第7章化学結合と分子の形

Writing Lewis Structures with the Octet Ruleオクテット則を使ってルイス構造を書く

For very simple molecules and molecular ions, we can write the Lewis structures by merely pairing up the unpaired electrons on the constituent atoms. See these examples:

英語のヒント

ごく単純な分子や分子イオンでは、構成原子の不対電子どうしを対にするだけで、ルイス構造を書ける。次の例を見てみよう。

ルイス電子式を使った3つの反応。最初は、赤い点1個をもつHと、7個の点のうち1個が赤いBrを、正号でつないだものから右向きの矢印が出る。生成物ではHとBrの間に赤い点の対があり、Brにはさらに非共有電子対が3組ある。 2つ目は、係数2と赤い点1個をもつH、正号、6個の点のうち2個が赤いSから、右向きの矢印を経て、2個のHと1個のSになる。各HとSの間には赤い点が2個ずつあり、どちらの対も赤い。Sにはさらに非共有電子対が2組ある。 3つ目は、それぞれ5個の点のうち3個が赤い2個のNを正号でつないだものから、右向きの矢印が出る。生成物ではNどうしの間に赤い電子の点が6個あり、各Nはさらに非共有電子対を1組ずつもつ。

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For more complicated molecules and molecular ions, it is helpful to follow the step-by-step procedure outlined here:

英語のヒント

より複雑な分子や分子イオンでは、次の段階的な手順に従うとよい。

Determine the total number of valence (outer shell) electrons. For cations, subtract one electron for each positive charge. For anions, add one electron for each negative charge.
価電子（最外殻電子）の総数を求める。陽イオンでは、正電荷1つにつき電子を1個引く。陰イオンでは、負電荷1つにつき電子を1個加える。
Draw a skeleton structure of the molecule or ion, arranging the atoms around a central atom. (Generally, the least electronegative element should be placed in the center.) Connect each atom to the central atom with a single bond (one electron pair).
英語のヒント
中心原子の周りに原子を配置し、分子またはイオンの骨格構造を書く。一般に、電気陰性度が最も小さい元素を中央に置く。各原子を中心原子と、単結合（電子対1組）でつなぐ。
Distribute the remaining electrons as lone pairs on the terminal atoms (except hydrogen), completing an octet around each atom.
英語のヒント
残りの電子を、末端の原子（水素を除く）の非共有電子対として配分し、各原子の周りをオクテットにする。
Place all remaining electrons on the central atom.
それでも残った電子をすべて中心原子に置く。
Rearrange the electrons of the outer atoms to make multiple bonds with the central atom in order to obtain octets wherever possible.
英語のヒント
可能なかぎりオクテットを満たすため、外側の原子の電子を並べ替え、中心原子との間に多重結合をつくる。

Let us determine the Lewis structures of SiH₄,

{CHO}_{2}^{−},

NO⁺, and OF₂ as examples in following this procedure:

この手順を用いる例として、SiH₄、

{CHO}_{2}^{−},

、NO⁺、OF₂のルイス構造を求めよう。

Determine the total number of valence (outer shell) electrons in the molecule or ion.
分子またはイオンの価電子（最外殻電子）の総数を求める。
- For a molecule, we add the number of valence electrons on each atom in the molecule:
  分子の場合、分子をつくる各原子の価電子数を足す。
  
  $\begin{array}{l} {SiH}_{4} \\ Si: 4 valence electrons/atom \times 1 atom = 4 \\ \underline{+ H: 1 valence electron/atom \times 4 atoms = 4} \\ = 8 valence electrons \end{array}$
  $\begin{array}{l} {SiH}_{4} \\ Si：価電子4個/原子 \times 原子1個 = 4 \\ \underline{+ H：価電子1個/原子 \times 原子4個 = 4} \\ = 価電子8個 \end{array}$
- For a negative ion, such as ${CHO}_{2}^{−},$ we add the number of valence electrons on the atoms to the number of negative charges on the ion (one electron is gained for each single negative charge):
  ${CHO}_{2}^{−},$ のような陰イオンでは、各原子の価電子数の合計に、イオンの負電荷の数を加える。負電荷1つにつき電子を1個受け取っているためである。
  
