분자 간 힘: 끓는점, 증기 압력, 용해도

분자 안의 결합이 아니라 분자 사이의 인력

공유 결합은 분자의 원자들을 붙잡고 있습니다. 분자 간 힘(IMF)은 떨어져 있는 분자 사이의 훨씬 약한 인력이며, 액체가 끓거나 고체가 녹을 때 극복해야 하는 것입니다. 물이 끓을 때 생기는 기체도 여전히 H₂O 분자로 이루어져 있으며, O–H 결합은 끊어지지 않습니다. 이웃한 분자 사이의 인력만 무너집니다.

이 힘은 분자들이 서로 얼마나 강하게 달라붙는지를 좌우하므로 여러 물리적 성질을 함께 지배합니다. 분자 간 힘이 강할수록 대체로 끓는점이 높고, 증발 엔탈피가 크고, 같은 온도에서 증기 압력이 낮으며, 흔히 점성과 표면 장력도 높습니다. 분자 간 힘의 순위를 매길 수 있으면 대개 이 모든 것의 순위를 한꺼번에 매길 수 있습니다.

모든 물질에 존재하는 런던 분산력

분산력은 전자 분포가 요동치기 때문에 생깁니다. 어느 순간에는 분자 속 전자가 약간 고르지 않아 일시적인 쌍극자가 생기고, 이것이 이웃에 짝이 되는 쌍극자를 유도합니다. 둘은 잠깐 끌어당기며 이 양상이 액체 전체에서 되풀이됩니다. 극성이든 아니든 모든 원자와 분자는 분산력을 경험합니다.

분산력의 세기는 편극성, 곧 전자구름이 얼마나 쉽게 찌그러지는지에 달려 있습니다. 전자가 더 많은 큰 분자는 편극성이 크므로, 비슷한 화합물 계열 안에서는 대체로 몰 질량에 따라 분산력이 커집니다. 모양도 중요합니다. 길게 뻗은 분자는 같은 화학식의 작고 가지 친 분자보다 이웃과 맞닿는 표면이 더 넓어 서로 더 강하게 끌어당깁니다.

분산력을 과소평가하지 마십시오. 큰 분자에서는 분자가 극성이더라도 전체 인력에서 가장 큰 몫을 하는 경우가 많습니다.

쌍극자–쌍극자 인력과 수소 결합

극성 분자는 영구 쌍극자를 가지므로 액체 속에서 한 분자의 부분 양전하 쪽 끝이 다른 분자의 부분 음전하 쪽 끝 가까이에 오도록 배향하는 경향이 있습니다. 이 쌍극자–쌍극자 인력은 항상 존재하는 분산력에 더해집니다. 분자가 극성인지 판단하려면 결합의 극성과 모양이 모두 필요합니다.

수소 결합은 특히 강한 쌍극자–쌍극자 인력입니다. 질소, 산소, 플루오린에 공유 결합한 수소 원자(주개)와, 가까이 있는 N, O, F 원자의 비공유 전자쌍(받개)이 필요합니다. 매우 극성인 N–H, O–H, F–H 결합 때문에 작은 수소 원자가 큰 부분 양전하를 띠고, 받개의 비공유 전자쌍에 가까이 다가갈 수 있습니다.

분자는 주개가 아니면서 받개일 수 있습니다. 아세톤 (CH₃)₂CO는 산소에 비공유 전자쌍이 있지만 모든 수소가 탄소에 결합해 있으므로 아세톤 분자끼리는 수소 결합을 할 수 없습니다. 그러나 물로부터 수소 결합을 받을 수는 있으며, 이것이 아세톤이 물과 어떤 비율로든 섞이는 한 가지 이유입니다.

이온–쌍극자 힘과 이온성 고체의 용해

이온성 고체가 물에 녹을 때 각 이온은 자신을 향해 배향한 물 분자에 둘러싸입니다. 부분 음전하를 띤 산소 쪽 끝은 양이온을, 부분 양전하를 띤 수소 쪽 끝은 음이온을 향합니다. 이 이온–쌍극자 인력은 결정에서 이온을 떼어 내는 데 필요한 에너지의 상당 부분을 상쇄할 만큼의 에너지를 방출합니다. 이 인력은 전하가 크고 크기가 작은 이온일수록 강합니다.

이온–쌍극자 힘은 브로민화 칼륨이 물에는 잘 녹지만, 이온을 끌어당길 쌍극자가 없는 헥세인에는 거의 녹지 않는 이유를 설명합니다. "비슷한 것은 비슷한 것을 녹인다"는 일반 규칙이 이를 요약합니다. 물질은 자신의 분자 간 힘과 비슷한 분자 간 힘을 가진 용매에 가장 잘 녹습니다. 무극성 분자인 아이오딘은 용질과 용매 사이의 분산력이 각 순수한 물질 내부의 분산력과 비슷한 헥세인에 잘 녹습니다.

