9월 6일 강의 자료

[spectro]

제 2 장 기초 화학 이론

2. 1 물질

물질은 순물질과 혼합물로 나누어진다. 순물질은 성분이 하나이며 구성이 일정하다. 혼합물은 둘 이상의 성분으로 되어 있으며 구성이 변한다. 물 (H2O), 염화소듐 (NaCl), 순금(Au)은 순물질이며 염화나트륨이 물에 녹으면 혼합물이 되므로 두 물질의 비를 다양하게 할 수 있다. 순물질은 단체와 화합물로 나누어진다. 단체는 하나의 원소로 이루어져 있고 화합물은 둘 이상의 원소들이 일정한 비로 결합하여 이루어진 물질이다. 수소 (H2), 산소 (O2), 디아아몬드 (C), 순금 (Au), 염소 (Cl2) 등은 단체이며 물 (H2O), 염화소듐 (NaCl), 이산화탄소 (CO2) 등은 화합물이다.

2. 2 원자의 구조

원자는 화학결합을 할 수 있는 원소의 기본단위이다. 돌턴은 원자를 매우 작고 더 이상 나눌 수 없는 것으로 생각하였다. 그러나 그 후에 이루어진 일련의 연구를 통해 원자에 내부 구조가 있다는 것이 밝혀졌다. 즉 원자는 전자, 양성자 및 중성자로 구성됨을 발견하였다.

2. 2. 1 전자

기체 방전관에 전류를 통하면 빛을 방출하며 기체의 압력이 감소함에 따라 양극 (+) 쪽으로 어두운 띠가 흐르는 것이 관찰되었다. 충분히 낮은 압력에서는 빛이 방출되지 않지만 전류는 계속 흘렀다. 진공 속에서 전류를 운반하는 물체는 미지의 존재였다. 왜냐하면 기체가 없어지면 기체분자에서 전하운반체가 나올 수 없기 때문이다. 미지의 전하운반체는 음극에서 나왔으므로 음극선이라고 불리어졌다. 미지의 존재인 음극선을 사용한 실험에서 음극선이 유리관 내벽을 때리면 밝은 빛이 방출되며 유리관 속에 있는 금속 박편을 가열하여 백색광이 발생할 수 있을 정도로 많은 에너지를 가지고 있었다. 또한 이들은 음전하를 이동시켰으며 전기장이나 자기장에 의하여 진행경로가 휘어졌다.

음극선의 성질에 대한 논란은 1897년 캠브리지 대학의 캐번디시 연구실의 톰슨이 음극선이 음전하를 가지고 있는 입자들이라는 사실을 증명함으로서 해결되었다. 그는 자기장에 의해 휘어진 음극선의 진행 경로를 전기장으로 보정할 수 있는 장치를 만들어 전기장과 자기장의 세기를 조절하여 음극선이 휘지 않게 하여 음극선이 질량을 가지는 입자임을 밝혔으며 입자 (즉 전자)의 전하/질량비를 측정하였다. 현재 알려진 전자의 전하/질량 비 (e/me)는 1.7588196×1011 C/kg 이다.

전자의 질량과 전하는 1909년 밀리컨과 플레처에 의해 측정되었다. 그들은 현미경을 이용하여 전하를 띤 작은 기름방울의 운동을 관찰하였다. 기름방울들은 중력과 공기의 저항에 의하여 일정한 속도로 떨어진다. 이 때 수직방향으로 전기장을 걸어주면 기름방울이 공기 중에 떠있게 된다. 그들은 전기장이 있는 경우와 없는 경우의 기름방울의 낙하속도를 측정하여 중력가속도, 공기의 점도, 기름의 밀도에서 기름방울 하나의 전하량을 계산하였다. 계산된 전하는 항상 기본전하의 정수배를 나타내었으며 이 기본전하가 바로 전자 하나의 전하라고 생각하였다. 이 들이 구한 전하의 크기는 1.59×10-19C 으로 현재 알려진 값과 매우 잘 일치한다.

e = 1.6021773 × 10-19C

e와 e/me값으로부터 전자의 질량이 얻어진다.

me = 9.109390 ×10-31kg

2. 2. 2 양성자와 핵

1900년대 초까지 원자는 전자를 포함하며 전기적으로 중성이라는 성질이 밝혀졌다. 전기적으로 중성을 유지하려면 원자에 있는 양전하와 음전하의 양이 같아야한다. 이 사실을 바탕으로 톰슨은 원자가 균일하며 내부에 전자를 품고 있는 양전기를 가진 공과 같은 입자로 생각하였으며 수년간 인정을 받아왔다. 캠브리지 대학에서 톰슨의 지도를 받았던 러더퍼드는 1910년에 α 입자를 이용하여 원자의 구조를 밝히려고 하였다. 그는 동료인 가이거와 학부생인 마스덴과 함께 방사능 원소에서 방출되는 α 입자를 매우 얇은 금박과 다른 금속박에 입사하여 일련의 실험을 진행하였다. 이 실험에서 그들은 대부분의 α 입자가 휘어지지 않거나 또는 단지 조금 휘어지면서 막을 통과하는 것을 관찰할 수 있었으며 때때로 α 입자가 큰 각도로 휘어지며 몇몇 예에서는 α 입자가 입사된 방향으로부터 다시 튀겨 되돌아오기도 하였는데 이는 매우 놀라운 발견이었다. 왜냐하면 톰슨의 모델에 의하면 원자의 양전하가 퍼져 있으므로 양전하를 가진 α 입자는 거의 휘어지지 않고 통과할 것으로 예측되었기 때문이었다. 그들은 이 실험결과를 설명하기 위해 원자의 대부분은 비어 있다고 제안함으로써 원자구조에 대한 새로운 모델을 제시하였다. 이 구조는 대부분의 α 입자가 거의 또는 전혀 휘어지지 않고 금박을 통과한다는 사실과 잘 부합하였다. 또한 원자의 양전하는 원자의 중심부분에 모여 있는 핵에 모두 집중되어 있다고 제안되었다. 산란실험에서 α 입자가 핵에 가까이 가면 큰 반발력이 생기므로 크게 휘어지고 핵을 향해 정면으로 움직이는 α 입자는 입자의 운동 방향을 완전히 반대로 바꿀 수 있을 정도의 큰 반발력을 받게 될 것이다. 핵에는 양전하를 가지는 입자 즉 양성자가 있으며 양성자의 양전자와 전자의 음전하는 서로 같은 반면 양성자의 질량은 1.67252 × 10-27kg으로 전자 질량의 약 1840배이다. 원자 중심부분에 있는 핵은 원자 전체 질량의 거의 대부분을 차지하며 부피는 단지 원자 부피의 약 1/1013만을 차지한다. 원자의 반지름은 약 1 × 10-10m인 반면 원자핵의 반지름은 약 5 × 10-15m이다. 양성자는 원자의 핵에 밀집해 있으며 전자는 핵의 주위에 퍼져있다.