  $\begin{array}{l} {CHO}_{2}^{−} \\ C: 4 valence electrons/atom \times 1 atom = 4 \\ H: 1 valence electron/atom \times 1 atom = 1 \\ O: 6 valence electrons/atom \times 2 atoms = 12 \\ \underline{+ 1 additional electron = 1} \\ = 18 valence electrons \end{array}$
  $\begin{array}{l} {CHO}_{2}^{−} \\ C：価電子4個/原子 \times 原子1個 = 4 \\ H：価電子1個/原子 \times 原子1個 = 1 \\ O：価電子6個/原子 \times 原子2個 = 12 \\ \underline{+ 追加の電子1個 = 1} \\ = 価電子18個 \end{array}$
- For a positive ion, such as NO⁺, we add the number of valence electrons on the atoms in the ion and then subtract the number of positive charges on the ion (one electron is lost for each single positive charge) from the total number of valence electrons:
  NO⁺のような陽イオンでは、イオンをつくる各原子の価電子数を足し、その総数からイオンの正電荷の数を引く。正電荷1つにつき電子を1個失っているためである。
  
  $\begin{array}{l} {NO}^{+} \\ N: 5 valence electrons/atom \times 1 atom = 5 \\ O: 6 valence electron/atom \times 1 atom = 6 \\ \underline{+ −1 electron (positive charge) = −1} \\ = 10 valence electrons \end{array}$
  $\begin{array}{l} {NO}^{+} \\ N：価電子5個/原子 \times 原子1個 = 5 \\ O：価電子6個/原子 \times 原子1個 = 6 \\ \underline{+ −電子1個（正電荷） = −1} \\ = 価電子10個 \end{array}$
- Since OF₂ is a neutral molecule, we simply add the number of valence electrons:
  OF₂は中性分子なので、単純に価電子数を足し合わせる。
  
  $\begin{array}{l} {OF}_{2} \\ O: 6 valence electrons/atom \times 1 atom = 6 \\ \underline{+ F: 7 valence electrons/atom \times 2 atoms = 14} \\ = 20 valence electrons \end{array}$
  $\begin{array}{l} {OF}_{2} \\ O：価電子6個/原子 \times 原子1個 = 6 \\ \underline{+ F：価電子7個/原子 \times 原子2個 = 14} \\ = 価電子20個 \end{array}$
Draw a skeleton structure of the molecule or ion, arranging the atoms around a central atom and connecting each atom to the central atom with a single (one electron pair) bond. (Note that we denote ions with brackets around the structure, indicating the charge outside the brackets:)
中心原子の周りに各原子を配置し、それぞれを中心原子と単結合（電子対1組）でつないで、分子またはイオンの骨格構造を書く。イオンを示すときは構造を角括弧で囲み、その外側に電荷を書くことに注意しよう。

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When several arrangements of atoms are possible, as for ${CHO}_{2}^{−},$ we must use experimental evidence to choose the correct one. In general, the less electronegative elements are more likely to be central atoms. In ${CHO}_{2}^{−},$ the less electronegative carbon atom occupies the central position with the oxygen and hydrogen atoms surrounding it. Other examples include P in POCl₃, S in SO₂, and Cl in ${ClO}_{4}^{−} .$ An exception is that hydrogen is almost never a central atom. As the most electronegative element, fluorine also cannot be a central atom.
英語のヒント
${CHO}_{2}^{−},$ のように複数の原子配置が考えられる場合、正しいものを選ぶには実験的な証拠を使わなければならない。一般に、電気陰性度の小さい元素ほど中心原子になりやすい。 ${CHO}_{2}^{−},$ では、電気陰性度の小さい炭素原子が中央を占め、酸素原子と水素原子が周りを囲む。他の例には、POCl₃のP、SO₂のS、 ${ClO}_{4}^{−} .$ のClがある。例外として、水素はほぼ決して中心原子にならない。また、フッ素は電気陰性度が最も大きい元素なので、中心原子になれない。
Distribute the remaining electrons as lone pairs on the terminal atoms (except hydrogen) to complete their valence shells with an octet of electrons.
残りの電子を末端原子（水素を除く）の非共有電子対として配分し、それぞれの価電子殻を8個の電子で満たす。
- There are no remaining electrons on SiH₄, so it is unchanged:
  SiH₄には残りの電子がないので、そのままである。
  
