Ch. 6 이온 결합 화합물: 주기적 경향과 결합 이론

chemistry
공개

2026년 5월 11일

  • 원자는 왜 이온이 되려 하는가? — 안정한 상태(옥텟) 와의 관계
  • 이온 반지름은 중성 원자와 비교해 어떻게 달라지는가?
  • 이온화 에너지(Ei) 의 주기적 경향과 예외는 왜 생기는가?
  • 고차 이온화 에너지의 급증을 보고 그 원소가 몇 족인지 어떻게 아는가?
  • 이온 결합 화합물의 생성 에너지를 5단계(Born–Haber) 로 어떻게 계산하는가?
  • 격자 에너지는 무엇으로 결정되는가?

시험 비중: 교수님이 직접 점수를 못박은 지점이 많다. 이온화 에너지 비교/예외(2~3점), 고차 이온화 에너지로 족 판별, Born–Haber 5단계 에너지 계산(10점), 격자 에너지 비교(2~3점). 5장 전자배치를 알아야 6장 전체가 풀린다.

0. 들머리 — 산·염기 복습 (이전 강의 마무리)

본격적인 6장 전에 산도 측정을 짧게 정리했다.

  • pH: 용액 속 수소 이온 농도에 음의 로그를 취한 값. \(\text{pH} = -\log[\text{H}^+]\). 1~14 범위에서 7 미만이면 산성, 7 초과면 염기성.
  • 산도 측정 방법: pH 종이, 천연 지시약(양배추), pH 미터기. 정확도는 pH 미터기가 가장 높고, 산의 세기(강·약)까지 정량적으로 구분 가능.
  • 아레니우스 산(Arrhenius acid) 정의: 화합물 형태로 모아서 수소 이온(\(\text{H}^+\))을 내놓을 수 있으면 산.

1. 이온의 전자 배치 (6.1)

옥텟 규칙

양이온·음이온 모두 가장 가까운 비활성 기체 전자배치(원자가 8개)를 향한다.

5장에서 전자배치를 익혔으니, 6장은 그 전자들이 빠지거나 들어와 이온이 되고 이온 화합물을 이루는 과정이다.

  • 금속(1A·2A족): 최외각 전자를 잃어 양이온. 예) \(\text{Na}: [\text{Ne}]3s^1 \xrightarrow{-1e^-} \text{Na}^+ : [\text{Ne}]\), \(\text{Mg} \xrightarrow{-2e^-} \text{Mg}^{2+} : [\text{Ne}]\)
  • 비금속(6A·7A족): 전자를 얻어 음이온. 예) \(\text{O} \xrightarrow{+2e^-} \text{O}^{2-}:[\text{Ne}]\), \(\text{F} \xrightarrow{+1e^-} \text{F}^- : [\text{Ne}]\)
  • 핵심 동기: 모든 것은 안정한 상태를 원한다. 단독 원자보다 결합한 화합물이, 불안정한 전자배치보다 옥텟이 더 안정하다.
전이금속의 예외

전이금속은 채워질 때 \(4s\) 가 \(3d\) 보다 먼저 채워지지만, 빠져나갈 때는 에너지 준위가 가장 높은 \(4s\) 전자가 먼저 제거된다. \(\text{Fe}:[\text{Ar}]4s^2 3d^6 \xrightarrow{-2e^-} \text{Fe}^{2+}:[\text{Ar}]3d^6\), \(\xrightarrow{-3e^-} \text{Fe}^{3+}:[\text{Ar}]3d^5\). 교수님: “전이금속은 예외가 많다는 것만 기억하라.”

PDF 자료 연결 (예제 6.1)

바닥 상태 이온 전자배치 예측: \(\text{Se}^{2-}\), \(\text{Cs}^+\), \(\text{Cr}^{3+}\). 교재 예제 A번에 \(4s\) 다음 \(3d^{10}\) 누락 오타가 있으니 직접 채워 확인할 것.

