공유 결합과 루이스 구조식

공유 결합은 두 개의 원자가 하나 이상의 전자 쌍을 공유함으로써 형성되는 화학 결합이다. 이 결합은 일반적으로 비금속 원자들 사이에서 발생하며, 두 원자가 각자의 원자가 전자를 공유하여 안정한 전자 배치(주로 옥텟 규칙을 만족하는 배치)를 이루려는 경향에서 비롯된다. 공유 결합을 통해 형성된 입자를 분자라고 부른다.

공유 결합의 주요 특성은 방향성과 포화성을 가진다는 점이다. 방향성은 공유 결합이 원자의 특정 원자 궤도 방향을 따라 형성되기 때문에 결합이 특정한 방향을 가진다는 것을 의미한다. 이는 분자 구조가 결정되는 중요한 요인이다. 포화성은 한 원자가 형성할 수 있는 공유 결합의 수가 그 원자의 원자가에 의해 제한된다는 특성이다. 예를 들어, 탄소는 4개의 공유 결합을, 수소는 1개의 공유 결합을 형성할 수 있다.

공유 결합의 강도는 결합 에너지로 표현되며, 이는 결합을 끊는 데 필요한 에너지이다. 결합 에너지는 공유하는 전자 쌍의 수(단일, 이중, 삼중 결합)와 결합을 이루는 원자의 종류에 따라 달라진다. 일반적으로 공유 결합의 길이는 짧고 강할수록 결합 에너지는 커진다. 공유 결합 물질은 일반적으로 녹는점과 끓는점이 이온 결합 물질보다 낮으며, 대부분의 유기 화합물과 물(H₂O), 암모니아(NH₃)와 같은 많은 무기 분자가 이 결합으로 이루어져 있다.

공유 결합은 두 원자가 하나 이상의 전자쌍을 공유하여 형성된다. 이 결합이 성립되기 위해서는 몇 가지 기본적인 조건을 충족해야 한다.

가장 중요한 조건은 결합을 형성하는 두 원자가 각각 전자를 제공하여 공유 전자쌍을 만들 수 있어야 한다는 점이다. 일반적으로 비금속 원소 원자들 사이에서 주로 나타난다. 이는 비금속 원자들이 전자를 잃거나 얻어 이온이 되기보다는 전자를 공유하여 안정한 전자 배치를 이루려는 경향이 강하기 때문이다. 예를 들어, 두 개의 수소 원자는 각각의 1s 전자 1개를 공유하여 H₂ 분자를 형성한다.

또 다른 핵심 조건은 공유 결합을 통해 각 원자가 옥텟 규칙 또는 듀엣 규칙에 가까운 안정한 전자 배치를 얻을 수 있어야 한다는 것이다. 대부분의 2주기 원소들은 공유 결합을 형성할 때 최외각 전자가 8개(수소와 헬륨은 2개)가 되는 방향으로 결합한다. 산소 원자는 최외각에 6개의 전자를 가지고 있어, 두 개의 전자가 더 필요하다. 따라서 두 개의 산소 원자는 각각 두 개의 전자를 공유하여 O₂ 분자에서 이중 결합을 형성함으로써 안정화된다.

이러한 조건들은 절대적인 법칙이라기보다는 일반적인 경향성을 나타낸다. 일부 화합물에서는 옥텟 규칙을 따르지 않는 경우도 존재한다[2]. 그러나 대부분의 공유 결합 분자는 이러한 조건 하에서 형성되어 비교적 강한 결합과 독특한 분자 성질을 가지게 된다.

결합 에너지는 공유 결합을 끊는 데 필요한 에너지이다. 즉, 기체 상태의 두 원자로 이루어진 분자 1몰을 구성 원자들로 완전히 분리시키는 데 필요한 에너지를 의미한다. 이 값은 일반적으로 킬로줄 퍼 몰(kJ/mol) 단위로 표시된다. 결합 에너지가 클수록 결합이 더 강하고 안정적이며, 분해되기 어렵다.

결합 길이는 결합된 두 원자의 핵 사이의 평균 거리를 말한다. 이 거리는 보통 피코미터(pm)나 옹스트롬(Å) 단위로 측정된다. 결합 길이는 결합의 종류와 관련 원자의 크기에 따라 달라진다. 일반적으로 결합 차수가 증가할수록(단일 결합 → 이중 결합 → 삼중 결합) 결합 길이는 짧아지고 결합 에너지는 커진다.

