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

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

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

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

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

共有結合のより正確なモデル

ルイスの原子価論：

２個の原子が電子対で共有することにより共有結合を形成

より正確なモデル： Heitler & London (1927)

２個の原子の原子軌道が互いに重なり合い、それぞれの原子軌道に存在する不対電子が電子対となり、それを２個の原子が共有することによって結合が形成

σ結合とπ結合

原子軌道の重なりの様式 s結合とp結合

s軌道+s軌道（s結合）

s軌道+p軌道（s結合）

p軌道+p軌道（s結合）

p軌道+p軌道（p結合）

s結合とp結合

s結合：結合に寄与する重なり合った原子軌道が結合軸に平行に存在している。（結合は結合軸の周りで対称）

・原子軌道どうしの重なりが大きく、強い結合を形成

・特にp軌道が関与するs結合は方向性を示す。

・分子の骨格構造を形成する結合となる。

p結合： 結合に寄与する原子軌道が結合軸に垂直で、側面同士で重なり合っている。

・原子軌道間の重なりが小さく、s結合よりも弱い結合

・そのため、p電子は化学反応性に富む。

共有結合の半径、距離と結合エネルギー

イオン半径→ 配位数が同じならば、イオン結晶系が異なってもほぼ同じ値を示す。

共有結合半径→ 結合数が同じ（単結合か、数が同じ

多重結合）ならば、分子が異なってもほぼ同じ値で示す。

化学結合している原子間の結合距離が短くなる＝結合エネルギー 大 ＝結合が強い

（結合エネルギー：その結合を切断するために必要なエネルギー）

結合距離(r)と結合エネルギー(D)

共有結合半径と結合エネルギー

原子価結合法（Heitler-Londonの計算）

HA(1) HB(2)

(1)

HA(2) HB(1)

(2)

HA(1,2)- HB+

(3)

HA+ HB(1)-

(4)

+

H H H2

原子価結合法（Valence-Bond method, VB法）

-- H:HH:HH:H

化学結合を各原子の原子価軌道に属する電子の相互作用によって説明する手法

一つの分子を表すのにいくつかの極限構造式の共鳴を考慮する必要がある．

このようにいくつかの極限構造式を考える必要がある分子を、共鳴混成体であるという．

(1)(2)+(2)(1)=(1,2) HbHa2HbHa1 φφcφφcΦ

分子軌道法（Molecular Orbital method, MO法）

(1)(2)(2)(1)(1,2) ba2ba1 ΦΦ+cΦΦ=cΦ

原子軌道に対応して，分子全体に広がる一電子空間軌道関数である分子軌道によって，分子を構成する個々の電子の状態が記述されると考える．

この分子軌道を計算して，分子の電子状態を求める方法が分子軌道法である．

LCAO分子軌道法

BAa

BAb

Φ

Φ

原子軌道の線形一次結合（Linear Combination of Atomic Orbitals）によって分子軌道（MO）を近似する方法は，「LCAO分子軌道法」、 「LCAO法」あるいは「LCAO MO法」

と呼ばれる．

原子軌道と分子軌道

A

-B

A-B

(A-B)2

A B

A+B

(A+B)2

結合性分子軌道 b

反結合性分子軌道 a

結合次数

（結合性軌道の電子数－非結合性軌道の電子数）/2=(2-0)/2=1

酸素分子の電子配置

1s

2s

2px, 2py, 2pz

1s

2s

2px, 2py, 2pz

O O

O2