2. 2. 3 중성자

러더포드의 원자 모델에 의하면 수소원자는 양성자를 하나만 가지고 있으며 헬륨원지는 2개의 양성자를 가지고 있으므로 질량비는 2:1이어야 하지만 실제 비율은 4:1이다. 따라서 원자핵 내에 다른 형태의 입자가 존재하는 것으로 생각되었으며 이 입자는 1932년에 채드윅에 의해 발견되었다. 그는 α입자를 얇은 베릴륨 막에 충돌시켰을 때 γ선과 유사한 매우 높은 에너지를 가지고 있는 방사선이 금속에 의해 방출되는 것을 관찰했다. 후에 실험을 통해서 그 방사선은 양성자보다 약간 더 큰 질량을 가지며 중성인 입자로 되어 있음이 밝혀졌으므로 이 입자는 중성자라고 불리게 되었다. 헬륨의 핵에는 2개의 양성자와 2개의 중성자가 있으며 수소의 핵에는 양성자 하나만 있으므로 질량비는 4:1이 된다.

표 2. 1 아원자입자의 질량과 전하

입자	질량(g)	전하
		쿨롱(C)	단위전하
전자 양성자 중성자	9.1095×10-28 1.67252×10-24 1.67495×10-24	-1.6022×10-19 +1.6022×10-19 0	-1 +1 0

2. 2. 4 원자번호, 질량수 및 동위원소

원자번호 (atomic number, Z)는 그 원자의 핵 속에 있는 양성자의 수이다. 중성원자에서 양성자의 수는 전자의 수와 같으므로 원자번호는 원자에 있는 전자의 수이기도 한다. 원자의 화학적 성질은 거의 원자번호에 의해 결정된다. 질량수 (mass number, A)는 한 원자의 핵 속에 있는 양성자와 중성자를 합한 수이다, 수소를 제외한 모든 원자의 핵은 양성자와 중성자를 포함하고 있으며 질량수는 다음과 같이 주어진다.

질량수 = 양성자 수 + 중성자수

= 원자번호 + 중성자 수

원자에 있는 중성자의 수는 질량수와 원자번호의 차이와 같다 (A-Z). 예를 들면, 플루오린의 질량수는 19이며 원자번호는 9이다. 따라서 중성자의 수는 19-9=10이다.

대부분의 경우에 원소의 원자가 모두 같은 질량수를 가지고 있는 것은 아니다. 원자번호는 같지만 질량수가 다른 원자를 동위원소라고 한다. 예를 들면 수소에는 3개의 동위원소가 있다. 양성자 하나만을 가지고 있는 수소가 있으며 중수소는 양성자 하나와 중성자 하나를 가지고 있고, 삼중수소는 양성자 하나에 중성자가 둘이다. 원소 X의 원자번호와 질량수는 다음과 같이 나타낸다.

따라서 수소의 동위원소는 다음과 같이 나타낼 수 있다.

, ,

다른 예로서 질량수 235와 238인 두개의 우라늄 동위원소를 조사해보기로 하자.

첫 번째 동위원소는 원자로와 원자폭탄에 이용되지만 두 번째 동위원소는 이러한 응용에 부적합하다. 대부분의 원소의 동위원소는 질량수에 의해 알 수 있다. 그러므로 위의 두 동위원소를 각각 우라늄-235와 우라늄-238로 부른다. 원소의 화학적 성질은 주로 양성자와 전자에 의해 결정되며 중성자는 보통의 조건에서 화학변화에 영향을 미치지 않는다. 그러므로 한 원소의 동위원소들은 유사한 화학적 성질을 가진다.

2. 3 분자와 이온

6개의 영족 기체 (He, Ne, Ar, Kr, Xe, 그리고 Rn)만이 일원자분자로 존재하며 대부분의 물질은 원자에 의해 만들어진 분자 또는 이온으로 되어 있다.

2. 3. 1 분자

분자는 물질의 성질을 가지고 있는 최소의 단위로 여러 개의 원자가 화학결합 (공유결합)으로 연결된 입자이다. 분자는 같은 원소의 원자로 이루어질 수도 있고 일정한 비율로 결합된 둘 이상의 원소의 원자로 이루어질 수 도 있다. 예를 들면 수소기체 (H2)는 두 개의 수소원자 (H)로 되어 있는 분자이고 물 (H2O)은 수소원자 (H) 둘과 산소원자 (O) 하나의 비율로 수소와 산소로 이루어져 있는 분자이다. 분자도 원자처럼 전기적으로 중성이다. 두 개의 원자로 이루어진 분자를 이원자분자라고 하며 수소분자 (H2), 산소분자 (O2), 질소분자 (N2), 염화수소 (HCl) 및 일산화탄소 (CO) 등이 속한다. 셋 이상의 원자로 이루어진 분자를 다원자분자라고 하며 오존 (O3), 물 (H2O) 그리고 암모니아 (NH3) 등이 있다.

2. 3. 2 이온

이온은 전하를 가진 원자, 원자단 또는 분자. 즉 원자, 원자단, 분자가 전자를 얻거나 잃을 때 만들어지는 하전체이다. 하나 또는 그 이상의 전자를 잃으면 알짜 양전하를 가지는 이온이 생성되는데 이를 양이온이라고 한다. 소듐 원자 (Na)가 전자 하나를 잃으면 소듐 양이온 (Na+)이 된다.

Na 원자Na+ 이온

양성자 11개양성자 11개

전자 11개전자 10개

전자의 수가 증가하면 알짜 음이온을 가지는 이온이 생기는데 이를 음이온이라 한다. 염소원자 (Cl)는 염화이온 (Cl-)이 되면서 전자 하나를 얻는다.

Cl 원자Cl- 이온

양성자 17개양성자 17개

전자 17개전자 18개

하나의 원자로 이루어진 이온을 일원자 이온이라고 하며 Na+, Cl-, Mg2+, Fe3+, S2-, N3- 등이 속한다. 다원자 이온은 둘 이상의 원자가 결합하여 생긴 이온이다. 예를 들면, OH- (수산화이온), CN- (시안화이온), NH4+ (암모늄이온) 등이 속한다.

2. 4 화학식

분자와 이온을 화학기호로 나타낸 식이며 존재하는 원소의 종류와 결합 비율을 알 수 있다. 화학식에는 분자식, 실험식, 시성식 및 구조식이 있다.

