教養の化学 第8週：2013年11月11日 担当 杉本昭子 復習：元素の性質と周期性(3) 1. 任意の原子の電子配置は、原子軌道の概念に基づき、ルール (パウリの排他原理、フントの法則等）に従い簡単に書くこ とができる。 2. 化学結合や物性に関わる電子は、原子内の最外殻など外側を 回っている価電子である。逆に、原子核に近い軌道にある電 子（内殻電子）は、通常の物性や化学結合に寄与することは ほとんどない。 原子の電子配置：原子軌道 軌道は箱型電子モデルや、線型モデルで表現される。 電子は量子化された軌道に存在し、そのエネルギーを持つ。各軌道に は最大2個の電子が収容される。 酸素（O） １ｓ2２ｓ2２ｐｘ2２ｐｙ２ｐｚ 省略形 １ｓ2２ｓ2２ｐ4 内殻電子 １ｓ 電子の総数を確認！ 2ｓ 2ｐｘ 2ｐｙ 2ｐｚ ８Ｏ 復習：元素の性質と周期性(3) 1. 任意の原子の電子配置は、原子軌道の概念に基づき、ルール (パウリの排他原理、フントの法則等）に従い簡単に書くこ とができる。 2. 化学結合や物性に関わる電子は、原子内の最外殻など外側を 回っている価電子である。逆に、原子核に近い軌道にある電 子（内殻電子）は、通常の物性や化学結合に寄与することは ほとんどない。 3. 最も安定な希ガス類の電子配置は、最外殻電子数が第1周期 （K殻)は2個、第2周期(Ｌ殻)以降は全て8個である。（オク テット則） 希ガス型電子配置 希ガスの電子配置と安定性 元素 原子番号 電子配置 Ｋ殻（ｎ＝1） Ｌ殻（ｎ＝2） Ｍ殻（ｎ＝3） Ｎ殻（ｎ＝4） Ｏ殻（ｎ＝5） Ｐ殻（ｎ＝6） Ｈｅ 2 2 Ｎｅ 10 2 8 Ａｒ 18 2 8 8 Ｋｒ 36 2 8 18 8 Ｘｅ 54 2 8 18 18 8 Ｒｎ 86 2 8 18 32 18 8 Ｈｅ以外は最外殻電子が全て８個である。Ｈｅの場合Ｋ殻（最大で電子を２個収容）なので８ にはならない。希ガス元素は化学的に安定という事実から、最外殻電子が８個という条件 が化学的安定につながるといえる。この最外殻の電子が８個の状態をオクテットという。 復習：元素の性質と周期性(3) 1. 任意の原子の電子配置は、原子軌道の概念に基づき、ルール (パウリの排他原理、フントの法則等）に従い簡単に書くこ とができる。 2. 化学結合や物性に関わる電子は、原子内の最外殻など外側を 回っている価電子である。逆に、原子核に近い軌道にある電 子（内殻電子）は、通常の物性や化学結合に寄与することは ほとんどない。 3. 最も安定な希ガス類の電子配置は、最外殻電子数が第1周期 （K殻)は2個、第2周期(Ｌ殻)以降は全て8個である。（オク テット則） 4. 原子は化学結合することで安定化する。その結果様々な物質 が存在する。 復習：原子の電子配置 教科書の問題を解いてみましょう！ Ｐ４8、3.1 Ｐ４9、3.7 化学結合 イオン結合、イオン結晶、金属結合、 金属結晶の固体 第8週講義 化学結合 化学結合とは イオン結合とイオン結晶 金属結合と金属結晶 共有結合 化学結合とは • 化学結合は大きく分けて3種類ある。 • 原子がどの結合をつくるかは、その原子の価電 Ｃ 子数でほぼ決まる。 • 電子配置は化学結合にも関連している。 化学結合とは 結合の種類 18族以外の原子 は，より安定になる ため，原子間で結 合し、分子や原子 の集合体が形成さ れる。 有機物質 分子はさらに安定 になるように，分子 間で結合をつくるこ とがある。 代表的な結合 無機物質 化学結合とは 原子はなぜ結合するのか？ 原子は最少のエネルギーを使いより安定な状態へと変化 する。 安定化する方法 1. 陽イオン、陰イオンに変化する。 イオン結合を形成→イオン化合物 2. 原子同士で電子を提供し、電子を共有する。 共有結合を形成→分子化合物 3. 原子の状態を保ったまま集合し安定な状態へ変化する。 金属結合を形成→金属 化学結合とは 一般に原子がどの結合をつくるかは原子の価 電子数、すなわち最外殻電子数による。 