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電子を詰める（復習）パウリの排他律とフントの規則
電子の運動・・・軌道運動（n、ℓ、ｍℓ）＋自転運動（スピン
運動） スピン運動を規定する量子数・・・スピン量子数
（s=+1/2, -1/2) アップスピン、ダウンスピン。磁場により
エネルギーは2本に分裂する。
パウリの排他律
二つの電子は4つの量子数を同一にで
きない・・・一つの軌道上の電子はアッ
プとダウンの2個の電子
フントの規則
同一エネルギ－の縮退軌道には、同じ向
きのスピンを極大まで入れる
磁場ナシ
O
Be
B
F
C
磁場アリ
2s軌道
1s軌道
3重縮退
ｐ軌道
Ne
N
E
E=0 自由電子
E=-a/n2の関数
1
2
3
M殻（電子18個）
3s 2個, 3p 6個, 3d 10個
L殻（電子8個）
2s 2個
2p ６個
K殻（電子２個）
殻
K
L
M
N
主量子数 n
1
2
3
4
半径∝n2
r1
4r1
9r1
16r1
電子数 ２n2 エネルギー∝1/n2
2
E1
8
E1/4
18
E1/9
32
E1/16
アルカリ金属元素とハロゲン元素のイオン化
イオン化
(ionization)
s軌道
H, Li,
v K,
Na,
Rb, Cs
H, Li,
v K,
Na,
Rb, Cs
s軌道
–
水素、アルカリ金属元素
電子構造は不活性ガス型
電荷は ＋１価 陽イオン（cation）
イオン化
F, Cl, Br,
v
I, At
F, Cl, Br,
v
I, At
+
p軌道6e
で満席
ハロゲン元素
p軌道
電子構造は不活性ガス型
電荷は –１価 陰イオン(anion)
電子式
例 L殻電子(n=2)の元素 s軌道、ｐ軌道を考えず、元素記号の周囲に
８電子までを記す。一個の丸は不対電子を示し、2個揃うと電子対を形
成したとする（共有電子対、非共有電子対）。
Li
Be
O ＋2H
B
C
N
O
Ne
F
H
H
+
H
OH
H O H H O+ ヒドロキソ
H2O
共有結合(covalent bond)
N ＋3H
H
+
H
NH
H NH3
3
ニウム
配位結合(coordination bond)
H
HNH
H NH4+
アンモ
ニウム
共有結合、配位結合は、結果として、等価である
２－２章 化学結合
目的：
●原子や分子を結びつける機構は何か
●結び付きを解き放つにはどうすれば良いのか
●解き放ったら何が起こるのか
●どの様に結びつけると、どの様な構造・機能が生じるのか
は、化学の4命題「結合」、「反応」、「構造」、「機能」の視
点であり、原子や分子の中の電子が主役である。
これらの命題のうち
「原子や分子を結びつける機構は何か」を３章以降で説
明する。ここでは結合の分類と内容を概説する。
２－２.１．結合の種類
●イオン結合：
硝酸
過塩素酸
石炭酸
フェノール
アニリン
１）構成原子（H, Na, Cl）または分子(HNO3, HClO4,
C6H5OH, C6H5NH2), が、電子(整数・・端数の場合は下記
の電荷移動力を参照)又はプロトンを授受し、
２）原子および注目している原子団（NO3, ClO4, C6H5O,
C6H5NH3）やその原子が安定な希ガス型電子配置(また
は分子軌道が閉殻安定電子構造）をとるように陽イオン
（cation)または陰イオン(anion)となり、
3)反対イオン間のクーロン静電引力が働いて結合が安定
化する[Na+···Cl, Na+···NO3, Na+···ClO4,
C6H5O···Na+, C6H5NH3+···Cl]、大きな分子イオン、巨
大なクラスターイオンのイオン結合もある
酸（acid）と塩基(base)
NaOH + HNO3
NH3 + HCl
C6H5NH2+ HCl
塩（salt）
NaNO3 + H2O
NH4Cl アンモニウムクロライド
C6H5NH3Cl アニリニウムクロライド
H+移動
CH3+移動
Mo6Br142 クラスター(Moは緑色、Brは内
部に８個（青）、外部に6個（赤）ある
NaCl, CsClの結晶格子
NaCl
ＣｓCl
●ファンデルワールス(van der Waals)結合
構成原子または分子が接近して電子雲がある程度重なり
合い、結合力が発生する: 瞬間的電場の発生（分散効果）、
ダイポールモ-メントによる電子雲の分極（誘起効果、配向
効果）による