풀이 예제: 몰 질량이 거의 같은 세 액체

뷰테인(CH₃CH₂CH₂CH₃), 아세톤((CH₃)₂CO), 1-프로판올(CH₃CH₂CH₂OH)을 끓는점 순으로 나열합니다. 먼저 소수 둘째 자리로 반올림한 IUPAC 표준 원자량(H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol)으로 몰 질량을 비교합니다. 뷰테인 C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. 아세톤 C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol. 1-프로판올 C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol. 질량 차이가 4% 미만이므로 분산력은 대략 비슷할 것이고, 차이는 극성에서 나옵니다.

다음으로 힘을 분류합니다. 뷰테인에는 C–C와 C–H 결합만 있어 본질적으로 무극성이므로 분산력만 있습니다. 아세톤에는 평면 삼각형 배열에서 상쇄되지 않는 극성 C=O 결합이 있으므로 쌍극자–쌍극자 힘이 더해지지만, O–H 결합이 없어 수소 결합을 줄 수는 없습니다. 1-프로판올에는 O–H기가 있으므로 수소 결합이 더해집니다. 예측은 뷰테인 < 아세톤 < 1-프로판올입니다.

NIST Chemistry WebBook은 표준 끓는점을 뷰테인 약 273 K(0 °C), 아세톤 329.3 K(56.2 °C), 1-프로판올 370.3 K(97.2 °C)로 싣고 있으며, 환산은 T(°C) = T(K) − 273.15를 씁니다. 순서는 예측과 일치합니다. 같은 추론이 실온에서의 증기 압력 순위를 반대 순서로 매깁니다. 뷰테인은 25 °C에서 기체이고, 아세톤은 빠르게 증발하며, 1-프로판올은 더 느리게 증발합니다.

풀이 예제: 분자 크기가 쌍극자를 앞설 때

이제 다이에틸 에터((C₂H₅)₂O), 1-뷰탄올(CH₃CH₂CH₂CH₂OH), 헥세인(C₆H₁₄)을 비교합니다. 다이에틸 에터와 1-뷰탄올은 둘 다 C₄H₁₀O인 이성질체입니다. 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. 헥세인은 더 무겁습니다. 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. 다이에틸 에터는 극성이지만 O–H 결합이 없고, 1-뷰탄올은 수소 결합을 할 수 있으며, 헥세인은 무극성입니다.

두 이성질체 사이에서는 수소 결합이 결정합니다. 1-뷰탄올은 다이에틸 에터보다 훨씬 높은 온도에서 끓어야 합니다. 헥세인이 교훈이 되는 사례입니다. 극성만으로 따지면 가장 마지막이 되겠지만, 헥세인은 더 크고 전자가 더 많으며 길게 뻗은 사슬이므로, 분산력이 에터의 분산력에 약한 쌍극자–쌍극자 인력을 더한 것보다 큽니다.

NIST 값이 이를 확인해 줍니다. 다이에틸 에터 307.7 K(34.6 °C), 헥세인 341.9 K(68.8 °C), 1-뷰탄올 390.6 K(약 117 °C)입니다. 교훈은 극성 비교가 크기가 비슷한 분자 사이에서 가장 안전하다는 것입니다. 크기가 크게 다를 때는 분산력을 먼저 고려한 다음, 쌍극자나 수소 결합이 이를 뒤집을 만큼 강한지 물으십시오. 용해도도 이 힘을 따릅니다. 헥세인은 물에 본질적으로 녹지 않지만, 물과 수소 결합을 할 수 있는 1-뷰탄올은 일부 녹습니다.

분자 간 힘을 비교할 때 피해야 할 오류

순위를 매기기 전에 각 물질이 가진 가장 강한 힘 하나만이 아니라 모든 힘을 나열하고 몰 질량을 적어 두십시오. 이렇게 하면 가장 흔한 실수, 곧 크기를 무시한 채 "극성"과 "무극성" 같은 표지만 비교하는 일을 막을 수 있습니다.

아래 오류는 끓는점과 용해도의 설명에서 되풀이해서 나옵니다.

• 끓을 때 공유 결합이 끊어진다고 말하는 것. 끓는 것은 분자를 떼어 놓을 뿐이며, 분자는 그대로입니다.
• 수소를 포함한 모든 분자가 수소 결합을 한다고 주장하는 것. 수소는 N, O, F에 결합해 있어야 합니다.
• 무극성 물질에는 분자 간 힘이 없다고 취급하는 것. 모든 물질에는 분산력이 있습니다.
• 헥세인 예가 보여 주듯이, 크기가 매우 다른 분자를 극성만으로 순위 매기는 것.
• 증기 압력의 경향을 거꾸로 하는 것. 분자 간 힘이 강하면 증기 압력은 낮고 끓는점은 높습니다.
• "비슷한 것은 비슷한 것을 녹인다"를 경험 법칙이 아니라 법칙으로 취급하는 것. 용해도는 엔트로피와 온도에도 좌우됩니다.