Chapter 10
분자의 모양
The Shapes of Molecules
10−1
10.1 루이스 구조에 의한 분자와 이온의 묘사
옥테트 규칙의 응용
공명
형식전하
옥테트 규칙의 예외
10.2 원자가전자쌍 반발이론(VSEPR)과 분자 모양
전자쌍 배열과 분자모양
두 개의 전자쌍을 가지는 분자 모양
세 개의 전자쌍을 가지는 분자 모양
네 개의 전자쌍을 가지는 분자 모양
다섯 개의 전자쌍을 가지는 분자 모양
여섯 개의 전자쌍을 가지는 분자 모양
VSEPR 이론을 사용한 분자 모양의 결정
두 개 이상의 중심원자를 가지는 분자의 모양
10.3 분자의 모양과 분자의 극성
10−2
The Shapes of Molecules
10.1 Depicting Molecules and Ions with Lewis Structures
10.2 Valence−Shell Electron−Pair Repulsion (VSEPR)
Theory and Molecular Shape
10.3 Molecular Shape and Molecular Polarity
10−3
Figure 10.1
The steps in converting a molecular formula into a Lewis structure.
Molecular
formula
Step 1
Atom
placement
Place atom
with lowest
EN in center
Step 2
Sum of
valence e−
Add A−group
numbers
Step 3
Remaining
valence e−
Draw single bonds.
Subtract 2e− for each
bond.
Give each
Step 4
atom 8e−
(2e− for H)
Lewis
structure
10−4
Sum of
valence e−
:
: F:
: F:
:
Atom
placement
For NF3
:
Molecular
formula
N
Remaining
valence e−
Lewis
structure
10−5
:
: F:
N
F
7e−
5e−
X 3 = 21e−
Total
26e−
10.1 성층권의 오존층 파괴 물질인 CCl2F2의 루이스
구조를 그려라.
1 단계. 원자들을 상대적인 위치에 놓는다. CCl2F2에서 C가 가장 족 숫자가
작고 전기음성도도 작으므로 중심에 놓는다. 주위에 할로겐 원자들을
놓는데 이들의 특별한 위치는 의미가 없다.
2 단계. 총 원자가전자 수를 확인한다: C는 4족, F와 Cl은 7족이므로
[1×C(4e−)]＋[2×F(7e−)]＋[2×Cl(7e−)]＝32e−
3 단계. 중심원자와 단일결합을 그리고 각 결합마다 2e−를 뺀다. 네 개의
단일결합이므로 32e− −8e− ＝24e− 남음
4 단계. 남은 전자들을 주위 원자들이 옥테트를 만족하도록 배분한다.
전자를 모두 세어보면 모든 원자가 옥테트를 만족한다. 결합 전자는 각
결합에 포함된 전자를 의미한다. 결합 전자(8)와 비공유전자(24)를 합하면
32개의 원자가전자가 된다. C는 4개의 결합을 가지며 주위의 할로젠들은
1개의 결합을 가진다.
10−6
Writing Lewis Structure for Molecules with More than One Central Atom
10.2 산업적으로 많이 사용되며 가솔린의 대체물질로
고려되는 메탄올(분자식 CH4O)의 Lewis 구조를 그려라.
1 단계. 원자들을 상대적인 위치에 놓는다. H 원자는 하나의 단일결합만을 형성하므로 C와 O를
서로 가까이 놓는다. C는 4개의, 그리고 O는 두 개의 결합을 가질 수 있으므로 H의 위치를 조절하여
이러한 결합이 되도록 한다.
2 단계. 총 원자가전자 수를 확인한다:
[1×C(4e−)]＋[1×O(6e−)]＋[4×H(1e−)]＝14e−
3 단계. 단일결합의 수를 확인하고 각 결합마다 2e−를 뺀다. 다섯 개의 결합이 있으므로
14e−−10e−＝4e− 남음
4 단계. 남은 전자를 쌍으로 더한다. 탄소는 옥테트를 만족했으며 H는 C와 전자 두 개씩을 공유하고
있다. 따라서 4개의 남은 전자는 두 쌍의 비공유 전자쌍이 되어 O로 들어간다. 이제 루이스 구조를
그릴 수 있다. 각 H 원자는 2e−를, C와 O는 각각 8e−를 가진다. 총 원자가전자 수는 14e−이며 이 중
10개는 결합 전자로, 4개는 비공유 전자쌍으로 존재한다. H는 한 개, C는 4개, O는 2개의 결합을
가진다.