重原子間(I···I、S···S)、ヘテロ原子間(S···N)、電
子間（···）なども、この結合に属す。水素、酸素、
窒素を冷却すると液化する。また、二酸化炭素炭
酸はドライアイスとなる。これらの液体・固体中の
分子間に働く力がファンデルワールス力である。
ヘテロ原子：炭素、水素以外の原子で一般に、酸素、窒素、リン、
硫黄、ハロゲン
電子：？？？？？？ レポート作成
●水素結合
水素原子Hが電気陰性度の大きな原子Xと作る結合 H···X
分子内の原子Xが、電子を引き付ける強さは、原子の種類ごとの相対
的なものとして、その尺度を決めることができる。この尺度のことを 電
気陰性度と言う（表）。一般に周期表の左下に位置する元素ほど小さ
く、右上ほど大きい。
電気陰性度の差が1.7以下の原子間の結合は共有結合性が支配的
であり、それ以上の場合はイオン結合性が支配的になる。表中の色
をつけた原子は、水素より電気陰性度が高く、水素結合を形成する。
他に、XH･･電子, CH･･電子, CH･･n電子なども水素結合である。
表
H
Li
Na
K
Rb
Cs
ポーリングによる原子の電気陰性度
2.20
0.98
0.93
0.82
0.82
0.79
Be 1.57
Mg 1.31
Ca 1.00
Sr 0.95
Ba 0.89
B 2.04
Al 1.61
Ga 1.81
In 1.78
Tl 2.04
C 2.55
Si 1.90
Ge 2.01
Sn 1.96
Pb 2.33
N 3.04
P 2.19
As 2.18
Sb 2.05
Bi 2.02
O 3.44
S 2.58
Se 2.55
Te 2.10
Po 2.00
F 3.98
Cl 3.16
Br 2.96
I 2.66
At 2.20
●共有結合
原子同士で互いの電子を共有することによって生じる化学
結合。結合は非常に強い。単原子分子は除き分子は共有
結合によって形成される。配位結合も共有結合の一種
無機化合物に比べ有機化合物の種類は多く、無尽蔵に増え続
けている。2007年の段階で化合物は9300万種が知られ、その
90％は有機物である。この種類の多さは、炭素特有の共有結合
に起因するところが大きい（炭素骨格の長さ[メタン、エタンと炭素
数を増やしたCnH2n+2のアルカン系鎖状炭化水素に上限は
ない。ただし、現在の技術での高分子は分子量の一定しない混
合物]、分岐の多様性、単結合、2重結合、 3重結合に関して
制限がない）。種々の元素（N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, Iなど）が
炭素に結合し多様な官能基を形成する。ほとんど無限といって
さしつかえのないほどの有機化合物の多様性は、生物の構成要
素としての化学物質に必要な性質である。
Chemical Abstract Service
1965 > 20 万
2002 > 3700万
2007 > 9300万
●配位結合
結合を形成する2つの原子の一方からのみ結合電子が提供
される化学結合である。孤立電子対を持つ電子対供与体
（ルイス塩基）から電子対受容体（ルイス酸）となる原子へ、
電子対が供給される。
オクテット則を満たさない第13族元素（B, Al）の共有結合化合物は、
強いルイス酸であり配位結合により錯体を形成する。あるいは遷移金
属元素の多くは共有結合に利用される価電子の他に空のd軌道などを
持つ為、多くの種類の金属錯体が配位結合により形成される。NR3と
BF3でできる化合物の窒素上の孤立電子対（2個の赤点）がBの空い
ている軌道に入って配位結合をする。この時、配位結合を電子対供与
体から電子対受容体へ→で示すことがある。H3O＋、NH4＋は配位結
合でできるが、H3O＋の３本の結合、NH4＋の４本の結合はイオンの中
で等価（共有結合）である。
●金属結合
金属原子（Naなど）の原子核が周期的な位置に固定され
（熱振動している）結晶格子を作り、金属原子の最外殻の電
子が結晶中をほぼ自由に動き回ることに伴い、クーロン力と
量子力学的安定化（非局在化による安定エネルギー）によ
り結晶ができる。
非局在化(delocalization)：
例１）Ｎａのs軌道の電子は、原子核から放出（イオン化）さ
れて、Ｎａ＋＋eーとなり、電子は特定の原子核に束縛され
るのではなく、結晶全体を運動する。
例２）ベンゼンのパイ電子は、炭素原子に束縛されず、６
個の炭素原子が形成する六角形骨格を動き回る。
