ルイス構造

教科書どおりに言うと
「原子と価電子(最外殻電子)だけで分子やイオンをあらわしたもの。」
この言葉だけじゃ?になると思うので一先ず価電子(最外殻電子)についての解説と下図を見てほしい。

■価電子(最外殻電子)について
例えばアルミニウムの場合

上記の通り「 2+1 = 3 」になる、という話。
仮に試験中にド忘れしても原子番号さえ覚えていればリカバリ可能。
原子番号を覚えれない人はそもそもこの頁を見ることはないと思うけど、覚え方にしても調べれば色んな覚え方が出てくると思うから頑張って覚えてね(哭)。

さてここからが本番。

左側が一般的な構造式(ケクレ構造ともいう)。
右側がルイス構造。

一般的な構造式は元々立体(ボク達は基本三次元に生きているので)である構造を
机上で表現するために無理矢理二次元に置き換えているので
完全に正しい形ってわけではないのだけれど、原子軌道にもあったように視覚的にわかりやすくないとやっぱり頭に入らないのででってことで考えられた表現方法になる。

ではなぜ一般的な構造式っていう見た目分かりやすい表現があるのに、あえてルイス構造を考えたのか?というと

「どの原子のどの電子が結合できていないか」

をわかりやすく表現することが出来るからから。
まぁ細かい話になるので、後述します。

ちょっと話は変わるけど、まずルイス構造を「描く」にあたって便利な考え方があるので紹介しとく。
「オクテット則(原子の周りに電子は8つ)を満たすように書く。※H以外」
というもの。↑を読んで、頁先頭に紹介したルイス構造を見てもらえば色々と察してもらえると思う。
なんていうか・・・言葉のままだから。
「H以外」は一応書いてるけど、分かるよね?ヒントは軌道の数だよ。
ただし多分見る人によっては2重、3重結合の表現が分かり難かしいかもなので。
とりあえずもうちょっと細かくした図を以下に置いときます。参考にしてね。

さて話は戻って原子と電子のお話。
「原子軌道」でも触れたのだけれど1つの原子軌道には電子は2個までしか入ることができない。
そして原子軌道に2つの電子が入った状態を電子対(言葉自体は中学で出てきてたと思われ)っていう。
そしてこの電子対には「共有電子対」「非共有電子対」という2種類がある。
まぁ意味は例によって見たまま、名前のままなので、一先ず下図を見てほしい。

まず窒素原子が最外殻に(2s)2(2p)3という電子配置を持っている。
原子軌道を思い出してほしいが(2s)2安定な状態になってる。
一方(2p)3は3つともが不安定な状態になってしまう。

不安定な状態を安定状態にするには空いた軌道に他から電子を持ってくるしかない。
だから水素原子(最外殻(1s)1)なんてのは穴埋めに最良のパーツと言える、今回はないけど。
※ ↑ の意味が分からない場合は、一度戻ることをオススメする。
多分余計わからなくなるから。

ともあれこの窒素については安定状態をする為に3つの軌道で共有結合を行って安定状態を作れているという訳。

さて今までは分子や原子の話だったけど
これが+、-がついてくるイオンだったら?
という疑問が出てくるかもしれない。

という事でイオンについて解説。まずは下図を見てほしい。

ということで+、-といった符号は表現上は存在しない。
よく化学式などで出てくる+、-がどうやって決まっているかというと
「全体の形式電荷」っていうものを求める事で予測することが出来る。
‘全体の’という言葉を忘れないでね。

教科書的な書き方で申し訳ないけど、形式電荷は以下の公式で求めることができる。

形式電荷 = 有効核電荷(★) - ( 共有電子の数 ÷ 2 + 非共有電子の数 )

さて、(★)って何?と思ったんじゃないかと思う。
これはまぁざっくり言えば価電子(最外殻電子)のこと。
さっき紹介したOHを例にすると

・Oの形式電荷 = 6-( 2 ÷ 2 + 6 )= -1
・Hの形式電荷 = 1-( 2 ÷ 2 + 0 )= 0

となって

OH全体の形式電荷 = Oの形式電荷 + Hの形式電荷

つまりは

-1 + 0 = -1

となり、結果としてOHは「OH」で表現されることになるってこと。

ではまた次回

© 2017 猫でもわかる有機化学

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