루이스 구조

분자 내 원자의 결합과 비공유 전자쌍을 점과 선을 이용하여 표시하는 방법

목차

루이스(Lewis) 구조란 분자를 구성하는 원자들 사이의 결합과 원자에 존재할 수 있는 비공유 전자쌍을 나타내는 표시법을 말한다. 루이스 구조는 분자 내 공유 결합과 배위 화합물까지도 표시할 수 있는 방법이다. 루이스 구조를 표현하는 방법은 미국의 화학자 루이스(Gilbert N. Lewis) 교수가 쓴 'The Atoms and the Molecules'에 소개 되었기 때문에 그 이름을 기려서 루이스 구조라고 부른다. 루이스 구조는 기본적으로 분자 내에서 원자의 위치를 원소 기호를 이용하여 나타내고, 원자간 결합은 선 또는 한 쌍의 점(두 개의 점, 즉 두 개의 전자가 하나의 공유 결합을 이룸을 의미)을 이용하여 나타낸다. 또한, 원자 내에 결합에 참여하지 않은 전자 역시도 한 쌍의 점(두 개의 전자)의 형태로 비공유 전자쌍을 의미하여 원소 기호 옆에 위치시킬 수 있다. 가령 아래의 물 분자의 구조를 살펴보면, 물은 두 개의 수소 원자와 한 개의 산소 원자로 구성되어 있으며, 그 구조는 산소 원자가 가운데 위치하고 수소 원자가 양쪽에 위치함을 알 수 있다. 두 개의 수소 원자는 하나의 산소 원자와 각각 공유 결합을 하고 있기 때문에 선으로 표시되어 있고, 선을 구성하는 두 개의 전자 중 하나는 수소로부터 하나는 산소로부터 제공되었다. 또한, 산소에는 공유 결합에 참여하지 않은 4개의 전자가 남아있기 때문에, 이 전자들이 두 개의 비공유 전자쌍으로 표시된다.

물 분자의 루이스 구조

루이스 구조의 루이스는 미국의 화학자 길버트 루이스(Gilbert Newton Lewis: 1875.10.23~1946.03.24)의 이름을 딴 것으로 분자 구조 내 결합을 설명하는 관점에서 그 업적의 중요성이 매우 높다. 그는 매사추세츠 주 웨이머쓰(Weymouth) 출생으로, 1899년 하버드 대학교에서 이학 박사를 취득하였다. 이후 1906년까지 하버드 대학교에서 근무하다가 1907년 MIT (매사추세츠 공과대학, Massachusetts Institute of Technology)에서 조교수로 재직하다가 1911년 교수로 승진한 후 University of California, Berkeley(버클리에 위치한 캘리포니아 주립대학교)로 옮겼다. 루이스는 연구 초기 용액 내의 움직임을 연구하여 활동도 개념을 도입하였으며, 용액의 열역학적 거동에 대한 기초를 확립하였다 (1908년). 이후 버클리 대학에서는 핵을 고려하지 않고 전자를 중점적으로 생각하는 원자 모형을 제시하여 여덟 전자 규칙, 루이스 분자 구조, 루이스 산-염기 등을 정리하였다 (1916년). 이후에도 벤조산에서의 치환체 영향, 중수에 관한 연구, 형광과 인광의 상태 등을 밝힌 광화학 연구 등, 다양한 연구를 수행하였다.

주기율표 상에서 2주기(두 번째 행)까지 주족 원소(main group element)의 경우 최외각 전자껍질에 총 8개의 전자를 채우고자 하는 규칙인 여덟 전자 규칙(octet rule)은 루이스 구조와 매우 밀접한 상관 관계가 있다. 여덟 전자 규칙을 만족하는 상태가 되면 원소 기호 아래/위/좌/우에 각각 두 개의 전자씩 총 8개의 전자가 배치되는 상태가 된다. 또한, 각 원자는 다른 원자와의 결합을 통해 전자를 얻거나 잃거나 공유하며 8개의 전자를 채우려고 한다.

