ルイス ドット構造 O2 用 または二酸素は次のとおりです:
O =O
非常に単純な構造ですが、このルイス構造をどのように解釈するのでしょうか。ルイス構造を描き、それを使って原子がどのように結合して分子を作るかを理解するにはどうすればよいでしょうか?ルイス構造がどのように解釈され、描かれるか見てみましょう。
酸素 (O2) に関する事実
O2 は酸素の同素体であり、2 つの酸素原子が結合してできています。この同素体の化学式は O2 ですが、単に酸素と呼ばれることがよくあります。 O2 または酸素分子の特定の組成は、地球上で最も一般的な元素化合物の 1 つであり、地球の大気の約 20.8% を占めています。酸素分子 (O2) は、多くの生物の細胞呼吸に使用され、糖とともにエネルギーを生成するために使用されます。
ルイス構造の解釈方法
ルイス構造は、原子とそれらの間の結合を表す図です。文字は分子内にある原子を表し、特定の文字はさまざまな要素を表します。一方、ダッシュは異なる原子間の結合を表します。ドットはルイス構造内にも見られ、結合を表すために使用されるか (ダッシュによく似ています)、孤立電子対を表すために使用されます。孤立電子対は、個々の原子を囲むドットで表されることがよくあります。一方、二重結合は二重線で表され、単線は原子間の単結合を表すという考えを自然に拡張します。
オクテット規則は、希ガスの電子配置は、原子間の電子対結合の形成によって容易に実現できるという規則です。多くの原子のオクテットには、異なる原子間で共有されていない電子ペアがあり、ペアは独自に検出されます。このため、これらの非結合電子は孤立電子対と呼ばれます。孤立電子対は原子間の結合の形成に関与していませんが、ルイス構造は常に孤立電子対を反映して描画する必要があります。
ルイスドット構造の描き方
ルイス構造は、さまざまな原子間の結合をグラフィカルに表現したものにすぎないため、原子がどのように結合して分子を作成するかを予測するのに役立ちます。ルイス構造は、電子がどのように結合するか、および分子のレイアウトが電子の原子価殻内に存在する電子の数によってどのように影響を受けるかを理解するのに役立ちます。ルイス構造を自分で描くと、ルイス構造の理解と解釈が容易になるため、ルイス構造の作成をいくつかの簡単なステップに分割することをお勧めします。
ルイス構造を作成する最初の部分は、分子を全体として分析し、分子が合計でいくつの価電子を持っているかを数えることです。分子内のすべての価電子を考慮する必要があります。価電子は、原子の最外殻にある電子で、価電子殻と呼ばれます。原子にはさまざまな殻の層があり、それぞれの層には独自の数の電子があります。しかし、内殻に見られる電子は、通常、原子の結合を分析する際に考慮されません。これは、通常、価電子殻の電子のみが他の原子と結合を形成できるためです。価電子殻電子は分子を作る電子であるため、ルイス構造を描くには、分子が合計でいくつの価電子を持っているかを知ることが重要です。
ルイス図を描く第 2 段階では、電子と特定の原子が幸せまたは満足するために必要な数を決定します。原子は、満たされるために、または外殻にこれ以上の電子を望まないために、外殻に一定量の電子を持たなければなりません.この状態では、電子の外殻は必ずしも容量に達していませんが、電子をさらに追加することはますます困難になります。ある元素が満たされるために必要な電子の数を決定するために利用できるヒューリスティックな方法は、オクテット規則です。これは、周期表で見つかった多くの元素である主族元素が 8 個の電子を必要とする傾向があるという事実を指します。最も外側の殻の中で満たされます。
ルイス ドット構造を作成するパート 3 は、分子全体の結合数を計算することです。共有結合は、電子対を形成する結合であり、結合内の 1 つの原子の電子が他の原子の電子と結合するときに作成されます。これを行うとき、ルイス構造を作成するステップ 2 で結合を作成するために必要な電子の数を決定したことを思い出してください。また、ステップ 1 で計算したので、個々の原子の原子価殻に存在する電子の数も知っている必要があります。オクテットが価電子の総数から完了する必要がある原子の数。すべての結合には 2 つの電子が必要なため、電子の数を必ず半分に分割してください。
