제 2장 화학 주기성과 무기 화학 반응

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1장에서는 몰 개념을 통하여 질량 보존의 법칙을 적용하여 화학반응에서의 질량관계를 정량적으로 결정하는 법을 배웠다. 이러한 논의 과정에서 은연중에 반응식에 나오는 반응물과 생성물의 화학식을 이미 알고 있다고 가정했었다. 이제 어떤 화합물들이 자연에서 발견되며 (또 어떤 화합물들이 실험실에서 만들어지며) 이들이 어떤 형태의 반응을 하게 되나 하는 끝없는 질문이 일어난다. 왜 어떤 원소나 화합물은 맹렬하게 반응하며, 또 다른 것들은 비활성일까? 왜 화학식이 H2O나 NaCl인 화합물은 발견되지만, H3O나 NaCl2는 없을까? 왜 헬륨 등의 영족 기체들은 단원자 분자들이며, 수소나 염소기체들은 이원자분자들인가? 이러한 질문들은 이 책의 전반에 걸쳐 제기될 것이며, 또한 다양한 수준으로 규명될 수 있을 것이다.

이미 1-4절에서 논의된 바와 같이, 모든 원자에는 전자가 들어있다. 원자에서의 전자들의 자세한 행동은 복잡하여, 이에 대한 논의는 제 13장으로 미룬다. 이 장에서 우리들의 첫번째 관심사는 원소의 물리적, 화학적 성질들에 반복되는 유사성이 있다는 것을 살피고 이러한 유사성을 원소의 원자에 들어있는 전자들의 수 및 그들의 배치와 연관하여 보는 것이다. 대부분의 화학 반응에서 원자간에 전자가 이동하거나 원자들이 전자를 공유하게 되는데, 이 과정은 루이스 전자점 모델로 표시할 수 있다. 이 장에서의 두번째 관심사는 바로 이같은 유용한 모델을 표현하고, 해석하는 법을 살펴보는 것이다.

이러한 과정에서 무기물의 체계적인 명명법을 배우며, 또 여러가지 화학반응 유형을 확인하고 기술한다. 이는 방대한 양의 화학 정보를 합리적으로 체계화 하기 위한 기초를 다지기 위함이다.



2-1 주기율표

1860년대 후반까지 60여개의 화학 원소들이 확인되었다. 이들 원소에 대한 많은 성질이 알려지게 되었고, 그리고 물리적 또는 화학적 유사성에 근거하여 몇가지 집단이 제안 되었다. 예를 들면, 금속 광택, 전기전도성, 펴짐성(전성) 등의 유무에 따라 원소를 금속(metal) 또는 비금속(nonmetal)으로 분류되었다. 원소를 금속 또는 비금속으로 분류하는 것은 일반적으로는 매우 단순하지만, 어떤 원소들(안티몬, 비소, 붕소, 규소, 텔루르)은 금속의 단면과 비금속의 단면을 보이므로 이들을 준금속(metalloid)이라고 한다. 원소의 다른 성질들, 특히 염소, 산소 및 수소와의 이성분 화합물(각각 염화물, 산화물, 수소화물)의 실험식을 자세히 살펴보면 3-6 가지의 원소들로 된 더 작은 무리(족)로 원소들을 분류할 수 있다. 이렇게 원소들을 족으로 분류하는 방법은 약간의 수정을 한 것 외에는 오늘날까지 유효하다.

예를 들어, 알칼리금속(alkali metal)(리튬, 나트륨, 칼륨, 루비듐, 세슘)은 모두 낮은 녹는점을 가지는 비교적 부드러운 금속이며(그림 2-1) 염소와 1:1 화합물을 형성하여, NaCl, RbCl등의 화학식을 가진다. 알칼리 금속들은 물과 반응하여 수소를 발생한다. 칼륨, 루비듐, 및 세슘은 물과 매우 격렬하게 반응하여 매우 많은 열을 내놓아, 발생된 수소가 화염에 쌓이게 되므로, 아주 조심스럽게 다루어야 한다. 원소의 두번째 족인 알칼리토금속(alkaline-earth metal)(베릴륨, 마그네슘, 칼슘, 스트론튬, 바륨, 라듐)은 MgCl2, CaCl2 등과 같이 염소와 1:2 화합물을 만든다.

비금속 원소들 중에서 칼코겐(chalcogen)(산소, 황, 셀렌, 텔루르)은 알칼리토 금속들과 1:1 화합물을 만드나, 알칼리 금속들과는 1:1 화합물을 만든다; 칼코겐화 알칼리토금속의 화학식은 CaO, BaS등과 같으며, 칼코겐화 알칼리 금속은 Li2O 및 Na2S등과 같다. 염소는 할로겐(halogen)(플루오르, 염소, 브롬, 요오드)에 속한다. 이들의 물리적 성질은 상당히 틀리지만(상온에서 처음 두 원소는 기체이며, 브롬은 액체이고, 요오드는 고체이다), 이들의 화학적 성질은 비슷하다. 임의의 알칼리 금속 원소는 임의의 할로겐 원소와 1:1 로 결합하여, LiF나 RbI와 같은 할로겐화알칼리(alkali halide)라고 불리는 화합물을 형성한다. 알칼리토금속은 할로겐과 1:2의 비율로 반응하여 CaF2나 MgBr2와 같은 할로겐화알칼리토 화합물을 만든다.

다른 원소들은 또다른 세가지의 족으로 분류되어지나, 이들의 화학적, 물리적 성질은 지금까지 논의된 원소들 보다는 덜 분명하게 구별된다. 이들중 첫번째는 하나의 준금속(붕소)과 네가지 금속(알루미늄, 갈륨, 인듐, 탈륨)으로 구성되어 있다. 모두 GaCl3같이 1:3 염화물과 Al2O3 같은 2:3 산화물을 형성한다. 다른 하나의 족에는 비금속, 준금속, 금속이 모두 들어 있으며, 탄소, 규소, 게르마늄, 주석, 납이 이 족에 속한다. 이들 원소는 모두 SiCl4같은 1:4 염화물, GeH4같은 1:4 수소화물과 SnO2 같은 1:2 산화물을 형성한다. 이 족에서 주석과 납은 금속이며, 규소와 게르마늄은 준금속이다. 탄소 원소는 비금속으로, 흑연과 다이아몬드의 두가지 형태로 존재한다. 마지막으로 일곱번째 족에는 질소, 인, 비소, 안티몬, 비스무스가 속한다. 이들 원소들은 수소나 산소와 이성분 화합물을 만들며, 그 실험식은 PH3, N2O5 등과 같다. 그들의 수소화물은 분자량이 증가할수록 더울 불안정하여, BiH3는 -45 ℃ 이하로 보관해야 한다. 산화물에서도 비슷한 경향을 보이며, Bi2O5는 아직도 순수한 형태로 만들지 못하고 있다. 이 족의 가벼운 원소들은 완연한 비금속이며(질소와 인) 비스무스는 확실한 금속이다. 비소와 안티몬은 준금속으로 분류된다.

바로 지금까지 개략한 일곱개의 족들은 원소간의 관계에 대한 현대적 이해가 반영되어 있다. 19세기의 화학자들에게는 이들중 몇가지는 명확하지만(알칼리금속족에 속하는 원소들), 다른 것들은 덜 명확하다(질소와 비스므스를 같은 족에 포함시키는 경우). 게다가, 이 일곱개의 족으로 분류할수 없는 원소들이 있으며, 이 중 몇개는 19세기에 이미 알려졌다. 예를 들면, 은은 1:1 염화물을 만들며(AgCl) 또한 2:1 산화물(Ag2O)을 만드는 면으로는 알칼리 금속과 비슷하지만, 녹는점이 매우 높으며(루비듐의 39 ℃에 반해 962 ℃임), 물과 반응하지 않는다. 따라서 어떤 원소를 어느 족에 포함시켜야 할 것인가를 결정하는 것에는 상당한 판단력이 요구된다.

족의 성질과 원자량 사이에 관계가 있다는 것을 관찰한 후 다음 단계가 시작되었다. 당시에 알려진 원소들을 질량이 증가하는 순서로 배열할 때, 족의 순서가 되풀이되는 것을 발견하였다. 예를 들면, 할로겐족의 원소는 항상 알칼리금속 앞에 오며, 칼코겐 원소 다음에 위치한다. 매 알칼리 금속 원소를 새로운 줄의 처음으로 시작하여 옆으로 나열하면, 자동적으로 아래로 같은 족이 모여지게 되어 원소의 주기율표(periodic table of the elements)가 얻어 진다.

주기율표가 처음으로 독일의 화학자 마이어(Lothar Meyer)와 러시아의 멘델레예프(Dmitri Mendeleev)에 의하여 1869-70년에 독립적으로 소개되었을 때에는, 자연에 존재하는 화학 원소의 1/3은 아직 발견되지 않았을 때였으나, 두 화학자들은 긴 안목을 가져 물리적, 화학적 성질의 분석 결과 새로운 원소가 있어야 할 자리를 비워놓았다. 멘델레예프는 Meyer보다 더욱 대담하게, 측정된 원자량으로 원소가 주기율표의 잘못된 위치로 놓이게 될 때에는 원자량이 잘못되었다고 가정하였다. 몇가지 경우에서는 그가 옳았다. 예를 들어, 인듐의 원자량은 당시 약 76으로 되어 있었다. 그렇지만, 주기율표에서 비소(원자량 75)와 셀렌(원자량 79) 사이에는 들어갈 자리가 없었다. 멘델레예프는 이것의 원자량이 3/2×76= 114로 현재 공인되고 있는 114.82와 비슷한 값으로 변경되어야 한다고 제안하였다. 이 위치에 놓으면, 알루미늄과 탈륨의 성질로 정의되는 족에 부합된다. 차후의 연구에서, 원소들은 원자량의 순서대로 철저하게 배열되지 않는다는 것을 밝혔다. 예를 들어 텔루르는 요오드 보다도 약간 더 무거운 원소지만, 요오드 앞에 위치한다. 이같은 비정상 현상은 관련 원소들의 상대 동위원소비율의 차이로 발생한다. 원자량이 아니라 원자번호가 화학적 성질을 결정한다는 사실을 1-4절에서 이미 배웠다.

