Crush on Study

▶ 결합 에너지 (Choesive Energy)

- Crystal Bonding 수많은 결합을 통해 이루어집니다. 먼저 기초적인 개념들부터 잡는 시간을 가지겠습니다. 

결합 에너지는 U로 표현하고 다음과 같은 수식을 가집니다.

'자유전자가 갖는 에너지 - Crystal Energy(결정질을 형성시키는 힘)' = 결합 에너지

보통 자유전자가 갖는 에너지가 크리스탈 에너지보다 큽니다. 그래야만 하거든요. 크리스탈 에너지가 더 크면 지금의 지구가 아니게 됩니다.

아무튼 안정된 고체상이 되기 위해서는 결합 에너지는 항상 양수여야 합니다. 이는 일반화학1을 배울 때, 그저 막연히 아~ 그렇구나. 하고 넘어갔을 겁니다. 

대충 자성체의 경우는 1~10eV의 결합 에너지 / 비활성 기체의 경우는 0.02~0.2eV의 결합 에너지 크기를 가집니다. 

▶ 이온화 에너지 (Ionization energy)

- 결합 에너지와 반대되는 개념입니다. 원자로부터 전자 하나를 떼어내는데 요구되는 에너지로 만약 전자를 분리시키려는 원자가 팔전자를 모두 가진 상태라면  떼어내는데 굉장히 큰 힘이 요구될 것입니다. 전자를 하나씩 떼어낼 때마다 n차 이온화 에너지라고 부르는데 예를 들어보겠습니다. Na은 1족 원소로 여기서 전자를 하나 떼면 Ne이 됩니다. Ne은 비활성기체로 높은 안정성을 가집니다. 따라서 Na에서 최외각 전자 1개를 떼어내는데는 그리 큰 힘이 들지 않습니다. 아무튼 이걸 1차 이온화 에너지라 합니다. 그러면 Mg의 경우는 최외각 전자 2개를 떼어내면 안정해지겠죠? 2차 이온화 에너지를 가하면 됩니다. 물론 크기를 비교하면 1차 < 2차겠죠.

▶ 공유결합 (Covalent Bonding)

- 공유결합은 팔전자규칙을 이해하고 있다면 쉽게 알 수 있습니다. 모든 원자들은 안정된 상태를 추구합니다. 그리고 우리가 잘 아는 20번까지의 원소들은 대체로 팔전자규칙(옥텟 규칙)을 잘 만족하고 있습니다. 8개의 전자를 얻어 안정성을 얻기 위해서 원자들끼리는 결합을 시도합니다. 그게 바로 공유결합이죠. 만약 최외각전자를 2개만 갖고 있는애는 6개의 최외각전자가 있어야 할것입니다. 그래야 총 8개로 안정해지거든요.  그럼 이 친구의 운명의 짝은 당연히 최외각전자가 2개 더 필요한 6개 전자를 가진 원자겠죠?

▶ 이온결합 (Ionic bonding)

- 이온결합은 현재 이온화된 원자들끼리 만나고자 하는 결합입니다. 대표적으로 NaCl이 있습니다. Na+와 Cl-로 이온화된 상태라면 이 둘은 1가 양이온과 1가 음이온이 만나 중성이 되면서 결합을 하게 됩니다. 근데 이렇게 중성을 띠고 있기 때문에 이온결합 물질은 다 절연체로써 쓰입니다. 

▶ 금속결합 (Metalic Bonding)

- 금속결합은 조금 애매합니다. 결합이라 하기엔 좀 애매한데 일단 정의는 이러합니다. 고체 내부에서 자유롭게 이동하는 전자가 있습니다. 이게 어떻게 결합을 일으키느냐? 할텐데요. 이는 나중에 따로 '쌍극자 모멘트'에 대한 이야기를 통해 풀어드릴 것입니다. 아무튼 고체 내에 전자가 자유롭게 돌아다니는 상태입니다.

▶ 반데르발스 결합 (Van der Waals Bonding)

- 이 결합은 런던힘이라고도 부르고, 분산력과 이온쌍극자결합, 무극성결합, 수소결합 등등 모든것을 포함하여 부릅니다.  