2. 4. 1 분자식

분자를 이루는 성분 원자들의 종류를 원소 기호로 적고 그 수를 표시한 화학식을 분자식이라고 한다. 분자식에는 수소 (H2), 산소 (O2), 염소 (CI2)등과 같이 두 원자로 이루어진 분자식과 이산화탄소 (CO2)나 물 (H2O)과 같이 세원자로 이루어진 분자식이 있고, 암모니아 (NH3), 프로페인 (C3H8), 벤젠 (C6H6), 설탕 (C12H22O11) 등과 같이 다원자로 된 분자식도 있다. 산소 (O2)와 오존 (O3)은 모두 산소의 기본적인 형태이다. 이와 같이 같은 원소로 이루어져 있지만 형태가 서로 다른 것을 동소체라고 한다. 탄소의 두 동소체인 다이아몬드 흑연은 성질뿐만 아니라 가치에서도 아주 다르다. 분자량은 탄소 12 ( C)원자 1개의 질량을 정확히 12로 하고, 이것을 기준으로 한 단위로 분자의 질량을 나타낸 값이다. 이전에는 산소분자의 분자량을 32.0000으로 하는 기준이 사용되었으나, 1961년 원자량 개정에 따라 가 기준이 되었다. 분자량은 분자를 구성하고 있는 원자의 원자량총합과 같다. 분자의 측정된 무게를 분자량으로 나눈 값을 몰수라고 한다.

2. 4. 2 실험식

실험식에서는 분자를 이루고 있는 원자들의 가장 간단한 정수비로 나타낸 화학식이다. 과산화수소의 분자식은 H2O2이며 수소와 산소의 비는 1:1이다. 따라서 과산화수소의 실험식은 HO가 된다. 에테인, 에텐 및 에틴의 분자식은 C2H6, C2H4, C2H2이며 실험식은 CH3, CH2, CH로 표시된다. 실험식은 원소분석에 의해 구해지며 분자식은 실험식에 분자량을 실험식량으로 나눈 값을 곱하여 얻는다. 예를 들어 에테인은 탄소와 수소원자로 이루어져 있고 비는 1:3이다. 따라서 실험식은 CH3이며 실험식량은 15이다. 에테인의 분자량은 30이므로 실험식에 2 (30 ÷ 15 = 2)를 곱하여 분자식 C2H6이 얻어진다.

2. 4. 3 시성식

분자 내에 화학적 성질을 결정하는 작용기가 있을 때, 이것을 중심으로 나타낸 화학식을 시성식이라고 한다. 원자들이 결합하여 한 단위가 된 것을 원자단이라고 하며 이 원자단이 어떤 특징을 가지면 작용기라고 한다. 유기 화합물은 작용기에 의해 성질이 결정되므로 시성식은 유기화합물을 표시하는 데 사용된다. 메탄올의 분자식은 CH4O이지만 알코올의 특징을 나타내는 -OH를 표시하기 위하여 CH3OH로 적고, 초산의 분자식은 C2H4O2이지만 CH3COOH로 적어 -COOH를 가지고 있는 것을 나타낸다.

2. 4. 4 구조식

분자를 이루는 원자들의 결합 모양이나 배열 상태를 결합 선을 사용하여 나타낸 화학식을 구조식이라고 한다. 분자를 구성하는 원자들은 원자가만큼의 결합 선을 가진다. 결합 선은 원자 사이의 결합을 표시하므로 원자와 원자 사이에 있어야 한다. 수소. 산소, 탄소의 원자가는 각각 1, 2 그리고 4이다.

2. 5 용액

용액이란 하나 이상의 물질이 다른 물질 속에 균일하게 섞여 있는 계이다. 용액은 용질들과 용매로 이루어지며 용질은 양이 작은 성분이며 용매는 양이 가장 많은 성분이다. 용매와 용질은 기체, 액체, 또는 고체로 되어 있지만 좁은 뜻의 용액은 용매가 액체인 것이다.

2. 5. 1 농도

용액의 농도는 일정한 양의 용액 또는 용매에 녹아 있는 용질의 양으로 표시한다. 많이 사용되고 있는 몰농도, 몰랄농도, 질량 백분율에 대해 알아보자. 몰농도 (M)는 용액 1L에 녹아 있는 용질의 몰수이다.

용질 A의 몰농도 (M) = A의 몰수/용액의 리터 수

1몰 황산용액 1L에 있는 황산의 몰수는 1이며 질량은 황산의 분자량 즉 98g이다. 몰랄농도 (m)는 용매 1kg에 녹아 있는 용질의 몰수이다.

용질 A의 몰랄농도 (m) = A의 몰수/용매의 킬로그램 수

질량백분률은 다음 식으로 표시된다.

용질 A의 질량백분률 = (용질 A의 질량 /용액의 질량 ) × 100

2. 5. 2 용액의 묽힘

어떤 용액에 용매를 가하면 부피는 증가하지만 용질의 몰수는 변하지 않는다. 용액의 농도를 감소시키는 과정을 묽힘이라고 한다.

묽히기 전의 용질의 몰 수 = 묽힌 후의 용질의 몰 수

몰농도는 용액 1L 속의 용질의 몰수이므로 용질의 몰수는 다음 식으로 주어진다.

(용질의 몰 수/용액의 리터 수) × 용액의 부피 = 용질의 몰 수

M V

즉,

MV = 용질의 몰 수

식이 얻어진다.

용액을 묽힐 경우에 용질의 몰수는 동일하므로 다음의 관계가 성립한다.

MiVi = MfVf

Mi와 Mf은 몰농도로 표시된 초기와 나중 농도이며 Vi 와 Vf는 초기와 나중 부피이다. 부피의 단위는 동일해야 한다.

2. 5. 3 온도에 따른 용해도의 변화

대부분의 용질은 일정한 온도에서 특정용매에 대하여 제한된 용해도를 증가한다. 재결정법은 온도에 따른 용질의 용해도의 차이를 이용하여 정제하는 방법이다. 그러나 일부 고체의 용해도는 온도 증가에 따라 아주 조금씩 증가하며, 어떤 고체는 온도가 증가하면 오히려 용해도가 감소한다. 용질이 기체일 경우에는 온도가 내려가면 일반적으로 용해도가 증가한다.

