基礎化学４

化学結合と分⼦の形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化学結合の本質を理解しよう

分子の形と電子状態には強い相関がある！

基礎化学４

分子の形と電子状態には強い相関がある！

原子原子

基礎化学分子

基礎化学（化学結合論・構造化学

・量子化学）

分子の形（立体構造）

電子配置（電子状態）

強い相関関係

分子の性質（反応性 物性） 先端化学（反応性・物性） 先端化学

（分子設計・機能化学）

機能

分子の形と電子配置の基礎的理解

基礎化学４

分子の形と電子配置の基礎的理解

オク 則 電 則

基礎（簡単）・定性的

原子 １）オクテット則（８電子則）

ルイス(Lewis)構造

分子２）原子価殻電子対反発則(VSEPR則）

Valence Shell Electron Pair Repulsion Rule)

分子の形（立体構造）

電子配置（電子状態）

強い相関関係

３）原子価結合法(VB法）混成軌道(Hybridized Atomic Orbital)

（立体構造）（電子状態）

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！

学習⽬標と講義の流れ基礎化学４

学習⽬標と講義の流れ時と場合に応じ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

価電子交換相互作用

軌道の重なり結合性軌道

§1 2

交換相互作用混成軌道sp3,sp2,sp

結合性軌道反結合性軌道結合次数σ、π結合

§1 §2オクテット則電子対Lewis構造

VSEPR則電子対間反発立体構造構造

超原子価

基礎化学２（既習）

立体構造

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

水素原子の軌道水素原子の軌道l = 0 l = 1 l = 2 l = 3 ·· · ··s軌道 p軌道 d軌道 f軌道

軌道エネルギー

7sn = 7Q

r

E =

8 2h2me4Z2

n21-

6s 6p7s

n = 6P8e0

2h2 n2

4s

5s

4p

5p

4d

5d

4f

5fn = 5O

3s 3p 3d

4d 4fzz z

dz2 dxz dxyn = 3

n = 4

M

N

2s 2pz z z

p

yx

y

x

y

x

z zdyz dx2-y2n = 2L

1sy

x

y

x

y

x

px py pzy

xyx

n = 1K

軌道角運動量|L2| = l(l + 1)h2

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基礎化学４

軌道

エネルギー

5f7s第７周期

電⼦同⼠は互いに反発する（遮蔽・貫⼊）

4f5d

6

6p7s

第６周期

第７周期16~

4d

4f

5s5p

6s

第５周期

第６周期

18

32

3d4s

4p第４周期

18

18

1s2s 2p

2p

3s3p

第３周期8

2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p 5d 5f2s

2p第２周期

8

5s 5p 5d 5f6s 6p 6d7s

1s第１周期2

5f

基礎化学４ 周期表の成り⽴ち

H H4d

4f

5s5p

5d

5f

6s6p

7s

18

32

16~

1s1 1s2

I

1 18

V

VI

VII

H He

Li Be B C N O F Ne2s 2p

3s 3p

3d4s

4p5s

8

18

18

s1 s2 s2p1 s2p2 s2p3 s2p4 s2p5 s2p6

I2 13 14 15 16 17

II

III

IV

2s 2pLi Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P S Cl Ar1s

2s p

2

8II

III 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12I

II2s

3s

2p

3p

43dK Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sc Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I XeIV

