분자 모양: HSC 화학에서 VSEPR로 기하 구조 예측하기

세 개의 원자를 함께 놓으면 일직선을 이룰 것이라고 예상할 수 있습니다. 실제로 그런 경우도 있습니다. \(\ce{CO2}\)는 선형입니다. 하지만 마찬가지로 원자가 세 개인 \(\ce{H2O}\)는 굽은 모양입니다.

그렇다면 어떤 분자는 일직선이고 다른 분자는 굽은 모양이 되는 이유는 무엇일까요?

계속 읽기 전에 먼저 예측해 보세요. \(\ce{H2O}\)에서 산소 원자가 두 개의 수소 원자와 결합하고 있다면, 무엇이 O-H 결합을 일직선 배열에서 벗어나게 밀어낼 수 있을까요?

빠져 있는 요소는 비공유 전자쌍입니다. 비공유 전자쌍은 분자식에는 보이지 않지만 산소 원자 주위의 공간을 차지합니다. 분자 모양을 올바르게 예측하려면 중심 원자에 결합된 원자만 보는 것이 아니라, 중심 원자 주위의 모든 전자 밀도 영역을 세어야 합니다.

이 생각이 바로 원자가 껍질 전자쌍 반발, 즉 VSEPR 이론의 기초입니다.

01기본 개념: 전자 영역은 서로 멀리 퍼진다

여러 개의 풍선을 한 지점에 묶어 놓았다고 상상해 보세요. 각 풍선은 다른 풍선을 밀어내므로 서로 가능한 한 멀리 떨어지도록 배열됩니다.

원자 주위의 전자 영역도 대략 비슷하게 행동합니다. 전자는 음전하를 띠므로 전자를 포함한 영역들은 서로 반발합니다. 이러한 영역들이 서로 가장 멀리 떨어지는 배열이 일반적으로 가장 안정합니다.

이 비유가 완전히 정확한 것은 아닙니다. 전자 구름은 단단한 풍선이 아니며, 그 모양과 반발력도 모두 같지 않습니다. 하지만 이 모형은 유용한 첫 번째 그림을 제공합니다.

중심 원자 주위의 전자 영역은 반발을 최소화하도록 배열됩니다.

전자 영역에는 다음이 포함될 수 있습니다.

• 단일 결합
• 이중 결합
• 삼중 결합
• 비공유 전자쌍

여기에는 많은 학생들이 실수하는 규칙이 하나 있습니다.

이중 결합이나 삼중 결합도 여전히 하나의 전자 영역으로 셉니다.

이들은 단일 결합보다 더 많은 전자 밀도를 포함하므로 반발력이 어느 정도 더 강할 수 있지만, 중심 원자에서 하나의 전반적인 방향을 향합니다.

02전자 배열이 분자 모양보다 먼저 결정된다

중심 원자 주위에 네 개의 전자 영역이 있다고 가정해 봅시다.

이 네 영역은 정사면체형 전자 배열을 이루며 퍼지고, 이상적인 각도는 약 \(109.5^\circ\)입니다.

하지만 여기에는 중요한 차이가 있습니다.

전자 영역 기하 구조는 비공유 전자쌍을 포함한 모든 전자 영역의 배열을 나타냅니다.

분자 모양은 원자만의 위치를 나타냅니다.

이 때문에 전자 영역이 네 개여도 여러 가지 서로 다른 분자 모양이 나타날 수 있습니다.

문제에서 분자의 모양을 묻는다면 일반적으로 마지막 열을 의미합니다.

03비공유 전자쌍이 모양을 바꾸는 이유

\(\ce{CH4}\), 암모니아 \(\ce{NH3}\), 물 \(\ce{H2O}\)을 생각해 봅시다.

세 분자 모두 중심 원자 주위에 네 개의 전자 영역이 있습니다.

그런데도 모양은 서로 다릅니다.

메테인: \(\ce{CH4}\)

탄소에는 네 개의 결합 영역이 있고 비공유 전자쌍은 없습니다.

네 전자 영역이 모두 결합을 포함하므로 분자 모양은 전자 영역 기하 구조와 같습니다.

즉, 정사면체형이며 결합각은 약 \(109.5^\circ\)입니다.

