Microsoft PowerPoint - 基礎化学4revPart1b [互換モード]

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！

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

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

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

§１ 原⼦軌道

（Atomic Orbital）

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

7s

n = 7

Q

r

E = 8 2_h2 me4_Z2 n12

-6s

6p

7s

n = 6

P

8e₀2_h2 _n2

4s

5s

4p

5p

4d

5d

4f

5f

n = 5

O

3s

3p

3d

4d

4f

z z z dz2 dxz dxy

n = 3

n = 4

M

N

2s

2p

z z z p y x y x y x z z dyz dx2_-y2

n = 2

L

1s

y x y x y x px _{py pz} y x x y

n = 1

K

軌道角運動量 |L2_{| = l(l+ 1)h}2

多電⼦原⼦の基底状態の原⼦軌道

軌道

エネルギー

5f

7s

第７周期

電⼦同⼠は互いに反発する（遮蔽・貫⼊）

4f

5d

6

6p

7s

第６周期 第７周期

16~

4d

4f

5s

5p

6s

第５周期 第６周期

18

32

3d

4s

4p

第４周期

18

18

1s

2s 2p

2p

3s

3p

第３周期

8

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

2s

2p

第２周期

8

5s 5p 5d 5f

6s 6p

6d

7s

1s

第１周期

2

5f

周期表の成り⽴ち

H

4d

H

4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 7s 18 32 16~

1s

1

1s

2

I

1

18

V VI VII

H

He

Li Be

2s 2p

B

C

N

O F Ne

3s 3p 3d 4s 4p 5s 8 18 18

s

1

_s

2

s

2

p

1

s

2

p

2

s

2

p

3

s

2

p

4

s

2

p

5

s

2

p

6

I

2

13

14

15

16

17

II III IV

2s

2p

Li Be

B

C

N

O F Ne

Na Mg

1s

Al Si

P

S Cl Ar

2s p 2 8

II

III

₃

₄

₅

₆

₇

₈

₉

₁₀

₁₁

₁₂

I II

2s

3s

2p

3p

4

3d

K 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

Xe

IV

V

4s

5s

4p

5p

3d

4d

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

Fr Ra

d

p

VI

VII

6s

7s

6p

5d

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

Fr Ra

s

d

p

VII

4f

5f

Ac Th Pa U

Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

f

5f

希ガス

周期表の成り⽴ち

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

He

Li 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 Rn

Fr 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

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

§２ ルイス構造

（Lewis式）

多原⼦分⼦

多原⼦分⼦

ルイス式の考え方(1)

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

ルイス式の考え⽅(2)

( )

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)

2

n = 1

H

C H

O

O

ルイス式を描く

Cの価電子数= 4 (2s2_2p2₎

1)分子の総価電子数(

V

)を計算する

Cの価電子数= 4 (2s2_2p2₎ Oの価電子数= 6 (2s2_2p4₎ 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

共鳴構造

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

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

酸化数について

酸

数

超原子価化合物

超原子価化合物

§2 原⼦価殻

電⼦対反発則

（VSEPR則）

（VSEPR則）

VSEPRモデルで分⼦構造を考える

原⼦価殻電⼦対反発則

Cl F

_{• • ••}

_{• •}

H ( )

原⼦価殻電⼦対反発則

O H H N H H H P Cl Cl Cl Cl + B F F F C H H H C O

•

O

•

•

•

•

•

•

•

•

•

•

•

•

•

•

_•

_•

•

•

•

• •

• • •

•

•

•

•

•

•

•

•

•

•

•

•

• • •

•

• • •

• •

( ) 106.5° 104.3° CO Cl P Cl Cl Cl P Cl Cl Cl -S F F

•

•

•

_•

•

_•

•

•

•

•

•

•

•

•

•

_•

101° 187° VE = 5(P)+4x1(Cl)-1 = 8 = 4bp CO₂ BF₃ H₂O NH₃ CH_{4 PCl} 4+ P Cl Cl Cl Cl P Cl Cl Cl S F F

•

•

•

•

_•

_•

•

•

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•

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 I F F F F _F F Cl F F Br F F F F F

•

•

•

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•

•

•

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87.5° 84° 超原⼦価化合物 (Hypervalent Compound) F F F F F F F

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•

•

•

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ClF₃ BrF_{5 IF} 7 VE = 7(I)+7x1(F) = 14 = 7bp Xe F F F F Xe F

•

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•

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VE = 8(Xe)+4x1(F) = 12 = 4bp + 2lp F XeF₂ 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。