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
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