1) 화학 결합
화학 결합은 화학 물질을 구성하는 복수의 원자를 함께 묶는 결합입니다. 화학결합은 크게 분자 내의 원자를 연결하는 분자내 결합과 분자를 다른 분자에 연결하는 분자간 결합으로 나눌 수 있으며, 분자간 결합을 만드는 힘을 분자간 힘이라고 합니다. 금속 결정이 통상적인 의미의 '분자'라고 말하기는 어렵지만, 금속 결정을 구성하는 결합(금속 결합)을 설명하는 띠 이론은 분자 내 결합의 원자 수가 무한대로 점프하는 극한을 취하여 금속 결합의 개념을 정식화합니다.
분자 내 결합, 분자 간 결합 및 금속 결합 모두에서 화학 결합을 생성하는 힘은 다른 원자에서 음전하를 띤 전자를 끌어당기는 원자의 양전하를 띤 핵의 전자기력에 의해 실현됩니다. 물리학에서는 4 종류의 힘이 알려져 있지만, 전자기력 이외의 3 가지 힘은 전자기력보다 훨씬 작거나 힘의 범위가 좁기 때문에 화학 결합을 형성하는 주요 요인은 아닙니다. 따라서 나중에 화학 결합에서 설명하는 공유 결합 및 이온 결합과 같은 세부 분류는 전자기력이 원자의 상태와 어떤 형태로 작용하는지에 따른 분류입니다.
화학 결합의 공식화를 위해서는 양자 역학이 필수 불가결한 여러 원자가 있는 상태에서 전자의 궤도를 결정해야 합니다. 그러나 많은 단순 화합물과 많은 이온에 대한 화학 결합에 대한 정성적 설명과 간단한 정량적 추정치를 제공하기 위해 양자 역학에서 얻은 지식에 원자가 전자 및 산화수와 같은 분자의 구조와 구성을 사용하여 고전적인 역학적 고려 사항을 추가하는 것도 가능합니다.
반면에 금속 복합체와 같은 복잡한 화합물에서는 원자가 전자 이론이 분해되고 그 행동의 대부분은 양자 역학에 기반한 이해가 필요합니다. 이것은 라이너스 폴링(Linus Pauling)의 저서 '화학 결합의 본질(The Nature of the Chemical Bond)'에서 자세히 논의되고 있습니다.
2) 분자 내 결합
분자간 힘이 작용하는 메커니즘에 대한 질적 설명은 다음과 같습니다. 분자의 원자는 원자 A의 핵과 원자 B의 전자 사이에 작용하는 전자기력 F1에 의해 끌리며, 이는 A와 B 사이의 분자 내 결합을 구성하는 인력입니다. 한편, 원자 A의 핵과 원자 B의 핵 사이에는 전자기 반발력 F2 가 작용하고, 마찬가지로 원자 A의 전자와 원자 B 의 전자 사이에는 반발력 F3 가 작용합니다.
그러나 원자 사이의 거리가 적절한 근접성(결합 거리)에 관한 경우 인력은 반발력보다 큽니다. 고전역학에서는 원자의 중심에 핵이 있고 전자가 멀리 날아가기 때문에 핵과 전자 사이의 거리가 핵과 핵 사이의 거리보다 작고, 반발력 F2가 인력 F1이다미만. 또한 전자는 원자핵보다 가볍기 때문에 전자와 전자는 반발력에 의해 쉽게 분리되기 때문에 전자와 전자 사이의 척력 F 3 도 더 작습니다.
결국 인력이 반발력 F2 + F3 를 압도 하고 분자의 원자가 서로 끌어 당깁니다.
이미 언급했듯이 분자 내 결합이 일어나기 위해서는 원자 사이의 적절한 범위 내에 있으며, 거리가 너무 가까우면 반발력에 의해 거리가 분리되어 결국 결합 거리 근처에 정착하게 됩니다. 이 사실은 양자 역학의 지식을 사용하여 중심 역장 시스템을 해결함으로써 입증 될 수 있습니다.