결합 에너지와 결합 길이는 서로 반비례 관계에 있다. 결합이 짧을수록 원자핵 사이의 인력이 강해져 결합을 끊는 데 더 많은 에너지가 필요하기 때문이다. 예를 들어, 탄소-탄소 결합의 경우, 단일 결합(C-C)보다 이중 결합(C=C)이, 이중 결합보다 삼중 결합(C≡C)이 더 짧고 강하다.

이 표에서 볼 수 있듯이, 같은 원소 사이의 결합이라도 결합 차수에 따라 그 값이 명확히 구분된다. 결합 에너지와 길이는 분자의 안정성, 반응성, 물리적 성질을 이해하는 데 필수적인 개념이다.

루이스 구조식은 원자 사이의 공유 결합과 원자가 전자를 시각적으로 표현하기 위한 도구이다. 질소 분자(N₂)의 루이스 구조식은 N≡N으로 표기한다. 이 구조식에서 원자 기호 사이의 선은 공유 전자쌍을 나타내며, 점(·)은 비공유 전자쌍(고립 전자쌍)을 나타낸다.

루이스 구조식의 표기에는 몇 가지 기본 규칙이 따른다. 먼저, 분자나 이온의 모든 원자가 전자를 점(·)으로 표시한다. 공유 결합을 형성하는 전자쌍은 두 원자 사이에 선(―)으로 그린다. 단일 결합은 한 개의 선, 이중 결합은 두 개의 선, 삼중 결합은 세 개의 선으로 표시한다. 비공유 전자쌍은 해당 원자 주위에 점으로 남겨둔다. 예를 들어, 물 분자(H₂O)는 중심 산소 원자와 두 개의 수소 원자가 단일 결합으로 연결되어 있으며, 산소 원자 주위에 두 쌍의 비공유 전자쌍이 점으로 표시된다.

표기법을 적용할 때는 각 원자가 안정한 전자 배치(일반적으로 옥텟 규칙을 만족하도록 구조를 그린다. 구조식은 분자의 실제 3차원 기하 구조를 반영하지는 않지만, 원자들의 연결 순서와 결합 종류, 그리고 전자 분포를 명확히 보여준다. 다원자 이온의 경우, 전체 구조를 대괄호([])로 묶고 우측 상단에 이온의 전하를 표시한다.

옥텟 규칙은 원자가 전자껍질에 8개의 전자를 가지면 안정한 전자 배치를 이룬다는 경험적 규칙이다. 이는 주족 원소들이 화학 결합을 형성할 때 지향하는 전자 배치를 설명한다. 특히 2주기 원소들인 탄소, 질소, 산소, 플루오린의 화합물에서 잘 적용된다.

규칙의 이름은 라틴어로 '8'을 의미하는 'octo'에서 유래했다. 이는 비활성 기체(0족 기체) 원소(헬륨 제외)의 최외각 전자가 8개로 안정하다는 관찰에서 비롯되었다. 따라서 다른 원자들은 결합을 통해 전자를 주고받거나 공유하여 이 안정한 전자 구성을 달성하려 한다. 예를 들어, 염소 원자 1개는 최외각에 7개의 전자를 가지므로, 다른 염소 원자와 전자 1쌍을 공유하여 각자 8개의 전자를 가지는 염소 분자(Cl₂)를 형성한다.

그러나 옥텟 규칙에는 예외가 존재한다. 첫째, 수소와 헬륨은 최외각에 각각 2개의 전자로 안정한 이중항 규칙을 따른다. 둘째, 3주기 이후의 원소들은 오비탈의 존재로 인해 8개를 초과하는 전자를 수용할 수 있다. 예를 들어, 인의 오염화 인(PCl₅)에서는 인 원자가 10개의 전자를 가진다. 셋째, 일산화 질소(NO)나 이산화 질소(NO₂)처럼 홀전자를 가진 자유 라디칼 분자들도 옥텟 규칙을 만족하지 않는다.

이 규칙은 화학 결합의 이해를 위한 유용한 도구이지만, 모든 분자를 설명할 수 있는 보편적 법칙은 아니다. 더 정교한 결합 이론들, 예를 들어 원자가 결합 이론이나 분자 궤도 함수 이론은 이러한 예외들을 설명할 수 있다.

형식 전하는 루이스 구조식에서 원자에 할당된 가상의 전하를 의미한다. 이는 분자나 다원자 이온 내에서 각 원자가 가지는 전하 분포를 추정하고, 여러 가능한 루이스 구조 중에서 가장 안정한 구조를 선택하는 데 사용되는 도구이다. 형식 전하는 원자가 결합에 참여하는 전자들의 균등한 공유를 가정하여 계산한다.