멘델레예프는 또다른 점에서 Meyer보다 한발 앞섰다. 그는 그 때까지 발견되지 않았던 여섯개의 원소들의 성질을 예측하였다. 예를 들면, 주기율표의 알루미늄 바로 아래에 있을 원소를 예측하였다. 멘델레예프는 이 원소를 에카-알루미늄(에카는 산스크리트 말로 "다음"을 의미한다)이라고 붙이고, 표 2-1에 주어진 것과 같은 성질을 예측하였다. 불과 5년 후에 이에 해당하는 질량을 가진 원소가 분리되어 그 발견자에 의해 "갈륨"이라고 이름지어졌다. 갈륨에서 관찰된 성질과 멘델레예프가 예측한 에카-알루미늄의 성질 사이의 일치성은 주기 법칙을 강하게 뒷받침했다. 1885년 멘델레예프가 예측한 에카-규소가 "게르마늄"으로 발견되어 더욱 지지를 얻게 되었다.

표 2-1 에카 알루미늄과 갈륨의 비교

에카 알루미늄에 대한 멘델레예프의 예측

관찰된 갈륨의 성질

상대원자질량 68

상대원자질량 69.72

낮은 녹는점의 금속

금속, 녹는점 29.8 ℃

밀도 6.0 g cm-3

밀도 5.9 g cm-3

산과 염기에 의해 서서히 공격받음,

공기중에서 쉽게 산화되지 않음

예측된대로 관찰됨

산화물식 E2O3,

산화물식 Ga2O3,

산화물 밀도 5.5 g cm-3

산화물 밀도 5.5 g cm-3

산화물은 물에 불용성이나, 염기 또는 강산에 용해됨

예측된대로 관찰됨

염화물식 ECl3,

염화물식 GaCl3, (GaCl2도 발견됨),

염화물 휘발성임

녹는점 78 ℃, 끓는점 210 ℃


주기율표의 구조를 살펴보면 가능한 원소들의 수가 한정되어 있는 것처럼 보였다. 따라서 1894년 John William Strutt, 즉 Rayleigh 경이 이전의 주기율표상에 맞지 않는 한 기체 원소를 발견하였을 때에는 매우 놀랐었다. 거의 1세기 이전에 Henry Cavendish는 공기에서 산소와 질소를 제거하였을 때에 잔여기체가 있다는 것을 알았었지만, 그 중요성을 깨닫지 못했었다. Rayleigh는 William Ramsay와 함께 이 기체를 분리하여 "아르곤"이라고 명명하였다. 그 후 Ramsay는 천연가스 매장지에 존재하는 기체를 연구하던 중 헬륨을 발견하였다. 헬륨은 그 전에 이미 태양의 스펙트럼에서 그 존재를 알고 있었지만, 지상에서는 그 전까지 알려지지 않았다. Rayleigh와 Ramsay는 새로운 족이 있어야 한다고 제시하였으며, 1898년 이 계열의 다른 원소들(네온, 크립톤, 크세논)들이 분리되었다. 이들 원소를 영족기체(noble gas)라고 하며, 이들이 화학반응에서의 비활성으로 때로는 비활성기체(inert gas)라고도 한다.

주기율표에서 원소의 순서는 원소의 화학적 성질을 결정하는 중요한 성질인 원자번호에 따라 배열되어 있다. 1-4절에서 설명한 바와 같이 원자번호는 핵의 양전하, 그리고 중성 원자에 있는 전자수와 같다. 가장 가벼운 원소인 수소는 원자 하나당 한개의 전자를 가지므로 그 원자번호는 1이다. 원자번호 2인 헬륨은 두개의 전자를 가지며, 주기율표에 있는 중성원자들은 순서대로 전자를 하나씩 더 가진다(상응하는 핵전하도 똑같이 증가하여 균형을 이루게 된다).

오늘날 우리들이 보는 주기율표에는 원소를 (group)(수직으로 배열)과 주기(period)(수평으로 배열)에 따라 배열해 놓고 있다. 주족원소(representative element)는 여덟개의 족으로 되어 있으며, 이중 몇가지는 이미 간략하게 살펴보았다. 전이금속 원소(transition-metal element)들은 열개의 족(및 3개의 주기)으로 나뉘어 있으다. 원자번호 57부터 71까지는 "희토류(rare-earth)" 또은 란탄족(lanthanide) 원소라고 한다. 원자번호 89 부터 103 까지는 악티움족(actinide)이라고 불리며, 이들은 모두 불안정하며 이들중 대부분은 인공적으로만 생산된다. 란탄족과 악티움족은 대개 지면을 절약하기 위하여 따로 표의 아래쪽에 표시한다. 주족 원소의 족은 I부터 VIII까지의 로마 숫자로 표기하며, 때로는 IB부터 VIIIB까지의 전이금속원소와 구별하기 위하여 A를 첨가하기도 한다. 이 책에서는 족의 번호는 주족원소에만 쓰기로 하고(따라서 A도 따로 쓰지 않으며), 전이금속원소는 그 원소가 속해있는 족의 처음 원소로 표시하기로 한다. 예를 들면, 탄소족의 원소(C, Si, Ge, Sn, Pb)는 IV족이라고 표시하며, 크롬(Cr), 몰리브덴(Mo), 텅스텐(W)은 크롬족이라고 표시하겠다.

그림 현대의 원소의 주기율표.

원소의 물리적, 화학적 성질은 주기율표를 따라 체계적으로 변한다. 중요한 물리적 성질로는 녹는점, 끓는점, 열 및 전기 전도도, 밀도, 원자 크기, 중성 원자에 전자를 추가하거나 제거할 때 필요한 에너지 등이 있다. 부록 F에 이런 값들이 실려 있다. 일반적으로, 표의 왼편 아래 주기쪽의 원소들은 금속 고체이며 좋은 전기전도체이다. 오른쪽 위 주기 원소들은 전기 전도성이 불량하며, 상온에서 기체로 존재한다. 그 중간에 준금속이 지그재그 형상으로 배열해 있어 금속과 비금속을 가로지르고 있다. 현대화학이 성취한 큰 업적중의 하나가 바로 이런 체계적 변화(및 몇가지 예외도 역시 포함하여)를 정성적이고 정량적으로 설명할 수 있다는 것이다.

2-2 이온과 이온성 화합물

주기율표는 원소의 성질을 체계적으로 묘사할 수 있는 방법이 되므로, 앞으로 종종 이를 되돌아 볼 것이다. 제 13장에서 양자역학을 원자의 전자구조에 적용시키면 이런 주기율표의 구조가 나타남을 보게 될 것이다. 여기서는 우리의 논의를 단순하고도 유용한 루이스 전자점 모델(Lewis electron-dot model)에만 한정하도록 하겠다. 이 모델은 현대의 양자역학이 완전한 체계를 갖추기 전인 1916년 미국의 화학자 G.N. Lewis에 의해 제안되었다. 이 모델은 이온과 이온성 화합물 및 앞으로 논의할 공유 화합물에서 잘 맞는다.

루이스 모델은 화학결합에 원자에 있는 모든 전자가 다 참여하지 않는다는 인식에서 출발한다. 전자들은 핵을 둘러싸고 있는 껍질(shell)들에 자리해 있는 것으로 보이며, 내부 껍질에 있는 전자(핵심부전자(core elctron)라고 칭함)들은 원자들 사이의 결합에 별로 참여하지 않는다. 최외각의 부분적으로 채워진 껍질(원자가껍질(valence shell)이라 칭함)에는 화학결합을 설명할 때 꼭 필요한 전자들이 들어 있다. 이들을 원자가전자(valence electron)들이라고 부른다. 다 채워진 껍질은 큰 화학적 안정성을 가진다. 원소들을 원자번호가 작은 것부터 차례로 살펴보면, 헬륨, 네온, 아르곤 등의 영족기체를 만날 때 마다 그 껍질이 다 채워지는 것을 보게 된다. 영족 기체 바로 다음의 원소에 있는 원자에는 한개의 전자가 더 들어 있어(즉 알칼리 금속의 최외각에 있는 전자 하나) 이 전자는 새로운 껍질에 처음으로 들어가게 되므로, 알칼리 금속에는 한개의 원자가전자가 있다. 헬륨을 제외한 주족원소(I족에서 VIII족 까지)의 원자가전자의 갯수는 주기율표의 족번호와 같다.

전이금속원소 다음의 주족원소들은 약간 특별한 처리가 필료하다. 예를 들어 브롬 원자는 아르곤 원자보다 전자가 17개 더 많다. 그래도 브롬은 원자가전자가 17개가 아니라 염소와 같은 7개라고 말한다. 이 이유는 사주기, 오주기, 육주기에 있는 전이금속 원소 계열의 열개의 전자들은 (전이금속원소의 결합에서는 매우 중요하지만) 전이금속 계열의 끝에 도달할 때면 핵심부 전자가 되어 버린다. 브롬등의 원소의 결합 성질은 같은 족의 더 가벼운 원소의 결합성질을 닮는다.

루이스 모델에서 원자가전자는 점으로 표시하며, 핵심부 전자는 표시하지 않는다. 처음 네개의 전자는 원소기호의 사방으로 하나씩 표시한다. 원자가전자가 넷 보다 많으면, 이들은 이미 표시된 전자와 쌍을 이루도록 표시한다. 이것이 원자의 루이스의 점 기호(Lewis dot symbol)이다. 처음 두 주기의 원소에 대한 루이스 점 기호는 다음과 같다.