* 사실 이글을 어디에 쓸지 고민은 했는데 지금 제가 적은 내용들은 전부 일반화학1에서 충분히 커버가 되는 내용들입니다. 하지만 다음에 쓸 반데르발스 결합의 자세한 내용은  심화화학 포스팅에 적도록 하겠습니다. 

저번 시간에 제가 VSEPR 이론에 대해 그림과 함께 대략적으로 알려드렸었습니다. 

이번에는 분자의 결합이 극성인지 무극성인지 판단하는 방법을 알려드리려 합니다. 

1) 무극성인 경우

- 전기음성도의 차이가 0에 가까워야함. (그냥 0이여야 한다고 생각하세요)

- 대칭 구조를 이루어야 함.

위 2가지 조건이 동시에 만족해야 합니다. HCl을 예시로 들어봅시다. 얘는 선형으로 대칭구조를 이루지만 전기음성도 차이가 0이 아닙니다. 따라서 극성입니다. 

무극성의 예로는 CH4라던가, N2 같은 동종핵 이원자가 있습니다. 

2) 극성인 경우

- 위 조건 중 하나라도 위배되거나 둘다 위배되면 전부 극성결합입니다.

공유결합은 제가 말했듯이 원자들이 결합할 때 안정성을 추구하기 위해 전자를 공유하며 결합하는 형태를 말합니다.

그리고 그 공유결합이 이루어질 때는 단일결합 뿐만 아니라 이중&삼중 결합을 하기도 합니다. 

여기서 우리는 이제 시그마 결합과 파이 결합이란 것을 배우고자 합니다.  이거 하기전에 우리 먼저 혼성화부터 잡고 다시 봅시다.  혼성화라는 것은 오비탈들이 전자를 공유하기 위해 서로 합체하는 것을 말합니다.

예를 들면 sp2 혼성화를 했다 합시다. 그러면 저렇게 2s, 2p에서 sp2 혼성화 오비탈이 그려집니다. 

제대로된 화학결합의 시작입니다. 루이스 구조가 화학결합 구조를 2차원적으로 표현하는 방법이였다면 VSEPR은 3차원적으로 표현하는 방법입니다.  VSEPR을 표현하는 방법은 2가지가 있습니다.

첫째. 전자 영역으로 판단

- 전자 영역이란? 공유전자와 비공유전자 모두를 포함하는 것으로 전자가 존재하는 모든 영역을 의미한다고 볼 수 있습니다. 암모니아 생각해보세요. NH3의 루이스 구조 그려보면 질소에 비공유전자쌍 1개있죠? 이것까지 포함해서 3차원적으로 표현하면 암모니아는 '사면체' 구조를 보입니다. 

둘째. 분자 기하 구조로 판단

- 얘는 비공유전자는 생각안합니다. 그래서 암모니아의 분자 기하 구조는 전자 영역으로 판단할 때와 달리 '삼각뿔' 모형을 하게 됩니다.  

요약된 그림을 한번 봅시다.

삼각쌍뿔 (전자영역 5개) 한번 봅시다. 비공유전자쌍은 어디서부터 시작되는지 보세요. '적도 부분' 부터 시작되죠? 

적도 부분부터 시작하는 이유는 상대적으로 덜 혼란(?) 시키기 때문입니다.  우리가 결합각을 판단할 때, 비공유전자쌍의 유무와 다중결합의 유무에 따라 달라지는 것은 배우셨을겁니다.  만약 적도가 아니라 북극점 혹은 남극점에서 비공유전자쌍이 찍히게 되면 이상적인 결합각이 이뤄지기가 어렵습니다. 그래서 적도부터 생기는 겁니다.

다만, 팔면체 (전자영역 6개) 의 경우는 적도랑 극점이 서로 다 90도의 결합각을 가지고 있어서 비공유전자쌍을 어디에나 찍든 상관없습니다.

Tip. 삼각쌍뿔의 경우는 적도쪽의 전자영역들은 서로 120도의 결합각. 그리고 극과 적도의 사잇각은 90도입니다. 

