PDF 第3章 化学結合（その3） - 福井大学

化学 I

第３章

化学結合（その３）

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補講の予定

６月１８日（金）４限（118M講義室）

７月 ２日（金）３限（115M講義室）

７月１６日（金）３限（118M講義室）

７月２３日（金）３限（118M講義室）

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授業計画

1回 物質観の進歩と自然科学の 発展

2回 原子の電子構造

－電子，陽子，原子量－

3回 水素原子の電子スペクトル 4回 Bohrの水素原子模型

5回 物質の波動性 6回 量子数

7回 原子の電子配置と周期律表 8回 化学結合 ―イオン結合―

9回 化学結合 ―共有結合― 10回 化学結合 ―分子軌道法― 11回 分子の構造

―共有結合の方向性― 12回 配位結合

13回 金属結合，多重結合 14回 水素結合

15回 期末試験

授業計画

1回 物質観の進歩と自然科学の 発展

2回 原子の電子構造

－電子，陽子，原子量－

3回 水素原子の電子スペクトル 4回 Bohrの水素原子模型

5回 物質の波動性 6回 量子数

7回 原子の電子配置と周期律表 8回 化学結合 ―イオン結合―

9回 化学結合 ―共有結合― 10回 化学結合 ―分子軌道法― 11回 分子の構造

―共有結合の方向性― 12回 配位結合

13回 金属結合，多重結合 14回 水素結合

15回 期末試験

化学結合 (chemical bond)

イオン結合

コッセルの原子価論

希ガス元素が安定な電子配置を取ることに着目

↓

原子は他の原子から電子を受け取るか、他の原 子に電子を与えて希ガス型の安定な電子配置を 持つイオンになる。

イオン結合の形成

イオン化した原子 → “かたまり”を形成

実際には、イオンがバラバラに存在するのではなく、

かたまって存在する

→ イオン間の結びつきはどのようにして決まっ ているのか？）

陽イオンと陰イオンの間の結合：

静電気相互作用（クーロン力）による。

イオン結合の特徴

（1）クーロン力によってイオンどうしが引きつけあい、

結晶などを形成している。

（2）クーロン力には方向性がなく相互作用が遠距離ま でひろがっているので、クーロン力は一対のイオン 間だけでなく近傍の多数のイオン間に働いている。

塩化ナトリウムの結晶構造

（例）NaCl（食塩の結晶）

• Na⁺イオンの周りを6個の Cl^-イオンが取り囲む。

• Cl^-イオンの周りを6個の Na⁺イオンが取り囲む。

イオン結晶（内）のポテンシャルエネルギー

→より低いほど安定に存在する。

（「水は低きに流れる」と同じ。

より深い（低い）ところにある方が安定である！）

r q M q

kN

V_C  _A ^{ }

（エネルギー）

クーロンポテンシャル

k : 定数，N_A: アボガドロ定数，M: マーデルング定数 q₊: 正電荷を帯びたイオンの電荷数

q_－: 負電荷を帯びたイオンの電荷数 r : 陽イオンと陰イオン間の距離

イオン間距離

U： ポテンシャルエネルギー V_c： クーロンポテンシャル

V_r： 反発ポテンシャル

r： 陽イオンと陰イオンとの間の距離 r_e： イオン間距離

r_e:クーロン引力と原子核どうしの反発力がちょうどつり合う距離

=イオン間距離（隣接した陽イオンと陰イオンの最短距離）

（Uが最小の値を取る）

図．イオン結合の形成

イオン半径とイオン結晶の安定性

○イオン半径：

イオンを球体とみなし、イオン間距離を それぞれのイオン半径に振り分けた値

→ 同じイオンのイオン半径はイオン結 晶が異なっても配位数が同じであれ ば、ほぼ一定の値となる

→ 配位数が違うとイオン半径が異なる

（イオン間距離）=

（陽イオン半径r ₊）+（陰イオン半径r _-）

イオン結晶の安定性

クーロン力 大 → 格子エネルギー 大

→ より安定なイオン結晶 格子エネルギー：結晶1 mol を無限遠に離して、それ

ぞれのイオンに解離させる（バラバラにす る）ために必要なエネルギー

（例） NaCl：格子エネルギー711 kJ/mol MgO：格子エネルギー3760 kJ/mol



_ ^{ }_



²

 r r q k q

クーロン力F

授業計画

1回 物質観の進歩と自然科学の 発展

2回 原子の電子構造

－電子，陽子，原子量－

3回 水素原子の電子スペクトル 4回 Bohrの水素原子模型

5回 物質の波動性 6回 量子数

7回 原子の電子配置と周期律表 8回 化学結合 ―イオン結合―

9回 化学結合 ―共有結合― 10回 化学結合 ―分子軌道法― 11回 分子の構造

―共有結合の方向性― 12回 配位結合

13回 金属結合，多重結合 14回 水素結合

15回 期末試験

化学結合 (chemical bond)