이온성 화합물의 형성

원자가 하나 이상의 전자를 잃게 되면 양으로 하전된 이온(ion)이 되고 이를 양이온(cation)이라고 부른다. 전자를 더 얻으면 음으로 하전된 이온이 되며 이는 음이온(anion)이라고 칭한다. 이온의 형성은 루이스 점 기호에 있는 점을 더하거나 지우고, 알짜전하를 오른편 위에 표시한다. 아래의 예를 보라.








원자가 전자를 잃거나 얻어 그 최외각 껍질의 전자수가 영족기체 원자의 최외각 전자수와 같아질 때 특별히 안정하게 된다. 최외각 껍질이 두개의 전자로 완전히 채워지게 되는 수소와 헬륨을 제외하면, 주기율표의 처음 몇개의 주기에 속한 원자들은 그 원자가껍질에 최대로 8개의 전자를 가질 수 있다. 따라서 우리들은 염소이온( )이나 아르곤 원자( )는 원자가껍질이 완전한 옥테트(octet)를 이루었다고 말한다.

원자들이 원자가옥테트를 이루려는 경향성으로 많은 화학반응성을 설명할 수 있다. I족과 II족 원소의 원자들은 전자를 잃어 양이온이 되면 옥테트가 되고, VI족과 VII족 원소의 원자들은 전자를 얻어 음이온을 만들면 옥테트가 된다. 주기율표의 왼편에 위치하는 금속 원소와 오른 편에 위치하는 비금속원소와의 반응에서는 완전한 옥테트를 이루기 위해 전자가 이동하여 이온이 된다. 다음 식은 루이스 기호를 사용하여 양이온과 음이온을 형성한 다음 이온성 화합물(ionic compound)을 형성하는 과정을 보여주고 있다. 여기서 e-는 전자를 표시한다.

원자가 전자를 잃음

원자가 전자를 얻음

결합하여 화합물 NaCl을 형성함

다른 예로 CaBr2가 생성되는 반응를 살펴보자:




이 모델은 Na와 Cl사이에는 1:1 화합물이, Ca와 Br사이에는 1:2 화합물이 생성될 것을 예측하며, 이는 실험과 일치한다.

음이온으로 OH-를 가진 것을 제외한 이온성 화합물은 보통의 식염인 NaCl에서 부터 (salt)이라고 부른다. 이들은 보통 상태에서 고체이며, 일반적으로 녹는점과 끓는점이 높다(에로 NaCl은 801 ℃에서 녹고 1413 ℃에서 끓는다). 고체 이온성 화합물은 보통 전기전도도가 불량하나, 용융된 액체는 전기를 잘 통한다.

이온성 화합물의 명명법과 분자식

이온성 화합물은 양이온과 음이온이 결합하여 만들어진다. 그 이름은 음이온의 이름 뒤에 양이온의 이름을 붙여 쓴다(영문 명명에서는 양이온의 이름 다음에 음이온의 이름을 쓴다). 이온은 단원자로 되어 있을 수도, 다원자로 되어 있을 수도 있다. 후자를 "분자 이온(molecular ion)"이라고 한다.

단원자 양이온은 그 원래 원소의 이름을 쓴다. 이미 나트륨 이온(Na+)과 칼슘 이온(Ca2+)의 예에서 이를 보았다. I족과 II족의 다른 원소에 대한 이온들도 마찬가지이다. 전이 금속과 III, IV, V족의 금속 원소들은 I, II족 금속과는 달라서, 종종 화합물과 용액에서 여러개의 안정한 이온을 형성한다. 칼슘 화합물은 항상 Ca2+이고 Ca3+는 절대 아니지만, 철 원소는 Fe2+와 Fe3+ 이온 모두를 형성할 수 있으며, 탈륨은 Tl+와 Tl3+ 이온을 모두 형성할 수 있다. 금속이 하나 이상의 전하를 가진 이온을 만들 때, 그 금속의 이름 다음에 이온의 전하에 해당하는 로마 숫자를 괄호 안에 집어 넣어 그들을 구별한다:

Cu+ 구리(I) 이온

이전에는 이런 이온들을 구별하기 위해 제일- 또는 제2- 등을 원소명 앞에 붙혀 각각 낮은 전하와 높은 전하를 표시하였다. (영문 명명법에서는 금속 이름 뒤에 어미로 -ous와 -ic을 사용하여 구별하였다). 그래서 Fe2+는 제일철 이온(ferrous 이온)으로, Fe3+는 제이철 이온(ferric 이온)으로 불리웠다. 비록 아직도 가끔 이러한 이름이 쓰이기는 하지만, 계통적 명명법에서는 이의 사용이 지양되고 있으며, 이 책에서도 이후로는 쓰지 않기로 한다.

무기화학에서 중요하게 다루는 다원자 양이온들의 수는 비교적 작은 편이다. 이 중 몇기지를 들자면, 암모늄 이온(NH4+), 히드로늄 이온(H3O+), 및 특별히 관심이 있는 수은의 분자 이온인 수은(I) 이온(Hg22+)을 들 수 있다. 이 화학종은 수은(II) 이온(Hg2+)과는 다르므로 혼동하지 않도록 조심하여야 한다. 괄호안의 로마숫자 I은 두 수은 원자에 있는 평균 전하가 각 원자당 1이라는 것이다. 실험식이 HgCl과 HgBr인 화합물은 각각 Hg2Cl2와 Hg2Br2에 해당한다.

단원자 음이온의 이름은 원소의 이름에 '-화'를 어미로 사용한다(영문 명명법에서는 -ide 어미를 붙여서 만든다). 따라서 염소(chlorine)는 염화(chloride) 이온으로, 산소(oxygen는 산화(oxide) 이온으로 된다. V, VI, VII족의 다른 단원자 음이온의 이름도 유사한 방법으로 명명된다. 염소와 산소를 제외한 단원자 음이온의 우리말 이름은 원소명+화를 한다. 예로 H- 이온은 수소화 이온(영어로는 hydride ion)이다. 많은 다원자 음이온이 존재하며, 그 명명법도 더 복잡하다. 산소를 포함하는 옥소음이온(oxoanion)은 두번째 원소의 이름에 어미 -산을 붙인다(영문 명명법에서는 어미 -ate를 붙인다. 두개의 옥소음이온이 있을 경우에는 산소가 더 많이 있는 것에는 -산(-ate)(NO3-는 질산(nitrate)으로)을, 적게 있는 것에는 아-산(-ite)(NO2-는 아질산(nitrite)으로)을 붙인다. 염소 등과 같이 옥소음이온을 두개 보다 많이 만드는 원소에 대하여는 가장 많은 것은 접두사 과-(영문에서는 per-)를 가장 적은 것에는 차아-(영문에서는 hypo-)를 붙인다. 산소음이온이 세번째 원소로 수소를 함유할 경우에는 수소를 그 이름에 포함시킨다. 예를 들면, 산소음이온 HCO3-는 "수소탄산(hydrogen carbonate)" 이온, HSO4-는 "수소황산(hydrogen sulfate)" 이온이라고 불린다. 가장 흔한 음이온의 일부를 표 2-2에 실었다. 이 표에 나타난 이온과 그 이름을 숙지하되, 전하도 이온의 식의 중요한 부분임을 명심하여하 한다.

표 2-2 몇가지 흔한 음이온의 이름과 화학식

이온성 화합물의 조성은 전체적으로 전기적 중성이 되게 해야 한다. 즉 전체 양이온의 전하량은 정확히 전체 음이온이 전하량과 같아야 한다. 다음의 이온성 화합물의 이름과 분자식에서 이 점을 살피라.

브롬화 주석(II)(tin(II) bromide) 2+ 양이온 1개, 1- 음이온 2개 SnBr2

과망간산 칼륨(potassium permanganate) 1+ 양이온 1개, 1- 음이온 1개 KMnO4

황산 암모늄(ammonium sulfate) 1+ 양이온 2개, 2- 음이온 1개 (NH4)2SO4

이수소인산 철(II)(iron(II) dihydrgen phosphate) 2+ 양이온 1개, 1- 음이온 2개 Fe(H2PO4)2

2-3 공유 화합물과 루이스 구조

주기율표의 III족에서 V족 사이에 있는 (특별히 처음 두 주기의) 원소들은 표의 왼쪽이나 오른쪽의 원소들에 비해 이온을 이루려는 경향이 적다. 가장 단순한 탄소와 수소의 화합물인 메탄(CH4)을 살펴보자. 이 물질은 이온성 화합물과는 달리 실온에서 고체가 아니라 기체이다. 메탄을 냉각하여 고체로 만들어도 이 분자는 그 본질을 그대로 유지한다. 메탄은 물에 아주 조금 용해되지만, 이온화 되지는 않는다. 따라서 메탄을 C4-와 H+ 이온으로(또는 C4+와 H- 이온으로) 구성되어 있다고 생각하는 것은 유용하지 않다. 이는 비이온성 화합물이다.

루이스 전자점 모델은 이온성 화합물은 물론 비이온성 화합물 분자의 결합도 설명할 수 있다. 비이온성화합물에서는 전자기 한 원자에서 다른 원자로 옮겨 가지 않고, 원자들 사이에 서로 공유되어 공유 결합(covalent bond)을 만든다. 예를 들면 수소와 염소가 결합하여 공유화합물인 염화수소를 만든다. 이것은 수소원자의 전자 한개와 염소 원자의 전자 한개를 두 원자가 공유하도록 원자의 원자가전자를 재배치하는 루이스 구조(Lewis structure)를 사용하여 표시할 수 있다. 이런 전자쌍은 두 원소 기호의 사이에 배치하여 나타낸다:

루이스 구조를 그릴 때의 기본 법칙은 옥테트 법칙(octet rule)이다. 즉, 가능하다면, 공유화합물에서 전자들은 수소를 제외한 모든 주족원소에 대해 각각 여덟개의 전자(옥테트)들로 둘러 싸이도록 배치한다. 루이스 구조에서 수소는 전자가 두개이면 된다. 옥테트 법칙을 만족하는 원자는 영족 기체 껍질이 보이는 특별한 안정성을 얻게 된다. 위에서 보인 HCl의 구조에서, H 핵은 공유과정을 통하여 가까이에 두개의 원자가전자를 얻게 되고(영족기체 He과 같음), Cl은 주위에 여덟개의 원자가전자를 두게 된다(Ar과 같음). 두 원자 사이에 공유된 전자들은 각 원자의 원자가껍질을 모두 채우는 것으로 헤아린다.