암모니아: \(\ce{NH3}\)

질소에는 세 개의 N-H 결합 영역과 하나의 비공유 전자쌍이 있습니다.

여전히 전자 영역은 네 개이므로 기본 전자 배열은 정사면체형입니다. 하지만 분자 모양의 이름을 정할 때는 원자의 위치만 고려하므로 비공유 전자쌍은 제외합니다.

따라서 세 개의 수소 원자는 삼각뿔형 모양을 이룹니다.

H-N-H 각도는 약 \(107^\circ\)로, 이상적인 정사면체 각도보다 약간 작습니다.

왜 그럴까요?

비공유 전자쌍은 두 결합 원자 사이에 공유되는 것이 아니라 하나의 원자핵에만 끌립니다. 따라서 그 전자 구름은 중심 원자 주위에서 더 넓게 퍼지고, 인접한 결합 영역을 더 강하게 밀어냅니다.

다음과 같은 순서를 유용하게 기억할 수 있습니다.

\[ \text{비공유 전자쌍-비공유 전자쌍 반발} > \text{비공유 전자쌍-결합 전자쌍 반발} > \text{결합 전자쌍-결합 전자쌍 반발} \]

따라서 질소의 비공유 전자쌍이 N-H 결합들을 조금 더 가까이 밀어 넣습니다.

물: \(\ce{H2O}\)

산소에는 두 개의 O-H 결합 영역과 두 개의 비공유 전자쌍이 있습니다.

다시 전자 영역은 네 개이므로 전자 영역 기하 구조는 정사면체형입니다.

하지만 이 영역 중 원자를 포함하는 것은 두 개뿐입니다. 따라서 분자 모양은 굽은형입니다.

H-O-H 각도는 약 \(104.5^\circ\)로, 강한 반발을 일으키는 비공유 전자쌍이 두 개 있기 때문에 암모니아의 각도보다도 더 작습니다.

이를 통해 다음과 같은 유용한 패턴을 확인할 수 있습니다.

\[ \ce{CH4}: 109.5^\circ \]

\[ \ce{NH3}: \text{약 }107^\circ \]

\[ \ce{H2O}: \text{약 }104.5^\circ \]

전자 영역의 수는 변하지 않았습니다. 달라지는 것은 그중 몇 개가 비공유 전자쌍인지입니다.

04분자 모양을 예측하는 신뢰할 수 있는 방법

대부분의 HSC 분자 모양 문제에서는 다음 순서를 사용하세요.

1단계: 중심 원자를 찾는다

중심 원자는 일반적으로 여러 다른 원자와 결합한 원자입니다. 여기서 다루는 분자에서 수소는 하나의 결합만 형성하므로 중심 원자가 되지 않습니다.

2단계: 루이스 구조를 사용한다

결합과 비공유 전자쌍이 어디에 있는지 알아야 합니다.

루이스 구조가 주어지지 않았다면 기본 과정을 기억하세요.

1. 전체 원자가 전자 수를 셉니다.
2. 원자들을 단일 결합으로 연결합니다.
3. 적절한 경우 바깥쪽 원자들의 원자가 껍질을 완성합니다.
4. 남은 전자를 중심 원자에 배치합니다.
5. 합리적인 루이스 구조를 얻기 위해 필요하다면 다중 결합을 만듭니다.

더 복잡한 구조에서는 형식 전하와 공명이 중요할 수 있지만, 중심 원자 주위의 전자 영역을 알게 되면 모양 계산을 시작할 수 있습니다.

3단계: 중심 원자 주위의 전자 영역을 센다

다음 각각을 하나의 영역으로 셉니다.

• 단일 결합 하나
• 이중 결합 하나
• 삼중 결합 하나
• 비공유 전자쌍 하나

예를 들어 \(\ce{CO2}\)의 탄소 원자에는 두 개의 이중 결합이 있습니다.

\[ \ce{O=C=O} \]

이는 전자 영역이 네 개가 아니라 두 개입니다.

4단계: 전자 영역 기하 구조를 찾는다

가장 중요한 배열은 다음과 같습니다.

5단계: 분자 모양의 이름을 정할 때 비공유 전자쌍을 제외한다

전자 배열을 결정하기 전에 비공유 전자쌍을 제거해서는 안 됩니다. 먼저 비공유 전자쌍을 포함해 전자 배열을 결정해야 합니다.