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Place all remaining electrons on the central atom.
残った電子をすべて中心原子に置く。
- For SiH₄, ${CHO}_{2}^{−},$ and NO⁺, there are no remaining electrons; we already placed all of the electrons determined in Step 1.
  SiH₄、 ${CHO}_{2}^{−},$ 、NO⁺では、残りの電子はない。手順1で求めた電子を、すでにすべて配置している。
- For OF₂, we had 16 electrons remaining in Step 3, and we placed 12, leaving 4 to be placed on the central atom:
  OF₂では、手順3で残っていた16個の電子のうち12個を配置した。残る4個を中心原子に置く。
  
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Rearrange the electrons of the outer atoms to make multiple bonds with the central atom in order to obtain octets wherever possible.
可能なかぎりオクテットを満たすため、外側の原子の電子を並べ替え、中心原子との間に多重結合をつくる。
- SiH₄: Si already has an octet, so nothing needs to be done.
  SiH₄：Siはすでにオクテットになっているので、変更する必要はない。
- ${CHO}_{2}^{−} :$ We have distributed the valence electrons as lone pairs on the oxygen atoms, but the carbon atom lacks an octet:
  英語のヒント
  ${CHO}_{2}^{−} :$ ：価電子を酸素原子の非共有電子対として配分したが、炭素原子はオクテットに達していない。
  
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- NO⁺: For this ion, we added eight valence electrons, but neither atom has an octet. We cannot add any more electrons since we have already used the total that we found in Step 1, so we must move electrons to form a multiple bond:
  英語のヒント
  NO⁺：このイオンには8個の価電子を追加したが、どちらの原子もオクテットになっていない。手順1で求めた総数をすでに使い切っているので、これ以上電子を加えることはできない。したがって、電子を移して多重結合をつくらなければならない。
  
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  This still does not produce an octet, so we must move another pair, forming a triple bond:
  これでもまだオクテットにならないので、もう1組の電子対を移して三重結合にする。
  
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- In OF₂, each atom has an octet as drawn, so nothing changes.
  OF₂は、描いたままの状態ですべての原子がオクテットになっているので、変更しない。

Example 7.4例題 7.4

Writing Lewis Structuresルイス構造を書く

NASA’s Cassini-Huygens mission detected a large cloud of toxic hydrogen cyanide (HCN) on Titan, one of Saturn’s moons. Titan also contains ethane (H₃CCH₃), acetylene (HCCH), and ammonia (NH₃). What are the Lewis structures of these molecules?

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NASAのカッシーニ・ホイヘンス探査では、土星の衛星の1つであるタイタンに、有毒なシアン化水素（HCN）の大きな雲が検出された。タイタンには、エタン（H₃CCH₃）、アセチレン（HCCH）、アンモニア（NH₃）も存在する。これらの分子のルイス構造はどうなるか。