●電荷移動化合物
配位結合は2電子、共有結合は１電子の授受で結合がで
きるが、整数でない電子の授受による生じる化合物群が
ある。電子供与体（D）から電子受容体（A）への電荷移動
により生じる電荷移動化合物で、構成成分とは異なる深い
色、電気伝導性、磁性を示す。
D ＋ A → Dd+···Ad
電荷移動量(d)は0以上で本質的に上限はない。 d =0の場合、分子間
の相互作用は主にファンデアワールス力、水素結合である。 d =0.5以
上より不対電子（ラジカル電子）を含む成分が量子力学的に介在し、
結晶では高導電性、金属性、超伝導を示す錯体となる。結晶の安定化
は、ファンデアワールス力、水素結合、クーロン力、ラジカル電子が結
晶中を動くことによる量子力学的安定(金属結合)の混合である（これら
を総合して電荷移動力という）。フラーレン C60の超伝導体 [(K3)3+···
(C60)3]、高導電性ポリアセチレン（Li ドープ）、Li2次電池、黒鉛層間化
合物C8Kなどで、 d =0.5以上の結晶はイオン結晶に分類されてよい。
２－２.１．結合の種類（まとめ）
●イオン結合
●ファンデルワールス結合(分子性結合）
水素結合
●共有結合
●配位結合
●金属結合
電荷移動（イオン結合＋ｖｄＷ結合＋共
有＋配位＋金属）
2-2.2 HOMO, LUMO, Ip, Ea 縮退 閉殻、開殻
ベンゼンでは６個の炭素の電子がベンゼン環中を動き回り、
孤立した電子が持つエネルギー（図中の左の一本の横線、
縦軸eは軌道エネルギーで下の方が安定）と、ベンゼン骨格
中でのエネルギー（右側の6本）を示す。
分子軌道(molecular orbital)：炭素原子の集合でベンゼン分
子骨格ができ、孤立炭素原子のエネルギー準位よりも低い
電子軌道が生じ（電子がより大きな場を動くことによる安定
化）、そこに電子が入り込むことにより原子集合（分子）の電
子軌道が出来上がる。
6
4,5
e
1~6
2,3
1
HOMO(highest occupied molecular orbital): 電子が
入っている一番上の分子軌道（図右２，３の軌道）。ベン
ゼンでは、軌道２と３が同一のエネルギーであり、二重縮
退（縮重）という。
LUMO(lowest unoccupied molecular orbital): 電子が
占めていない一番下の分子軌道（図右４，５の軌道、二
重に縮退している）。
イオン化ポテンシャル（イオン化電圧、Ip）、電子親和力（EA）
原子・分子をイオン化（Cation, Anion）するに必要なエネル
ギー
電子が自由な状態にある時のエネルギーを基準（真空準位、図2.5の水素分子（下図左）
での右側の尺度）としたHOMO軌道(分子の場合)のエネルギーで、このエネルギー以上
の光を分子に照射すると電子が外界に出る（下図右、赤矢印）。一方、LUMO軌道のエネ
ルギーは電子親和力で示され(右図青矢印)、系に電子を入れると、EAに相当するエネル
ギーが出る。
0
Ip
EA
e
閉殻構造、開殻構造：K,L,M,N,O殻に入る最大数の電子は
各々、2,8,18,32,50であり（下表、黄色部分）、それに満たない
電子数の原子は開殻(電子)構造を持つと言い、主に最外殻に
ある電子（価電子）が反応に寄与して、不活性ガスのように満
杯の閉殻（電子）構造になろうとする性質をもつ。
n Sh l =n1, ･･･ m=0,1,••l
ell
1 K
2 L
3 M
4 N
5 O
0
0 1s
0 2s
1 2p
0 3s
1 3p
2 3d
0 4s
1 4p
2 4d
3 4f
0 5s
1 5p
2 5d
3 5f
4 5g
0
0
1,0
0
1, 0
2, 1, 0
0
1, 0
2, 1, 0
3, 2, 1, 0
0
1, 0
2, 1, 0
3, 2, 1, 0
4, 3, 2, 1, 0
軌道数
2l+1
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
1
3
5
7
9
総軌道数
総電子数
n2
殻に入る総
電子数2n2
1
4
2
8
2
9
18
28
16
32
60
25
50
110
青矢印部分が閉殻（電子）構造
最も重要な電子の軌道
y
y
x
ｓ軌道
ｐx軌道
ｐy軌道
ｐz軌道
第1～第2周期元素 電子充填
BC
NO
F Ne
Be
Li
H
He
2s軌道
1s軌道
3重縮退
ｐ軌道