그런 다음 분자 모양의 이름을 정할 때 비공유 전자쌍을 보이지 않는 것으로 취급합니다.

이 순서가 중요합니다.

06세 개의 전자 영역: \(\ce{CO2}\)와 \(\ce{SO2}\)가 다른 이유

이제 이중 결합을 포함하는 두 분자를 비교해 봅시다.

이산화 탄소는 다음과 같습니다.

\[ \ce{O=C=O} \]

탄소 원자에는 두 개의 전자 영역이 있습니다. 이들은 서로 가능한 한 멀어지면서 \(180^\circ\) 배열을 이룹니다.

따라서 \(\ce{CO2}\)는 선형입니다.

이산화 황 \(\ce{SO2}\)는 다릅니다. 중심 황 주위에는 세 개의 주요 전자 영역이 있습니다. 산소 원자를 향하는 두 개의 결합 영역과 하나의 비공유 전자쌍입니다.

세 영역은 평면 삼각형 전자 배열을 선호합니다.

하지만 그 위치 중 하나는 비공유 전자쌍이 차지하므로 원자들은 굽은형 분자를 이룹니다.

학생은 S-O 연결이 두 개라는 것만 보고 “두 개가 붙어 있으니” 선형이라고 예측할 수 있습니다. 하지만 이 예측은 비공유 전자쌍을 무시한 것입니다. VSEPR은 단순히 주위 원자의 수가 아니라 전자 영역을 기준으로 합니다.

07전자 영역이 다섯 개 또는 여섯 개이면 어떻게 되는가?

네 개를 넘어가도 같은 반발 원리가 계속 적용됩니다.

다섯 개의 영역

다섯 개의 전자 영역은 삼각쌍뿔형 배열을 이룹니다.

위치에는 두 종류가 있습니다.

• 한 평면 안에서 \(120^\circ\) 간격으로 배치된 세 개의 적도 위치
• 그 평면의 위와 아래에 있는 두 개의 축 위치

비공유 전자쌍은 일반적으로 적도 위치를 선호합니다. 이 위치에 있으면 다른 전자 영역과 \(90^\circ\)로 상호작용하는 경우가 더 적기 때문입니다.

예를 들어 \(\ce{SF4}\)에는 황 주위에 다섯 개의 전자 영역이 있습니다. 네 개의 결합 영역과 하나의 비공유 전자쌍입니다.

전자 영역 기하 구조는 삼각쌍뿔형이지만, 적도 위치 하나를 비공유 전자쌍이 차지하므로 분자 모양은 시소형입니다.

여섯 개의 영역

여섯 개의 전자 영역은 팔면체형 배열을 이룹니다.

예를 들어 \(\ce{SF6}\)에는 여섯 개의 결합 영역이 있고 비공유 전자쌍이 없으므로 팔면체형입니다.

팔면체형 배열에 두 개의 비공유 전자쌍이 있다면, 이 비공유 전자쌍들이 어떤 위치에 놓이는지가 중요합니다. 서로 반대편에 배치하면 두 전자쌍이 \(180^\circ\) 떨어지므로 서로의 반발을 줄일 수 있습니다.

이것이 \(\ce{XeF4}\)에서 나타납니다. 제논에는 여섯 개의 전자 영역이 있습니다. 네 개의 Xe-F 결합 영역과 두 개의 비공유 전자쌍입니다.

두 비공유 전자쌍은 서로 반대 위치를 차지하고, 네 개의 플루오린 원자는 하나의 평면에 남습니다.

분자 모양은 정사각 평면형입니다.

08가장 흔한 두 가지 계산 실수

실수 1: 전자 영역 대신 결합을 세는 것

중심 탄소에 이중 결합 하나와 단일 결합 두 개가 있다고 가정해 봅시다.

다음처럼 셀 수 있습니다.

\[ 2 + 1 + 1 = 4 \]

그리고 정사면체형 배열을 예측할 수 있습니다.

하지만 이것은 틀렸습니다.

이중 결합은 전자 밀도가 하나의 전반적인 방향을 향하므로 하나의 전자 영역으로 셉니다.

따라서 올바른 계산은:

\[ 1 + 1 + 1 = 3\text{개의 전자 영역} \]

전자 영역 기하 구조는 평면 삼각형입니다.