형식 전하는 다음 공식으로 계산한다.

형식 전하 = (원자가 전자 수) - (비공유 전자 수) - (결합 전자 수 / 2)

여기서 '원자가 전자 수'는 원소의 주족 번호에 해당하는 전자 수이며, '비공유 전자 수'는 원자에 할당된 고립 전자쌍의 전자 수, '결합 전자 수'는 원자가 공유하는 결합 전자쌍의 전자 수이다. 예를 들어, 암모니아(NH₃) 분자에서 질소 원자의 형식 전하는 5 - 2 - (6/2) = 0 이 된다.

가장 안정한 루이스 구조는 일반적으로 형식 전하의 절댓값이 최소인 구조이며, 특히 음전하는 전기 음성도가 더 큰 원자에 위치하는 구조가 선호된다. 만약 여러 구조가 가능하고 형식 전하가 0이 아닌 경우, 구조의 안정성은 형식 전하의 분포를 비교하여 판단한다. 오존(O₃) 분자는 두 개의 동등한 공명 구조를 가지며, 각 구조에서 중심 산소 원자의 형식 전하는 +1, 말단 산소 원자 하나는 -1, 다른 말단 원자는 0이 된다. 이는 실제 구조가 두 공명 구조의 혼합체임을 시사한다.

두 원자가 한 쌍의 전자를 공유하여 형성되는 결합을 단일 결합이라고 한다. 단일 결합은 시그마 결합 하나로 구성되며, 탄소-탄소 단일 결합(C-C)의 길이는 약 154 pm이다. 이는 가장 흔하고 기본적인 공유 결합 형태이다.

두 원자가 두 쌍의 전자를 공유하면 이중 결합이 형성된다. 이중 결합은 하나의 시그마 결합과 하나의 파이 결합으로 이루어져 있다. 예를 들어, 에틸렌(C₂H₄)의 탄소-탄소 이중 결합(C=C) 길이는 약 134 pm으로 단일 결합보다 짧다. 이중 결합은 단일 결합보다 강하지만, 파이 결합의 특성상 자유 회전이 제한된다.

세 쌍의 전자가 공유될 때 삼중 결합이 만들어진다. 삼중 결합은 하나의 시그마 결합과 두 개의 파이 결합으로 구성된다. 아세틸렌(C₂H₂)의 탄소-탄소 삼중 결합(C≡C) 길이는 약 120 pm으로 가장 짧고, 결합 에너지는 가장 크다. 삼중 결합은 매우 강한 반면, 파이 결합이 두 개 존재하기 때문에 분자의 선형 구조를 유지하도록 한다.

일반적으로 공유 전자쌍 수가 증가할수록 결합 길이는 짧아지고 결합 에너지는 커진다. 또한, 다중 결합(이중, 삼중 결합)이 존재하는 분자는 불포화 결합을 가지며, 추가적인 반응이 일어날 수 있는 가능성을 보인다.

두 원자가 전기 음성도가 동일하거나 매우 유사한 경우, 결합에 참여하는 전자쌍이 양 원자 사이에 균등하게 공유된다. 이러한 결합을 비극성 공유 결합이라고 한다. 대표적인 예로는 수소 분자(H₂)나 염소 분자(Cl₂)와 같은 동일한 원자로 이루어진 이원자 분자가 있다. 이 경우 전자쌍의 분포가 대칭적이어서 분자 전체에 걸쳐 전하 분포가 균일하다.

반면, 서로 다른 원자 사이에 결합이 형성될 때 두 원자의 전기 음성도에 차이가 있으면, 전자쌍이 더 전기 음성도가 큰 원자 쪽으로 치우치게 된다. 이를 극성 공유 결합이라고 한다. 이로 인해 결합 내에 부분적인 양전하(δ+)와 부분적인 음전하(δ-)가 생겨 쌍극자 모멘트가 나타난다. 염화 수소(HCl) 분자에서 전기 음성도가 더 큰 염소 원자가 전자쌍을 끌어당겨 부분적 음전하(δ-)를 띠고, 수소 원자는 부분적 양전하(δ+)를 띠는 것이 대표적인 예이다.

극성의 정도는 주로 두 원자의 전기 음성도 차이에 의해 결정된다. 전기 음성도 차이가 클수록 결합의 극성은 강해진다. 그러나 극성 공유 결합은 이온 결합과는 구별된다. 전기 음성도 차이가 매우 커서 전자가 완전히 이동하면 이온 결합이 형성되지만, 극성 공유 결합은 여전히 전자쌍의 공유가 일어난다. 일반적으로 전기 음성도 차이가 약 1.7을 넘어서면 이온 결합의 성격을 띠게 된다는 경험적 기준이 존재한다[3].