:
H
C
O
:
H
H
10−7
H
Writing Lewis Structures for Molecules with Multiple Bonds
10.3 Write Lewis structures for the following:
(a) 고분자 합성의 가장 중요한 반응물인 에틸렌 (C2H4),
(b) 공기 중 가장 많은 기체인 질소 (N2), the most abundant atmospheric gas
원자 배열, 총 원자가전자 수 구하기, 단일결합의 형성, 그리고 남은 전자를
옥테트 규칙에 맞게 배분하는 1∼4 단계까지 진행한 후 필요할 경우 5
단계를 진행한다
(a) There are 2(4) + 4(1) = 12 valence e−. H can have only one bond per
atom.
H
H
:
H
C
C
H
H
H
H
C
C
H
(b) N2 has 2(5) = 10 valence e−. Therefore a triple bond is required to make
the octet around each N.
N
.
:
N
.
:
:
:.
.:
10−8
N
.
N
N
:
N
.
Resonance: Delocalized Electron−Pair Bonding
O3 can be drawn in 2 ways −
O
O
O
O
O
O
Neither structure is actually correct but can be drawn to represent a structure
which is a hybrid of the two − a resonance structure.
B
B
O
O
O
A
O
C
O
O
O
O
A
O
C
Resonance structures have the same relative atom placement but a
difference in the locations of bonding and nonbonding electron pairs.
is used to indicate that resonance occurs.
10−9
Writing Resonance Structures
10.4 질산 이온(nitrate ion, NO3−)의 공명구조를 그려라.
이온의 전하가 −1이므로 총 원자가전자수에 1을 더하여 루이스 구조를
그린다. 다음에 비공유전자쌍과 결합전자쌍을 이동하며 공명구조를
그리고 화살표로 연결한다.
Nitrate has 1(5) + 3(6) + 1 = 24 valence e−
O
O
O
O
N
N
N
O
10−10
O
O
O
O
N does not have an
octet; a pair of e−
will move in to form
a double bond.
O
O
O
O
N
N
N
O
O
O
O
O
Formal Charge(형식전하): Selecting the Best Resonance Structure
An atom “owns” all of its nonbonding electrons and half of its bonding electrons.
Formal charge is the charge an atom would have if the bonding electrons were
shared equally.
Formal charge of atom =
# valence e− − (# unshared electrons + 1/2 # shared electrons)
B
# valence
e−
=6
O
e−
A
# nonbonding
e−
=4
# bonding
= 4 X 1/2 =
2
Formal charge = 0
10−11
For OC
O
For OA
O
C
For OB
# valence e− = 6
# nonbonding e− = 2
# bonding e− = 6 X 1/2 =
3
Formal charge = +1
# valence e− = 6
# nonbonding e− = 6
# bonding e− = 2 X 1/2 =
1
Formal charge = −1
Resonance (공명구조)
Three criteria for choosing the more important resonance structure:
Smaller formal charges (either positive or negative) are preferable
to larger charges.
Avoid like charges (+ + or − − ) on adjacent atoms.
A more negative formal charge should exist on an atom with a
larger EN value.
10−12
Resonance (continued)
EXAMPLE: 사이안산 이온(NCO− ) 의 세 가지 공명 구조
N
C
O
N C
A
N
O
B
C
O
C
formal charges
−2
N
0
+1
C
O
−1
0
N C
0
O
0
N
0
−1
C
O
Forms B and C have negative formal charges on N and O; this makes them
more preferred than form A.
Form C has a negative charge on O which is the more electronegative
element, therefore C contributes the most to the resonance hybrid.