価電子数： • 1、2、3 の原子 • 4、5 の原子 • 6、7 の原子 価電子を放出して陽イオンになる。 安定なイオンにはならず、共有結合を つくる。 最外殻に電子を受容し、陰イオンになる。 化学結合とは 価電子 多くの場合、最外殻の電子の動きだけが問題になる。 （例えば化学的性質、反応性などにおいて） 周期表の位置で原子の最外殻電子が決まる 全最外殻電子数（価電子数）は、周期表の族数（短周期：遷移 元素類を省略：1～8族）と一致している。 但し8族（長周期では18族）は閉殻（最大収容数を満たしている） 構造をとっているため、価電子数は0とする。 1～8族の電子配置の一般式 nsanpb (n ＝周期数 or主量子数) 遷移元素も価電子を持つ Fe ： [Ar]3d64s2 価電子 陽イオンになるのは金属元素、陰イオンになるのは非金属元素。 注意：水素Hは特別。 非金属だがH+となる（H-にもなる）。 イオンの電子配置は必ず希ガス元素の電子配置と同じになる。 化学結合とは 再びオクテット則と希ガス型電子配置 希ガス類（第8族）は非常に安定な元素類 第8族に共通した電子配置は、最外殻電子数が全て8個であるこ と。（但し第1周期のＨｅは1ｓ軌道が最大収容電子数が2個のた め2個） 1s2 (He) 1s22s22p6 (Ne) 1s22s22p63s23p6 (Ar) Kr :1s22s22p63s23p63d104s24p6 ＝[Ar] 3d104s24p6 一般式：ns2np6 原子は、最小のエネルギーを使って希ガス型電子配置を取ること で安定な状態になる。 イオン結合、イオン結晶 1. 2. 3. 4. 5. イオン結合とは？ イオンになり易い元素 イオン化エネルギー、電子親和力 イオン結合とエネルギー イオン結晶 イオン結合とは何か イオン結合 正電荷を持つ陽イオン（カチオン）と負電荷を持つ陰イオン （アニオン）の間の静電引力による化学結合。 イオン結合は金属元素（主に陽イオン）と非金属元素（主に陰 イオン）との間で形成されることが多い。 金属元素はイオン化エネルギー(IE)が小さく、エネルギーを吸 収すると容易に1ないし2個の電子を放出する。 電子親和力(EA)が大きい非金属元素は、1ないし2個の電子を 獲得して、エネルギーを減少させる。 イオン結合とは何か 原子間で授受する電子の数は、その原子が最も近い希ガス 型配置をとるために必要な電子の数に等しい。 イオン結合によってできた物質は組成式で表される。 例：ＮａＣｌ、 ＮＨ4Ｃｌ イオン化することで希ガス型配置になる！ Ｎａが1価の陽イオンになると、Ｎｅの電子配置になる。 Na ([Ne] 3s1 ) Na+ ([Ne] ) + e- Ne (1s22s22p6) Ｃｌが1価の陰イオンになると、Ａｒの電子配置になる。 Cl ([Ne] 3s23p5) + e- Cl- ([Ne] 3s23p6) ＝Cl- ([Ar]) Ａｒ (1s22s22p63ｓ2３ｐ6) イオン結合、イオン結晶 塩化ナトリウム(NaCl) フッ化ナトリウム (NaF) + Na 11 と 9 F - 類似 それぞれ 電子10個 塩化カリウム (KCl) + K 19 と Cl 17 それぞれ 電子18個 イオン結合でできている化合物は、 正負の電荷の間の静電的な引力 （クーロン力）によって結合！ 類似 N e 電子10個 10 18 Ar 電子18個 イオン結合とは何か イオンになることで希ガス型配置になる！ 10/1/2015 イオン結合とは何か イオン化エネルギー（ＩＥ）と電子親和力（ＥＡ）がイオ ン化の指標！ イオン化エネルギー（ＩＥ） 原子の最外殻から電子を放出させるのに必要な最低エネルギー ＩＥが小さい程陽イオンになりやすい。 原子半径の大きい（主量子数ｎ が大きい）原子ほど、最外殻の 電子は原子核から遠いため、 陽イオンになりやすい。 同周期では、原子番号が増え る程（右）ＩＥは大きくなる。 