분자의 전체적인 극성은 개별 결합의 극성뿐만 아니라 분자 구조의 기하학적 형태에 따라 달라진다. 예를 들어, 이산화 탄소(CO₂) 분자는 C=O 결합 자체는 극성이지만, 선형 구조로 인해 결합 쌍극자들이 서로 상쇄되어 분자 전체는 비극성을 나타낸다.

시그마 결합은 두 원자의 원자 궤도함수가 두 원자핵을 연결하는 축 방향으로 정면으로 중첩되어 형성되는 공유 결합이다. 결합 축을 중심으로 회전해도 전자 구름의 모양이 변하지 않으므로 자유 회전이 가능하다. 모든 공유 결합에는 반드시 하나의 시그마 결합이 존재하며, 이는 결합의 기본 골격을 이룬다. 단일 결합은 오직 시그마 결합만으로 구성된다.

파이 결합은 두 원자의 원자 궤도함수가 결합 축에 평행하게 나란히 겹쳐서 형성되는 공유 결합이다. 시그마 결합에 비해 중첩 정도가 작아 결합 에너지가 낮고 결합 길이가 길다. 파이 결합의 전자 구름은 결합 축의 위아래 또는 앞뒤에 분포하는 모양을 가지며, 결합 축을 중심으로 한 회전이 제한된다. 파이 결합은 단독으로 존재할 수 없으며, 항상 시그마 결합과 함께 존재하여 이중 결합이나 삼중 결합을 구성한다.

이중 결합은 하나의 시그마 결합과 하나의 파이 결합으로, 삼중 결합은 하나의 시그마 결합과 두 개의 파이 결합으로 구성된다. 따라서 다중 결합의 강도와 반응성은 파이 결합의 특성에 크게 영향을 받는다. 파이 결합 전자는 핵으로부터 먼 곳에 분포하기 때문에 시그마 결합 전자보다 반응성이 높은 경우가 많다.

단순 분자의 루이스 구조식을 그리기 위해서는 몇 가지 체계적인 단계를 따르는 것이 일반적이다. 먼저 분자를 구성하는 모든 원자의 원자가 전자 수를 합산하여 총 원자가 전자 수를 구한다. 예를 들어, 물(H₂O) 분자의 경우, 수소 원자는 각각 1개, 산소 원자는 6개의 원자가 전자를 가지므로 총 전자 수는 (1×2) + 6 = 8개가 된다.

다음으로, 분자의 골격 구조를 결정한다. 중심 원자는 보통 전기음성도가 낮거나 하나밖에 없는 원자로 정한다. 중심 원자와 주변 원자들을 단일 결합(한 쌍의 공유 전자쌍)으로 연결하여 초안을 그린다. 그 후, 남은 원자가 전자들을 각 원자 주위에 비공유 전자쌍(고립 전자쌍)으로 배치하여 모든 원자가 옥텟 규칙(수소는 2전자 규칙)을 만족하도록 한다. 만약 전자가 부족하면 중심 원자와 주변 원자 사이에 이중 결합이나 삼중 결합을 형성하여 전자를 공유한다.

예를 들어, 이산화탄소(CO₂)를 그릴 때, 탄소(원자가 전자 4개)와 산소(원자가 전자 6개)의 총 전자 수는 16개이다. C-O-C로 골격을 잡고 단일 결합만 그리면 각 산소 원자에 남는 전자 수가 많아 옥텟을 채우지만, 중심 탄소 원자의 전자가 4개만 있어 옥텟 규칙을 만족하지 못한다. 따라서 각 산소와 탄소 사이에 이중 결합(O=C=O)을 형성하면 모든 원자가 옥텟 규칙을 만족하는 구조를 얻을 수 있다.

최종적으로 모든 원자가 안정된 전자 구성을 가지는지 확인하고, 형식 전하를 계산하여 가능한 구조 중 형식 전하의 합이 0에 가깝고 개별 원자의 전하가 작은 구조를 선호한다.

다원자 이온의 루이스 구조식을 그릴 때는 분자의 경우와 기본적인 단계는 동일하지만, 전체 전하를 고려해야 한다는 점이 추가된다. 다원자 이온은 하나 이상의 원자로 구성되어 있으며, 전체적으로 순 전하(양전하 또는 음전하)를 띤다. 이온의 전체 전하는 구조식에 명시되어야 하며, 이 전하는 구조 내 모든 원자의 형식 전하의 합과 일치해야 한다.