실수 2: 비공유 전자쌍을 너무 일찍 무시하는 것

산소 원자가 두 개의 원자와 결합하고 있다고 가정해 봅시다.

이 두 결합만 본다면 두 영역이 \(180^\circ\)로 떨어지기 때문에 선형이라고 예측할 수 있습니다.

하지만 산소에는 일반적으로 두 개의 비공유 전자쌍도 있습니다. 따라서 총 네 개의 전자 영역이 생깁니다.

그러므로 전자 배열은 정사면체형이고, 결합된 두 원자는 네 방향 중 두 방향만 차지합니다. 그 결과는 굽은형입니다.

유용한 판단 규칙은 다음과 같습니다.

전자 배열을 찾을 때는 비공유 전자쌍을 세고, 최종 분자 모양의 이름을 정할 때만 비공유 전자쌍을 무시하세요.

09VSEPR은 완벽한 각도가 아니라 유용한 경향을 예측한다

단순한 VSEPR 모형은 흔히 \(120^\circ\), \(109.5^\circ\)와 같은 이상적인 각도에서 출발합니다. 실제 분자가 항상 정확히 이러한 값을 가지는 것은 아닙니다.

서로 다른 전자 영역은 같은 세기로 반발하지 않습니다.

특히:

• 비공유 전자쌍은 일반적으로 결합 영역보다 더 강하게 반발합니다.
• 다중 결합은 단일 결합보다 더 강하게 반발할 수 있습니다.
• 서로 다른 주변 원자들은 결합 전자의 분포를 변화시킬 수 있습니다.

따라서 문제에서 왜곡된 결합각을 설명하라고 하면 단순히 “전자들이 반발한다”고만 쓰지 마세요.

더 정확하게 설명하세요.

1. 전자 영역을 확인합니다.
2. 어떤 영역이 더 강한 반발을 일으키는지 확인합니다.
3. 어떤 결합들이 서로 더 가까워지거나 더 멀어지는지 설명합니다.
4. 결과 각도를 이상적인 기하 구조의 각도와 비교합니다.

이러한 설명은 개별 결합각을 따로 외우는 것보다 훨씬 강력합니다.

10문제와 해설

문제 1

\(\ce{BF3}\)의 중심 붕소 원자는 세 개의 B-F 결합을 형성하고 비공유 전자쌍은 없습니다. 분자 모양과 F-B-F 결합각을 예측하세요.

해설 1

\(\ce{BF3}\)는 평면 삼각형이며, F-B-F 결합각은 약 \(120^\circ\)입니다.

붕소 원자에는 세 개의 결합 영역이 있고 비공유 전자쌍은 없습니다.

\[ 3\text{개의 결합 영역} = 3\text{개의 전자 영역} \]

세 개의 전자 영역은 한 평면에서 서로 \(120^\circ\) 떨어져 퍼짐으로써 반발을 최소화합니다.

모든 전자 영역이 결합을 포함하므로 전자 영역 기하 구조와 분자 모양은 모두 평면 삼각형입니다.

흔한 함정은 결합이 여러 개 있는 모든 분자가 정사면체형이 된다고 생각하는 것입니다. 정사면체형 기하 구조에는 단순히 “두 개보다 많은” 것이 아니라 네 개의 전자 영역이 필요합니다.

문제 2

어떤 분자의 중심 원자 주위에 네 개의 전자 영역이 있습니다. 그중 세 개는 결합 영역이고 하나는 비공유 전자쌍입니다.

전자 영역 기하 구조와 분자 모양을 쓰세요. 결합각이 정확히 \(109.5^\circ\)일 것으로 예상할 수 있을까요? 설명하세요.

해설 2

전자 영역 기하 구조는 정사면체형, 분자 모양은 삼각뿔형이며, 결합각은 \(109.5^\circ\)보다 약간 작을 것으로 예상됩니다.

총 네 개의 전자 영역은 정사면체형 배열을 만듭니다.

\[ 3\text{개의 결합 영역} + 1\text{개의 비공유 전자쌍} = 4\text{개의 영역} \]

원자의 위치를 기준으로 모양의 이름을 정할 때 비공유 전자쌍을 제외하면 세 개의 결합된 원자가 남아 삼각뿔형 분자 모양을 만듭니다.

