ルイス構造式

ルイス構造式：分子の構造を解き明かす鍵

ルイス構造式は、分子の構造を簡潔に表すための表現方法です。原子の最外殻電子（価電子）に着目し、原子間の結合や孤立電子対を点で示すことで、分子の性質や反応性を理解する助けとなります。1916年、アメリカの化学者ギルバート・N・ルイスによって提唱されました。電子式、点電子構造式、点電子表記法など、様々な呼び名でも知られています。

ルイス構造式の書き方

ルイス構造式を描く手順は、以下の通りです。

1. 価電子の総数を求める: 各原子の価電子数を足し合わせます。価電子数は通常、周期表における族番号の一の位の数と一致します。分子イオンの場合は、電荷に応じて電子数を調整します。
2. 原子を配置する: 中心原子となる原子を決め、他の原子を配置します。通常、電気陰性度の低い原子が中心原子となります。
3. 原子間に電子対を配置する: 原子間を単結合（1対の電子）で結びます。
4. オクテット則を満たす: 可能な限り、各[原子]]が8個の価電子（オクテット則）を持つように、電子対を配置します。例外として、水素(H)は2電子、ベリリウム]は4[電子、ホウ素]や[アルミニウム]は6[[電子で安定します。
5. 形式電荷を計算する: 必要に応じて、二重結合や三重結合を用いてオクテット則を満たします。形式電荷は、原子の価電子数から、非共有電子数と共有電子数の半分を引いた値で計算されます。

オクテット則の例外

すべての原子がオクテット則に従うわけではありません。

第2周期前半の[元素]]: 水素(H)、ベリリウム]、[ホウ素]などは、オクテット則を満たさず、それぞれ2、4、6個の[[価電子で安定します。
ラジカル: 奇数個の価電子を持つ分子では、少なくとも一つの原子が不対電子を持ちます。
超[原子]]価: 第3周期以降の元素（リン、硫黄など）は、オクテットを超える電子を持つことができます。[[六フッ化硫黄]などがその例です。

形式電荷

形式電荷は、ルイス構造式における各原子の見かけの電荷を表します。理想的な共有結合を仮定し、共有電子対を結合に関与する原子で均等に分配することで計算されます。形式電荷の計算式は以下の通りです。

Cf = Nv - Ue - Bn/2

ここで、Cfは形式電荷、Nvは価電子数、Ueは非共有電子数、Bnは結合電子数です。形式電荷は、共鳴構造の比較や分子の安定性の評価に役立ちます。

ルイス構造式の限界

ルイス構造式は、共有結合性の化合物を表現するのに適していますが、いくつかの限界があります。

[イオン結合]]性化合物: 塩化ナトリウム]のように[[イオン結合が強い化合物は、ルイス構造式で正確に表現することが難しいです。
* d電子の関与: d電子が結合に強く関与する化合物では、ルイス構造式だけでは構造を正確に表すことができません。

ルイス構造式は、分子の構造を理解するための簡便なツールですが、その限界を理解した上で使用することが重要です。より複雑な分子の構造を理解するためには、より高度な手法が必要となる場合があります。

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