등전자 (isoelectronic)

서로 다른 원자·이온이 전자 수가 똑같아진 상태. 예) \(\text{K}^+(19)\), \(\text{Ca}^{2+}(20)\), \(\text{Cl}^-(17)\) 은 모두 전자 18개로 등전자 → 비교가 쉬워진다(아래 반지름 참고).

2. 이온 반지름 (6.2)

반지름 정리

양이온 → 작아짐 음이온 → 커짐 등전자 → 핵전하 ↑ 일수록 작아짐

  • 양이온: 중성 원자보다 반지름 감소. ① 바깥 껍질 전자가 통째로 제거되고 ② 유효 핵전하가 증가하기 때문. 1A·2A족에서 특히 크게 줄어든다.
  • 음이온: 중성 원자보다 반지름 증가. 유효 핵전하 감소 + 전자 간 반발 증가. 예) \(\text{Cl}\ 99\,\text{pm} \rightarrow \text{Cl}^-\ 184\,\text{pm}\).
  • 등전자 비교: 전자 수가 같으므로 양성자(원자 번호)가 많을수록 더 강하게 당겨 반지름 감소. 예) 등전자 18개에서 \(\text{Ca}^{2+} < \text{K}^+ < \text{Cl}^-\).
PDF 자료 연결 (예제 6.2)

더 큰 쪽 고르기: (a) \(\text{S}\) vs \(\text{S}^{2-}\) → \(\text{S}^{2-}\), (b) \(\text{Cl}^-\) vs \(\text{I}^-\) → \(\text{I}^-\), (c) \(\text{Ni}\) vs \(\text{Ni}^{2+}\) → \(\text{Ni}\).

3. 이온화 에너지 (6.3)

\(E_i\) ∝ 1/반지름

크기 작을수록 떼기 어렵다 → \(E_i\) ↑

이온화 에너지(ionization energy, \(E_i\)): 기체 상태 원자에서 전자 하나를 떼어 +1가 양이온으로 만드는 데 필요한 에너지. 떼어내는 데 에너지를 줘야 하므로 항상 양(+)의 값.

경향성 — 원자 반지름과 반비례:

  • 족에서 아래로 ↓: 반지름 ↑ → \(E_i\) 감소
  • 주기에서 오른쪽으로 →: 반지름 ↓ → \(E_i\) 증가
  • 비교는 기본적으로 크기(반지름)로 한다.

graph LR
    A[원자 반지름 작다] --> B[전자가 핵에 강하게 묶임]
    B --> C[떼어내기 어렵다]
    C --> D[이온화 에너지 크다]

예외 — 전자배치로 판단

경향만 따르면 안 되는 두 지점이 있다. 반드시 시험에 나온다.

  • 2A족(Be) > 3A족(B): \(\text{B}\) 가 더 작아 \(E_i\) 가 커야 할 것 같지만, \(\text{Be}(2s^2)\) 는 \(s\) 오비탈이 꽉 차 안정 → \(\text{B}(2s^2 2p^1)\) 의 \(2p\) 전자 하나가 오히려 떼기 쉬워 B에서 감소.
  • 5A족(N) > 6A족(O): \(\text{N}(2p^3)\) 은 각 오비탈에 1개씩 들어찬 반쯤 찬 안정 상태. \(\text{O}(2p^4)\) 는 짝지은 전자의 반발 때문에 하나를 떼기 쉬워 O에서 감소.
  • 같은 패턴이 3주기(Mg–Al, P–S)에서도 \(3p\) 에서 반복된다.

고차 이온화 에너지 (6.4)

전자를 1개, 2개, 3개… 순차적으로 떼는 에너지를 \(E_{i1}, E_{i2}, E_{i3}, \dots\) 로 표기. 안쪽 전자일수록 떼기 어려워 점점 커진다.