同族では、下に行くほどＩＥは 小さくなる。 ＩＥ値が小さい程、陽イオンになりやすい。 イオン結合とは何か イオン化エネルギー（ＩＥ）と電子親和力（ＥＡ）がイオ ン化の指標 電子親和力（ＥＡ） 気体状態の原子が電子を受け取る時のエネルギー変化 ＥＡが大きい程陰イオンになりやすい。 Atoms(g) + e- ion-(g) E = EA1 ＥＡが大きい程安定なイオンが形 成される。 最大のＥＡを持つ元素はＦとＣｌ マイナスの値は、陰イオンを形成 する時に放出するエネルギー 例外も多いが一般的な傾向は、 イオン化エネルギー（ＩＥ）と同じ。 ＥＡ値が大きい程、陰イオンになりやすい。 イオン結合とは何か イオン化エネルギー（ＩＥ）、電子親和力（ＥＡ）と原子の 大きさの傾向 原子の大きさ ＩＥ 原子の大きさは、主量子数 ｎ （原子殻からの距離）と、電子間 の相互作用による原子核の遮 蔽効果で決まる。 ＥＡ イオン結合とは何か イオン結合 Grey and Green Ions Na(g) Na+(g) + e- イオンと原子 の大きさが変 化することに 注意！ Cl(g) + e- Cl-(g) Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) Na + Cl NaCl(s) イオン格子 1:1 イオン結合とは何か イオン結合 • ナトリム原子の価電子が塩素原子に移動する。 • 2つの原子はイオン化され、ナトリウムの陽イオンと塩素の 陰イオンが生成する。 Na + Cl Na+ + Cl e• ２つのイオンは静電気的に引き付けあう。 • 逆の符号を持つイオンがお互いに引きあう力（静電的引力）が イオン結合である。 イオン半径 Na Na+ Na [He] 2s22p63s1 Na+ [He] 2s22p6 Cl Cl- Cl [Ne] 3s23p5 Cl[Ne] 3s23p6 陽イオンになると外側の殻が 取り去られる。 その結果電子の反発は減少 し、原子核の引力で、電子は より核に近づく。 陰イオンになると外側の殻に電子 が加わる。 その結果電子の反発は増加し、原 子核の引き付ける力は弱まり、電 子はより大きく空間に広がる。 イオンの大きさと原子の大きさ 原子 vs イオン イオンの大きさは下に下がる程大き くなる。（縦） エネルギーレベルは増加する。 周期（横）は複雑である。 陽イオンは右に行く程小さい。 陰イオンは、 一番目のイオンは劇的に大。 陰イオンの中では右に行く程 小さくなる。 原子：青、赤 イオン：グレー イオン結晶 イオン結晶 陽イオンと陰イオンとが静電引力によって凝 集し、立体的に規則正しく配列してつくる結晶 のこと。 イオン結合は強い結合なのでイオン結晶は融点が高く、硬 い性質を持つ場合が多いが、脆くて壊れやすい性質も持つ。 これは、外力が加わると同符号のイオン同士が接近して、 互いに反発しあうためである。 イオン結合、イオン結晶 イオン結晶 通常、固体では電気伝導性はないが、融点を超えて液体と なった場合や溶質として水などに溶かすと電気を導く。これ は、液体や水溶液になることで電荷を持ったイオンが移動で きるようになるためである。水溶液中では電離して水和イオ ンとして存在する。このように水中で電離する物質を電解質 という。 陽イオンと陰イオンとのイオン半径の比率により周囲を取り 囲む相手イオンの配位数が変化する。図は、6配位の典型 である塩化ナトリウム型構造。 金属結合、金属結晶の固体 1. 2. 金属結合とは？ 金属結晶の固体 金属結合 金属結合 金属結晶の中では、金属原子が3次元に整然と積み上げられて いる。金属原子の価電子は、どの原子に属するということはな く、金属原子の間を漂う。この電子を自由電子という。 金属結合 最外殻の原子軌道が重なり合 い電子が決まった原子核に属 することができない。 