ルイス ドット構造の作成における 4 番目のステップは、中心原子の選択です。中心の原子は、他の原子が分岐する原子です。前述のように、ルイス構造の中心原子は通常、電気陰性度が最も低い原子または電子価が最も高い原子です。周期表の電気陰性度の傾向を使用して、特定の原子の電気陰性度を特定できます。参照できる電気陰性度の特定の値を示す表もあります。電気陰性度の傾向は、周期表に見られる傾向を表しており、表を左から右にたどると電気陰性度が増加し、表を下にたどると電気陰性度が減少します。ハロゲン原子と水素原子は通常、分子の外側に現れるため、中心原子として選択されません。
中心原子を選択すると、分子の骨格構造を引き出すことができます。中心の原子を描くことから始めて、それを囲む原子を描きます。結合を表す線で周囲の原子を中央の原子に接続します。分子の中心原子は、最大 4 つの他の原子と結合することができます。中心の原子が他の原子との接続とともに描画された後、原子の周りに電子を配置できます。結合していない電子は、原子の外側に引き寄せられる必要があります。原子の外側には完全なオクテットが必要です。つまり、周回するのに必要な電子の量が正しくないことに突然気付いた場合、以前に描かれた骨格構造が不適切に整列していたことを意味します。
最初は試行錯誤して構造を描くことの複雑さを学び、実験する必要があるかもしれませんが、これは練習することでより簡単になるはずです.中心原子とその分岐原子を描画したら、利用されなかった電子を中心原子の外側に描画する必要があります。オクテットの完成は、残りの結合を二重結合にする必要があることを意味します。これは、互いに平行な 2 本の線を引くことで表すことができます。原子がオクテット規則の例外の 1 つではないが、8 個を超える電子を所有している場合、プロセスのステップ 1 で電子のカウントにエラーが発生した可能性があります。
ルイス構造と実分子の違い
ルイス構造を作成すると、分子の形成と構造を直観しやすくなります。ただし、ルイス構造などのモデルはある程度単純化する必要があるため、ルイス構造と現実世界の分子の構造には違いがあることを知っておくことは重要です。実際の分子とルイス構造の違いの 1 つは、原子が不安定な分子を形成できることです。一方、ルイス構造が作成されるとき、原子が原子価殻を満たしているか、または埋めようとしているという前提があります。元素の原子番号が大きいほど、原子の価電子殻の電子数は 8 を超える可能性が高くなります。
原子番号が大きい元素ほど、価電子数が 8 を超える可能性が高くなります。このため、ルイス構造は通常、遷移金属の分子から作られることはありません。遷移金属の価電子殻には 8 個を超える電子が含まれていることが多いからです。ランタニドやアクチニドなどの遷移金属は、たまたま 8 個を超える価電子を持つ元素の例です。これらの理由から、ルイス構造は分子がどのように形成されるかを理解するのに非常に役立ちますが、現実の世界で原子がどのように相互作用して分子を形成するかを完全に表しているわけではないことを覚えておく必要があります.
周期表による価電子数の決定
前述のように、元素の周期表を調べることで、特定の元素の原子がいくつの価電子を持っているかを知ることができます。周期表にある元素は、特定のパターン、列、および行に配置されています。周期表のグループ (列) は、それらが化学的に反応する程度、または別の言い方をすれば、元素の原子が持つ価電子の数によって編成されます。
元素の周期表のグループ/列はすべて、原子価殻に同じ数の電子を持っています。これは、周期表の最初のグループの価電子の数を確認することで確認できます。周期表のグループ 1 には、ナトリウム、カリウム、水素、セシウムなどの元素が含まれています。周期表のすべての元素グループ 1 は、原子価殻にちょうど 1 つの電子を持っています。一方、グループ 2 に含まれる元素には、マグネシウムやベリリウムなどの元素を含む 2 つの価電子があります。
この傾向は電気陰性度の傾向と呼ばれ、表の中央にある遷移金属を除いて、周期表全体で続きます。これらの金属は、電子を価電子数でグループ化するときにスキップされます。この例外を除いて、周期表全体の傾向が当てはまり、元素が持つ価電子の数を決定するために使用できます。周期表の第 8 族の元素は、原子価殻に既に電子を持っており、希ガスと呼ばれます。