공유전자 한쌍은 하나의 짧은 선(-)으로 표시할 수도 있다:

루이스 구조에서 염소 원자의 주위에 있는 비공유 전자쌍들은 고립전자쌍(lone pair)이라고 부르며, 이들은 원자간의 결합에는 기여하지 않는다. 다음에 몇가지 단순한 공유 화합물의 루이스 구조를 실었다.












루이스 구조는 분자내에서 원자들이 어떻게 연결되어 있는가를 표시하지만, 분자의 공간상에서의 기하구조를 보여주는 것은 아니다. 예를 들면, 암모니아는 평면 사각형이 아니고 피라미드 구조를 하며, 질소 원자가 꼭지에 위치한다. 그림 2-8에 공과 막대 모형으로 삼차원 구조를 보여주고있다.

어떤 분자에서는 두 원자사이에 공유되는 전자쌍이 하나보다 많아야 한다. 산소 분자에서, 각 원자는 여섯 개의 원자가전자를 가지고 있어 각 원자가 옥테트를 이루기 위해서는 두 쌍의 전자들을 공유하여 원자 사이에 이중결합(double bond)을 만든다.

같은 방식으로, N2 분자는 세개의 전자쌍을 공유하는 삼중결합(triple bond)을 가지고 있다.

탄소-탄소 결합에는 하나, 둘, 또는 세개의 전자쌍이 참여할 수 있다. 탄화수소인 에탄(C2H6)에서, 에틸렌(C2H4), 아세틸렌(C2H2)으로 가면서 단일 결합에서 삼중결합 까지를 차례로 볼 수 있다.

옥테트 상태를 이룰 때 다중결합을 이루는 원소는 거의 탄소, 질소, 산소이며 황에서도 때로는 볼 수 있다.

형식전하

동종핵(homonuclear) 이원자분자(H2 나 Cl2 와 같이 두 원자가 동일한 것)에서는 두 원자가 전자를 동일하게 공유하며, 따라서 이런 분자는 거의 이상적인 공유성을 보인다.

그러나 일산화탄소(CO)같은 분자를 살필 때에는 문제가 발생한다. 이 분자의 루이스 구조는 삼중결합을 하고 있다.

이 분자는 열개의 원자가전자(네개는 C에서, 6개는 O에서)를 사용하여 각 원자를 옥테트로 만든다. 만일 6개의 결합 전자들이 동등하게 공유 된다면, 탄소 원자는 다섯개의 원자가전자를 소유한 것이 되고(족번호보다 1개 더 많음), 산소 원자는 다섯개의 원자가전자를 소유한 것이 된다(족번호보다 1개 더 적음). 결합에서 전자들을 동등하게 공유한다면, 탄소원자는 형식적으로 전자 하나를 더 얻게 되어, -1의 형식전하(formal charge)를 띠게 되고, 산소원자는 형식적으로 전자 하나를 더 잃게 되어, +1의 형식 전하를 띠게 된다:


일산화탄소는 공유 화합물이며, 형식전하를 배당한다고 하더라도 이온성화합물로 되는 것은 아니다. 이종핵(heteronuclear) 이원자 분자의 결합에서 전자가 동등하게 공유된다는 실험에 근거한 것이 아니라 단순한 가상임을 알아야 한다. 이는 같은 분자 구조에 대해서 두개 이상의 루이스 구조가 가능할 경우에 유용하다. 이런 경우 대개는 최소의 형식전하를 가지는 구조가 분자의 결합을 가장 잘 설명할 수 있는 구조이다.

루이스 구조에서 원자의 형식전하를 계산하는 것은 매우 간단하다. 만일 원자에서 그 원자가전자를 모두 제거하면, 주기율표의 족번호와 같은 양전하를 띠게 될 것이다(VI족의 원소인 칼코겐은 6개의 원자가 전하를 가지고 있어, 이 전자들을 모두 제거하면 그 전하가 +6이 될 것이다). 이 양전하에서 루이스 구조에서 원자가 소유하는 고립 원자가전자수를 빼고, 또 결합 전자수의 절반을 빼면 된다:

형식전하 = 족번호 - 고립전자쌍의 전자수- 1/2(결합 전자쌍의 전자수)

루이스 구조 그리기

루이스 구조를 그릴 때에 분자의 "골격"(원자들이 서로 결합하고 있는 모습)은 알고 있다고 가정한다. 이런 면에서, 수소와 플루오르는 루이스 구조에서 항상 끝에 위치하여 하나의 다른 원자에만 결합한다는 것을 알면 도움이 된다. 루이스 구조를 그리는 체계적인 방법을 다음과 같이 설명할 수 있다:

1. 먼저 참여하는 원자들의 원자가전자의 합을 그들의 족번호를 사용하여 계산한다. 만일 주어진 화학종이 음이온이면, 전체전하의 절대값을 더한다; 만일 양이온이면, 전하값을 빼어 준다.

2. 원자들이 영족기체 전자껍질을 이루기 위해서는 몇개의 전자가 필요한가를 계산한다. (수소는 두개, 탄소 및 보다 무거운 원소들은 여덟개가 필요하다).

3. 2의 계산 값에서 1의 값을 뺀다. 이 값이 공유(즉 결합) 전자수이다.

4. 분자나 이온의 모든 결합에 두개(한 쌍)의 결합전자를 할당한다.

5. 결합전자가 남으면, 쌍으로 결합에 할당하여 이중 또는 삼중 결합이 되게 한다. 어떤 경우에는 이렇게 하는 여러가지 방법이 있을 수 있다. 일반적으로 이중결합은 C, N, O, S사이에만 가능하고, 삼중결합은 C나 N에 한정된다.

6. 남은 전자를 고립전자쌍으로 원자에 할당하여 수소 외의 모든 원자가 옥테트가 되도록 한다.

7. 각 원자의 형식전하를 계산하여 원자 옆에 쓴다. 형식전하의 합이 분자나 다원자이온의 전하와 일치하는가를 검토한다.

마지막 단계는 큰 전하의 분리가 생겨 바람직 하지 않은 루이스 구조를 확인할 수 있으며, 또한 부지중의 실수를 고칠 수 있다.

공명 구조

어떤 분자나 분자이온에 대하여는 두개 이상의 동등한 루이스 구조를 그릴 수 있다. 오존(O3)의 경우를 예로 보면, 다음 두개의 루이스 구조가 가능하다:

이 구조를 살펴보면 O-O 결합이 하나는 단일 결합이고 다른 하나는 이중결합이어 분자가 비대칭이라는 것을 암시한다. 실험으로 관찰되기는 두개의 O-O 결합 길이가 1.28×10-10m로 동등하며, 이는 H2O2에서의 O-O 단일결합 길이 1.49×10-10m과 O2에서의 이중결합 길이 1.21×10-10m 중간에 해당한다. 루이스 구조 그림은 실패했지만, 진짜 구조는 이 두 루이스 구조의 공명 혼성(resonance hybrid) 구조이로, 결합은 단일 결합과 이중 결합의 중간 결합이라고 설명하여 보완할 수 있다. 이는 다음과 같이 이중화살표를 사용하여 두 구조를 연결하여 나타낸다:


"공명"은 분자가 두 구조 사이를 오가며 진동하여 어느 하나가 되었다가 다른 하나가 되는 것을 의미하지는 않는다. 오히려, 참 구조는 기여하는 모든 루이스 구조들이 동시에 혼성된 구조이다. 이런 부자연스러운 설명은 결합을 제14장의 분자궤도함수로 처리하면 피할 수 있다.


옥테트 법칙의 한계

옥테트 규칙을 만족하는 루이스 구조는 보통의 압력, 온도 상태에서 어떤 형태의 분자들이 안정한가를 예견하는데 유용하다. 예로써, 물(H2O)에 대한 루이스 구조를 간단하게 다음과 같이 각 원자가 영족기체 배치를 하도록 쓴다.


이것은 OH 나 H3O에 대해서는 불가능하여, 이들이 불안정하거나 매우 반응성이 크다는 것을 암시한다. 그러나 옥테트 규칙이 만족되지 않는 몇가지 경우가 있다.

경우 1: 홀수 전자를 가진 분자

옥테트 규칙을 만족시키는 루이스 구조의 전자는 반드시 결합 전자쌍 또는 고립전자쌍의 짝수로 있어야 한다. 홀수의 전자를 가진 모든 분자는 옥테트 규칙을 만족시킬 수 없다. 대부분의 안정한 분자들은 짝수의 전자를 가지지만, 몇개는 홀수를 가진다. 한 예로 산화질소(NO)를 들 수 있다. 산화질소는 (비록 반응성이 크지만) 안정하며 대기 오염의 중요한 인자이다. 이는 전자를 11개 가지고 있으며, 최상의 전자점 구조는 다음과 같다.

여기서는 산소 원자만 영족기체 구조를 하고 있다. 산화질소의 안정성은 옥테트 규칙과 모순된다.

경우 2: 옥테트 결핍 분자

어떤 분자는 옥테트를 이루기에 충분한 전자수가 아니어도 안정하다. 예를 들면, BF3 분자를 표준 규칙대로 그리면 다음과 같다:

그러나 실험에서 BF3에 어떤 이중결합이 있다는 증거가 없다(플루오르는 결코 이중결합을 형성하지 않는다). 게다가, 플루오르에 양의 형식전하를 붙이는 것도 결코 옳지 않다. 더 바른 구조는 다음과 같다:



비록 이 루이스 구조는 붕소 원자의 옥테트 상태를 만족시키지 않지만, 적어도 모든 원자의 형식전하를 영으로 한다.

