共有結合 原子間の電子対の共同共有を特徴とする化学結合の一種です。共有結合は、原子が他の原子と価電子を共有して外側の電子の完全な殻を形成するときに形成されます。共有結合は、電子の除去または付加を伴うイオン結合や、電子の非局所的な共有を伴う金属結合とは異なります。共有結合した原子から形成される化合物は、共有結合化合物と呼ばれます。
一般に、電気陰性度が大きく異ならない非金属元素間で共有結合が形成されます。共有結合は、イオン結合や金属結合よりも弱い傾向があるため、切断に必要なエネルギーが少なくて済みます。これらの比較的弱い結合の結果として、ほとんどの共有結合化合物は、標準の温度と圧力で気体であり、沸点と蒸発温度が低くなります。通常、共有結合では、外殻を満たすのに 2 つの価電子しか必要としない水素 (H) を除いて、化合物の各原子が 8 つの価電子を持つまで、元素は電子対を共有します。
共有結合の簡単な例は、水素 (H₂) の 2 原子分子にあります。水素自体は 1 つの価電子を持っています。水素は、電子が 2 つあるときはいつでも完全な殻を持ちます。したがって、単一の水素原子は、その単一の価電子を別の水素原子と共有し、その逆も同様です。その結果、両方の水素原子が完全な外殻を持ち、分子の電子配置が安定します。
場合によっては、原子は 2 つ以上の電子を共有します。原子は二重結合と三重結合を形成でき、それぞれ 4 個と 6 個の電子を共有します。すべての電子対が共有されている場合、原子は二重結合と三重結合を形成しますが、一部の原子は外殻を満たすためにさらに多くの電子を必要とします.
共有結合の種類
共有結合は、極性共有結合と非極性共有結合の 2 つの主なカテゴリに分類できます。 2 つの原子が極性または非極性の共有結合を形成するかどうかは、それらの原子のそれぞれの電気陰性度に依存します。
元素の電気陰性度は、元素が電子に対してどの程度「空腹」であるかの尺度と考えることができます。要素の電気陰性度が高いほど、電子に対して「飢え」、電子を引き寄せます。周期表の右側にある元素は、正に帯電した原子核のサイズのおかげで、電気陰性度が高くなる傾向があります。周期表の右側にある元素に見られるより大きな正の原子核は、電子に対してより大きな牽引力を及ぼす傾向があります。フッ素 (F) は最も電気陰性度の高い元素であり、EN 値 4 が割り当てられています。他のすべての EN 値はフッ素に関して計算されます。
共有結合は一般に、電気陰性度の差が ΔEN ≤ 1.8 である元素間に生じる結合として定義されます。元素間の EN の差が 1.8 より大きい場合、元素は共有結合ではなくイオン結合に関与していると言われています。
極性共有結合
元素間のEN差が0.4～1.8の場合、形成された共有結合は極性と呼ばれます。極性結合では、電気陰性度の高い元素は、電気陰性度の低い元素よりも共有電子に大きな引っ張り力を及ぼします。その結果、共有された電子が 1 つの原子に引き寄せられます。結合全体の電荷のこの正味の差により、共有結合は部分的に帯電した負の末端と部分的に帯電した正の末端を持つようになります.
化合物の極性は、その 3 次元形状、分子間相互作用、相挙動など、その物理的構造の多くを説明します。たとえば、水は共有結合の極性化合物です。水中の共有結合の極性は、その溶媒能力、高沸点、高比熱容量、表面張力、および分子間挙動を説明します。
無極性共有結合
ほぼ同じ EN 値を持つ 2 つの原子が結合すると、無極性の共有結合が形成されます。非極性の共有結合では、電子は 2 つの原子間で均等に共有されるため、結合全体の電荷に正味の差はありません。同じ元素の原子間で形成された結合は、2 つの原子が同じ EN 値を持ち、違いがないため、完全に無極性と見なされます。
たとえば、塩素ガスは二原子塩素分子 (Cl2 ）。塩素の各原子には 7 つの価電子があり、3 つのペアと 1 つの孤立電子に分布しています。各塩素原子は、その孤立した電子を他の原子と共有し、各塩素原子に 4 つの電子対を与え、合計 8 つの価電子を与えます。同一の元素は同一の EN 値を持つため、両方の塩素原子が共有電子に等しい引力を及ぼし、互いに打ち消し合います。無極性結合は電気的に完全に中性です。
化合物が無極性であるためには、無極性の共有結合から構成されている必要はありません。四塩化炭素 (CCl4 ）。四塩化炭素は、4 つの塩素原子と 4 つの共有結合を形成する炭素原子によって形成されます。炭素と塩素の間の ΔEN は 0.5 なので、C-Cl 結合は極性です。ただし、四塩化炭素は非極性分子です。その理由は、四塩化炭素の対称的な四面体の幾何学的構造により、各極性結合が互いに相殺されるからです.