그러면 이유를 한번 들어나 봅시다. 대체 왜? 전자영역이 2개일 땐 선형이고, 3개일 땐 평면삼각형이고, 4개일 땐 사면체고~ 왜? 굳이? 저런 구조로 결합을 할까요?  그 이유는 바로 제목에 있습니다. 전자쌍 반발때문이죠. 전자들은 서로 최대한 멀리 떨어지려고 합니다. 그래서 전자영역이 2개일 때는 결합각이 180도일 때가 제일 이상적인 구조이기 때문에 선형구조가 된 것이죠. 

3개일때는요? 서로 결합각이 120도일 때가 서로 제일 멀리떨어져 있으니까 이상적이죠? 똑같습니다. 

여러분들은 이거 기억하실 때, 풍선을 생각하면 좋아요. 풍선이 VSEPR과 똑 닮았거든요. 

어때요? 진짜 똑같져? ㅎㅎ  아무튼, 이 파트는 여러번 눈에 익히신 뒤에 결합구조 각각에 붙는 이름을 알아두셔야 합니다. T자형이라던가, 시소형이라던가 이런거 다 이름봐두세요!

이번에는 화학결합에 있어서 중요한 개념을 살펴볼 것입니다. 이전에 제가 옥텟규칙과 루이스 구조에 대한 설명을 적어드렸었습니다. 

1. 형식전하

- 우리가 루이스 구조를 그리다보면요. 최외각전자의 개수 합을 맞췄는데 이상하게 선지가 1개가 아닌 구조가 나오게 됩니다. 이 경우에는 형식전하를 따져보는게 좋습니다.  대표적인 예시로 이산화탄소가 있습니다.

우리가 이산화탄소에 대한 루이스 구조를 그리려면 먼저 총 최외각전자의 개수를 파악해야 합니다.

산소는 6개, 탄소는 4개니까  16개의 최외각전자 개수를 가지죠? 

이걸 염두해두고 루이스구조를 그려보면 일단 단일결합은 안되고 이중이랑 삼중결합의 선택지가 남게 됩니다. 

자, 이 둘중 맞는 결합은 무엇일까를 판단하는 방법이 형식전하입니다. 먼저 삼중결합일 때를 봅시다.

산소 한쪽은 단일결합이고 다른 한쪽은 삼중결합입니다.

a. 이 때, 단일결합을 하는 산소를 보면 본인이 가지고 있는 최외각전자 개수는 7개입니다. 

b. 그리고 중심원자인 탄소가 갖는 최외각전자 개수는 4개입니다. 

c. 마지막으로 삼중결합을 하는 산소를 보면 본인이 가지고 있는 최외각전자 개수는 5개입니다.

그러면 a문장에 해당하는 산소는 본래 6개에서 1개를 더 갖고있으니까 -1의 산화수를 가집니다.

b문장에서 탄소는 본래 4개에서 변함이 없으므로 0의 산화수구요.

c문장에서 삼중결합 산소는 본래 6개에서 1개를 잃었으므로 +1의 산화수를 가집니다. 

이 산화수들을 다 더하면 0이므로 이산화탄소는 중성임을 알 수 있습니다. 

여기까지만 살펴보면 맞는말인거 같아요. 하지만 산소 둘다 이중결합일 때를 봅시다. 

위에서 했으니까 자세한 절차를 적는건 생략하고 루이스 구조 딱딱 다 그려보면 O=C=O 이런꼴이죠?

각각의 산화수를 판단해보면 0,0,0이 됩니다. 

그러면 둘 중 어떤 선지가 맞는걸까요? 답은 이중결합일 때입니다.  일단 최우선적으로 생각할 것은 화합물의 산화수입니다. 이산화탄소는 중성이므로 여기선 거를게 없습니다. 삼중일때랑 이중일때 둘다 맞거든요.

그 다음으로 볼 것은 본래의 최외각전자 개수와 같느냐 아니냐입니다. 뭐 다 같을순없지만 최대한 '0'이 많을수록 옳은 선지가 됩니다. 따라서 형식전하에 따르면 이산화탄소는 이중결합 구조를 가진게 맞습니다.

2. 공명구조

- 공명구조는 형식전하를 따져봤음에도 불구하고 판단이 안될때 정의하는 방법입니다. 대표적으로 벤젠이 있죠?