  • 껍질이 바뀌는 순간 값이 급증한다. 예) \(\text{Na}\) 는 \(E_{i1}\approx 450\), \(E_{i2}\approx 4500\) — 1차는 최외각 1개(\(3s^1\))라 쉽지만, 2차는 안쪽 껍질(\([\text{Ne}]\))을 깨야 하므로 급증.
  • 활용: 급증이 몇 번째에서 일어나는지를 보면 원자가 전자 수 = 족을 알 수 있다. 두 번 떼고 세 번째에서 급증 → 원자가 전자 2개 → 2족 원소.
고차 \(E_i\) 비교 예

\(\text{C}\)(14족, 원자가 4)와 \(\text{N}\)(15족, 원자가 5)의 5차 이온화 에너지 비교 — \(\text{N}\) 은 5개까지는 원자가 전자라 상대적으로 덜 들지만, \(\text{C}\) 는 5번째에서 안쪽 껍질을 깨야 하므로 \(E_{i5}(\text{C}) > E_{i5}(\text{N})\).

4. 전자 친화도 (6.5)

전자 친화도(electron affinity, \(E_{ea}\)): 기체 원자가 전자를 얻어 음이온이 될 때의 에너지. 전자가 들어오며 에너지 준위가 낮아져(안정화) 에너지를 방출하므로 보통 음(−)의 값.

  • 주기율표에서 비금속 쪽(오른쪽 위)으로 갈수록 음이온이 잘 되어 값이 크다(절댓값). 17족(F, Cl, Br) 이 가장 잘 된다.
  • 18족(He, Ne) 등 꽉 찬 배치는 전자를 받을 이유가 없어 거의 일어나지 않는다.

5. 팔전자 규칙과 이온 결합 형성 (6.6–6.7)

금속 + 비금속 → 이온 결합 화합물. 금속이 전자를 내주고 비금속이 받아, 양이온–음이온 사이의 정전기적 인력으로 결합한다. 둘 다 옥텟을 만족해 안정해진다.

  • 생성물은 \(\text{NaCl}\) 처럼 규칙적으로 배열된 결정형 고체(이온성 고체).
\(E_i\) 종합 비교 예제 (강의 중 풀이)

\(\text{Li}, \text{K}, \text{Ba}\) 중 1차 \(E_i\) 가 가장 작은 것 = 반지름이 가장 큰 것. 단, \(\text{Li}\cdot\text{K}\) 는 1족, \(\text{Ba}\) 는 2족이라 함정. 1족이 같은 주기에서 가장 작은 \(E_i\) → \(\text{K}\) 가 가장 작고, \(\text{Li}\) 가 가장 크다(사이즈 가장 작음).

6. Born–Haber 순환 — 생성 에너지 5단계 (6.7)

\(\text{NaCl}\) 은 고체 Na와 염소 기체를 섞으면 금방 생기지만, 생성 엔탈피를 계산하려면 다음 5단계 반응 메커니즘으로 쪼개 각 단계 에너지를 더한다(헤스의 법칙).

graph TD
    A["Na(s)"] -->|"① 승화열 +107.3"| B["Na(g)"]
    B -->|"② 이온화 에너지 Ei"| C["Na+(g)"]
    D["½ Cl₂(g)"] -->|"③ 결합 해리 에너지 ½·244"| E["Cl(g)"]
    E -->|"④ 전자 친화도 Eea"| F["Cl⁻(g)"]
    C --> G["NaCl(s)"]
    F --> G
    G -.->|"⑤ 격자 에너지의 역"| G

