化学結合と分 の形

基礎化学４
化学結合と分⼦の形
なぜ原⼦と原⼦はつながるのか
なぜ分⼦はきまった形をしているのか
化学結合の本質を理解しよう
基礎化学４
分子の形と電子状態には強い相関がある！
原子
分子
基礎化学
（化学結合論・構造化学
・量子化学）
電子配置
分子の形
強い相関関係
（電子状態）
（立体構造）
分子の性質
（反応性・物性）
（反応性 物性）
先端化学
（分子設計・機能化学）
機能
基礎化学４
分子の形と電子配置の基礎的理解
基礎（簡単）・定性的
１）オクテット則（８電子則）
オク
則
電 則
原子
ルイス(Lewis)構造
２）原子価殻電子対反発則(VSEPR則）
分子
Valence Shell Electron Pair Repulsion Rule)
電子配置
分子の形
強い相関関係
（電子状態）
（立体構造）
３）原子価結合法(VB法）
混成軌道(Hybridized Atomic Orbital)
４）分子軌道法（MO法）
Molecular Orbital法
⾼度（複雑）・定量的
様々な考え方（手法）を対象・目的
様々な考え方（手法）を対象
目的
によって使い分ける！
基礎化学４
学習⽬標と講義の流れ
時と場合に応じ
て様々な考え方
を使い分けたり
複合する
§3
§4
軌道の重なり
結合性軌道
反結合性軌道
結合次数
σ、π結合
価電子
交換相互作用
混成軌道
sp3,sp2,sp
§1
§22
オクテット則
電子対
Lewis構造
構造
超原子価
VSEPR則
電子対間反発
立体構造
基礎化学２（既習）
基礎化学４
§１ 原⼦軌道
（Atomic Orbital）
（
）
基礎化学４
⽔素原⼦の軌道の概略
基礎化学４
水素原子の軌道
r
s軌道
p軌道
d軌道
f軌道
Q n= 7
l=0
7s
l =1
l=2
l=3
6s
6p
P n=6
· · · ··
軌道
エネルギー
E=
-
O n=5
N n=4
5s
5p
5d
5f
4s
4p
4d
4f
z
M n=3
3p
3s
3d
z
z
dxy
dxz
dz2
y
L n=2
K n=1
z
z
px
1s
y
x
2p
2s
dyz
py
y
x
x
z
me4 Z2 1
8 0 2 h2 n2
8e
z
dx2-y2
z
pz
y
y
y
y
x
x
x
x
|L2 | = l(l + 1)h2
軌道角運動量
x
y
基礎化学４
軌道全体の形は　動径部分と角部分の掛け算で決まる
基礎化学４
多電⼦原⼦の基底状態の原⼦軌道
軌道
エネルギー
第７周期
16~
電⼦同⼠は互いに反発する（遮蔽・貫⼊）
5f
7s
6p
5d
第６周期
32
6
6s
5p
第５周期
18
5s
4p
第４周期
18
第３周期
4s
3s
3p
8
第２周期
2s
8
第１周期
2
1s
2p
4f
4d
3d
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
3d
4d 4f
5d 5f
6d
周期表の成り⽴ち
基礎化学４
5f
VII 16~ 7s
6p
1
1s1
I
H
s1
II
III
IV
V
VI 32
V
18
2
s2
III 8
Li 2s Be
II 8
3s
Na Mg
I
3
4
2
5
6s
5s
5p
4d
4p
3d
4s
3s
3p
2s
2p
p
H
He
13 14 15 16 17
s2p1 s2p2 s2p3 s2p4 s2p5 s2p6
B
1s
6
7
3d
8
9
10
18
1s2
4f
11
12
C N2p O F Ne
Al Si
3p
P S Cl Ar
4
4p
K4s Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb5sSc
VI Cs6sBa
VII
IV 18
5d
4d
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb5pTe I Xe
5d
Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi 6pPo At Rn
p
Fr7sRa
d
s
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu4fGd Tb Dy Ho Er Tm Yb
Ac Th Pa U Np Pu Am5fCmBk Cf Es Fm Md No
f
基礎化学４
周期表の成り⽴ち
1
2
アルカリ金属
アルカリ土類金属
I
H
II
Li Be
III
Na Mg
IV
13
4
5
6
7
14
15
16
非金属元素
金属元素
3
ハロゲン
8
9
10
11
B
12
希ガス
17
18
He
C N O F Ne
P S Cl Ar
Al Si
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
V
Rb Sc
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
VI
Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
VII
Fr Ra
遷移元素
ｄ，ｆブロック
非金属元素
金属元素
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
（希土類）
ランタノイド
Ac Th Pa U Np Pu Am CmBk Cf Es Fm Md No アクチノイド
典型元素
ｓブロック
典型元素
ｐブロック
基礎化学４
化合物中の原⼦の最外殻軌道
nd軌道
(n+ 1)p軌道
(n+ 1)s軌道
np軌道
p軌道
充填軌道