그리기 과정은 먼저 중심 원자와 말단 원자를 결정하고, 모든 원자가의 전자를 합산한 후, 이온의 전하를 반영하여 총 전자 수를 조정하는 것으로 시작한다. 음이온의 경우, 전하의 크기만큼 추가 전자를 총 전자 수에 더한다. 예를 들어, 질산 이온(NO₃⁻)은 1가 음이온이므로, 모든 원자가 전자의 합(5 + 6*3 = 23개)에 1개의 전자를 추가해 총 24개의 전자를 사용한다. 양이온의 경우, 전하의 크기만큼 전자 수를 뺀다. 암모늄 이온(NH₄⁺)은 1가 양이온이므로, 원자가 전자의 합(5 + 1*4 = 9개)에서 1개의 전자를 제외해 총 8개의 전자를 사용한다.

전자 수를 결정한 후에는, 원자들 사이에 단일 결합을 먼저 그려 연결하고, 남은 전자쌍을 말단 원자에 배치하여 각각의 옥텟 규칙(수소는 2전자 규칙)을 만족시킨다. 남은 전자쌍이 있다면 중심 원자에 배치한다. 최종적으로 모든 원자의 형식 전하를 계산하여 합이 이온의 전체 전하와 일치하는지, 그리고 가능하다면 형식 전하를 최소화하는 구조를 선택해야 한다. 특히 공명 구조를 가질 수 있는 다원자 이온(예: NO₃⁻, CO₃²⁻)의 경우, 가능한 모든 공명 구조를 그리고, 각 원자의 형식 전하가 0에 가까운 구조가 더 큰 기여를 한다는 점을 고려한다.

공명 구조는 단일 루이스 구조식으로 정확히 표현하기 어려운 분자나 이온에서 관찰되는 현상이다. 이러한 종은 두 개 이상의 유효한 루이스 구조를 가지며, 실제 구조는 이들 구조의 중간 혹은 평균에 해당하는 공명 혼성체로 존재한다.

공명 구조는 일반적으로 쌍곡선 화살표(↔)로 연결하여 표시한다. 각 공명 구조는 동일한 원자 배치와 전자 수를 가지지만, π 결합 또는 비공유 전자쌍의 위치가 다르다. 실제 분자는 이들 구조 중 어느 하나도 정확히 따르지 않으며, 모든 공명 구조의 평균적인 성질을 가진다. 이 현상을 공명 또는 메소메리라고 한다.

대표적인 예로 오존(O₃) 분자를 들 수 있다. 오존의 중심 산소 원자는 두 개의 말단 산소 원자와 각각 결합한다. 두 개의 동등한 공명 구조는 중심 산소와 한쪽 말단 산소 사이에 이중 결합을, 다른 쪽과는 단일 결합을 그린다. 실제 오존 분자에서는 두 개의 산소-산소 결합 길이가 동일하며, 각 공명 구조에서의 단일 결합과 이중 결합의 중간 길이를 가진다. 다른 중요한 예로는 벤젠 고리가 있다. 벤젠의 두 개의 케쿨레 구조는 이중 결합의 위치가 교대로 배열된 형태를 보이지만, 실제로는 모든 탄소-탄소 결합이 동일한 길이와 에너지를 가지는 정육각형 구조이다.

공명 구조의 존재는 분자를 더욱 안정화시키는 효과를 낳는다. 이 안정화 에너지를 공명 에너지라고 한다. 공명 구조의 수가 많을수록, 그리고 각 공명 구조의 에너지가 낮을수록 공명 혼성체는 더욱 안정해진다. 공명을 고려하지 않은 단일 루이스 구조만으로는 이러한 분자의 결합 길이, 에너지, 반응성 등을 정확히 예측하거나 설명하기 어렵다.

VSEPR 이론(Valence Shell Electron Pair Repulsion theory, 원자가껍질 전자쌍 반발 이론)은 분자의 3차원 구조를 예측하는 데 널리 사용되는 모델이다. 이 이론의 핵심은 분자를 구성하는 원자 주위의 원자가 전자쌍들이 서로 반발하여 가능한 한 멀리 떨어지려 한다는 것이다. 이 반발력의 크기는 전자쌍의 종류에 따라 다르며, 일반적으로 고립 전자쌍 > 결합 전자쌍 > 다중 결합의 순서로 반발력이 강하다.