경우 3: 원자가전자 확장

삼주기 및 그 이후의 주기에 있는 원소의 화합물에 대한 루이스 구조는 점점 복잡해진다. 예를 들어, 황의 경우 몇가지 화합물에서는 손쉽게 루이스 구조를 그릴 수 있다. 예로 황화수소(H2S)는 물과 비슷한 루이스 구조를 만들 수 있다. 그러나 육플루오르화황(SF6)에서 중심 황 원소는 여섯개의 플루오르 원자와 결합하고 있다. 이는 황원자 주위에 8개 보다 많은 전자를 배치하는 원자가껍질 확장(valence shell expansion) 과정을 거치지 않고는 루이스 구조를 그릴 수 없다. 결과적으로 이것의 루이스 구조는 다음과 같이 표현한다.

여기서 외각 원자들은 옥테트를 만족하나, 중심 황원자는 총 12개의 전자를 공유하고 있다.

표준 방법으로 루이스 구조를 만들 때, 공유전자수가 실제로 결합된 원자들간의 결합전자수 보다 적으면, 이는 원자가전자 확장이 필요하다는 징조다. SF6의 예에서, 48개의 전자가 있으나 일곱개의 원자가 옥테트를 만족하려면 56개가 필요하다. 이는 56-48 = 8개의 전자, 즉 네쌍이 공유되어야 함을 의미한다. 네개의 전자쌍은 S 원자가 외각의 F 원자와 단일결합을 이루기에도 모자라는 숫자이다. 이런 경우에 여덟개 보다 많은 전자를 사용할찌라도 규칙 4(분자나 이온의 각 결합에 한 쌍의 결합전자를 할당한다)를 따른다. 규칙 5는 더 이상의 공유전자가 없기 때문에 관계가 없게 된다. 규칙 6은 다음의 새로운 규칙으로 대체한다.

6'. 외각 원자들을 옥테트가 되도록 고립전자쌍를 배당한다. 전자가 더 남으면, 이들은 모두 중심 원자에 고립전자쌍으로 배당한다.

규칙 6'은 옥테트 규칙이 중심원자에 대해서는 고집하지는 않지만, 외곽원자에 대해서는 지켜야 함을 의미한다.

2-4 산화수와 무기화합물 명명법

2-1, 2-2, 2-3 절에서 화합물에서의 전자의 공유와 이동을 설명하기 위해 주기율표와 루이스 구조를 사용하였다. 2-5절에서 이런한 화합물들의 반응 유형을 살피기에 앞서 잠시 무기화합물의 체계적인 명명법을 논의하겠다. 2-2절에서, 이온화합물의 이름은 음이온의 이름 뒤에 양이온의 이름을 붙여서 하였다(영어 명명은 그 반대임). 금속원자가 한종류 이상의 안정한 이온을 형성하는 경우에는 괄호속에 로마 숫자로 이온의 전하를 표기하였다: 철(III)은 Fe+3 이온을 나타낸다. 이 로마 숫자 표기법을 공유화합물의 경우까지 일반화할 수 있으며, 이 경우 산화수(oxidation number)로 표시한다. 산화수는 화합물의 명명에서, 반응의 유형을 분류할 때(2-5절), 그리고 화학 방정식을 완결시키는데(10-1절) 유용하게 쓰인다.

산화수

지금까지는 분자내의 한 원자에서 다른 원자로 한개 이상의 전자가 전부 이동되는가, 또는 분자내의 원자들간에 전자쌍을 동등하게 공유하느냐에 따라 "이온성"과 "공유성"의 용어를 사용하였다. 그러나 이러한 결합 방식은 실제로는 예가 드문 이상형에 불과하다. 물론 기체상태 원자에 충분한 에너지를 가하여 이온화시켜 고립된 양이온을 만들거나, 기체상태 원자가 느리게 이동하는 전자를 잡도록 하여 고립된 음이온을 만들 수는 있다. 이같은 경우에 이온들은 전자의 전하량과 숫자상으로 똑 같은 양의 전하를 띠고 있을 것이다. 그런데 만약 고립된 양이온과 음이온이 다가와서 기체상태의 이원자분자를 만들어도 100% 이온성 화합물은 아닐 것이다. NaF(g) 분자조차도 두 원자핵 주위의 전자 분포가 뒤틀려 있기 때문에 불과 88% 이온성이다. 이것을 "편극화"라고 하며, 두 이온간에 약간의 공유성 상호 작용으로 설명되기도 한다.

게다가 아주 이상적인 공유 결합 분자에도 불가피하게 약간의 이온성이 존재한다. 형식전하는 이를 인위적으로 드러내는 한가지 방법이다. 원자들이 전자를 동등하게 공유한다고 가정할 때, CO와 같은 분자에서 원자 위에 표기된 형식 전하가 있게 되고 이는 원자간의 이온성 상호작용을 주게 될 것이다. 이미 강조하였듯이, 형식전하는 실제가 아니며, 이것이 나타난다는 것은 단순한 완전공유결합이 부적절하다는 증거이며, 또한 형식전하의 차이가 크면, 분자를 루이스구조로 나타내는 것은 적합하지 않다. 형식전하가 전혀 없는 "공유" 화합물의 결합에서 조차도 이온성의 기여가 있다. 복잡한 이론과 계산에 의하여 모든 이원자 분자의 전자 밀도 지도를 얻을 수 있다. LiH(그림 2-11a) 같은 이종핵 이원자 분자의 경우에 전자 밀도를 살펴 보면 Li 원자가 약간의 알짜 양전하를 띠고 있고 수소 원자에는 알짜 음전하가 동량으로 존재하여 전하량의 균형을 이루고 있어, 분자 내에 약간의 이온성 결합이 존재함을 알 수 있다. F2(그림 2-11b) 같은 동종핵 이원자 분자에서는 어느 쪽 원자에도 평균적으로는 알짜 전하는 없으나, 이 경우에도 두 원자들이 반대 전하를 띠는 루이스 개념상의 "공명구조"가 결합에 기여하는 부분이 여전히 존재한다. 따라서 모든 공유 화합물의 결합에 "이온성"이 기여한다.

실제 전자 밀도 지도를 살펴보는 것이 어떻게 전자가 원자를 붙들고 있는가를 설명하는데 공연히 문제를 복잡하게 하는것 처럼 보일 수도 있다. 필요한 것은 분자 내의 전자밀도의 분포가 아니라 산화-환원 반응에서 어떤 분자나 이온으로부터 다른 종으로 전자들이 이동하는 것을 설명할 수 있을 만큼의 전자 분포에 대한 정보가 필요하다. 또한 동일 원소들로 이루어진 다른 이성분 화합물들을 명명하는 방법이 필요하다. 이러한 목적이라면 분자가 주로 이온성이다 또는 공유성이다 하는 분자내의 자세한 전자 분포를 알 필요는 없다. 분자의 전하량 보존의 법칙을 엄격히 지키면서 분자내의 원자에 편리하고 가상적인 전하량을 부여할 수 있으며, 이를 산화수(Oxidation number)라고 부른다. 산화수는 이온성 화합물에서 이온의 전하량과 합치하도록 정한다. 다음의 간단한 규칙을 살펴보자:

1. 중성분자에서 원자들의 산화수의 합은 0이어야 하며, 이온인 경우 산화수 합은 이온의 전하량과 같다.

2. 화합물에서 알칼리 금속 원자는 +1의 산화수를, 알칼리 토금속은 +2의 산화수를 가진다.

3. 플루오르는 화합물에서 항상 -1의 산화수를 가진다. 다른 할로겐 원소들도 화합물에서 -1의 산화수를 가진다. 단 산소나 다른 할로겐 원소와 결합하는 할로겐 원소는 예외로 양의 산화수를 가질 수 있다.

4. 수소는 화합물에서 +1의 산화수를 가지나, LiH 같은 금속 수소화물의 경우에는 규칙 2가 우선이므로 수소는 -1의 산화수를 가진다.

5. 산소는 화합물에서 -2의 산화수를 가진다. 그러나 두가지 예외가 있는데 플루오르와의 화합물에서는 규칙 3이 우선이고, O-O결합을 갖는 화합물에서는 규칙 2와 4가 우선이다. 그래서 OF2에서 산소는 +2의 산화수를 가지고; H2O2나 Na2O2 같은 과산화물에서는 -1의 산화수를 가진다. KO2 같은 초과산화물에서는 -1/2의 산화수를 가진다.

규칙 1이 전하량 보존의 법칙과 연관되어 있으므로 가장 기본이 된다. 화학반응에서도 전체 전자수는 일정하게 유지되어야 한다는 것은 필수적이다. 또한 규칙 1에 의하면 중성원자들의 산화수는 모두 0이어야 한다. 규칙 2에서 5까지는 이온성화합물에서 산화수는 이온의 전하량과 동일해야 한다는 원리를 기초로 한 것이다. 흔하지는 않지만 분수의 산화수가 가능하며, 그래야만 이러한 규칙과도 일치될 수 있음을 주목하라.

앞의 규칙에 따라 많은 수의 화합물에서 원자의 산화수를 표시할 수 있다. 규칙2에서 5와 주어진 예외의 경우까지 잘 고려하여 규칙 1이 항상 만족되도록 산화수를 표시할 수 있다. 규칙 1은 자유 이온 뿐아니라 이온성 고체를 형성하는 성분에도 적용됨에 주목하라. 염소의 산화수는 Cl- 자유 이온에서나 이온성 고체인 AgCl, 및 공유성 CH3Cl에서도 -1이다. 자주 쓰이는 이온 (특히 분자 이온)과 그 전체 전하량을 알아 두는 것은 유용하다. 자주 쓰이는 음이온들의 화학식과 이름이 표 2-2에 실려 있다. 표를 자세히 살펴보면 여러 원소들이 서로 다른 화합물들에서 다른 산화수를 가진다는 것을 알 수 있다. Ag2S에서 황은 황화 이온(S2-)으로 산화수 -2이나, Ag2SO4 에서는 황산염 이온(SO42-)의 일부로서 규칙 1을 만족시키려면 산화수 +6을 가진다.