표 2. 2 물에 대한 할로젠화 알칼리 금속들의 용해도

염	용해도(g염/100g H2O)
	0℃	100℃
LiF LiCl LiBr LiI	0.12 67 143 151	0.14(35℃에서) 127.5 266 481
NaF NaCl NaBr NaI	4 35.7 79.5 158.7	5 39.8 121 302
KF KCl KBr KI	93.2 (18℃에서) 27.6 53.5 127.5	매우 잘 녹음 57.6 1004 208

2. 5. 4 압력에 따른 용해도의 변화

용매가 액체인 경우 용질이 고체이거나 액체이면 압력이 변화해도 용해도에는 영향이 거의 없지만 기체가 녹아 있는 경우에는 용해도가 압력에 따라 크게 변화한다. 기체의 용해도와 압력은 Henry의 법칙을 따른다. 즉 용액에서 기체의 용해도는 기체의 압력에 비례한다. 예를 들면 탄산음료는 대기압보다 더 큰 기압에서는 용해된 이산화탄소를 함유하지만 캔을 따면 압력이 대기압으로 감소하므로 과량으로 용해된 이산화탄소가 거품이 되어 빠져나간다.

2. 5. 5 포화, 불포화 및 과포화 용액

특정한 온도에서 일정한 양의 용매에 녹는 용질의 양은 한계가 있다. 특정 온도에서 주어진 용매에 최대한의 용질이 녹아 있는 용액을 포화 용액이라고 한다. 포화 상태보다 더 작은 양의 용질이 녹아 있으면 불포화 용액이라고 하며 용질의 양이 포화용액보다 더 많으면 과포화 용액이라고 한다. 과포화 용액은 아주 불안정하여 자극을 주거나 시간이 경과하면 용질의 일부가 석출된다.

2. 5. 6 수용액에서의 반응

많은 화학반응들과 생명체 내의 반응들은 수용액에서 일어난다. 따라서 수용액에서의 물질들의 성질을 이해하는 것이 필요하다. 물에 액체나 고체가 녹아 있는 수용액을 알아보자.

1) 전해질과 비전해질

물에 녹는 모든 물질들은 전해질과 비전해질로 나눌 수 있다. 물에 녹아 전기가 흐르게 하는 물질들이 전해질이며 전기가 통하지 않으면 비전해질이다. 순수한 물에는 이온이 거의 없으므로 전기를 통하지 않지만 소량의 염화소듐 (NaCl)을 넣으면 양이온과 음이온이 생성되므로 전기가 흐른다. 한 편 설탕은 물에 녹지만 설탕 수용액은 전기를 통하지 않는다. 따라서 염화나트륨은 전해질이고 설탕은 비전해질이다. 수용액에서 거의 100% 이온으로 해리하는 전해질을 강전해질이라고 하며 강산, 강염기 그리고 그들의 염 등이 속한다. 반면에 이온화가 불완전하게 일어나는 약산, 약염기 등을 약전해질이라고 한다. 강전해질의 예로는 염산 (HCl), 수산화소듐 (NaOH) 수용액 등이 있고 약 전해질에는 초산. 암모니아 수용액 등이 속한다. 비전해질에는 에탄올, 요소, 포도당 등이 속한다.

표 2. 3 수용액에서의 용질의 분류

강전해질	약전해질	비전해질
HCl (염산) HNO3 (질산) HClO4 (과염소산) H2SO4 (황산) NaOH (수산화소듐) Ba(OH)2 (수산화바륨) 이온성 화합물	CH3COOH (초산) HF (플루오린화수소산) HNO2 (아질산) NH3 (암모니아) H3PO4 (인산)	(NH2)2CO (요소) CH3OH (메탄올) C2H5OH (에탄올) C6H12O6 (포도당) C12H22O11 (설탕)

2) 침전반응

수용액에서 이온성 물질들이 서로 반응하여 물에 녹지 않는 물질이 생성되는 반응을 침전반응이라고 하며 이온의 정성분석에 이용된다. 예를 들면 염화소듐 (NaCl) 수용액에 질산은 (AgNO3) 수용액을 가하면 백색의 염화은 (AgCl) 침전이 생성된다.

Na(aq)+ + Cl(aq)- + Ag(aq)+ +NO3(aq)- → Na(aq)+ + NO3(aq)- + AgCl(s)

실제로 반응에 참가하는 화학종들만 표시한 알짜반응식은 다음과 같다.

Ag(aq)++Cl(aq)- → AgCl(s)

2. 6 총괄성

용액에서 입자의 성질이 아닌 양에만 의존하여 집합적으로 나타나는 특성을 총괄성이라고 하며 증기압 내림, 끓는점 오름. 어는점 내림, 삼투압 현상이 속한다. 총괄성을 이용하여 분자량을 정확하게 측정할 수 있다.

2. 6. 1 증기압의 변화

용액에는 용질의 이온이나 분자가 존재하므로 순수한 용매보다 표면에서 탈출할 수 있는 용매분자의 수가 적기 때문에 주어진 온도에서 증기압이 순수한 용매일 때 보다 낮아진다. 표면에서의 용매의 증기압은 용매의 몰 분율에 비례한다 (라울의 법칙). 용액의 용매 분압 P용매는 순수한 용매의 증기압 Po용매에 용매의 몰분율 X용매를 곱하여 얻는다. X용매는 용매의 몰수를 용매와 용질 모두의 몰수로 나눈 값이다.

X용매 = 용매의 몰 수/(용매의 몰 수 + 용질의 몰 수)

P용매 = X용매 Po용매

용질이 하나인 용액에서 X1이 용질의 몰분율이면 X용매 = 1 - X1이다. 그러므로 P용매는 다음 식으로 표시된다.

P용매 = (1-X1)Po용매

Po용매 - P용매 = ΔP = X1Po용매

따라서 증기압의 감소량 ΔP는 용질의 몰분율에 비례함을 알 수 있다.

2. 6. 2 끓는 점 오름

용액의 증기압과 대기압이 같아지면 용액이 끓게 된다. 용질이 비휘발성 물질이면용매의 증기압은 라울의 법칙에 의해 순수한 용매의 증기압보다 낮아지므로 끓는점이 올라가게 된다. 용액의 끓는 온도와 순수한 용매의 끓는 온도의 차이를 끓는점 오름 ΔTb는 증기압 감소와 농도에 비례한다.

ΔTb = Kb × m용질

위 식에서 Kb는 끓는점 오름 상수 (단위:℃/m)이고 m은 용질의 몰랄농도이다.

2. 6. 3 어는점 내림

겨울철에 도로에 얼음이 얼면 염화소듐 (NaCl)이나 염화칼슘 (CaCl2)을 뿌리면 얼음이 녹는다. 이 현상은 용질이 용매에 녹으면 용액의 어는점이 순수한 용매의 어는점보다 낮아지는 것을 이용한 해동법이다. 어는점 내림 ΔTf는 용액의 농도에 비례하므로 다음 식으로 표시된다.

ΔTf = Kf × m용질

위 식에서 Kf는 어는점 내림 상수 (단위:℃/m)이고 m은 용질의 몰랄농도이다.