분자의 구조는 중심 원자 주위에 배열된 전자쌍(결합 전자쌍과 고립 전자쌍을 합한 것)의 총 수에 따라 기본적인 전자쌍 배치가 결정된다. 이후 고립 전자쌍이 실제 원자와 결합하지 않으므로, 고립 전자쌍을 제외한 결합 전자쌍의 배열이 최종적인 분자 기하구조를 정의한다. 예를 들어, 중심 원자 주위에 4개의 전자쌍(모두 결합 전자쌍)이 있으면 정사면체형 전자쌍 배치와 사면체형 분자 구조를 가지지만, 만약 그중 2개가 고립 전자쌍이라면 결합 전자쌍은 2개가 되고 분자는 굽은형 구조를 띤다.

VSEPR 이론을 적용하는 일반적인 단계는 다음과 같다.

1. 중심 원자와 주변 원자를 식별하고, 루이스 구조식을 그려 각 원자 주위의 전자쌍 수를 결정한다.

2. 중심 원자 주위의 결합 전자쌍 수와 고립 전자쌍 수를 합산하여 전자쌍의 총 수를 구한다.

3. 전자쌍 총 수에 따라 예상되는 전자쌍 배치를 찾는다.

4. 고립 전자쌍을 배치한 후, 남은 결합 전자쌍의 배열을 보고 최종 분자 기하구조를 명명한다.

아래 표는 전자쌍 총 수, 고립 전자쌍 수에 따른 몇 가지 일반적인 분자 구조의 예를 보여준다.

이 이론은 단순한 분자와 이온의 구조를 직관적으로 예측하는 데 매우 유용하지만, 전이 금속 화합물이나 매우 큰 분자에는 적용에 한계가 있다. 또한, 정확한 결합각을 예측하지는 못하고 구조의 형태를 정성적으로 설명한다.

분자의 극성은 분자 내에서 전하가 균일하게 분포하지 않아 생기는 전기적 쌍극자 모멘트의 존재 여부로 결정된다. 이는 개별 공유 결합의 극성뿐만 아니라 분자의 전체적인 기하 구조에 따라 좌우된다. 극성 공유 결합을 가진 분자라도 대칭적인 구조를 이루면 결합의 쌍극자 모멘트가 서로 상쇄되어 비극성 분자가 될 수 있다.

분자의 극성을 판단하는 핵심 요소는 결합의 극성과 분자의 구조이다. 예를 들어, 이산화탄소(CO₂) 분자는 C=O 결합 자체는 극성이지만, 분자가 직선형(O=C=O) 구조를 취하여 두 결합의 쌍극자가 반대 방향으로 작용하여 서로 상쇄된다. 결과적으로 이산화탄소 분자는 전체적으로 비극성을 띤다. 반면, 물(H₂O) 분자는 두 개의 O-H 극성 결합을 가지며, 분자가 굽은형 구조를 취하여 쌍극자 모멘트가 상쇄되지 않고 합쳐진다. 따라서 물 분자는 강한 극성을 지닌다.

분자의 극성은 그 분자의 여러 물리적 성질에 직접적인 영향을 미친다. 극성 분자는 일반적으로 비극성 분자에 비해 높은 끓는점과 녹는점을 보인다. 이는 극성 분자 사이에 작용하는 강한 이중극자-이중극자 상호작용 때문이다. 또한, 극성 분자는 극성 용매(예: 물)에 잘 녹는 반면, 비극성 분자는 비극성 용매(예: 벤젠)에 잘 녹는 "유사 용해 유사" 원칙을 따른다.

분자의 극성은 화학 반응성과 생물학적 기능에도 중요하다. 예를 들어, 세포막의 인지질 이중층은 극성 머리와 비극성 꼬리를 가져 특수한 배열을 이루며, 효소와 기질의 결합은 분자 간 극성 상호작용에 크게 의존한다.

공유 결합 분자의 물리적 성질은 그 결합의 강도와 분자 간 상호작용에 크게 의존한다. 일반적으로 공유 결합은 이온 결합보다 강하지만, 분자 자체가 분자간 힘에 의해 응집되기 때문에 이온성 화합물에 비해 녹는점과 끓는점이 낮은 경향을 보인다. 예를 들어, 이산화 탄소는 상온에서 기체 상태인 반면, 이온성 화합물인 염화 나트륨은 고체 상태이다. 대부분의 공유 결합 분자는 극성 유무에 따라 물에 대한 용해도가 달라지며, 전기 전도성은 일반적으로 고체 및 액체 상태에서 낮다.