・イオン結合(ionic bond)

・共有結合(covalent bond)

・配位結合(coordination bond)

・金属結合(metallic bond) 一般的な結合の強さ

共有結合、配位結合＞イオン結合＞金属結合

ルイスの原子価論

原子価論 希ガス型電子配置が安定

コッセルの原子価論：イオンの形成を説明 イオン結晶（多くの無機結晶）：

希ガス型電子配置を持つイオンがクーロン力に

より結合 → イオン結合

ルイスの原子価論：分子の形成を説明 分子（多くの有機物質）：

原子どうしが希ガス型電子配置をとるように電 子を共有することにより結合 → 共有結合

ルイス式：価電子のみを示した化学式

1. 構成原子の価電子（最外殻電子）のみを取り扱う。

2. それぞれの価電子を「・」で示し、価電子が４個までは価電子 を元素記号の左右上下に１個ずつ配置する。

４個以上の場合、２個ずつの対を作るように配置する。

（フントの規則に対応）

3. 一つの共有結合を形成するために、それぞれの原子は電子 を１個ずつ出し合う。

4. それぞれの原子のまわりに、希ガス元素と同じ電子配置にな るように電子を配置。

水素→ He（最外殻軌道1s²）

それ以外→ Ne, Ar, Kr（最外殻軌道s²p⁶）

ルイス式の表記例

ルイス式の利点と欠点

ルイス式の利点：

・分子中の共有結合が単結合なのか、多重結合 なのか簡単にわかる。

・非共有電子対の数がわかる。

ルイス式の欠点：

・分子の立体構造を知ることはできない。

r

 

双極子モーメント

○分子中で化学結合している原子が結合電子を引きつける強さ

＝「電気陰性度」

（両原子の電気陰性度の差が大きいほど極性大）

（同種原子の共有結合の場合、差がないので極性なし）

○双極子：

部分的に正電荷を帯びた末端と部分的に負電荷を帯びた末 端を持つ単位（双極子モーメント：単位はデバイ）

・双極子モーメントを持つ分子＝極性分子（例：HCl, HF, NaCl）

・双極子モーメントを持たない分子=無極性分子（例：H₂, Cl₂）

双極子モーメント

共有結合の極性

• 同種の原子が共有結合した等核二原子分 子→共有電子対は２原子間に均等に存在 等極共有結合

• 異種の原子が共有結合した異核二原子分

→共有電子対は電子をより強く引きつける 原子の側に（片寄って）存在。

極性共有結合

共有結合の極性

（例）塩化水素（HCl）

共有電子対は電気陰性度の 大きいClの方に片寄って存在

（つまり実際にはH⁺Cl^-に近い

=イオン結合に近い）

二原子分子と双極子モーメント

ルイス式：水素 塩化水素 塩化ナトリウム

 qr

双極子モーメント



化合物  / D 化合物  / D 化合物  / D HF

HCl HBr HI LiH LiF LiCl LiBr LiI

1.83 1.11 0.83 0.45 5.88 6.33 7.13 7.27 7.43

NaCl NaBr NaI KCl KBr KI

9.00 9.12 9.24 10.27 10.63 10.82

BaO AlF NO BrF BrCl

7.95 1.53 0.16 1.42 0.52

各元素の電気陰性度

周期 １族 ２族 １３族 １４族 １５族 １６族 １７族

1 2 3 4 5 6 7

H Li Na K Rb Cs Fr

2.2 1.0 0.9 0.8 0.8 0.7 0.7

Be Mg Ca Sr Ba Ra

1.5 1.2 1.0 1.0 0.9 0.9

B Al Ga In Tl

2.0 1.5 1.6 1.7 1.8

C Si Ge Sn Pb

2.5 1.8 1.8 1.8 1.8

N P As Sb Bi

3.0 2.1 2.0 1.9 1.9

O S Se Te Po

3.5 2.5 2.4 2.1 2.0

F Cl Br I At

4.0 3.0 2.8 2.5 2.2