비공유 전자쌍은 중심 원자 주위에서 더 많은 공간을 차지하며, 결합 영역들이 서로 반발하는 것보다 인접한 결합 영역을 더 강하게 밀어내므로 각도가 줄어듭니다. 기본 전자 배열이 정사면체형이라는 이유만으로 자동으로 \(109.5^\circ\)를 사용하는 것은 실수입니다.

문제 3

폼알데하이드 \(\ce{CH2O}\)에는 두 개의 수소 원자와 결합하고 산소 원자와 이중 결합한 중심 탄소 원자가 있습니다.

탄소 주위의 배열을 예측하세요. C=O 이중 결합을 두 개의 별도 전자 영역으로 취급하면 왜 잘못된 결과가 나오는지 설명하세요.

해설 3

탄소 주위의 배열은 평면 삼각형이며, 탄소 주위의 결합각은 약 \(120^\circ\)입니다.

탄소 원자 주위에는:

\[ 2\text{개의 C-H 영역} + 1\text{개의 C=O 영역} = 3\text{개의 전자 영역} \]

이 있습니다.

따라서 세 영역은 평면 삼각형 배열로 퍼집니다.

C=O 이중 결합에는 두 개의 공유 전자쌍이 포함되어 있지만, 둘 다 탄소와 산소 사이의 동일한 전반적인 결합 방향에 존재합니다. 따라서 VSEPR에서는 이중 결합 전체를 서로 독립적인 두 방향이 아니라 하나의 전자 밀도 영역으로 취급합니다.

이중 결합을 두 번 세면 잘못해서 네 개의 영역을 얻고 정사면체형이라고 예측하게 됩니다.

전자 밀도가 높은 이중 결합은 단일 결합보다 인접한 결합 영역을 어느 정도 더 강하게 밀어낼 수 있으므로 정확한 각도가 모두 정확히 \(120^\circ\)일 필요는 없습니다.

문제 4

암모니아는 수소 이온과 반응하여 암모늄을 형성할 수 있습니다.

\[ \ce{NH3 + H+ -> NH4+} \]

질소 주위의 분자 모양이 \(\ce{NH3}\)에서 \(\ce{NH4+}\)로 어떻게 변하는지 예측하세요. 또한 H-N-H 각도가 커지는지, 작아지는지, 아니면 변하지 않는지 예측하세요.

해설 4

모양은 \(\ce{NH3}\)의 삼각뿔형에서 \(\ce{NH4+}\)의 정사면체형으로 바뀌며, H-N-H 각도는 약간 커집니다.

\(\ce{NH3}\)에서 질소에는:

\[ 3\text{개의 결합 영역} + 1\text{개의 비공유 전자쌍} = 4\text{개의 전자 영역} \]

이 있습니다.

전자 영역 기하 구조는 정사면체형이지만 한 위치를 비공유 전자쌍이 차지합니다. 분자 모양은 삼각뿔형이며, H-N-H 각도는 약 \(107^\circ\)입니다.

\(\ce{NH3}\)가 \(\ce{NH4+}\)를 형성할 때 질소의 비공유 전자쌍은 추가적인 N-H 결합을 만드는 데 사용됩니다. 이제 질소에는:

\[ 4\text{개의 결합 영역} + 0\text{개의 비공유 전자쌍} = 4\text{개의 전자 영역} \]

이 있습니다.

이제 네 개의 정사면체 위치 모두 결합된 수소 원자를 포함하므로 분자 모양은 정사면체형입니다.

추가적인 압축을 일으키는 비공유 전자쌍이 없으므로 H-N-H 각도는 약:

\[ 109.5^\circ \]

가 됩니다.

쉽게 빠질 수 있는 실수는 수소 하나가 더 추가되면 공간이 더 붐비므로 각도가 더 작아져야 한다고 생각하는 것입니다. 중요한 것은 단순히 원자의 수가 아닙니다. 강하게 반발하는 비공유 전자쌍이 결합 영역으로 바뀌어 네 영역이 서로 더 비슷해졌습니다.

문제 5

한 학생이 다음과 같이 말합니다.

“중심 원자에 두 개의 원자가 결합한 모든 분자는 두 결합이 서로 반대 방향을 향할 수 있으므로 반드시 선형이다.”