(황의 산화수)+[4X(산소의 산화수)] = 이온의 총전하량

+6 + [4(-2)] = -2

원자의 산화수를 나타내는 편리한 방법은 화합물의 화학식에서 그 원소의 상단에 산화수를 쓰는 것이다.

+1-2 +1-1 0 +6-2

N2O LiH O2 SO42-

산화수를 2-3절에서 다룬 형식 전하와 혼동해서는 안된다. 특정한 목적을 위해 임의의 규칙에 의해 분자식에 기호에 표기한다는 점에 있어서 서로 비슷하다고 여길 수 있으나 그 목적이 다르다. 형식전하는 오직 루이스구조와 연관되어 사용된다. 산화수는 명명법과 산화-환원 반응의 확인, 주기율표상에서 화학 반응성의 경향을 설명할 때 사용된다. 흔히 산화수는 원자의 실제 전하와 동일하지 않다. 예컨데, KMnO4나 Mn2O7 에서 Mn은 +7 의 산화수를 가지나, 실제 알짜 전하량은 이보다 훨씬 작다. 대개 산화상태가 높으면 화합물에서 공유성이 많다는 것을 뜻한다. 낮은 산화상태(그림 2-12)의 망간은 이온성이 더 많다.

그림 2-13은 주족원소들의 가장 흔한 산화상태를 보여준다. 대각선은 이들 원소들이 닫힌 전자옥테트를 이룰때 안정함을 의미한다. 예를 들어 황의 산화상태가 +6이나 -2임은 전자를 잃거나 얻어 영족기체의 옥테트를 이룸을 말한다. 옥테트에 기초한 루이스 구조는 전이원소의 화합물에는 유용하지 않다. 전이원소에 대해서는 16장에서 더 설명하겠다.

이성분 공유 화합물 명명법

비이온성(공유) 화합물을 어떻게 명명해야 할까? 한 쌍의 원소가 단지 하나의 화합물만 형성하면, 화학식에 두번째 원소에 어미 "-화"를 붙인 다음 먼저 나타나는 원소명을 쓴다. (영어 명명법에서는 먼저 나타나는 원소명을 먼저 쓰고 두번째 원소명의 어근에 어미 "-ide"를 붙인다.) 이는 이온성화합물의 명명법과 비슷하다. NaBr을 브롬화나트륨이라고 하듯이 공유화합물도 다음과 같이 명명한다.

HBr 브롬화수소(hydrogen bromide ) H2S 황화수소(hydrogen sulfide)

BeCl2 염화베릴륨(beryllium chloride) BN 질소화붕소(boron nitride)

다수의 비계통적 이름은 계속 사용되고 있다(아무리 엄격한 화학자라도 물을 "산화수소" 라고는 않는다!). 이런 것에는 다음과 같은 것들이 있다.

H2O 물(water) PH3 포스핀(phosphine)

NH3 암모니아(ammonia) AsH3 아르신(arsine)

N2H4 히드라진(hydrazine) COCl2 포스겐phosgene)

만일 한쌍의 원소가 둘 이상의 화합물을 형성한다면 다음의 두 방법으로 그들을 구별한다.

1. 화합물의 분자식에 각 원소의 원자수를 그리스어의 접두어(표 2-4)로 나타낸다(디(di-)는 이, 트리(tri-)는 삼, 등으로). 화합물이 분자식이 명확치 않은 고체이면 실험식을 이와 같이 명명한다. 일(모노-)의 접두어는 일산화탄소의 경우만 제외하고 생략된다.

2. 화학식의 처음 원소의 산화수를 로마 숫자로 괄호안에 넣어 그 원소의 이름 다음에 표시한다.

위의 두가지 방법을 질소 산화물에 적용시키면 다음과 같다.

N2O 산화이질소(dinitrogen oxide) 산화질소(I)(nitrogen(I) oxide)

NO 산화질소(nitrogen oxide) 산화질소(II) (nitrogen(II) oxide)

N2O3 삼산화이질소(dinitrogen trioxide) 산화질소 (III)(nitrogen(III) oxide)

N2O4 사산화이질소(dinitrogen tetroxide) 산화질소 (IV)(nitrogen(IV) oxide)

N2O5 오산화이질소(dinitrogen pentoxide) 산화질소 (V) (nitrogen(V) oxide)

처음 방법이 둘째 방법보다 약간의 장점이 있으며 특히 NO2 와 N2O4를 구별할 때 두번째 명명법으로는 둘다 산화질소(IV)이다. 이들 중 두 산화물은 자주 쓰이는 비계통명이 있다: N2O는 아산화질소(nitrous oxide)라고도 부르고, NO는 산화질소(nitric oxide)라고도 한다.

2-5 무기화학반응

화학의 심장부는 화학반응으로, 이는 물질을 조합하여 성질이 매우 다른 물질들로 전환하는 과정이다. 부드럽고 은빛나는 나트륨 금속과 독성인 황록색 기체인 염소를 식품을 보존하고 맛을 드리우는 데 쓰이는 높은 녹는점의 염화나트륨의 결정성 고체로 만드는 것이 화학이다(그림 2-14). 이 절에서는 몇가지 중요한 화학반응을 논하고 또 분류할 것이다. 전자 이동과 전자 공유의 개념(이 장의 앞부분에서 루이스 구조와 산화수와 연관되어 전개되었다)은 일어날 수 있는 반응의 종류를 기술하는 데에 유용함을 알게 될 것이다.

용해와 침전반응

황산칼륨은 이온성 고체이며 25 ℃의 물에서 그 용해도가 120 gL-1 이다. 그 용액이 전기를 잘 전도하기 때문에, K2SO4강전해질(strong electrolyte)이라고 한다. 수용액은 전기장을 걸어줄 때 이동할 수 있는 이온들(이 경우에는 K+와 SO42-)을 담고 있다(그림 2-13). 이런 용해반응(dissolution reaction)에 대한 화학반응식은 다음과 같이 쓴다.

K2SO4(s) → 2 K+- (aq) + SO42- (aq)

여기서 (s)는 고체(solid)를 의미하고 (aq)는 수용액(aqueous), 즉 이온이 용액에서 물로 둘러 싸여 있음을 나타낸다. (다른 용매도 사용할 수 있으나, 여기에서는 물에 관하여서만 다루겠다.) 화합물에 따라 물에 용해되는 양이 다르다. 25℃의 물에서 황산바륨은 다음 반응과 같이 아주 소량(0.0025gL-1)이 용해된다.

BaSO4(s) → Ba2+(aq) + SO42-(aq)

이온성 화합물의 용해도 차이를 제 7장에서 좀 더 집중적으로 연구할 것이다.

황산바륨의 극히 작은 용해도는 다량의 바륨 이온 수용액을 황산이온 수용액과 섞었을 때 위 반응의 역반응이 진행되어 고체 황산바륨이 생성될 것임을 암시한다. 물론 비이커에 하나의 전하만을 가지는 용액을 만드는 것은 불가능하다. 총 전하량은 중성이 되어야 하므로 반대 전하을 갖는 제2의 이온이 있어야 한다. 예로써 물에 가용성인 BaCl2 같은 바륨화합물의 수용액을 한쪽 비이커에 만들고 K2SO4같은 황산염화합물의 수용액을 다른 비이커에 만들 수 있다. 이 두 용액을 섞으면(그림 2-16) 다음 반응식에 의해 고체인 황산바륨이 생성될 것이다.

Ba2+(aq) + SO42-(aq) → BaSO4(s)

이를 침전 반응(precipitation reaction)이라 한다.

이런 침전반응을 다음과 같이 쓰기도 한다.

BaCl2(aq) + K2SO4(aq) → BaSO4(s) + 2KCl(aq)

이는 이온의 교환을 의미하며 두 음이온의 자리도 서로 바꾸었다. 그러나 이는 약간의 오해를 일으킬 수 있는데, 왜냐하면 BaCl2, K2SO4, KCl은 수용액에서 모두 해리되기 때문이다. 이를 다음과 같이 쓰면 더 바른 표현이다.

Ba2+(aq) + 2Cl-(aq) + 2K+(aq) + SO42-(aq)

BaSO4 + 2K+(aq) + 2Cl-(aq)

위식에서 칼륨이온과 염소이온은 식 양쪽에 나타난다. 이를 구경꾼 이온(spectator ions)이라 하며 이들은 화학반응에서 직접적으로 관여되지는 않고 전하의 중성만을 유지한다. 균형된 화학 방정식에서 이런 구경꾼 이온을 제거하면 아래식의 알짜 이온 방정식(net ionic equation)으로 간단해진다.

Ba2+(aq) + SO42-(aq) → BaSO4(s)

알짜 이온 방정식에는 실제로 반응에 참여하는 이온이나 분자들만 나타난다.

용해 및 침전반응에서 이온들은 그 본질성을 유지하고 특히, 그 산화수의 변화는 없다. 고체에서 다른 이온들로 둘러싸여 있던 이온들이, 단순히 위치를 바꾸어 용액 중에서 용매 분자들로 둘러싸인 새로운 위치로 교환되거나, 그 역과정을 겪게 된다.

산-염기 반응

산과 염기는 오래전부터 특성이 알려져 왔다. 산(라틴어 acidus, 날카롭다)은 자극성 있는 신맛으로 초산(CH3COOH, 식초의 주성분)이 그 예가 되며, 식물의 회분에서 나오는 염기는 쓴맛을 가지며 산의 효과를 중화한다. 많은 산들이 산소를 가지고 있는데 질산(HNO3), 황산(H2SO4), 아세트산(CH3COOH) 등이 그 예이다. 라부아제 시대에는 산에서 산소는 필수적인 원소라고 생각되었으나 1810년 영국의 화학자 데이뷔(Humphrey Davy)가 염산을 분석하고 나서야 산소가 필수원소가 아님이 밝혀졌다. 그 이후로는 산의 성질에 있어서 수소의 역할이 강조되어 왔다. 표 2-4에는 여러가지 중요한 산의 이름과 화학식이 수록되어 있다.