金属結合 金属結合 自由電子 最外殻の原子軌道が 重なり合い電子が決 まった原子核に属する ことができず、動きま わる。この自由電子が 金属同士を結び付け ている。 金属結合 金属結合 金属結合の特性は金属の一般的な特徴になっている。 電気伝導性、熱伝導性、展性、延性等の柔軟性 金属結合 金属の結晶格 体心立方格子 子 面心立方格子 六方最密充填 結晶格子 配位数（1つの原子に 接している原子数） 単位格子に含まれる 原子の数 8 12 12 2 4 2 共有結合 1. 2. 3. 4. 5. 共有結合とは？ 電子式（Lewis構造式） 分子構造を電子式で表す 電子式を利用して反応を予測 共有結合を軌道（分子軌道）から考え る。 共有結合とは？ 共有結合とは原子同士が結合するとき、互いの価電子を共有 することで生じる結合をいう。 電子を共有することで、２つの原子はそれぞれ希ガス型電子配 置をとり、安定化する。（価電子数8：ns2np6） 共有結合は、イオンになりにくい原子（主に非金属原子）同士の 理想的な結合様式。 非金属原子は電子を放出しにくく（ＩＥが高い）、電子を引き付け る傾向が（ＥＡ）ある。 共有した電子対は、“局在化(localized) する”といわれ、常に2 つの原子間に存在する。 共有結合とは？ 原子が共有結合することで、分子が形成される。 イオン化合物が、個々のイオンの集合体であるのに対し、分子 はそれ自体が最小の構成単位である。 分子は価電子が原子軌道から分子軌道へと遷移することで形 成される。 原子の電子配置（原子軌道）の中で、共有結合を形成する電子 同士が新たに分子軌道をつくる。 共有結合とは 共有結合(covalent bond)の形成 共有結合とは1対の電子を共有しあうことによって出来る結合。 水素分子：H2 接近 ａ：水素分子誕生の過程 ｂ：結合電子雲 ｃ：結合軸 結合電子雲は結合軸の周り に対称に存在 共有結合とは？ 共有結合のイメージ Copyright© by Houghton Mifflin Company. All rights reserved. 水素分子の位置エネルギー 共有結合とは 共有結合(covalent bond) フッ素分子：Ｆ2 9F: 1s22s22px22py22pz 不対電子 この軌道が結合に使われる 2. 電子式（Lewis構造式） 電子を●（点）で表し、最外殻電子を原子記号のま わり（上下左右）に置き、原子の電子配置を書く。次 に共有結合を形成する相手の原子と結合させ、分 子の電子配置を表した式。 原子、イオン、分子等の電子配置を書くことが出来 る。 共有結合を電子式で表す 原子をLewisの電子式で表す • 元素記号の四方を価電子の数だけ、点で埋めて行く。 • グループ番号は価電子数を表す。 Group I Group II Group III Group IV Group V Group VI Group VII Group VIII : : 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 : : 3s2 : 3s1 : . . . P. . : S. . : Cl . : Ar : Na . . Mg . . Al . . Si . . 3s23p5 3s23p6 共有結合を電子式で表す イオン結合をLewisの電子式で表す Ｌｅｗｓ式で、電子が移動してイオン結合が形成する様子を表す。 Ｍｇは、2個の電子を与えることで安定、Ｆは、1個の電子をもらう ことで安定する。 : : - 2+ Mg : : : : [ : F: ] : : : F . . Mg. . F : [ : F: ] - 10/1/2015 その結果Ｍｇは2個のＦ原子とイオン結合を形成する。 共有結合を電子式で表す 共有結合（分子）をLewisの電子式で表す 原子は最外殻電子が8個（ｎ＝1の時は2個）で最も安定する。 （ ns2np6 ： オクテット則） Ｌｅｗｉｓ式でＨ2の結合を表すと、下のようになる。