 미만인 원자 사이에 형성되는 공유 결합입니다. 이러한 유형의 결합에서는 쌍극자가 형성되지 않은 것으로 가정하므로 결합이 비극성이라고 합니다.

어떤 사람들은 순수한 공유 결합이라고 부르는 비극성 공유 결합의 하위 클래스를 인식합니다. 이는 동일한 원소의 정확히 동일한 두 개의 원자가 공유 결합될 때 발생합니다(동일한 원소인 것 외에도 두 원자는 동일한 혼성화를 가져야 함). . 이것은 전자가 완전히 균등하게 공유되는 완벽한 공유 결합이며 쌍극자 모멘트가 0이라고 확실히 말할 수 있습니다.

원자 오비탈 중첩에 따른 공유결합의 종류(Valence Bond Theory)

원자가 결합 이론은 공유 결합이 형성되기 위해서는 결합된 두 원자의 원자가 원자 오비탈이 중첩되어야 하며, 그렇지 않으면 전자를 공유할 수 없다는 것을 확립합니다. 이 이론에 따르면, 이러한 오비탈이 겹칠 수 있는 두 가지 방법이 있으며, 두 가지 유형의 공유 결합을 발생시킵니다.

σ(시그마) 결합

시그마 결합은 원자 궤도엽의 정면 중첩에 의해 형성되며, 이것이 이 결합이 두 개의 핵을 연결하는 선을 따라 형성되는 이유입니다. 하나의 궤도가 한 방향을 가리키면 원자가 껍질의 다른 궤도는 반드시 다른 방향을 가리켜야 하기 때문에 두 개의 결합된 원자는 원자 궤도의 방향과 관련된 제한으로 인해 그들 사이에서만 σ 결합을 형성할 수 있습니다.

π(파이) 결합

그것들은 원자 오비탈, 일반적으로 pod 유형의 순수한 원자 오비탈의 측면 중첩에 의해 형성됩니다. 이러한 결합은 두 개의 원자가 하나 이상의 파이 결합을 형성할 수 있는 두 개 이상의 전자 쌍을 공유할 때만 형성됩니다.

파이 결합에서 공유하는 전자는 두 핵을 연결하는 선의 위와 아래 또는 측면에 위치하지만 절대 그 선을 통과하지 않습니다.

결합 순서 또는 공유 전자쌍의 수에 따른 공유 결합의 종류

앞에서 언급했듯이 공유 결합에서 두 원자는 하나 이상의 전자 쌍을 공유할 수 있습니다. 이 공유 전자쌍의 수는 결합 차수(bond order)로 알려져 있습니다. 이 결합 순서에 따라 공유 결합은 다음과 같이 분류할 수 있습니다.

단일 공유 결합

두 원자가 한 쌍의 전자만 공유할 때 발생합니다. 단일 공유 결합은 항상 σ 결합입니다.

이중 공유 결합

두 쌍의 전자가 공유되는 공유 결합입니다. 전자 쌍 중 하나는 두 핵 사이에 σ 결합을 형성하고 두 번째 전자 쌍은 π 결합을 형성합니다. 이중결합이라고 부르며 σ와 π결합으로 이루어진 것으로 생각되지만 실제로는 이중결합이 단일결합이라는 것을 이해하는 것이 중요하다.

삼중 공유 결합

두 원자가 세 쌍의 전자를 공유할 때 형성됩니다. 이 경우 결합은 하나의 σ 결합과 두 개의 π 결합으로 구성됩니다. 그러나이 두 개의 π 결합은 4 개의 π 전자가 만나는 동안 2 개의 σ 전자가 중간에서 만나는 속이 빈 실린더를 형성합니다.

기타 특수 유형의 공유 결합

배위 또는 배위 공유 결합

대부분의 공유 결합에서 결합된 두 원자는 각 결합 전자쌍을 형성하기 위해 하나의 전자를 제공합니다. 그러나 매우 일반적이며 루이스 산-염기 반응의 결과로 형성되는 특정 유형의 공유 결합이 있습니다.

이 경우 두 원자 중 하나만 공유 결합을 형성하는 전자 쌍에 기여합니다. 이 특수한 유형의 결합을 배위 결합(원자 중 하나만이 결합에 필요한 전자를 제공하거나 기여하기 때문에 명백한 이유 때문에) 또는 배위 결합이라고 합니다. 이것은 배위 화합물을 특징 짓는 공유 결합 유형입니다.

3개의 코어 또는 3개의 센터의 공유 결합

일부 특수 분자에서는 두 개 이상의 원자 사이에 동일한 전자 쌍이 공유되는 공유 결합이 형성될 수 있습니다. 이중 공유 결합이 인접한 탄소 양이온과 공액되어 두 개의 π 전자가 결합의 한쪽 끝에서 다른 쪽 끝으로 자유롭게 이동할 수 있도록 3개의 원자를 모두 포함하는 π 결합을 형성하는 알릴 양이온의 경우입니다. 이것을 재배치라고 합니다.

일반적인 공유 결합의 예

공유 결합의 몇 가지 예는 다음과 같습니다.

• C–H
• C–C
• C–N
• N–N
• N=N
• C=N
• C–O
• 씨=오
• 또는 = 또는
• 오
• Br–Br
• C–F
• C ≡ C
• N ≡ N
• C ≡ N

참조

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