3) 원자의 전자 구성 설명
분자 내 결합을 보다 자세히 설명하기 위해 전자 궤도에서 양자 수의 개념을 설명하고 양자 수를 사용하여 분자 내 결합을 설명합니다. 원자에서 전자의 궤도는 실제로 양자 역학에 따라 궤도가 "양자화"됩니다(= 점프 오프 값 취). 전자의 궤도는 네 가지 유형의 양자 수의 자연수 값을 특징으로 합니다. 4개의 양자 숫자는 전자가 K 껍질, L 껍질, M 껍질을 가질 때입니다. 쉘의 s, p, d 궤도 중 어느 것을 결정하는 주요 양자 수 어느 쪽에 들어갈지 결정하는 방위각 양자수, 궤도 각운동량, 스핀 각운동량이 위쪽인지 아래쪽인지를 각각 결정하는 자기 양자수로 구성됩니다.
분자 내 결합을 설명하는 데 중요한 요소는 동일한 원자에 있는 두 개의 다른 전자가 동일한 양자 수(Pauli의 배제 법칙)를 가질 수 없다는 사실입니다. 따라서 원자 내의 다른 전자는 서로 다른 궤도에 있으며, 예외가 있지만 기본적으로 전자는 에너지 상태가 가장 작은 궤도에서 순서대로 묻혀 있습니다.
하나 이상의 전자가 있는 껍질, 가장 바깥쪽 껍질을 원자가 껍질[5] 또는 가장 바깥쪽 껍질이라고 하고 원자가 껍질의 전자를 원자가 껍질 전자 또는 가장 바깥쪽 껍질 전자라고 합니다.
화학 결합에 관여하는 것은 기본적으로 높은 에너지 상태를 가진 불안정한 궤도의 전자이며, 주로 가장 바깥쪽 껍질 전자입니다. Pauli의 배제 원리에 따르면 가장 바깥쪽 껍질에는 유한한 수의 원자만 배치할 수 있습니다. 가장 바깥쪽 껍질에 최대 수의 전자가 포함되어 있으면 가장 바깥쪽 껍질을 닫힌 껍질이라고 합니다. 닫힌 껍질은 안정된 상태이며, 반대로 가장 바깥쪽 껍질에 과도한 전자가 있으면 전자기력에 의해 전자가 다른 원자핵으로 끌어당겨집니다. 또한 가장 바깥쪽 껍질에 전자가 부족하면 다른 원자의 가장 바깥쪽 껍질에 있는 잉여 전자가 전자기력에 의해 끌어당겨 누락된 부분을 보상합니다.
4) 전기 음성도에 의한 분류
이러한 방식으로 전자기적으로 끌어당겨진 원자 사이의 분자 내 결합을 설명하기 위한 매개변수로 전기 음성도(electronegativity)라는 척도가 있습니다. 이것은 원자가 원자 외부로 전자를 끌어당기는 정도를 측정한 것입니다. 결합된 두 원자 사이에 전기 음성도에 극단적인 차이가 있으면 가장 바깥쪽 껍질 전자가 전기 음성도가 더 높은 원자를 향해 완전히 이동합니다. 이 상태의 분자 내 결합을 이온 결합이라고 합니다.
반면에 둘의 전기 음성도가 완벽하게 균형을 이룰 때 가장 바깥쪽 껍질 전자는 두 원자에 의해 "공유"됩니다. 이 상태를 비극성 공유 결합이라고 합니다. 전기 음성도가 둘 중 중간에 있으면 가장 바깥쪽 전자가 하나의 원자에 약간 끌리는 "극성" 공유 상태가 됩니다. 이 상태를 극성 공유 결합(polar covalent bond)이라고 합니다. 비극성 또는 극성 공유 결합을 공유 결합이라고 합니다.