위 그림보세요. 다 정답같죠? 근데 엄밀히 말하자면 셋다 틀린 구조입니다. 이제 이러한 경우를 

'컨쥬게이션' 되었다. 라고 생각하시면 됩니다. 편입화학 푸실때 가끔 '컨쥬게이트~ 콘쥬게이트~' 이런 말 보셨을텐데요. 

쉽게 생각해서 공명구조랑 비슷하다고 보시면 됩니다. 제가 재료과학 공부할 때 '공액상태' 를 컨쥬게이션이라고 봤던거 같네여.

어쨌든 공명구조라는 의미로 저렇게 구조를 다 그려준다음 화살표 표시를 해줍니다.  공명구조가 되면요. 일단 무조건 다중결합이 있다는 의미이며 그 과정에서 결합에 참여하지 못한 파이전자들이 비편재된 상태로 자유롭게 돌아다니게 됩니다. 이건 이제 카테고리 [화학결합2]에서 제가 곧 다룰겁니다. 킬링포인트고 연세대 편입화학시험에서 거의 매해 출제합니다. 

3. 옥텟 규칙 예외사항

- 옥텟 규칙 예외사항을 봅시다. 

1) 홀전자 상태 : 루이스 구조 그리실 때 보면 여러분들은 비공유전자쌍이나 공유결합을 할 때, 항상 2개씩 전자를 찍어줍니다. 근데 꼭 2개씩 따라다녀야 하는 것은 아닙니다. 대표적으로 NO가 있습니다. NO처럼 총 최외각전자 개수가 홀수인 경우도 예외로 옳다고 해줍니다. 다만, 이러한 상태인 경우는 절대적인 상자기성이고 불안정한 상태입니다. 

포인트는 상자기성입니다. 연세대에서 한번 다원자의 자기성을 판단하라는 객관식 문제가 나온적이 있습니다. 다른 선지가 워낙 쉬워서 다들 맞힌 문제였는데  '아니 일반화학 수준에서 다원자 자기성을 MO로 어떻게 판단해?' 라고 생각들 많이하셨을 겁니다. 그 때 팁을 하나 드리자면  다원자의 총 최외각전자개수를 봐라! 이겁니다. 홀수면 무조건 상자기성입니다. 

2) 중심 원자가 팔전자보다 아래의 개수를 가질 때 : 대표적인 예가 BF3입니다. 이건 왜그러냐면 제가 이전에 설명한 전기음성도 때문에 그렇습니다. F는 전기음성도가 제일 큰 녀석입니다. 그런 친구가 B와 공유결합을 하는데 자기 전자를 내주겠습니까? B한테서 전자를 얻으려하겠죠? 그래서 B는 6개의 전자를 가짐에도 불구하고 전기음성도 때문에 그냥 그대로 F와 단일결합을 하게된겁니다.

3) 중심 원자가 팔전자보다 많을 때 : SF6가 대표적이죠. 얘도 마찬가지로 전기음성도 때문에 그렇습니다. 이유는 2번과 똑같아요. 

이걸 보면 여러분이 느끼셨겠지만 옥텟 규칙은 사실 적용되는 것보다 예외가 더 많습니다. 옥텟 규칙이 적용되는 곳은 1주기,2주기 원소뿐이에요. 3주기부터는 전이금속도 있고 원자가 점점 우리의 상식을 벗어나는 행동들을 합니다 ㅋㅋ

격자에너지의 정의는 다음과 같습니다. 

- 고체 화합물 1몰을 기체 이온으로 분리시키는데 필요한 에너지

분리할 때 필요한 에너지이므로 열을 흡수해야하기 때문에  엔탈피는 항상 양수입니다. 

격자에너지의 크기는 어떻게 결정되는 것일까요? 한번 생각해봅시다. 제가 적은 격자에너지의 정의에서 답을 찾을 수 있어요 ㅎㅎ 

고체 화합물을 분리시킨다고 했으므로 현재 원자들이 결합된 상태를 의미합니다. 그러면 쿨롱힘이 적용된 상태라고 생각하시면 되겠군요? 즉, 격자에너지의 크기는 전하량에 비례하며, 원자 사이의 간격 (원자 결합반지름)에 반비례할 것입니다. 