하지만 모든 원자 사이의 결합이 여덟 전자 규칙으로 설명되는 것은 아니며, 원자번호 1번인 수소의 경우 최외각에 두 개의 전자만을 갖고, 주기율표에서 3주기로 넘어가면서 d 오비탈 또는 f 오비탈이 관여하게 되고, 12개의 전자 배치를 따르거나 18개의 전자 배치까지 확장될 수 있다.

형식 전하(型式 電荷)는 분자 구조 내에서 단어 그대로 형식적으로 나타내지는 전하의 상태를 보여주는 것으로, 일반적으로 구조 내에서 전자의 상태를 정확하게 표현하지는 못한다. 하지만 루이스 구조를 이용하여 공명 등을 나타내거나 비교할 때 원자가 가진 공유 결합과 비공유 전자쌍을 고려한 형식 전하가 유용하게 사용될 수 있다.

형식 전하는 원자가 가진 비공유 전자쌍은 오롯이 원자에게 할당되고, 두 개의 원자 사이에 형성된 공유 결합의 경우에는, 결합을 구성하는 전자 중 1/2씩 나눠서 할당한다는 것을 기본 조건으로 한다. 즉, 아래의 그림에서 질소 원자에 할당된 전자수를 생각해보면, 질소 원자 아래 비공유 전자쌍의 전자 2개는 모두 질소에게 할당되어 있고, 질소-수소 사이의 단일 결합이 세 개가 있는데, 하나의 공유 결합은 두 개의 전자로 이뤄지므로, 총 6개의 전자가 질소-수소 사이의 공유 결합에 관여하고 있고, 이 중 1/2인 3개가 질소 원자에 할당된다. 따라서 총 2개 + 3개 = 5개의 전자가 질소에 할당되어 있는 상태이다.

암모니아 분자의 루이스 구조

마지막으로 질소 원자는 기본 상태의 원자가 전자가 5 이므로, 암모니아의 경우 원래 가지고 있어야 하는 전자도 5개, 암모니아 분자 내에서 실제 할당된 전자도 5개이므로, 이 경우는 형식 전하가 0 이라고 표기한다.

또한, 루이스 구조와 형식 전하가 유용한 예로 N₂와 CO가 있다. 이 두 분자는 등전자 분자(isoelectric molecules)여서 루이스 구조가 같다. 즉, N₂도 질소 원자와 질소 원자 사이의 삼중 결합, 일산화 탄소도 탄소와 산소 사이에 삼중 결합을 하나 가지고 하나의 비공유 전자쌍을 갖는다. 그런데 탄소는 최외각 전자가 4개이고, 산소는 6개이다. 따라서, 일산화 탄소의 경우 삼중 결합 중 하나의 결합에 해당하는 두 개의 전자가 모두 산소에서 온다. 따라서, 이 경우 산소의 형식 전하는 +1이고, 탄소의 형식 전하는 -1이 된다.

질소(좌)와 일산화 탄소(우)의 루이스 구조. 일산화 탄소의 경우 삼중 결합을 이루는 전자 중 4개가 산소에서 오기 때문에 탄소는 형식 전하 -1을 가지게 된다.

하지만 일산화 탄소가 갖는 산소의 형식 전하 +1과 탄소의 형식 전하 -1은 산소/탄소의 전기음성도와 산화수 차이와 맞지 않는다. 이 때문에 일산화 탄소는 특이한 성질을 나타내는데, 예를 들어 일산화 탄소 내 탄소의 음전하가 우리 몸 혈액 속 적혈구의 헤모글로빈을 이루는 철 이온의 양전하에 끌리기 때문에, 일산화 탄소는 산소보다 헤모글로빈에 200배나 강하게 결합하여 산소의 운반을 방해하는 성질을 보인다. ¹⁾

1. ' Brown TL, LeMay, JR HE, Bursten, BE, Murphy CJ, Woodward PM. 2012. Chemistry Central Science. 12nd edn. Illinois: Pearson.