  1. 승화(sublimation): \(\text{Na(s)} \rightarrow \text{Na(g)}\), 승화열 \(+107.3\ \text{kJ/mol}\)
  2. 이온화: \(\text{Na(g)} \rightarrow \text{Na}^+(g) + e^-\), \(E_i\)
  3. 결합 해리: \(\tfrac{1}{2}\text{Cl}_2(g) \rightarrow \text{Cl}(g)\), 결합 에너지 \(244\ \text{kJ/mol}\) 의 ½
  4. 전자 친화도: \(\text{Cl}(g) + e^- \rightarrow \text{Cl}^-(g)\), \(E_{ea}\)
  5. 격자 형성: \(\text{Na}^+(g) + \text{Cl}^-(g) \rightarrow \text{NaCl(s)}\)
계산 시 핵심 (10점)
  • 모든 에너지 항은 크기 성질(extensive property) → 어떤 식에 ½(또는 ×2)을 곱하면 그 항의 에너지도 똑같이 ½(×2) 해야 한다. 예) \(\text{Cl}_2\) 결합 에너지 244에 ½ → \(122\ \text{kJ/mol}\).
  • 식들을 더할 때 상태(s, g)가 같아야 소거된다. 다르면 못 지운다.
  • 5단계를 모두 더하면 중간 항이 소거되고 전체 반응 \(\text{Na(s)} + \tfrac12\text{Cl}_2(g) \rightarrow \text{NaCl(s)}\) 의 에너지 변화가 남는다 → 헤스의 법칙. (KF 등으로 직접 계산 연습)

7. 격자 에너지 (6.8)

격자 에너지(lattice energy): 기체 상태 양이온·음이온이 모여 이온성 고체가 될 때(또는 그 역으로 고체를 기체 이온으로 쪼갤 때) 관여하는 에너지. 쪼개는 방향으로 정의하면 양(+)의 값.

쿨롱 법칙 형태의 의존성:

\[ U \propto \frac{Z_1 Z_2}{r^2} \]

  • 전하량(\(Z\))이 클수록 격자 에너지 ↑. 예) \(\text{Li}^+\text{F}^-(+1,-1)\) 보다 \(\text{Li}_2\text{O}(+1,-2)\) 가 훨씬 큼.
  • 이온 간 거리(\(r\))가 작을수록 ↑. 같은 양이온이면 음이온이 작을수록 큼: \(\text{LiF} > \text{LiCl} > \text{LiBr} > \text{LiI}\).
안정도 비교 (2~3점)

이온 화합물의 안정도는 격자 에너지가 큰 쪽이 더 안정. 예) \(\text{NaCl}\) vs \(\text{CsI}\) (둘 다 +1/−1) → 이온이 더 작은 \(\text{NaCl}\) 의 격자 에너지가 더 크다 → 더 안정.

개념 연결

  • 5장 → 6장: 5장의 전자배치·원자 반지름 경향이 6장 이온 반지름·이온화 에너지의 토대. 반지름이 작을수록 \(E_i\) 가 크다는 반비례가 핵심 연결고리.
  • 정전기적 인력 ↔︎ 격자 에너지: 같은 현상의 양방향. 화합물 생성(정전기적 인력) ↔︎ 고체를 기체 이온으로 분해(격자 에너지), 부호만 반대.
  • 6장 → 7장: 6장은 금속+비금속의 이온 결합. 다음 7장은 비금속끼리의 공유 결합과 분자 구조(점 찍기, 루이스 구조)로 이어진다.
  • 이온화의 동기는 안정한 옥텟. 금속은 잃고(양이온), 비금속은 얻는다(음이온).
  • 양이온은 작아지고 음이온은 커진다. 등전자는 핵전하 클수록 작다.
  • 이온화 에너지 ∝ 1/반지름. 단, Be–B, N–O(및 3주기 대응)의 예외는 전자배치로 판단.
  • 고차 \(E_i\) 의 급증 위치 = 족 수 판별의 열쇠.
  • Born–Haber 5단계 + 헤스의 법칙으로 생성 엔탈피 계산(10점). 에너지는 크기 성질이라 계수에 비례.
  • 격자 에너지 ∝ \(Z_1Z_2/r^2\). 클수록 안정. 전하 크고 이온 작을수록 크다.
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