위 격자에너지는 이온결합일 때 해당하는 내용입니다.  그러면 제가 제목에 적은 전기음성도는 공유결합일 때 해당하는 개념일까요? 반은 맞고 반은 틀립니다.

전기음성도의 정의는 다음과 같습니다.

- 화학 결합을 시도할 때, 전자를 받으려는 세기를 의미한다.

즉, 각각 결합을 하려할 때 전기음성도의 차이에 따라 이온결합인지, 극성 공유 결합인지, 무극성 공유 결합인지 판단하게 된다는 것이죠.  전기음성도 값은 다 외우실 필요는 없고 일부 중요한것만 외우면 됩니다.

1. F : 플루오린입니다. 가장 큰 전기음성도 값을 가집니다. 4.0

2. H : 수소는 전기음성도 값이 2.1입니다.

3. Li, Be, B , C , N , O :  플루오린의 왼쪽에 있는 원소들인데 얘네들은 기억하기가 쉽습니다. 거의 -0.5씩 감소하거든요.

산소는 3.5  질소는 3.0  탄소는 2.5 이런식으로 감소합니다. 그러면 리튬이 제일 작겠죠? 0.9의 전기음성도 값을 가집니다. 

4. Cl : 플루오린 아래에 있는 할로겐 원소인 염소입니다. 얘는 전기음성도 값이 3.0입니다. 

제가 적어드린 위 4항목만 외우시면 전기음성도에 대한 문제는 걱정안하셔도 됩니다.

이제 전기음성도 차에 따라 어떤 결합을 의미하는지 간단히 살펴보고 끝내겠습니다.

1) 전기음성도 차가 2.0이상 : 이온 결합

2) 전기음성도 차가 0.5이상 2.0미만 : 극성 공유 결합

3) 전기음성도 차가 0.5미만 : 무극성 공유 결합

자, 이제 화학결합의 시작입니다. 루이스 구조는 여러분들이 잘 알다시피 

이렇게 생긴 구조. 단일결합인지 다중결합인지. 그리고 비공유전자쌍은 어디에 위치하는지 2차원적으로 표현한 구조를 말합니다. 많이 익숙하실겁니다. 고등학교 화학에도 아주 자주 나오는 개념이니까요. 

위 그림을 토대로 설명해볼게요. 일단 물 분자구조를 그린 것인데  수소는 산소와 단일결합을 한 상태입니다. 

여기서 옥텟 규칙을 알아야 합니다.  제가 저번 포스팅에서 잠깐 언급해드렸는데 옥텟 규칙이라는 것은 원자들이 가장 안정할 때가 최외각 전자를 8개가지고 있을때입니다. 근데 수소와 헬륨은 예외로 최외각전자를 2개만 가지고 있으면 됩니다. 2개만 있으면 안정합니다.  산소를 볼까요? 산소를 보면 옥텟규칙을 만족하기 위해 공유전자 4개 + 비공유전자 4개를 맞추려 합니다. 그래서 비공유전자 2쌍이 산소에 찍힌 것이죠. 

옥텟규칙은 주족원소에만 적용되는 개념입니다. 불완전한 규칙이에요. 전이원소는 옥텟규칙을 고려하지 않는게 좋습니다. 그리고 수소와 헬륨처럼 주족원소임에도 불구하고 옥텟규칙에 위배되는 경우가 다수 존재합니다. 

옥텟규칙의 예외 경우를 몇개 설명하고 마치겠습니다. (주족 원소의 경우에서의 예외 사항입니다.)

1. 홀전자를 가지는 경우.

대표적인게 NO입니다. 이들은 불안정도가 매우 크다는 특징을 가지고 있습니다. 시험에 잘 나오진 않습니다만 홀전자를 가질수도 있구나~ 라는 것만 익히세요.

2. 팔전자가 안되는 경우

이 경우는 전기음성도에 의해 중심원자가 팔전자를 가지지 못하는 경우입니다. 대표적인 예가 BF3인데요. F는 전기음성도가 매우 큰 원소라서 B에게 전자를 내주려 하지 않습니다. 전기음성도는 제가 나중에 설명드릴 개념이긴 한데 

화학결합을 할 때 전자를 자기한테 가져오려는 세기를 나타내는 개념입니다.