2. 6. 4 삼투현상

용매원자들이 반투막을 통해서 순수한 용매나 묽은 용액에서 진한 용액으로 이동하는 현상을 삼투라고 한다. 순수한 물이 들어 있는 비커에 농도가 진한 설탕물이 들어 있는 관 달린 주머니 (반투막)를 넣으면 물 분자만이 반투막을 통과한다. 실험이 시작되었을 때 비커와 관 속 용액의 높이는 같지만 시간이 지날수록 순수한 물이 이동하므로 관 속의 설탕 용액은 높아지고 물은 낮아진다. 시간이 더 지나면 높이 변화가 없어지고 평형에 도달한다. 설탕 용액이 증가하여 늘어난 압력이 물의 이동으로 인한 압력과 같아지면 물이 이동하지 않는 평형상태에 도달하게 된다. 이때의 설탕용액 기둥에 의한 압력을 삼투압 π라고 하며 관 속에 있는 설탕 용액의 높이와 순수한 물의 높이 사이의 차이로 측정된다. 삼투압과 초기 농도와의 관계는 다음 식으로 표시될 수 있다.

π = cRT

여기서 c는 용액의 초기 몰농도 (mol/L)이고 R은 기체상수 (0.082 • atm • K • mol) 이며 T는 절대온도이다.

2. 7 물리, 화학적 성질의 주기적 변화

원소들의 전자배치는 원자번호가 증가함에 따라 주기적으로 변화한다. 따라서 원소들의 물리적, 화학적 성질도 주기적 변화를 보인다. 1869년에 마이어와 멘델레예프가 원자량의 증가 순서로 원소를 배열하면 여러 성질의 주기성이 나타난다고 발표하여 원자량 순으로 원소들을 배열한 주기율표가 만들어졌으며 1913년에 모즐리에 의해 보완되어 원자번호 순으로 배열한 주기율표가 오늘날까지 사용되고 있다. 원자 반경, 이온화 에너지 및 전자친화도가 주기율표상에서 어떤 관계가 있는지 알아보자.

2. 7. 1 원자 반경

주기율표에서 원자 반경의 주기적 변화는 다음과 같다.

• 같은 주기에서 왼쪽에서 오른쪽으로 갈수록 반지름이 감소한다.

• 같은 족에서 아래쪽으로 갈수록 반지름이 증가한다.

같은 주기에서의 이러한 변화는 최외각 전자들이 받는 유효핵전하와 관계가 있다. 유효핵전하가 증가하면 최외각 전자들은 더 강한 인력을 가지게 되며 따라서 반지름이 감소한다. 예를 들어 리튬 (Li)에서 플루오린 (F)까지의 두 번째 주기를 고찰하자. 왼쪽에서 오른쪽으로 가면 안 껍질 (1s2)에 있는 전자 수는 두 개로 일정하게 유지되지만 핵의 전하는 증가한다. 핵전하가 증가하면 전자수도 증가하는데 전자들은 서로를 효과적으로 가려 막을 수 없게 된다. 따라서 전자들에게 영향을 주는 유효핵전하가 리튬에서 플루오린에 이르기까지 지속적으로 증가하여 원자 반지름이 감소한다. 같은 족에서 아래로 내려가면 원자 반지름은 원자번호가 증가함에 따라 커진다. ⅠA족 원소 (알칼리금속원소)들의 경우 최외각 전자는 ns궤도함수에 존재한다. 궤도함수는 주양자수 n이 증가함에 따라 커지므로 금속원자의 크기는 리튬 (Li)에서 세슘 (Cs)으로 감에 따라 증가한다. 다른 족에 있는 원소들도 같은 원리에 의하여 아래로 갈수록 반지름이 증가한다.

2. 7. 2 이온화 에너지

원자의 화학적 성질은 최외각 전자의 안정도와 밀접한 관계가 있다. 원자의 이온화 에너지는 바닥상태에 있는 기체상의 원자에서 전자 하나를 제거하는 데 필요한 에너지이며 최외각 전자의 안정도에 큰 영향을 받는다. 이온화 에너지가 크면 전자를 제거하가가 어려워진다. 1차 이온화 에너지( I1)는 바탕상태에 있는 기체원자에서 첫 번째 전자를 제거할 때 필요한 에너지이다.

X(g) + I1 → X+(g) + e- 1차 이온화

위 식에서 X는 기체원자 그리고 e는 전자이다. 2차와 3차 이온화 에너지(I2), (I3)는 다음 식으로 표시된다.

X+(g) + I2 → X2+(g) + e- 2차 이온화

X2+(g) + I3 → X3+(g) + e- 3차 이온화

4차, 5차 이온화 에너지 등도 비슷한 패턴으로 일어난다. 전자가 중성원자에서 제거되면 남아 있는 전자들 사이의 반발력은 감소한다. 그러나 핵전하는 동일하므로 생성된 양이온에서 또 다른 전자를 제거하려면 더 많은 에너지가 필요하다. 따라서 같은 원소에 대하여 이온화 에너지는 항상 다음의 순서로 증가한다.

I1 <I2 <I3 …

원자번호에 따른 1차 이온화 에너지 변화는 다음과 같다.

• 같은 주기에서 왼쪽에서 오른쪽으로 갈수록 이온화 에너지는 증가한다.

• 같은 족에서 위에서 아래로 갈수록 이온화 에너지는 감소한다.