生成した1組の 電子は、共有結合を意味する。 H + H H H 共有結合を電子式で表す Lewisの電子式の意味するところ : H H • 共有した電子は、どちらの水素原子にも常に存在できる。 • そして、Ｈ2のどちらのＨ原子もＨｅの電子配置(1s2)をとってい ることになる。 共有結合を電子式で表す Ｈ2分子の電子の存在確率をイメージしたもの。 電子は2個の原子核（+）の真中に集中し、2個の原子核をむすび つけている。 10/1/2015 共有結合を電子式で表す Lewisの電子式を使って分子の構造を書いてみましょう！ ＨとＣｌで、ＨＣｌ分子ができる。Ｈは2個の価電子（＝Ｈｅ）を 持ち、Ｃｌは8個の価電子（＝Ａｒ）をもつことになる。 . Cl : H : Cl : : : + : : H . Lewis構造式 Lewis構造式では全ての最外殻電子を点で表す。簡略化した Lewis構造式では、原子を結ぶ線（価標）で結合電子を示す。 共有結合を電子式で表す Lewis構造式(Lewis structure) : 電子対 H : Cl : : 孤立電子対(lone pair) ＝結合に関与しないが、反応性や分子の形に関係。 : H : Cl : : 結合電子対(bonding pair ) : . Cl : : 不対電子 (unpaired electron ) =各原子は不対電子を提供し合って共有結合をつくる。 共有結合を電子式で表す 電子式（Lewis構造式） H2 F2 電子式 構造式 分子式 3. 分子構造を電子式（Lewis構造式）で表す 分子の構造を電子式で書いてみましょう。 いろいろな事が分かってきます。 それでは、 フッ化水素（HF）の電子式をノートに書いて下さい。 共有結合を電子式で表す 分子の電子（Lewis）式を書くにあたって 分子のLewis式を書くためには電子の数が必要。 結合形成に使える電子は最も外側の殻にあり、価電子または 原子価電子という。 第2周期の原子：全電子数―1s電子数2（１s電子を省略！） 第３周期の原子：３番目の電子殻にある価電子のみを書く。 完全なLewis構造式は全ての価電子を点で示すが、簡略化した 式では、結合にあずかる電子2個を１本の線（価標）で表わし、 結合をつくらずに残っている電子だけを点で示す。 共有結合を電子式で表す 電子式（Lewis構造式） HF（フッ化水素） 22s22p 22p 22p F: 1s 9 x y z 1H: 1ｓ 孤立電子対 (lone pair) 共有結合を電子式で表す 共有結合 電子式（Ｌｅｗｉｓ構造式）の書き方のまとめ 1. 最外殻電子の数を原子の周囲４か所に点（・）で配置する。 （第２周期の原子は、陽子の数から１s軌道の２個の電子を 引いた数。 第３周期以降は、最外殻の電子数。） 2. 相手の電子と自分の電子を並べて結合をつくる。 3. 結合した電子（・・）は線にする。 4. 結合を作った各原子の電子数を確認する。 最初に配置した電子数が過不足なくあれば中性、 電子が多くなればその原子がマイナス、少なくなればプラス 電子式と共有結合 分子の他、不安定（反応性が高い）化学種もかける CH3 1. 最外殻電子の数を原子の周囲４か所に配置する。この場合はCとH （第２周期の原子は、陽子の数から、１s軌道の２個の電子を引いた数。 第３周期以降は、最外殻の電子数。） 2. 相手の電子と自分の電子を並べて結合をつくる。 3. 結合した電子（・・）は線にする。 4. 結合を作った各原子の電子数を確認する。 H C H H H C H C H H 演習 次の不安定化学種のLewis構造式を書け。結合つくっている電子 は線で、結合をつくっていない電子は点でしめせ。 H （例） CH3 = H C H (a) CH2 (b) Br (c) OH (d) NH2 (e) H3C-N
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