화학적 성질 측면에서, 공유 결합은 특정한 방향성을 가지며 매우 강하기 때문에 분자의 반응성은 결합을 끊고 새 결합을 형성하는 데 필요한 에너지에 의해 좌우된다. 삼중 결합은 이중 결합이나 단일 결합보다 결합 에너지가 높고 길이가 짧아 일반적으로 화학적으로 더 안정적이다. 분자의 구조, 특히 원자들의 배열과 분자의 극성은 어떤 반응이 일어날 수 있는지를 결정하는 핵심 요소가 된다. 예를 들어, 비대칭 탄소를 가진 분자는 광학적 이성질체를 나타낼 수 있다.

아래 표는 공유 결합 물질의 일반적인 물리적 성질을 요약한 것이다.

이러한 성질들은 분자를 구성하는 원소의 종류, 결합의 극성, 그리고 분자의 전체적인 기하 구조가 복합적으로 작용한 결과이다. 따라서 공유 결합 분자의 성질을 이해하려면 루이스 구조식과 VSEPR 이론을 통해 예측된 분자 구조를 함께 고려해야 한다.

유기 화합물은 탄소 원자를 골격으로 하여 수소, 산소, 질소, 할로젠 등의 원자와 주로 공유 결합을 형성하여 이루어진다. 탄소 원자는 최외각 전자 4개를 가지고 있어, 네 개의 단일 결합을 형성하거나, 다중 결합을 포함하여 다양한 원자와 결합할 수 있다. 이 특성은 무수히 많은 종류의 유기 분자가 존재할 수 있는 기초가 된다. 유기 화합물에서의 공유 결합은 분자의 구조, 반응성, 물리적 성질을 결정하는 핵심 요소이다.

유기 화합물의 공유 결합은 결합의 종류와 배열에 따라 크게 포화 탄화수소와 불포화 탄화수소로 구분된다. 포화 탄화수소인 알케인은 탄소-탄소(C-C) 단일 결합과 탄소-수소(C-H) 단일 결합만으로 구성된다. 불포화 탄화수소인 알켄과 알카인은 각각 하나 이상의 이중 결합(C=C)과 삼중 결합(C≡C)을 포함한다. 이중 결합과 삼중 결합은 각각 하나의 시그마 결합과 하나 또는 두 개의 파이 결합으로 이루어져 있으며, 이 파이 결합의 존재로 인해 불포화 탄화수소는 첨가 반응과 같은 특징적인 반응을 보인다.

탄소 골격에 작용기가 결합함으로써 다양한 유기 화합물 계열이 형성된다. 작용기는 특정한 원자 배열을 가지며, 분자의 화학적 성질을 크게 좌우한다. 예를 들어, 하이드록시기(-OH)는 알코올을, 카르보닐기(>C=O)는 케톤이나 알데하이드를, 카르복시기(-COOH)는 카르복시산을 특징짓는다. 이러한 작용기 내의 공유 결합, 특히 산소나 질소와 같은 전기음성도가 큰 원자와의 결합은 극성 공유 결합의 성질을 뚜렷하게 나타내며, 이는 수소 결합 형성 능력과 반응성을 결정한다.

생체 분자에서의 공유 결합은 생명 현상의 화학적 기초를 이루는 핵심 요소이다. 단백질, 핵산, 탄수화물, 지질 등 주요 생체 거대분자는 모두 공유 결합을 통해 구성 단위들이 연결되어 복잡한 구조와 기능을 갖춘다. 예를 들어, 단백질은 아미노산들이 펩타이드 결합이라는 특수한 공유 결합으로 연결된 폴리펩타이드 사슬이다. 이 펩타이드 결합은 한 아미노산의 카복실기와 다른 아미노산의 아미노기가 축합 반응을 통해 물 분자를 잃고 형성되는 아마이드 결합이다[5]. 이러한 강한 공유 결합의 존재는 단백질의 기본 골격을 안정화시키는 역할을 한다.

DNA와 RNA와 같은 핵산에서도 공유 결합이 결정적인 역할을 한다. 뉴클레오타이드 단위체들은 인산다이에스터 결합으로 연결되어 긴 사슬을 형성한다. 이 결합은 한 뉴클레오타이드의 당 분자에 있는 하이드록실기와 인접한 뉴클레오타이드의 인산 기 사이에 형성된다. 또한, DNA의 이중 나선 구조는 두 가닥 사이의 상보적 염기 쌍(아데닌-티민, 구아닌-시토신) 사이에 형성되는 수소 결합에 의해 안정화되지만, 각 가닥 자체의 강한 골격은 공유 결합에 의해 유지된다.