10−13
형식전하와 산화수
형식전하: 결합전자를 균등 배분
전기음성도
C: 2.5
N:3.0
O: 3.5
산화수: 결합전자를 더 전기음성인 원자에 몰아줌
10−14
[ 옥테트 규칙의 예외에 대한 루이스 구조 ]
옥테트 규칙은 2주기 원소들이 중심 원자인 분자들의 유용한 지침이 되나
다른 경우도 있다. 또한 중심원자가 높은 주기의 원소인 경우도 있다. 몇몇
중심원자는 8개의 전자를 가지지 못하며 몇몇은 더 많은 숫자를 가진다.
가장 중요한 옥테트 규칙의 예외는
1. 옥테트 결핍 분자,
2. 홀수의 전자, 그리고
3.
10−15
8개보다 많은 전자(확장된 원자가)를 가지는
원자를 포함하는 분자들이다.
[ 옥테트 규칙의 예외에 대한 루이스 구조1 ]
옥테트 결핍 분자
1. The Octet−Deficient Molecule
BF3
F
B
F
10−16
F
F
−1
B
F
+1
F
[ 옥테트 규칙의 예외에 대한 루이스 구조 2]
2. Odd−Electron Molecules
NO
N – 5e−
O – 6e−
11e−
10−17
N
O
홀수의 전자
[ 옥테트 규칙의 예외에 대한 루이스 구조 3]
(확장된 원자가)
3. The Expanded Octet (central atom with principal quantum number n > 2)
중심원자에 결합된 4개보다 많은 원자
SF6
F
F
F
S
F
F
F
10−18
[ 옥테트 규칙의 예외에 대한 루이스 구조 3]
(확장된 원자가)
3. The Expanded Octet (central atom with principal quantum number n > 2)
기타 옥테트 초과 중심 원자
phosphoryl chloride(POCl3)
H2SO4
O (-1)
O
(+1)
Cl
P
Cl
Cl
P
Cl
Cl
10−19
Cl
Writing Lewis Structures for Octet Rule Exceptions
10.5 다음 분자들의 루이스 구조들을 그리시오.
(a) H3PO4 (pick the most likely structure); (b) BFCl2.
먼저 루이스 구조들을 그리고 옥테트 규칙의 예외인가를 파악한다. (a)에서
중심원자는 3주기인 P이므로 d 궤도를 이용하여 확장된 옥테트를 가질 수 있다.
따라서 2개 이상의 루이스 구조를 그릴 수 있다. 형식전하를 이용하여 어떤
공명구조가 더 중요한가를 결정한다. (b)에서 중심원자는 옥테트를 만족하는
전자수보다 부족한 B이다.
(a) H3PO4 has two resonance forms and formal charges indicate the more
important form.
−1
0
+1
0
(b) BFCl2 will have only 1
0 O
0 O
Lewis structure.
0 H O P O H 0 0 H O P O H 0
F
0
O
O 0
0
0
B
H more stable
H
Cl
Cl
0
0
lower formal charges
10−20
H3PO4 는 1개의 짧은 P─O 결합(152 pm)과 3개의 긴 P─O
결합(157 pm)을 가진다.
보충 문제 10.5 (a) POCl3 (b) ClO2 (c) XeF4의 Lewis
구조를 그려라.
10−21
분자식을, 각 원자들의 상대적인 위치와 원자가전자들이 결합 전자쌍 및
비공유 전자쌍으로 나타나는 2차원의 분자(또는 이온)의 형태인 루이스 구조로
변환하는 단계별 과정을 익혔다.
같은 원자들의 위치에 두 개 이상의 루이스 구조를 그릴 수 있으며 실제 구조는
이들 공명구조의 혼성이다. 형식전하로부터 공명 혼성에 가장 기여하는 공명
형태를 결정할 수 있다.
전자가 부족한 분자(중심원자가 Be 또는 B인 경우)과 홀수의 전자를 가지는
분자(자유 라디칼)는 중심 원자가 옥테트를 만족하지 못하며 반응을 통하여
이를 만족한다.
중심 원자가 3주기 이상인 경우 이 원자는 d 궤도를 이용하여 8개의 전자보다
많은 확장된 원자가를 가질 수 있다.