3. 팔전자를 넘어서는 경우

이 경우는 SF6가 대표적인 예인데 주로 3주기 이상부터 이런게 보입니다. 

두 개념은 서로 상반되는 개념입니다. 

이온화 에너지란? 원자로부터 전자를 떼어내기 위해 요구되는 에너지를 말합니다. 특징으로는 이 에너지 값은 '양수'라는 점인데요. 이 의미는 전자를 떼어내기 위해 에너지를 흡수한다고 보시면 되겠습니다.

전자 친화도란? 반대로 원자에 전자를 첨가해주기 위해 요구되는 에너지를 말합니다. 눈치채셨겠지만 특징으로는 음수값을 가진다는 점입니다. 둘다 단위는 kJ/mol입니다. 

먼저 이온화 에너지의 주기적 성질을 보도록 합시다. 

이온화 에너지는  유효핵전하와 핵과 전자 사이의 거리에 의존합니다. 그렇기 때문에 일반적으로는 주기율표 상에서 위로 갈수록 그리고 오른쪽으로 갈수록 많은 에너지가 요구됩니다. 

다만, 조심하셔야할 것은 이온화 에너지가 가지는 예외성입니다. 대표적인 예 2개만 알고가시면 됩니다. 

1) Be의 이온화 에너지가 B보다 높다는 것.  2) N이 O보다 더 큰 이온화 에너지를 가진다는 점

1번의 이유는 오비탈과 관련있습니다. Be은 1s2s오비탈이 다 채워진 상태로 안정한 상태입니다. 그렇기 때문에 여기서 전자를 제거하려면 앙탈부리는거죠. 아아 싫어요! 꺼지세여! 이런거죠  근데 B를 보면 p오비탈에 전자 하나 덩그러니 놓여있습니다. 저라도 혼자 교실에 남아있으면 나가고 싶을거에요 ㅎㅎ;; 

2번의 이유는 훈트의규칙에 관련있습니다. 오비탈을 그려보시면 N은 2p^3이구요. O는 2p^4입니다.  훈트의 규칙이 뭐였나요? 전자들은 오비탈에 채워질 때, 비어있는 자리에 먼저 채워지는 성질을 가진다는거죠?  여러분들이 버스에 앉으면 옆자리에 누구없으면 편히 가듯이요. 산소를 보면 이제 짝지어진 전자가 존재합니다. 그렇기 때문에 여기서 전자를 하나 제거한다고하면 옳다구나 하고 어서 데려가세요~ 그러는거죠

다음은 전자 친화도를 봅시다.

- 전자 친화도의 주기적 성질을 보시면요. 할로겐 족이 제일 큰 음수값을 가집니다. 제가 전자 친화도는 음수값 가진다고 했져?  근데 왜 할로겐 족이 유독 이럴까요?  왜냐하면 얘네들은 전자를 하나만 더 받으면 '옥텟 규칙' 이라는 것을 만족하기 때문입니다. 이제 곧 옥텟 규칙에 대해 설명할건데 간단히 말씀드리자면  최외각 전자의 개수가 8개일 때 원자가 가장 안정하다라는 규칙입니다. 그래서 영족기체들이 가장 높은 안정성을 띠죠. 비활성 기체라는 말이 그래서 나온겁니다.

그래서 알칼리금속애들은 전자 친화도가 크지 않습니다. (큰 음수가 아니라는 뜻)

신기한 것은 2족애들입니다. 얘네는 영족기체와 거의 유사한 값을 가집니다. 왜일까요? 바로 오비탈때문입니다. 이온화 에너지와 그 이유가 비슷하죠?  s오비탈에 다 꽉채워진 상태라 더 이상 전자를 받고싶지 않다~ 이런겁니다.

전자 친화도는 딱히 두드러지는 경향성이 없어서 이렇게만 알아두시면 될겁니다. 

먼저 원소 주기율표부터 봅시다. 지금부터 설명할 위 3가지 개념은 원소 주기율표를 바탕으로 이루어집니다.