V

4s

5s

4p

5p

3d

4d

Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At RnFr Ra d p

VI

VII

6s

7s

6p5d

La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb

Fr Ras

d pVII

4f

5fAc Th Pa U Np Pu Am CmBk Cf Es Fm Md Nof

5f

希ガス周期表の成り⽴ち基礎化学４

1 2 13 14 15 16 17 18アルカリ金属

アルカリ土類金属

希ガスハロゲン

周期表の成り⽴ち

H HeLi Be B C N O F Ne

I

II 金属元素

非金属元素

Na Mg Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

III

IV

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

Rb Sc Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

IV

V

VI Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At RnFr Ra

VI

VII遷移元素

ｄ，ｆブロック 金属元素非金属元素

（希土類）

La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb

Ac Th Pa U Np Pu Am CmBk Cf Es Fm Md No

ランタノイド

アクチノイド

（希土類）

典型元素 典型元素

ｓブロック ｐブロック

化合物中の原⼦の最外殻軌道基礎化学４

化合物中の原⼦の最外殻軌道

(n+ 1)p軌道nd軌道

(n+ 1)s軌道

np軌道

nd軌道ns軌道

p軌道

充填軌道充填軌道 軌

典型元素 遷移元素

充填軌道充填軌道

典型元素 遷移元素

n = 1 2の場合はs p軌道遷移金属のs,p軌道は原子芯（内殻）n = 1,2の場合はs,p軌道

のみを考えればよい！は原子芯（内殻）と考える

基礎化学４

§２ ルイス構造（Lewis式）（ 式）

共有結合 （２原⼦分⼦）基礎化学４

基礎化学４

多原⼦分⼦多原⼦分⼦

ルイス式の考え方(1)

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

結合電子対 （bonding pair electron)

注）不対電子が存在する場合もあるので注意する

A B A B A B一重結合single bond

二重結合double bond

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(nonbonding electron pair)

A

非結合電子対( g p )

ルイス式の考え⽅(2)基礎化学４

( )

オク 則（O R l 隅 則）オクテット則（Octet Rule 八隅子則）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

最外殻電子 8 （安定電子構造） ( )2( )6≥ 2 最外殻電子= 8 （安定電子構造） (ns)2(np)6

最外殻電子= 2 （安定電子構造） (1s)2

n ≥ 2

n = 1

H C H

最外殻電子= 2 （安定電子構造） (1s)2n = 1

H C H

OO

ルイス式を描く基礎化学４

Cの価電子数= 4 (2s22p2)

例）CO2

1)分子の総価電子数(V)を計算する

Cの価電子数= 4 (2s22p2)Oの価電子数= 6 (2s22p4)総価電子数 = 4+2x6 = 16

2)共有結合の数(N b)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 Nbc = (8x3-16)/2 = 4

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

2)共有結合の数(Ncb)を計算する

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

電子の総和がVで 各原子の最外殻が

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

酸化数について酸 数Oxidation Number

基礎化学４

超原子価化合物

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）（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 原⼦価殻電⼦対反発則一般原理般原理

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）（１）

Angew. Chem. Int.Ed. Engl. 1996, 35, 495-514

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）（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）

ClF H• • •• • •( )

基礎化学４ 原⼦価殻電⼦対反発則O

H HN

H HH

PCl Cl

Cl

Cl

+B

F F

F

CH H

H

CO O••

•• •••

••

••••• •• ••

• • • •

• • •• ••

•• • •

••

••

•• • ••

• ••

• •( )

106.5°104.3°

CO Cl

PCl Cl

Cl

PCl Cl

Cl

-SF

F•

• ••• •

• ••

••

• ••• •101°187°

VE = 5(P)+4x1(Cl)-1= 8 = 4bp

CO2 BF3 H2O NH3 CH4 PCl4+

PCl ClCl

Cl

PCl

Cl

ClS

F

F

• ••• • •

••

• •• •

••• ••

101

SF4 PCl5 PCl6-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

IF FF

F FFClF

F

BrF F

F

F F

•••

• • • •••

• •••87.5° 84°

超原⼦価化合物(Hypervalent Compound)

F

FF

FF F

F

••• • • •

• •

ClF3 BrF5 IF7

VE = 7(I)+7x1(F)= 14 = 7bp

XeF FF F

Xe

F

• •

• •••

••••VE = 8(Xe)+4x1(F)

= 12 = 4bp + 2lp

FXeF2 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 原⼦価殻電⼦対反発則VSEPR則の例外

基礎化学４ 原⼦価殻電⼦対反発則VSEPR則の例外