한 주기 내에서는 유효핵전하가 왼쪽에서 오른쪽으로 가면서 증가하므로 원자는 작아지고 E라서 최외각전자가 더 큰 인력을 가지므로 1차 이온화 에너지가 증가한다. 그리고 대부분의 영족 기체들은 큰 이온화 에너지를 가진다. 영족 기체 중에서 가장 위에 있는 따라서 가장 작은 헬륨의 1차 이온화 에너지가 가장 크다. ⅠA족 원소(알칼리금속원소)는 이온화 에너지는 가장 낮다. 이들 금속은 각각 완전히 채워진 내부껍질에 의하여 효과적으로 가려져 있는 최외각 전자를 하나만 가지고 있으므로 1가 양이온을 만드는데 필요한 에너지가 적다. ⅡA 족 원소 (알칼리 토금속원소)는 알칼리금속원소보다 1차 이온화 에너지가 더 크다. 알칼리 토금속들은 두 개의 최외각 전자들을 가지고 있고 (최외각 전자배치:ns2) 서로를 효과적으로 가릴 수 없으므로 이들의 유효 핵전하는 알칼리 금속의 유효 핵전하보다 더 크다. 유효 핵전하 크기의 변화로 주기율표에서 왼쪽에 위치한 금속들의 이온화 에너지는 상대적으로 낮으며 오른쪽에 위치한 비금속들은 훨씬 큰 값을 가지는 것을 쉽게 이해 할 수 있다. 가운데에 위치한 준금속들은 중간 값을 가지는 것으로 알려져 있다. 같은 족에서 이온화 에너지는 원자번호가 커짐에 따라 (아래로 내려갈수록) 감소한다. 같은 족의 원소들은 동일한 최외각 전자 배치를 가진다. 그러나 주양자수 n이 증가하면 핵에서 최외각 전자까지의 평균거리가 증가하며 따라서 인력이 약해져 전자를 제거하기가 더 용이해진다. 그러므로 같은 족 원소들의 금속성질은 아래로 갈수록 증가한다. 특히 이 경향은 ⅢA ～ ⅦA 족의 원소에서 두드러진다. 예를 들어 ⅣA족의 경우 탄소는 비금속이고 규소와 게르마늄은 준금속이며 주석과 납은 금속이다. 같은 주기에서 왼쪽에서 오른쪽으로 가면서 이온화 에너지는 일반적으로 증가하지만 불규칙성이 존재한다. 이온화 에너지의 첫 번째 불규칙성은 ⅡA족과 ⅢA족 (예를 들면 베릴륨 (Be)과 붕소(B) 그리고 마그네슘 (Mg)과 알루미늄 (Al)) 사이에서 보인다. ⅢA족 원소는 최외각 p 부껍질에 하나의 전자 (ns2np1)를 가지고 있으며 이 전자는 내부 전자와 ns2전자에 의해 효과적으로 가려지므로 p전자 하나를 제거하는 것이 같은 주양자수를 가지며 쌍으로 채워진 s전자 중 하나를 제거하는 것보다 더 적은 에너지를 필요로 한다. 이것은 같은 주기에서 ⅢA족에 속하는 원소의 이온화 에너지가 ⅡA족에 속하는 원소의 이온화 에너지보다 더 낮은 것을 설명해 준다. 두 번째 불규칙성은 ⅤA족과 Ⅵ족 (예를 들면 질소(N)에서 산소(O), 인(P)에서 황(S)) 사이에서 일어난다. ⅤA족 원소 (ns2np3)에서 p전자는 훈트규칙에 따라 세 개의 서로 다른 궤도함수에 일어난다. ⅥA족 원소 (ns2np4)에서 추가된 하나의 p전자는 세 개의 p전자들 중의 하나와 반드시 쌍을 이루어 정전기적 반발력을 증가시켜 이온화가 더 잘 되게 한다. 따라서 ⅥA족 원소의 이온화 에너지는 같은 주기에 있는 ⅤA족 원소보다 더 낮은 값을 가진다.

2. 7. 3 전자친화도

주기율표에서의 원소의 위치에 따라 변하는 또 다른 성질은 원자가 하나 또는 그 이상의 전자를 받아들일 수 있는 능력이다. 이 능력은 전자친화도로 측정되는데 이 값은 기체상태의 중성원자 또는 이온이 전자 하나를 받아들일 때 방출하는 에너지이다. 이 과정은 다음 식으로 표시될 수 있다.

X(g) + e- → X-(g)

위 식에서 X는 특정한 원소의 원자이다. 전자친화도가 음으로 더 크면 전자를 더 잘 받아들여서 더 쉽게 음이온을 만든다. 같은 주기에서 왼쪽에서 오른쪽으로 갈수록 전자친화도가 음으로 더 커진다. ⅦA족 원소 (할로젠 원소)는 가장 큰 음의 전자친화도 값을 가진다. 이것은 할로겐 원자는 전자 하나를 받아들여 안정한 영족 기체의 전자배치를 가지는 것으로 설명할 수 있다. 산소원자의 전자친화도는 음의 값을 가지는데 이는 다음 과정이 유리하게 일어난다는 것을 의미한다.

O(g) + e- → O-(g)

그러나 O-이온의 전자친화도는 O2-이온이 영족 기체인 네온 (Ne)과 서로 등전자임에도 불구하고 양의 값 (780kJ/mol)을 가진다.

O-(g) + e- → O2-(g)

위 과정은 전자간의 반발력이 증가하므로 영족 기체의 전자배치를 가짐으로써 얻어지는 안정성이 크게 감소하여 기체 상태에서는 불리하게 된다. 그러나 M2O, MO같은 이온성 산화물에서 O2- 와 같은 이온은 인접해 있는 양이온에 의해 안정화된다.

2. 7. 4 전기음성도

원소의 전기음성도는 분자 내에 있는 공유전자쌍에 대한 원자의 인력의 척도이다. 주기율표에서 오른쪽의 원소들은 왼쪽의 원소들보다 전기음성도가 더 크며 아래쪽으로 내려갈수록 감소한다. 따라서 플루오린 (F)의 전기음성도가 가장 크고 세슘 (Cs)이 가장 작다. 오른쪽에 있는 할로젠 원소들이나 산소족 원소들은 전자를 얻어 음이온이 되려는 경향이 크며 왼쪽의 알칼리 및 알칼리 토금속 원소들은 전자를 읽어 양이온이 되려는 경향이 크다. 결합하는 원소들의 전기음성도의 차이가 크지 않으면 공유결합을 이루는데 전기음성도가 더 큰 원자 쪽으로 공유전자쌍이 끌린다. 염소는 수소보다 전기음성도가 더 크므로 염화수소 분자의 공유전자쌍은 염소 원자에 의해 더 세게 이끌리고 염소가 전기적으로 더 음성이다. 이런 경우 공유결합에 극성이 있다고 말한다.

2. 7. 5 각 족의 화학적 성질

같은 족에 속하는 원소들은 유사한 바깥껍질 전자배치로 인하여 서로 비슷한 화학적 성질을 가진다. 예를 들어 ⅠA족에 있는 원소들은 수소를 제외하고는 연하며 반응성이 아주 큰 알칼리 금속들이다. 아래로 내려 갈수록 더 연해지며 반응성 또한 커진다. ⅡA족 원소들은 알칼리 토 금속 원소이며 연하며 반응성이 크다. ⅠA족과 ⅡA족 원소들은 주로 전자를 잃고 양이온을 만드는 경향이 있다. ⅦA 족 원소들은 할로젠이라 불리며 반응성이 높고 주로 음이온을 만든다. 할로젠 원소들은 알칼리 금속과 반응하여 이온성 고체를 만든다. 주기율표의 가장 오른쪽에는 반응성이 거의 없고 일원자분자이며 기체인 불활성 원소들이 존재한다. 무거운 원소 (제논과 크립톤은 최근에 약간화합물들이 만들어 졌다)