1. 유효 핵전하

- 유효 핵전하라는 것을 이해하려면 보어의 수소 모델을 떠올리면 됩니다. 핵 주변에 도는 전하들. 이들을 핵전하라고 합니다. 다만 이 핵전하는 전부 핵에 영향력을 미치진 못합니다. 핵 주위에는 수많은 궤도들이 존재합니다. 만약 1번궤도에서 전하 2개. 2번궤도에서 전하가 5개 있다고 합시다. 그러면 2번궤도에서 전하 5개는 1번궤도에 존재하는 전하 2개에 의해 실질적으로는 3개의 전하만이 핵에 영향력을 행세할 수 있습니다. 

이를 유효핵전하라고 합니다.  공식도 있던데 딱히 외울 필욘 없어보여요. Z_eff =Z-S 라고 나오던데

Z_eff가 유효핵전하고 Z는 핵전하, S는 가리움 상수를 뜻합니다.

유효 핵전하는 주기율표 상에서  왼쪽으로 갈수록 커지는 모습을 보입니다. 아래로 내려가는 것은 큰 차이는 없으나 미세하게나마 증가하는 편입니다. 

2. 원자 반지름

- 원자 반지름은 원자 간의 결합 반지름이라 봐도 됩니다. 그렇기 때문에 여러분도 유추할 수 있듯이 두 원자 간의 인력의 세기가 강하다면  원자 반지름은 작아진다고 볼 수 있습니다. 바로 쿨롱힘이 원자 반지름과 연관이 있죠.

그렇다면 원자 반지름은 어떨 때 커질까요? 일단, 원자의 크기 자체가 크다면 반지름도 커지겠죠? 당연합니다. 

따라서 원자 반지름은 주기율표 상에서 아래로 내려갈수록 강합니다.  그러면 좌우는 어떠할까요?

전하량의 크기는 몇가이온인지가 중요하다고 생각하실겁니다. 따라서 원자 반지름은 굳이 따지자면 2가 양이온, 2가 음이온인 부분이 제일 반지름이 작다! 라고 생각하곤 합니다. 

틀린 생각이지만 그래도 헛짚었지는 않았습니다. 오히려 괜찮은 접근입니다. 실제로 원자 반지름은 1족 이온들이 가장 큽니다. 1가이온들로 이루어져있기 때문입니다.  그러면 대체 왜? 17족 이온은들 원자 반지름이 커야맞지 않을까?

그 이유는 유효 핵전하에 있습니다. 유효 핵전하는 주기율표 상에서 오른쪽으로 이동할 수록 커진다고 했습니다. 즉, 핵이 이 전하들을 끌어당기는 힘이 커진다는 의미이기 때문에 원자 반지름은 감소하게 됩니다.

"원자 반지름은 주기율표 상에서 아래로 내려갈수록 커지며, 왼쪽으로 갈수록 커진다."

3. 이온 반지름

- 이온 반지름은 전자 구름을 근거로 합니다. 따라서 전자 쌍 반발력이 전자 구름의 크기를 결정합니다.  

그렇기 때문에 동일한 전하 상에서는 아래로 갈수록 커집니다. 아래로 갈수록 커지는 이유는 궤도가 늘어나니까 전자 구름 영역이 훨씬 커지기 때문입니다.  그러면 좌우는 어떤가요? 이거는 쉽게 결정을 못합니다. 일반적으로는 양이온과 중성원자와 음이온 3개를 비교하는데요. 음이온일 때 이온 반지름 크기가 큽니다. 왜냐? 전자가 더 있는 상태니까 전자쌍 반발력이 더 커질테니까요. 그런 이유라면 이온 반지름의 크기는 '양이온 < 중성 원자 < 음이온'이 되겠죠?

이온 반지름에서는 등전자계열의 반지름 크기를 비교하는게 나름의 킬링 포인트입니다. 

지금 제가 위에서는 전자의 개수에 따라 이온 반지름 크기를 비교했죠? 이번에는 전자가 같을 때 이야기입니다. 이들을 등전자 계열이라고 하는데 등전자 계열일 때는 원자 번호가 큰 애일수록 이온 반지름이 감소합니다.  그 이유는 이온 반지름은 핵전하가 증가할수록 감소하는 모습을 보이기 때문입니다.