10−22
VSEPR − Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory
Each group of valence electrons around a central atom is located as far
away as possible from the others in order to maximize repulsions.
These repulsions maximize the space that each object attached to the
central atom occupies.
The result is five electron−group arrangements of minimum energy seen
in a large majority of molecules and polyatomic ions.
The electron−groups are defining the object arrangement,but the
molecular shape is defined by the relative positions of the atomic nuclei.
Because valence electrons can be bonding or nonbonding, the same
electron−group arrangement can give rise to different molecular shapes.
A − central atom
X −surrounding atom
E −nonbonding valence electron−group
AXmEn
integers
10−23
m+n = steric number
Figure 10.3
Electron−group repulsions and the five basic molecular shapes.
linear
trigonal bipyramidal
10−24
tetrahedral
trigonal planar
octahedral
Figure 10.4
The single molecular shape of the linear electron−group
arrangement.
Examples:
CS2, HCN, BeF2
10−25
Figure 10.5
Examples:
SO2, O3, PbCl2, SnBr2
The two molecular shapes of the trigonal planar
electron−group arrangement.
Class
Shape
Examples:
SO3, BF3, NO3−, CO32−
10−26
Factors Affecting Actual Bond Angles
Bond angles are consistent with theoretical angles when the atoms
attached to the central atom are the same and when all electrons are
bonding electrons of the same order.
H
Effect of Double Bonds
1200
ideal
1200
O
1160
real
Sn
Cl
Cl
950
10−27
C
H
greater
electron
density
Effect of Nonbonding(Lone) Pairs
비공유 전자쌍은 하나의 원자핵에
만 속해있기 때문에 덜 제한을 받
으며 따라서 결합 전자쌍보다 반발
력이 더 크다.
H
larger EN
C
H
1220
O
Figure 10.6
The three molecular shapes of the tetrahedral
electron−group arrangement.
Examples:
CH4, SiCl4,
SO42−,
ClO4−
NH3
H 2O
PF3
OF2
ClO3
SCl2
H 3 O+
10−28
Figure 10.7
10−29
Lewis structures and molecular shapes.
Figure 10.8
The four molecular shapes of the trigonal bipyramidal
electron−group arrangement.
PF5
SF4
AsF5
XeO2F2
SOF4
IF4+
IO2F2−
ClF3
XeF2
BrF3
I3 −
IF2−
10−30
10−31
Figure 10.9
The three molecular shapes of the octahedral
electron−group arrangement.
SF6
IOF5
BrF5
TeF5
−
XeOF4
10−32
XeF4
ICl4−
Figure 10.10
Molecular
formula
The steps in determining a molecular shape.
Step 1
Lewis
structure
See Figure
10.1
Step 2
Electron−group
arrangement
Count all e− groups around central
atom (A)
Step 3
Bond
angles
Note lone pairs and double
bonds
Count bonding and
Step 4
nonbonding e−
groups separately.
Molecular
shape
(AXmEn)
10−33
Predicting Molecular Shapes with Two ~ Four Electron Groups
예제 10.6 다음의 분자모양을 그리고 결합각(이상적인 각으로부터의 상대적인
값)을 예측하라. (a) PF3 and (b) COCl2.
SOLUTION: (a) For PF3 − there are 26 valence electrons, 1 nonbonding
pair
The shape is based upon the tetrahedral arrangement.
F P F
The F−P−F bond angles should be <109.50
F
due to the repulsion of the nonbonding electron
P
F pair.
F
F
The final shape is trigonal pyramidal.
0
<109.5
10−34
(b) For COCl2, C has the lowest EN and will be the center atom.
There are 24 valence e−, 3 atoms attached to the center atom.
Cl
C
O
Cl
The shape for an atom with three atom
attachments and no nonbonding pairs on the
central atom is trigonal planar.
O
C
Cl
10−35
C does not have an octet; a pair of nonbonding
electrons will move in from the O to make a
double bond.
Cl
The Cl−C−Cl bond angle
will be less than 1200 due
to the electron density of
the C=O.