그러나 각 족의 첫 번째 원소들 (리튬부터 플루오르까지의 2주기 원소들)은 같은 족의 다른 원소들과는 다르다는 것이 알려졌다. 한 예로 리튬은 알칼리금속의 많은 특성을 가지고 있지만 ⅠA 족 금속 중 유일하게 산소와 하나만의 화합물 (Li2O)을 만드는 원소이다. 다른 원소들은 M2O뿐만 아니라 M2O2, MO2 (Na2O2, KO2 등)도 만드는 것으로 알려져 있다. 일반적으로 이러한 차이는 각 족의 첫 번째 원소가 다른 원소들보다 비정상적으로 작기 때문인 것으로 설명되고 있다. 대각선 관계 또한 관찰되고 있다. 한 원소와 대각선 위치에 있는 원소 사이에 유사성이 있다는 것이 알려졌다 예를 들면 리튬, 베릴륨 및 붕소는 각각 대각선 위치에 있는 마그네슘, 알루미늄, 규소와 유사한 화학적 성질을 가진다. 마지막으로 같은 족에서 아래로 내려가면 산화수가 2만큼 감소한다는 것이 보고되었다. 이것을 inert pair effect라 부른다. ⅢA족 원소들 중 알루미늄, 갈륨, 인듐은 주로 3가 화합물로 존재하지만 탈륨은 1가 화합물로 주로 존재한다. 유사한 현상이 ⅣA, ⅤA족에서도 일어나고 있다.

2. 7. 6 금속, 비금속, 준금속

원소들을 크게 분류하면 왼쪽에 있는 금속들과 오른쪽에 있는 비금속들 그리고 가운데 있는 준금속들로 나누어진다. 금속은 회백색 광택 (예외, 구리:적색, 금:황색)을 가지며 열과 전기를 전도한다. 수은을 제외하고는 실온에서 금속이며 전성과 연성을 가지므로 얇은 판으로 늘릴 수 있고 가는 실 모양으로 할 수 도 있다.

비금속은 금속의 특징을 가지고 있지 않다. 기체로 존재하기도 하고 (수소, 질소, 플루오린, 염소) 고체로 존재하기도 한다 (탄소, 황, 인, 아이오딘). 브로민은 실온에서 유일한 비금속 액체이다. 같은 족에서 아래로 갈수록 녹는점이 높아진다 (할로젠원소의 경우, 플루오린와 염소는 기체, 브로민은 액체, 그리고 아이오딘은 고체이다).

준금속은 경계에 있으며 중간적인 성질을 가진다. 예를 들면 폴로늄, 안티모니, 비스무트, 주석 등이 속한다.

2. 7. 7 Lewis 구조

분자나 이온의 구조를 최외각 전자 (또는 원자가 전자)를 점으로 표시하는 Lewis 구조로 표시할 수 있다. 메테인 (CH4), 암모니아 (NH3), 물 (H2O) 그리고 플루오르화수소 (HF)의 Lewis 구조는 다음 그림에 보인다.

Lewis 구조의 기본 법칙은 팔 전자 규칙 (octet rule)이다. 즉, 원자가 전자들은 수소 (두 개의 전자만 필요)를 제외한 모든 원소에 대해 각각 여덟 개의 전자들로 둘러싸이도록 배치한다. 하나의 공유전자쌍은 하나의 짧은 선 (—)으로 표시하며 비공유 전자쌍은 점들로 표시한다.

2. 8 화학결합

2. 8. 1 이온결합

원자의 전자들이 한 원소에서 완전히 다른 원소로 이동하여 만들어진 양이온과 음이온 사이의 결합이 이온결합이며 주로 Ⅰ족, Ⅱ족 금속 원소들과 Ⅵ족, Ⅶ족 비금속 원소가 만드는 화합물들의 결합이다. 이온결합에서 양이온과 음이온들은 서로 정전기 인력으로 결합하고 있다. 일반적으로 이온화합물들은 고체이며 결합력이 매우 강하고 끓는점, 녹는점이 높으며 물 등의 극성용매에 용해된다. 고체일 때는 전도성이 매우 낮으나 극성용매에 용해되거나 용융상태에서는 양이온과 음이온으로 해리되어 전류를 흐르게 한다. 이온화합물들의 예로는 염화소듐 (NaCl), 염화칼슘 (CaCl2), 황산소듐 (Na2SO4) 및 브로민화포타슘 (KBr) 등이 있다.

2. 8. 2 공유결합

전기음성도가 유사하거나 차이가 크지 않는 원소들 (주로 비금속 원소들)사이에는 각 원자의 원자가 전자들이 서로 공유되어 결합이 만들어진다. 이때의 결합을 공유결합이라고 한다. 공유결합을 만드는 원자들은 전자쌍을 공유함으로써 각각 최외각 전자가 여덟 개 (수소는 두 개)의 전자구조를 형성한다. 공유결합을 이루고 있는 두 원자가 동일하면 (즉, 전기음성도가 같으면) 비극성 공유결합을 만들며 서로 다른 원자들 (즉, 전기음성도가 다르면) 극성 공유결합을 만든다. 비극성결합을 가지는 분자는 당연히 비극성 분자이지만 (예, 수소분자(H2), 산소분자(O2) 등)), 극성결합을 가지는 분자에 대칭점이 존재하면 비극성분자가 된다 (예, 메테인 (CH4), 오플루오린화인 (PF5), 육플루오린화황 (SF6) 등). 일반적으로 공유결합화합물들은 전기를 통하지 않으며, 끓는점과 녹는점이 비교적 낮고 물 등의 극성용매에는 잘 용해되지 않고 대신에 벤젠 등의 비극성용매에 잘 녹는다.

2. 8. 3 배위공유결합

결합원자들 중 한 원자가 결합전자들을 제공하는 공유결합을 배위공유결합이라고 한다. 이 결합에서 전자쌍을 제공하는 물질을 주개 (donor)이라 하고 전자쌍을 받아들이는 물질을 받개 (acceptor)라고 한다. 예를 들면 암모늄이온 (NH4+)은 암모니아 (NH3) 분자와 수소이온 (H+)이 결합하여 만들어지는 데 암모니아분자는 전자쌍을 제공하므로 주개, 수소이온은 전자쌍을 받으므로 받개이다.

2. 9 분자간 힘

분자간 힘은 물질의 성질들을 결정하는 중요한 요소이다. 끓는 점, 녹는 점 및 용해도 등은 분자간 힘의 영향을 받는다. 분자간 힘에는 쌍극자-쌍극자 힘, 쌍극자-유도쌍극자 힘 그리고 유도쌍극자-유도쌍극자 힘 (분산력 또는 반 데르 왈스 힘(van der Waals 힘))이 있다. 수소결합은 강한 쌍극자-쌍극자 힘의 한 형태이다.