\(\ce{CO2}\)와 \(\ce{H2O}\)를 사용해 이 주장을 평가하세요.

해설 5

이 주장은 분자 모양이 결합된 원자의 수뿐 아니라 중심 원자 주위의 모든 전자 영역에 의해 결정되기 때문에 틀렸습니다.

\(\ce{CO2}\)에서 탄소에는 두 개의 전자 영역이 있습니다.

\[ \ce{O=C=O} \]

각 이중 결합은 하나의 영역으로 세므로 총 두 개의 영역이 있습니다. 이들은 서로 \(180^\circ\) 떨어지며 \(\ce{CO2}\)를 선형으로 만듭니다.

\(\ce{H2O}\)에서 산소에는:

\[ 2\text{개의 결합 영역} + 2\text{개의 비공유 전자쌍} = 4\text{개의 전자 영역} \]

이 있습니다.

네 개의 영역은 정사면체형 전자 배열을 만듭니다. 분자 모양의 이름을 정할 때 두 개의 비공유 전자쌍을 제외하면 두 O-H 결합은 굽은 배열로 남습니다.

따라서 중요한 비교는 다음과 같습니다.

학생의 추론이 그럴듯하게 느껴지는 이유는 두 개의 고립된 물체라면 서로 반대편에 놓여 거리를 최대화할 수 있기 때문입니다. 하지만 공간을 놓고 경쟁하는 보이지 않는 다른 전자 영역도 존재하면 이 추론은 성립하지 않습니다.

문제 6

\(\ce{XeF4}\)에서 제논에는 네 개의 Xe-F 결합 영역과 두 개의 비공유 전자쌍이 있습니다.

한 학생은 여섯 개의 전자 영역과 팔면체형 전자 배열을 올바르게 확인했지만, 플루오린 원자가 네 개 있다는 이유로 분자 모양을 정사면체형이라고 예측합니다.

이 예측이 왜 틀렸는지 설명하고 올바른 분자 모양을 결정하세요.

해설 6

올바른 분자 모양은 정사면체형이 아니라 정사각 평면형입니다.

제논 주위에는 여섯 개의 전자 영역이 있습니다.

\[ 4\text{개의 결합 영역} + 2\text{개의 비공유 전자쌍} = 6\text{개의 전자 영역} \]

여섯 개의 전자 영역은 팔면체형 배열을 만듭니다.

두 비공유 전자쌍은 서로 강하게 반발합니다. 팔면체형 배열에서는 서로 정반대의 위치를 차지할 수 있으므로 두 전자쌍 사이의 각도가 \(180^\circ\)가 됩니다.

그 결과 네 개의 Xe-F 결합은 같은 평면에 남고, 인접한 결합과 \(90^\circ\)를 이루며 배열됩니다. 따라서 네 개의 플루오린 원자는 제논 주위에서 정사각형을 이룹니다.

학생의 실수는 쉽게 놓치기 어렵습니다. 결합된 원자가 네 개라고 해서 자동으로 정사면체형이 되는 것은 아닙니다. 정사면체형은 네 결합이 총 네 개의 전자 영역 안에 배열될 때 나타납니다. \(\ce{XeF4}\)에서는 네 결합이 여섯 영역으로 이루어진 팔면체형 배열의 일부이므로 그 위치가 다릅니다.

11분자 모양을 이해한 다음에는 무엇을 할 수 있을까?

분자 모양을 예측할 수 있게 되면 단순히 구조의 이름을 붙이는 것보다 더 많은 일을 할 수 있습니다.

모양을 알면 각각의 결합 쌍극자가 공간에서 어떻게 배열되는지 알 수 있습니다. 따라서 분자가 극성인지 무극성인지 판단할 때 분자 모양이 필수적입니다.

예를 들어 \(\ce{CO2}\)와 \(\ce{H2O}\) 모두 극성 결합을 포함합니다. 하지만 서로 다른 모양 때문에 이러한 결합 쌍극자가 서로 상쇄되는지 여부가 달라집니다.

따라서 다음으로 물어야 할 유용한 질문은 단순히 “결합은 극성인가?”가 아닙니다. 대신 다음과 같이 물어야 합니다. 이 결합들을 분자의 모양에 따라 배치했을 때, 그 쌍극자들을 합치면 어떤 결과가 나타나는가?