Predicting Molecular Shapes with Five or Six Electron Groups
10.7 다음의 분자모양을 그리고 결합각(이상적인 각으로부터의 상대적인
값)을 예측하라.(a) SbF5 and (b) BrF5.
(a) SbF5 − 40 valence e−; all electrons around central atom will be in
bonding pairs; shape is AX5 − trigonal bipyramidal.
(b) BrF5 − 42 valence e−; 5 bonding pairs and 1 nonbonding pair on central
atom. Shape is AX5E, square pyramidal.
10−36
Figure 10.11
10−37
The tetrahedral centers of ethane and ethanol.
ethane
ethanol
CH3CH3
CH3CH2OH
Predicting Molecular Shapes with More Than One Central Atom
10.8 Determine the shape around each of the central atoms in acetone,
(CH3)2C=O.
Find the shape of one atom at a time after writing the Lewis structure.
10−38
VSEPR 이론은 중심원자 주위의 각 전자군(단일결합, 다중결합, 비공유전자쌍,
또는 홀전자)이 다른 전자군과 될 수 있는 대로 멀리 떨어져야 한다는 것을
제안한다.
중심원자 주위에 2∼6개의 전자군이 있을 때 다섯 개 중 하나의 전자군 배열을
나타낸다. 각 배열은 하나 이상의 분자모양을 형성한다.
이상적인 결합각은 일반적인 구조로부터 결정된다. 주위의 전자군들이 서로
다를 때 결합각은 이상적인 값에서 벗어난다. 비공유 전자쌍이나 이중결합은
단일결합보다 반발력이 더 크다.
거대분자는 각 중심원자 주위의 모양이 합쳐진 구조를 가진다.
10−39
Figure 10.12
The orientation of polar molecules in an electric field.
Electric field OFF
10−40
Electric field ON
Predicting the Polarity of Molecules
예제 10.9 전기음성도(EN)와 주기적 성질(그림 9.20)로부터 다음 분자들이
극성인가를 예측하고 극성 결합 및 전체적인 분자의 쌍극자 방향을 구하라.
(a) Ammonia, NH3
(b) Boron trifluoride, BF3
(c) Carbonyl sulfide, COS (atom sequence SCO)
먼저 분자의 모양을 그리고 명명한다. 다음으로 상대적인 전기음성도
값으로부터 각 결합의 쌍극자 방향을 결정한다. 마지막으로 전체적으로
분자 내에서 극성결합이 상쇄되는지 아니면 더 강해지는지를 판단한다.
(a) NH3
The dipoles reinforce each
other, so the overall
molecule is definitely polar.
ENN = 3.0
H
ENH = 2.1
N
H
H
H
N
H
H
bond dipoles
10−41
H
N
H
H
molecular
dipole
(b) BF3 has 24 valence e− and all electrons around the B will be involved in
bonds. The shape is AX3, trigonal planar.
F
B
F
F
1200
F (EN 4.0) is more electronegative
than B (EN 2.0) and all of the dipoles
will be directed from B to F. Because
all are at the same angle and of the
same magnitude, the molecule is
nonpolar.
(c) COS is linear. C and S have the same EN (2.0) but the C=O bond is
quite polar(DEN) so the molecule is polar overall.
S
10−42
C
O
극성 결합과 분자의 모 양 은 쌍극자 모멘트로 측정되는 분자의 극성을
결정한다.
극성 결합이 모두 상쇄되면 분자는 비극성이 되나 이들이 더해지거나 일부만
상쇄되면 분자는 극성이 된다.
10−43
10−44
Hybridization or not
molecule
10−45
mp(°C)
bp(°C)
dipole(D)
H 2O
0
100
1.85
H 2S
−82.30
−60.28
0.97
H2Se
−65.73
−41.25
H2Te
−51
−4
H, Cl, O
molecule mp(°C)
dipole(D) pKa
HCl
−114.2
−85.1
1.05
−4
HClO
?
?
?
7.497
HClO2
1.96
HClO3
−1
HClO4
10−46
bp(°C)
203
−7