2. 9. 1쌍극자-쌍극자 힘

쌍극자모멘트를 가지는 극성분자들 사이에 작용하는 힘이다. 이 힘은 정전기인력이며 쿨롱의 법칙에 따른다. 쌍극자모멘트가 클수록 힘이 증가한다. 액체 상태에서는 분자들이 고체 상태에서처럼 강하게 서로 끌리지는 않지만 인력이 최대가 되도록 배열하는 경향이 있다.

2. 9. 2 이온-쌍극자 힘

양이온 또는 음이온과 극성분자 사이의 인력이며 역시 쿨롱의 법칙을 따른다. 이 힘의 세기는 이온과 전하의 크기, 쌍극자의 크기 및 분자와 이온 사이의 거리에 좌우된다. 양이온은 음이온보다 대체로 작으므로 양이온의 전하가 더 집중되어 있고 따라서 같은 크기의 이온들에서는 양이온이 음이온보다 더 강하게 쌍극자와 결합된다. 염화소듐 (NaCl)의 수용액에서 Na+와 Cl-이온은 큰 쌍극자모멘트 (1.87D)를 가지고 있는 물 분자들로 둘러싸여 있다. 염화소듐 등의 이온화합물이 물에 녹으면 물 분자들은 이온들을 서로 떨어지게 한다. 양이온과 음이온들은 이온-쌍극자 힘에 의해 이웃한 물 분자들에게로 이끌러 간다. 양이온은 전기음성도가 큰 산소 쪽으로 그리고 음이온은 수소 쪽으로 배향된다. 그러나 사염화탄소는 비극성분자이므로 이온-쌍극자 힘에 참여할 수 없다. 사염화탄소는 대부분의 비극성용매처럼 이온화합물에 대해 불량한 용매이다.

2. 9. 3 분산력

비극성분자들 사이에 작용하는 힘이 무엇일까? 비극성분자 주위에 이온이나 극성분자가 있으면 이온이나 극성분자의 인력에 의해 비극성분자의 전하 배치 편재가 일어나 그 결과로 생기는 비극성분자 안의 쌍극자를 유도 쌍극자라고 한다. 이온에 의한 인력이 이온-유도쌍극자 힘이며 쌍극자에 의하면 쌍극자-유도쌍극자 인력이라고 한다. 유도쌍극자의 세기는 전하나 쌍극자의 세기뿐만 아니라 비극성분자의 편극도 (분자 안의 전하들이 편재되기 쉬운 정도)에도 영향을 받는다. 분자 안에 전자의 수가 많고 전자구름이 흩어져 있으면 편극도가 크다. 편극도에 의하여 헬륨 (He)이나 질소 (N2) 같은 원자 또는 비극성분자 기체의 응결을 가능하게 한다. 헬륨원자 내에서 전자들은 원자핵에서 어느 정도 떨어져서 움직이고 있다. 어느 순간에 전자들이 특정한 위치에 치우치게 되면 원자가 쌍극자모멘트를 가지게 된다. 이 쌍극자모멘트는 아주 짧은 순간 동안에만 존재하므로 순간쌍극자라 한다. 다음 순간에는 전자들의 위치가 바뀌고 원자는 새로운 순간쌍극자를 가지게 되며 이런 일들이 반복된다. 그러나 긴 시간에 대해 평균하면 원자는 쌍극자를 가지지 않는데 이것은 순간쌍극자들이 서로 상쇄되기 때문이다.

헬륨원자들이 무리를 이루고 있을 때 한 헬륨원자의 순간쌍극자는 이웃원자들에게 쌍극자를 유도할 수 있다. 이러한 과정의 결과로 헬륨원자들 사이에 작기는 하지만 인력 (분산력)이 생긴다. 분산력은 일반적으로 분자량에 비례하여 커지며 그 이유로는 분자량이 큰 분자는 전자가 많고 분산력의 세기는 전자의 수에 비례하여 증가하기 때문이다. 또한 분자량이 큰 원자들은 더 많은 바깥껍질전자들을 가지고 있고 이들 전자들은 핵의 인력을 덜 받으므로 원자가 커지면 전자분포가 주위의 영향을 더 쉽게 받는다. 할로젠원소의 분자들의 상태 변화는 분산력의 차이로 설명할 수 있다. 분자량이 비교적 작은 플루오린 (F2)와 염소분자 (Cl2)들은 상온에서 기체이지만 분자량이 커지면 녹는점이 증가하여 브로민분자 (Br2)는 액체로 존재하며 아이오딘분자 (I2)는 고체이다.

2. 9. 4 수소결합

수소결합은 F-H, O-H 또는 N-H의 극성공유결합을 하고 있는 수소원자가 다른 분자에서 F, O 또는 N과 결합하고 있는 수소원자와 분자간 결합을 하는 것이며 쌍극자-쌍극자 힘에 의해 결합한다.

A—H…B 또는 A—H…A

위 식에서 A와 B는 O, N, F를 표시하고 A—H는 수소원자를 가지고 있는 한 분자 또는 일부분 그리고 B는 다른 분자 혹은 일부분을 뜻한다. 점선은 수소결합을 표시한다. 대체로 세 원자들은 직선을 이루고 있으나 AHB 또는 AHA의 각도는 180 〫에서 150 〫까지 변할 수도 있다. 수소결합의 평균에너지는 상당히 크다 (40kJ/mol에 이를 수도 있다). 따라서 수소결합은 많은 화합물들의 구조와 성질을 결정하는 데 큰 영향을 미친다.

초창기에는 수소결합의 증거를 화합물들의 끓는점을 연구하여 얻었다. 보통 같은 족에 속하는 원소의 원자들을 가지고 있는 유사한 화합물들의 끓는점은 분자량이 증가하면 높아지는 경향을 보인다. 그러나 ⅤA, ⅥA, ⅦA 족 원소들의 수소화합물들은 이런 경향을 따르지 않는다. 각 족에서 분자량에 근거한 예상과는 달리 가장 가벼운 수소화합물 (NH3, H2O, HF)의 끓는점이 가장 높다. 그 이유는 이들 화합물의 분자들 사이에 수소결합이 존재하기 때문이다. 예를 들의 고체 HF의 경우 분자들은 따로따로 존재하지 않고 수소결합에 의하여 연결된 지그재그모양을 이루고 있다. 액체 상태에서는 연속된 지그재그 모양은 깨어지지만 분자들은 여전히 수소결합을 하고 있다. 따라서 HF의 끓는점이 HCl, HBr 및 HI보다 높다. 비슷한 이유로 H2O와 NH3가 각각의 족 원소의 수소화물에서 가장 높은 끓는점을 가지고 있다