Solution解答

Calculate the number of valence electrons.
HCN: (1 $\times$ 1) + (4 $\times$ 1) + (5 $\times$ 1) = 10
H₃CCH₃: (1 $\times$ 3) + (2 $\times$ 4) + (1 $\times$ 3) = 14
HCCH: (1 $\times$ 1) + (2 $\times$ 4) + (1 $\times$ 1) = 10
NH₃: (5 $\times$ 1) + (3 $\times$ 1) = 8
価電子数を計算する。HCN：(1 $\times$ 1) + (4 $\times$ 1) + (5 $\times$ 1) = 10H₃CCH₃：(1 $\times$ 3) + (2 $\times$ 4) + (1 $\times$ 3) = 14HCCH：(1 $\times$ 1) + (2 $\times$ 4) + (1 $\times$ 1) = 10NH₃：(5 $\times$ 1) + (3 $\times$ 1) = 8
Draw a skeleton and connect the atoms with single bonds. Remember that H is never a central atom:
骨格を書き、原子を単結合でつなぐ。Hは決して中心原子にならないことを思い出そう。

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Where needed, distribute electrons to the terminal atoms:
必要な場合は、末端原子に電子を配分する。

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HCN: six electrons placed on N
H₃CCH₃: no electrons remain
HCCH: no terminal atoms capable of accepting electrons
NH₃: no terminal atoms capable of accepting electrons
HCN：Nに電子6個を配置する。H₃CCH₃：残りの電子はない。HCCH：電子を受け入れられる末端原子はない。NH₃：電子を受け入れられる末端原子はない。
Where needed, place remaining electrons on the central atom:
必要な場合は、残りの電子を中心原子に置く。

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HCN: no electrons remain
H₃CCH₃: no electrons remain
HCCH: four electrons placed on carbon
NH₃: two electrons placed on nitrogen
HCN：残りの電子はない。H₃CCH₃：残りの電子はない。HCCH：炭素に電子4個を配置する。NH₃：窒素に電子2個を配置する。
Where needed, rearrange electrons to form multiple bonds in order to obtain an octet on each atom:
HCN: form two more C–N bonds
H₃CCH₃: all atoms have the correct number of electrons
HCCH: form a triple bond between the two carbon atoms
NH₃: all atoms have the correct number of electrons
必要な場合は、各原子をオクテットにするため、電子を並べ替えて多重結合をつくる。HCN：C–N結合をさらに2本つくる。H₃CCH₃：すべての原子が適切な電子数をもつ。HCCH：2つの炭素原子間を三重結合にする。NH₃：すべての原子が適切な電子数をもつ。

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Check Your Learning理解を確かめよう

Both carbon monoxide, CO, and carbon dioxide, CO₂, are products of the combustion of fossil fuels. Both of these gases also cause problems: CO is toxic and CO₂ has been implicated in global climate change. What are the Lewis structures of these two molecules?

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一酸化炭素COと二酸化炭素CO₂は、ともに化石燃料の燃焼によって生じる。また、どちらの気体も問題を引き起こす。COは有毒であり、CO₂は地球規模の気候変動への関与が指摘されている。これら2つの分子のルイス構造はどうなるか。

Fullerene Chemistryフラーレンの化学

Carbon, in various forms and compounds, has been known since prehistoric times, . Soot has been used as a pigment (often called carbon black) for thousands of years. Charcoal, high in carbon content, has likewise been critical to human development. Carbon is the key additive to iron in the steelmaking process, and diamonds have a unique place in both culture and industry. With all this usage came significant study, particularly with the emergence of organic chemistry. And even with all the known forms and functions of the element, scientists began to uncover the potential for even more varied and extensive carbon structures.