생체 분자 내 공유 결합의 종류와 배열은 분자의 3차원 구조와 생물학적 기능을 직접적으로 결정한다. 탄수화물에서 당 단위체들은 글리코시드 결합으로 연결되고, 지질에서 지방산은 글리세롤과 에스터 결합을 형성한다. 한편, 이황화 결합은 단백질의 3차 구조 안정화에 중요한 공유 결합이다. 이는 두 개의 시스테인 잔기에 있는 황 원자들 사이에 형성되는 결합으로, 단백질 사슬 내부나 사슬 사이의 가교 역할을 한다. 생체 분자에서 공유 결합의 선택적 형성과 파괴는 효소 촉매 반응, 유전자 발현, 세포 신호 전달 등 모든 생명 활동의 근간을 이룬다.

원자가 결합 이론(Valence Bond Theory, VBT)은 공유 결합의 형성을 설명하는 초기 양자역학적 모델이다. 이 이론은 루이스 구조식이 결합의 공유 전자쌍을 도식적으로 표현하는 데 그친 반면, 원자가 결합 이론은 원자 궤도함수의 중첩과 전자쌍의 교환을 통해 결합이 형성되는 물리적 메커니즘을 제시했다. 1927년 월터 하이틀러와 프리츠 런던이 수소 분자에 대한 양자역학적 계산을 통해 그 기초를 마련했으며, 이후 라이너스 폴링 등이 발전시켰다.

이 이론의 핵심은 두 원자가 서로 접근할 때, 각 원자의 원자가 전자를 포함한 원자 궤도함수가 중첩된다는 점이다. 중첩된 영역에서 두 원자의 전자는 서로 반대 스핀을 가지며 쌍을 이루어 공유된다. 이 중첩의 정도가 클수록 결합은 더 강해지고 안정해진다. 이론은 시그마 결합과 파이 결합을 설명할 수 있으며, 혼성 오비탈 개념을 도입하여 메테인(CH₄)의 정사면체 구조나 에틸렌(C₂H₄)의 이중 결합 구조와 같은 분자의 기하학적 구조를 성공적으로 예측했다.

그러나 원자가 결합 이론은 산소 분자(O₂)가 상자성을 띠는 이유나 일부 분자의 공명 구조와 같은 현상을 설명하는 데 한계를 보였다. 이러한 한계는 이후 등장한 분자 궤도 함수 이론(MOT)이 전자를 분자 전체에 퍼져 있는 분자 궤도함수에 할당함으로써 보다 포괄적으로 설명하게 된다. 그럼에도 불구하고, 원자가 결합 이론은 공유 결합의 직관적 이해와 분자 구조 예측에 기여한 중요한 이론으로 남아 있다.

분자 궤도 함수 이론은 공유 결합의 본질을 설명하는 양자역학적 이론 중 하나이다. 이 이론은 원자들이 결합하여 분자를 형성할 때, 각 원자의 원자 궤도가 결합하여 새로운 분자 궤도를 형성한다고 가정한다. 형성된 분자 궤도는 전체 분자에 걸쳐 전자를 분포시키며, 이 전자들이 분자의 결합을 담당한다.

분자 궤도 함수 이론에서는 결합성 궤도와 반결합성 궤도라는 두 가지 주요 유형의 분자 궤도가 생성된다. 결합성 궤도는 원자핵 사이의 전자 밀도를 증가시켜 결합을 강화하는 반면, 반결합성 궤도는 원자핵 사이의 전자 밀도를 감소시켜 결합을 약화시킨다. 분자의 안정성은 이러한 궤도들에 채워진 전자의 수에 의해 결정된다. 결합성 궤도의 전자 수가 반결합성 궤도의 전자 수보다 많으면 순 결합이 형성되어 안정한 분자가 된다.

이 이론은 원자가 결합 이론으로 설명하기 어려운 분자들의 성질을 잘 설명할 수 있다. 예를 들어, 산소 분자가 루이스 구조식이나 원자가 결합 이론에 기반한 예측과 달리 상자성을 띠는 현상은 분자 궤도 함수 이론을 통해 설명된다[7]. 또한, 벤젠과 같은 분자의 공명 구조와 전자 분포를 더 정확하게 기술할 수 있다.

분자 궤도 함수 이론의 계산 결과는 분자 궤도 에너지 준위 도표로 시각화된다. 이 도표는 원자 궤도에서 분자 궤도가 형성되는 과정과 전자 배치를 보여준다. 이 이론은 이원자 분자뿐만 아니라 복잡한 다원자 분자와 고체의 결합을 이해하는 데도 광범위하게 적용된다.