산과 염기는 물 이외의 다른 용매에도 용해될 수 있지만 우리는 논의를 수용액으로 한정하겠다. 순수한 물에서는 소량이지만 H+(수소이온) 과 OH-(수산화이온)이 같은 양으로 존재한다.2 이것은 물의 부분적인 이온화에 기인 된다.

H2O(l) → H+(aq) + OH-(aq)

여기서 (l)은 액체상태를 나타내며, 고체는 (s)를 사용한 것과 마찬가지이며, 기체에 대해서는 (g)를 사용할 것이다. 스웨덴의 화학자 아레니우스(Svante Arrhenius)의 연구 결과에 따라, (acid)은 물에 용해하여, 순수한 물에 존재하는 수소이온의 양보다 더 많은 수소이온 양이 되도록 수소이온 농도를 증가시키는 물질로 정의한다.

HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq)

염기(base)물에 용해할 때 순수한 물에 존재하는 OH- 의 양보다 더 많은 OH- 의 양을 증가시키는 물질로 정의한다. 수산화나트륨은 다음 반응과 같이 물에 아주 잘 용해하며 강한 염기이다.

NaOH (s) → Na+(aq) + OH-(aq)

암모니아는 물과 반응하여 생성된 반응물로 또다른 염기임을 알 수 있다.

NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq)

2제 6장에서 더 자세히 살피겠지만, 수용액에서의 수소이온은 물 분자에 의해 단단히 결합되어 있어, 히드로늄 이온(H3O+(aq))이 더 바른 표현이다. 당분간 더 간단한 표현인 H+(aq)를 쓰겠다.

표 2-5 주요산의 이름

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이성분산 Oxoacids 유기산

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HF, hydrofluoric acid(플루오르산) HClO4, perchloric acid (과염소산) HCOOH, formic acid (포름산)

HCl, hydrochloric acid(염산) HClO3, chloric acid (염소산) CH3COOH, acetic acid (초산)

HCN, hydrocyanic acid (시안산) HClO2, chlorous acid (아염소산) C6H5COOH, benzoic acid (벤조산)

H2S, hydrosulfuric acid HClO, hypochlorous acid (차아염소산) HOOC-COOH, oxalic acid (옥살산)

H2SO4, sulfuric acid (황산)

H2SO3, sulfurous acid (아황산)

HNO3, nitric acid (질산)

HNO2, nitrous acid (아질산)

H3PO4, phosphoric acid (인산)

H2CO3, carbonic acid (탄산)

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세 원소를 포함하나 이성분으로 명명된다.

산 용액과 염기성 용액이 섞이면 중화반응(neutralization reaction)이 일어난다.

H+(aq) + OH (aq) → H2O(l)

이것은 앞서 논의 했던 물의 이온화반응의 역반응이다. 만일 구경꾼 이온을 방정식에 대입하면 식을 다음과 같이 쓸 수 있는데 물 외에 염이 생성물임을 알 수 있다.

HCl + NaOH → H2O + NaCl

산 염기 물 염

그러나 일반적으로는 구경꾼 이온을 제외하고 반응을 일으키는 이온만 드러내게 표시하는 것이 바람직하다.

루이스 구조 모델은 산-염기 반응을 좀더 일반적으로 기술하는데 사용할 수 있다. 고립전자쌍을 줄 수 있는 모든 화학종을 루이스 염기(Lewis base)라고 하고, 또 그 전자쌍을 받는 모든 화학종을 루이스 산(Lewis acid)이라 한다. 지금까지 살펴본 아레니우스 산과 염기는 위의 설명에 부합된다(예컨데 루이스 산인 H+ 는 전자쌍주개인 NH3, OH- 와 같은 루이스 염기로 부터 전자 받개 역할을 한다). 수소이온이 관여되지 않는 기타 반응들도 루이스 산-염기 반응으로 고려할 수 있다. 그 예가 전자가 풍부한 NH3와 전자가 부족한 BF3 반응이다.

위의 반응에서 암모니아는 루이스 염기로 전자받게, 즉 루이스산인 BF3에 고립전자쌍을 제공한다. 이 때 형성되는 결합은 루이스 염기의 고립 전자쌍이 일방적으로 제공되어 형성되는 배위공유결합(coordinate covalent bond)이다.

붕소나 알루미늄등의 III족 원소들이 이루는 옥테트-결핍 화합물들은 배위공유결합을 이루어 부족했던 전자를 8개의 옥테트로 채울 수 있으므로 III족 원소 화합물들은 강한 루이스산으로 작용할 수 있다. V족-VII족 원자나 이온들은 루이스 염기로 작용할 수 있는 고립전자쌍을 가지고 있다. 원자번호가 큰 주족원소들은 원자가껍질 확장으로 루이스 산으로 작용할 수 있다. 이러한 원소들의 화합물에서는 중심원자가 8개 이상의 전자까지도 수용하여 추가로 전자쌍을 받아들인다. 예컨데 SnCl4는 염소이온으로 부터 고립전자쌍을 받아들여 루이스 산으로 행동한다.

SnCl4(l) + 2Cl(aq) → [SnCl6]2-(aq)

반응후에 주석 원자는 8개가 아닌 12개의 원자가전자로 둘러싸이게 된다.

용해나 침전반응과 마찬가지로 산-염기 반응도 산화수에는 변화가 없다. 그러나 루이스 산이 루이스 염기의 고립전자쌍을 끌어당겨 공유결합을 형성할 때, 전자의 공유에 대한 변화가 일어나며, 이 점에서 이들은 서로 다르다.

산화-환원 반응

우리가 살필 세번째 반응 형태는, 반응에 참여한 물질의 산화 상태가 변화되는 것으로, 이런 반응을 산화-환원 반응(oxidation-reduction reaction 또는 redox 반응)이라고 한다. 대표적인 산화-환원반응은 마그네슘과 산소의 반응이다(그림 2-17). 이 반응이 완성되면 산화마그네슘이 생성되며 반응식은 다음과 같다.

2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)

마그네슘은 이 과정에서 산화(oxidation)된다: 마그네슘은 전자를 내놓고 산화수 0(원소 Mg)에서 산화수 +2(MgO)로 증가한다. 이 때 전자를 받는 두번째 종이 꼭 있어야 하며, 이런 두번째 종은 환원(reduction) 되었다고 한다. 이 경우에는 산소가 환원되며, 그 산화수가 0에서 -2로 감소한다. 전자의 이동을 화살표로 나타내면 다음과 같다.

o o +2 -2

2Mg + O2 → 2MgO

↙ ↖

2x2e- = 2x2e-

화살표의 방향은 전자를 내놓는 산화물질로부터는 멀어지는 쪽이며 전자를 받는 환원종은 화할표가 그 자신 쪽으로 향하도록 표시한다. 아래 부분의 방정식은 마그네슘이 잃은 전자수 만큼 산소가 얻도록 쓴다.

( 2개의 Mg원자 ) x ( 2 전자/Mg원자) =

( 2개의 산소원자/화학식) x (2개의 전자/산소원자)

원래 "산화"라는 말은 산소와의 반응을 의미하였으나, 지금은 일반화되어서 산소가 반응에 관여하지 않아도 반응과정에서 산화수가 증가하는 모든 반응을 지칭할 때 사용된다. 예로써 칼슘과 염소가 반응하여 염화칼슘이 되는데 염소는 환원되었고 칼슘은 산화되었다고 한다

o o +2 -1

Ca(s) + Cl2(g) → CaCl2

2e- 2x1e-

산화-환원 반응은 현대의 생활에서 가장 중요한 화학분야이다. 열과 동력을 얻는 석탄, 천연가스 및 가솔린의 연소는 산화-환원 반응의 예이며 철과 알루미늄의 산화물 광속으로 부터 금속을 얻거나 황, 공기 및 물로부터 황산을 얻는 것도 마찬가지이다. 이 책을 통하여 이러한 여러 반응을 다루게 될 것이다. 제 10장에서 다루게 될 전기화학전지의 산화-환원반응도 한 예이다.

2-6 수소화물과 산화물 화학

원소의 수소화물과 산화물의 물리적 화학적 성질은 주기율표를 따라 체계적으로 달라진다. 이 화합물들이 수행하는 반응들을 살펴보면 2-5절에서 설명된 화학반응의 종류에 대해 도움이 될 것이다.

수소화물의 화학

산의 성질에 있어서의 수소의 역할은 이미 설명된 바 있다. 수소를 함유하는 모든 이성분 화합물을 모두 산이라고 결론지을 수 있을까? 절대 그렇지 않다. 주기율표를 따라 수소화물은 퍽 다양한 현상을 보인다.

수소가 알칼리금속 또는 더 무거운 알칼리토금속과 결합하면 소금꼴 수소화물이 생성된다. 고온 고압에서 수소가 액체 나트륨과 반응하여 수소화나트륨이 생성되는 다음 반응을 예로 들 수 있다.

2Na(l) + H2(g) → 2NaH(s)

소금꼴 수소화물은 금속 양이온과 음전하를 띤 H- 이온으로 구성된 이온성 고체이다. 수소화나트륨은 백색 결정형 고체로 외견상으로는 염화나트륨과 비슷하나 화학적 성질은 매우 다르다. 수소화 나트륨은 물과 격렬하게 반응하게 반응하여 수소와 염기성 용액을 만든다. 수소화칼슘과 물을 반응시켜 실험실에서 편리하게 수소를 얻을 수 있다(그림 2-18):

CaH2(s) + 2H2O(l) → 2H2(g) + Ca2+(g) + 2OH-(aq)

위에서 본바와 같이 소금꼴 수소화물은 물과 반응하면 수산화 이온을 내므로 강염기이다.