原子はどのように電子を共有するのですか?
共有結合を電子対の共有として説明することは 1 つのことです。 方法を説明することはまったく別のことです 原子は電子を共有します。これは 分子軌道理論の問題です。
電子の一般的な描写は、太陽系の惑星に類似した、中心核の周りを周回する小さな粒子としてそれらを視覚化します。たとえば、ルイス構造は電子を中心原子を囲む小さな点として表し、共有結合はこれらの点のペアを共有する 2 つの原子として表します。ただし、これらの種類のモデルは正確な表現ではありません。電子は、円軌道を回る惑星のように原子の周りを飛び回る小さな個々の粒子ではありません。電子は粒子と波の二重の性質を持ち、それらの結合挙動は電子の波のような性質によってのみ説明できます。
電子は粒子ではないので、特定の点に明確な位置を持ちません。代わりに、それらは波のように、空間の領域に広がって存在します。この空間の領域は軌道と呼ばれます。 ある意味では、軌道は、電子を見つける可能性がある原子の周りの空間の領域と考えることができます.
原子は、電子軌道を重ねることで共有結合を形成します。 2 つの原子軌道が近づくと結合し、電子は共有軌道空間に存在し始めます。 .この共有軌道空間では、電子密度が増加しています。この共有された軌道空間の電子密度は、原子を結合する「化学接着剤」です。電子軌道には多くの種類があるため、多くの種類の軌道の重なりがあります。軌道の重なりの正確な特徴によって、結合の強さ、角度、長さ、弾力性が決まります。
たとえば、二原子水素分子 (H₂) は、最も単純で最も安定したタイプの共有結合を持っています。 シグマ ボンド （σ結合として表されます）。シグマ結合は、2 つの が直接重なり合った結果として形成されます 軌道。 軌道は球形であるため、共有軌道空間は 2 つの球の重なりから形成される領域のようなものです。対照的に、パイ結合 (π) 結合は、2 p の横方向の重なりにより形成されます。 軌道。 2 つの軌道が結合すると、結果の軌道は ハイブリッド軌道と呼ばれます。 .
この概念を次のように考えてみてください。水域に岩を落として、波がさざなみになると想像してください。次に、別のポイントに岩を落として、別のパターンの波を作成します。波紋が出会うと、波はさまざまな方法で結合してさまざまなパターンを形成します。これは、電子軌道の重なりで起こっていることのようなものです。電子は基本的に波状であるため、2 つの電子を近づけると、波が「結合」して明確な安定した波パターンを形成します。共有結合の特性は、軌道の正確な形状と、それらの波が互いにどのように結合するかによって決まります。軌道は結合し、原子間のポテンシャル エネルギーを最小化する形状になります。
軌道理論は、電子のより正確な説明と、共有ペアを形成するときに電子がなぜそのように振る舞うかについての説明を提供します。軌道理論は、新しい化学結合の性質を予測するためにも使用できます。また、六フッ化硫黄 (SF6 ) 中心原子のオクテット規則に違反しています。
要約すると、共有結合は電子対の共有を特徴とする化学結合です。共有結合は、電子の完全な外殻を得るために 2 つの原子が電子を共有するときに形成されます。共有結合には主に極性と非極性の 2 種類があり、結合全体で電子がどれだけ均等に共有されているかに基づいて区別されます。原子は、電子軌道を共有軌道空間に重ねることで電子を共有します。共有軌道空間で増加した電子密度は、2 つの原子を一緒に固定します。