ns軌道
軌
典型元素
n = 1,2の場合はs,p軌道
1 2の場合はs p軌道
のみを考えればよい！
nd軌道
充填軌道
遷移元素
遷移金属のs,p軌道
は原子芯（内殻）
と考える
基礎化学４
§２ ルイス構造
（Lewis式）
（
式）
基礎化学４
共有結合
（２原⼦分⼦）
基礎化学４
多原⼦分⼦
基礎化学４
ルイス式の考え方(1)
全ての最外殻電子は対（電子対）を作ろうとする
注）不対電子が存在する
場合もあるので注意する
結合電子対 （bonding pair electron)
A
B
A
一重結合
single bond
B
二重結合
double bond
A
B
三重結合
triple bond
孤立電子対 （lone Pair Electron)
A
非共有電子対(unshared electron pair)
非結合電子対(nonbondingg electron pair)
非結合電子対(
p )
基礎化学４
( )
ルイス式の考え⽅(2)
オク
オクテット則（Octet
則（O
R l
Rule
八隅子則）
隅 則）
各原子がその最外殻電子が計８個になるように隣合う他の
原子と結合電子対を共有する
n ≥ 2
最外殻電子 8
最外殻電子=
（安定電子構造）
n = 1
最外殻電子= 2 （安定電子構造）
H C H
O
((ns))2(np)
( )6
(1s)2
基礎化学４
ルイス式を描く
1)分子の総価電子数(V)を計算する
イオンの場合は電荷に応じて増（陰イオン）
減（陽イオン）する
例）CO2
Cの価電子数= 4 (2s22p2)
Oの価電子数= 6 (2s22p4)
総価電子数 = 4+2x6 = 16
Nbc = (8x3-16)/2 = 4
2)共有結合の数(N b)を計算する
2)共有結合の数(Ncb)を計算する
n原子分子なら Ncb = (8n-V)/2
水素をm個含むn原子分子なら
Ncb = (8n+2m-V)/2
3)各元素を結合でつなぐ
電気陰性度の低い元素が中心にくる
3員環は作らない
ルイス式
4)共有結合に電子対を振り分け
オクテット則を完成する
電子の総和がVで、各原子の最外殻が
電子の総和がVで
各原子の最外殻が
８電子（４電子対）になるようにする
注）多原子イオンの電荷は、特定の原子ではなくイオン全体に振り分けてよい
基礎化学４
基礎化学４
基礎化学４
基礎化学４
基礎化学４
基礎化学４
共鳴構造(Resonance Structure)
基礎化学４
基礎化学４
基礎化学４
基礎化学４
共鳴構造
基礎化学４
基礎化学４
n≧3の中心元素がある分子やイオンの場合
基礎化学４
n≧3の中心元素がある分子やイオンの場合
基礎化学４
n≧3の中心元素がある分子やイオンの場合
基礎化学４
n≧3の中心元素がある分子やイオンの場合
基礎化学４
n≧3の中心元素がある分子やイオンの場合
基礎化学４
酸 数
酸化数について
Oxidation Number
基礎化学４
n≧3の中心元素がある
分子やイオンの場合
超原子価化合物
Hypervalent Compound
基礎化学４
§2 原⼦価殻
電⼦対反発則
（VSEPR則）
基礎化学４
原⼦価殻電⼦対反発(VSEPR)モデル
基礎化学４
VSEPRモデルで分⼦構造を考える
【例えば】
基礎化学４
一般原理
般原理
原⼦価殻電⼦対反発則
原⼦価殻電⼦対反発則
VSEPR則に基づく分子の形（価電子対の数と幾何構造）（１）
基礎化学４
Angew. Chem. Int.Ed. Engl. 1996, 35, 495-514
原⼦価殻電⼦対反発則
VSEPR則に基づく分子の形（価電子対の数と幾何構造）（２）
基礎化学４
原⼦価殻電⼦対反発則
VSEPR則に基づく分子の形（価電子対の数と幾何構造）（３）
基礎化学４
原⼦価殻電⼦対反発則
基礎化学４
• • ••
F
O
•• • •
••C • •
(• • )
••
O
•• O ••
H 104.3°
B
•• ••
F
CO2
F
BF3
• •187°
F ••
S
F ••
101°
101
••
F
•
•
Cl
SF4
F
••
••
•
•
Cl
••
F
F ••
F
••
Br
ClF3
CH4
Cl
Cl
Cl
Cl
PCl5
F
F
F
F
F
••
F
BrF5
F
I
Cl
F
F
IF7
VE = 7(I)+7x1(F)
= 14 = 7bp
F
•
•
•
•
••
Xe
••
F
•
•
XeF2
F
F
Xe
F
F
PCl4+
中⼼原⼦の価電⼦が８を
越えオクテット則を満た
さない化合物
超原⼦価化合物
(Hypervalent
Compound)
PCl6-
••
••
••
+
P
•• •• • • Cl
Cl
VE = 5(P)+4x1(Cl)-1
= 8 = 4bp
••
• • - ••Cl
P
•
• •• Cl
••
F
84°
H
NH3
••
••
P •• Cl
•
•
••
Cl
Cl
C
•• • ••
H •
H
H
Cl
F
87.5°
H
Cl
••
N
•• • ••
H106.5°
• H
H2O
F
H
••
VE = 8(Xe)+4x1(F)
= 12 = 4bp + 2lp
XeF5
VSEPR則によると分⼦の構造をうまく説明できる。理想構造からの歪みに対しても考察す
ることができるが，結合の性質についてはわからない。
基礎化学４
原⼦価殻電⼦対反発則
VSEPRで分子の形を考える（例１）
基礎化学４
原⼦価殻電⼦対反発則
VSEPRで分子の形を考える（例２）
基礎化学４
原⼦価殻電⼦対反発則
VSEPRで分子の形を考える（例３）
基礎化学４
VSEPR則の例外
原⼦価殻電⼦対反発則
基礎化学４
VSEPR則の例外
原⼦価殻電⼦対反発則