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炭素は、さまざまな形態や化合物として、先史時代から知られてきた。すすは何千年もの間、顔料（カーボンブラックと呼ばれることが多い）として使われてきた。炭素含有量の高い木炭も、人類の発展に欠かせなかった。炭素は製鋼工程で鉄に加える重要な添加物であり、ダイヤモンドは文化と産業の両方で特別な位置を占める。こうした多くの利用に伴い、炭素の研究も大きく進んだ。特に、有機化学の登場が重要だった。そして、炭素の形態や機能がすでに多く知られていたにもかかわらず、科学者たちは、さらに多様で広がりのある炭素構造の可能性を明らかにし始めた。

As early as the 1960s, chemists began to observe complex carbon structures, but they had little evidence to support their concepts, or their work did not make it into the mainstream. Eiji Osawa predicted a spherical form based on observations of a similar structure, but his work was not widely known outside Japan. In a similar manner, the most comprehensive advance was likely computational chemist Elena Galpern's, who in 1973 predicted a highly stable, 60-carbon molecule; her work was also isolated to her native Russia. Still later, Harold Kroto, working with Canadian radio astronomers, sought to uncover the nature of long carbon chains that had been discovered in interstellar space.

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すでに1960年代には、化学者たちは複雑な炭素構造を観察し始めていた。しかし、その考えを支える証拠が乏しかったり、研究が主流に入らなかったりした。大澤映二は、似た構造の観察に基づいて球状の形態を予測したが、その研究は日本の外ではあまり知られなかった。同じような例として、おそらく最も包括的な進歩をもたらしたのは計算化学者Elena Galpernで、1973年に、炭素60個からなる非常に安定した分子を予測した。その研究もまた、母国のロシアにとどまっていた。さらに後には、カナダの電波天文学者たちと研究していたHarold Krotoが、星間空間で見つかっていた長い炭素鎖の本質を明らかにしようとした。

Kroto sought to use a machine developed by Richard Smalley's team at Rice University to learn more about these structures. Together with Robert Curl, who had introduced them, and three graduate students—James Heath, Sean O’Brien, and Yuan Liu—they performed an intensive series of experiments that led to a major discovery.

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Krotoは、これらの構造をさらに知るため、ライス大学のRichard Smalleyのチームが開発した装置を使おうとした。2人を引き合わせたRobert Curlと、大学院生のJames Heath、Sean O’Brien、Yuan Liuの3人も加わり、集中的に一連の実験を行った。それが大きな発見につながった。

In 1996, the Nobel Prize in Chemistry was awarded to Richard Smalley (Figure 7.11), Robert Curl, and Harold Kroto for their work in discovering a new form of carbon, the C₆₀ buckminsterfullerene molecule (Figure 7.1). An entire class of compounds, including spheres and tubes of various shapes, were discovered based on C_60. This type of molecule, called a fullerene, shows promise in a variety of applications. Because of their size and shape, fullerenes can encapsulate other molecules, so they have shown potential in various applications from hydrogen storage to targeted drug delivery systems. They also possess unique electronic and optical properties that have been put to good use in solar powered devices and chemical sensors.

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1996年、炭素の新しい形態であるC₆₀バックミンスターフラーレン分子（図7.1）の発見により、Richard Smalley（図7.11）、Robert Curl、Harold Krotoにノーベル化学賞が授与された。C_60.をもとに、さまざまな形の球や管を含む、一群の化合物が見いだされた。フラーレンと呼ばれるこの種の分子は、多様な用途への応用が期待される。その大きさと形により他の分子を内部に包み込めるため、水素貯蔵から、薬物を狙った場所へ届けるシステムまで、さまざまな応用の可能性が示されてきた。また、フラーレンには独特の電子的・光学的性質があり、太陽光で動く装置や化学センサーに有効に利用されている。

Image omitted because its reuse rights could not be verified.権利の確認ができないため画像を割愛。

Figure 7.11図 7.11

Richard Smalley (1943–2005), a professor of physics, chemistry, and astronomy at Rice University, was one of the leading advocates for fullerene chemistry. Upon his death in 2005, the US Senate honored him as the “Father of Nanotechnology.” (credit: United States Department of Energy)

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ライス大学で物理学、化学、天文学の教授を務めたRichard Smalley（1943〜2005年）は、フラーレンの化学を推進した中心人物の1人だった。2005年の死去に際し、米国上院は彼を「ナノテクノロジーの父」としてたたえた。出典：米国エネルギー省。