고온에서 수소는 III족에서 VII족 사이의 대부분의 비금속 원소와 반응하여 이성분 공유화합물을 형성한다. 예를 들어 기체상태의 수소와 질소의 혼합물은 고온에서 반응하여 암모니아를 생성한다.

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

대분분의 공유수소화물을 루이스 구조로 살펴보면 각 수소원자는 두개의 전자를 공유하여 비활성 기체 헬륨의 전자 배치와 비슷하게 된다. 루이스 모형으로 설명이 불가능한 파격적인 예외는 수소화 붕소에서 볼 수 있는데, 이의 가장 간단한 형태는 B2H6(그림 2-19)이다. 이 분자에서 수소원자 두개는 다리 결합을 이루는데, 이는 전자 두개를 원자 세개가 공유하는 것이다. 여기서 원자 세개란 붕소 원자 두개와 다리를 이루는 수소원자 하나를 말한다. 더 복잡한 보란류(boranes)도 알려져 있으며, 그 중 아주 복잡한 것은 바구니 모양 혹은 둥지 모양의 구조를 이루기도 한다.

수소의 공유화합물들은 산성일 수도, 염기성일 수도, 또는 둘 다 아닐 수도 있다. V족에서 VII족의 원소들과의 수소화물은 수소 이온 뿐아나라 고립전자쌍도 가지게 되므로 원칙적으로 산으로도, 염기로도 행동할 수 있다. 이미 본 바와 같이 할로겐화수소는 산이고, 암모니아는 염기이다. 물 자체도 반응에 따라 염기로도, 산으로도 작용하여 양쪽성(amphoteric)이라고 한다.포스핀(PH3)과, CH4 등의 탄화수소화물, 및 IV족과 V족의 무거운 원소의 수소화물들은 물에 오직 소량 용해되어 산성이나 염기성을 별로 나타내지 않는다. 수소화붕소는 물과 반응하여 약산성인 붕산(그림 2-20, B(OH)3)을 만든다.

B2H6(g) + 6H2O(l) → 2B(OH)3(aq) + 6H2(g)

붕산은 H2SO4나 대부분의 다른 산소산처럼 직접 이온화되어 산성을 띠는 것이 아니라,

H2SO4(aq) → H+(aq) + HSO4-(aq)

물에서 OH- 이온을 취함으로써 산성을 띠도록 한다.

B(OH)3(aq) + H2O(l) → B(OH)4-(aq) + H+(aq)

용액내의 H+ 양을 증가시키는 알짜 효과는 같으나 그 메카니즘은 사뭇 다르다. 붕산과 물의 반응은 루이스 산-염기 반응의 좋은 예가 되는데, 루이스 산인 B(OH)3가 루이스 염기인 OH-와 배위 공유결합을 이룬다.

산화물의 화학

수소화물처럼 산소의 이성분화합물들도 화학적 성질에서 사뭇 차이가 많다. Na2O 같은 알칼리금속 산화물과 CaO같은 알칼리토금속 산화물은 금속이온과 O2- 이온으로 이루어진 이온화합물이다. 베릴륨에서 스트론튬까지의 알칼리토금속과 리튬은 다음 반응처럼 예상할 수 있는 산화물을 형성한다.

4Li(s) + O2(g) → 2Li2O(s)

그러나 나트륨과 바륨은 더욱 많은 산소를 취하여 과산화물(peroxide)인 Na2O2와 BaO2를 형성하기도 한다.

Ba(s) + O2(g) → BaO2(s)

칼륨, 루비듐, 세슘은 나트륨보다 더욱 활성이 커서 초과산화물(superoxide)인 KO2, RbO2, CsO2 를 형성한다.

K(s) + O2(g) → KO2(s)

과산화물이나 초과산화물을 형성하는 금속의 산화물은 그들 금속의 탄산염을 가열하여 분해시켜 얻을 수 있다.

Na2CO3(s) → Na2O(s) + CO2(g)

산화물, 과산화물, 초과산화물의 물과의 반응 유형은 서로 다르다. 물에 가용성인 산화물은 물과 반응하여 강한 염기성 용액을 이룬다.

Na2O(s) + H2O( ) → 2Na+(aq) + 2OH-(aq)

MgO처럼 덜 가용성인 산화물은 오직 제한된 양만큼 용해된다. 그래도 이것은 여전히 염기이며, 산성용액에서 쉽게 용해된다.

MgO(s) + 2H+(aq) → Mg+(aq) + H2O(l)

과산화물은 물과 반응하여 역시 염기성 용액을 이루는데 이 때 과산화 수소가 생성물로 나오게 된다.

Na2O2(s) + 2H2O(l) → 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2O2(aq)

초과산화물은 물과 반응하면 산소, 수산화 이온, 과산화수소를 내놓는다.

2KO2(s) + 2H2O(l) → 2K+(aq) + 2OH-(aq) + H2O2(aq) + O2(g)

이 화합물들과 이산화탄소와의 반응 역시 아주 흥미롭다. I족과 II족 원소 산화물은 다음 반응에서처럼 탄산염을 형성한다.

CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s)

과산화물과 초과산화물 역시 이산화탄소와 반응하여 탄산염을 이루고 추가로 산소를 방출한다.

2Na2O2(s) + 2CO2(g) → 2Na2CO3(s) + O2(g)

4KO2(s) + 2CO2(g) → 2K2CO3(s) + 3O2(g)

위의 두 반응은 특별이 소방수와 잠수함과 우주선의 선원들을 위한 보조 호흡기 에 이용된다. 첫째 반응에서 숨을 내쉴 때 배출되는 CO2 두 부피에 대해여 산소 한 부피 만큼이 재생된다. 초과산화물의 경우에는 내쉬는 CO2 두 부피에 대하여 세부피 만큼의 O2가 재생되므로 훨씬 더 효율적이다.

비금속은 산소와의 연소하여(그림 2-21) 공유성과 이온성의 중간 성격을 띠는 산화물을 형성한다. 대부분의 경우에 여러 산화수를 가진다. 예컨데 산소가 불충분한 상태에서 탄소가 연소시 CO가 생성되고 CO2는 산소가 충분할 때 생성된다. 염소는 최소한 6종류의 산화물이, 질소도 6종류의 산화물이 존재한다.

많은 이성분 산화물은 산과 염기의 탈수로부터 얻어지는 산과 염기의 무수물로 고려될 수 있다. 산소산에서 산화물만 남을 때까지 물을 제거하면 산무수물(acid anhydride)이 얻어진다. 예컨대 CO2는 탄산(H2CO3)의 무수물이다.


대부분의 비금속 산화물은 산무수물로서 과량의 물과 반응하면 산성용액을 이룬다. 그 예는 다음과 같다.

N2O5(s) + H2O(l) → 2HNO(Aq) → 2H+(aq) + 2NO3-(aq)

SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq) → H+(aq) + HSO4-(aq)

실리카(SiO2)는 매우 약산인 H2SiO3의 산무수물이다. H2SiO3는 젤리형 물질로서 물에는 불용성이나, 강염기 수용액에서는 잘 용해한다.

H2SiO3(s) + 2OH-(aq) → SiO32-(aq) + 2H2O(l)

I족과 II족 금속원소 산화물은 그들 원소의 수산화물로부터 물을 제거하여 얻어지는 염기무수물(base anhydrides)이다. 산화칼슘(CaO)는 수산화 칼슘(Ca(OH)2)의 염기무수물이다. Ca(OH)2에서 물을 제거하는 것은 산화물에 물을 첨가하는 반응의 역반응이다.

CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)

Ca(OH)2(s) → CaO(s) + H2O(l)

NaOH의 염기무수물은 Na2O이다. 주기율표에서 중간족에 해당하는 III-V족 금속산화물들은 이온성과 공유성 성질의 중간에 놓이게 되며 자주 양쪽성을 나타낸다. 산화알루미늄(Al2O3)을 그 예로 볼 수 있겠는 데 물에는 소량 용해하나 산이나 염기에는 훨씬 잘 용해된다.

염기로 작용시 : Al2O3(s) + 6H+(aq) → 2Al3+(aq) + 3H2O(l)

산으로 작용시 : Al2O3(s) + 2OH-(aq) + 3H2O(l) →2Al(OH)4-(aq)

주기율표에서 주족 원소 산화물들의 산-염기 작용을 그림 2-19에 정리하였다.

산소산과 수산화물은 수용액에서 H+(aq)나 OH-(aq)을 방출하기 때문에 아레니우스 산과 염기로 여겨지는데 반하여 산 무수물과 염기무수물은 이 분류에 속하지 않는다. 이는 H+ 나 OH- 를 가지고 있지 않기 때문이다. 그러나 루이스 개념에 의하면 산무수물은 전자쌍을 수용하므로 여전히 산이고 염기무수물은 그들의 O2-이온이 전자쌍을 제공하기 때문에 염기이다. 따라서 산무수물과 염기무수물의 반응은 루이스 산-염기 반응이다. 다음이 그 예로서

CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s)

루이스 염기인 CaO가 산소에 있는 고립전자쌍 중 한 쌍을 루이스 산인 CO2에게 제공하여 배위공유결합을 이루어 CO32-이온을 형성한다. 다른 산-염기 무수물 짝에 대하여도 유사한 루이스 산-염기 반응을 적어 볼 수 있을 것이다. 예컨대 삼산화황(SO3)이 금속산화물과 반응하면 황산염을 이룬다.

MgO(s) + SO3(g) → MgSO4(s)

이러한 반응들은 산화수에는 변화가 없으므로 산화-환원 반응이 아님을 상기하라. 이들은 또한 용해반응, 침전반응도, 아레니우스 개념으로 본 산-염기 반응도 분명 아니다. 그렇지만 루이스 개념으로 본 산-염기 반응으로 분류될 수 있음을 명심해야 한다.


Last Update:98/7/2 
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