軌道を用いた共有結合の記述

前回軌道について扱いましたが、今回は軌道を使ってどのように共有結合を表すのかについて勉強していきましょう。

 

まず復習ですが、共有結合がどういうものだったかというと互いの原子が同じ数ずつ電子を出し合って電子対を作り、共有することで結ぶつく結合でした。水素分子を例に、図で表すと図1です。

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図1. 高校化学までの共有結合の表し方

さて、軌道を用いた共有結合の記述には、原子価結合法と分子軌道法の2種類の考え方があります。

どちらもとても重要な考え方ですが、区別がつけにくく、それぞれの考え方を混同しやすいです。

 

なので表1にまとめてみました。

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表1. 原子価結合法と分子軌道法の違い


図2次に、原子価結合法と分子軌道法の水素分子の例を図2、図3にそれぞれ示します。

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図2. 原子価結合法による水素分子

 

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図3. 分子軌道法による水素分子

図2の原子価結合法は、1s電子が1個ずつ入った2つの軌道が重なり合ってH-H結合を形成すると考えます。一方図3の分子軌道は、分子になることで形成される1s軌道よりもエネルギーが低い(安定な)結合性軌道と、1s軌道よりもエネルギーが高い(不安定な)反結合性軌道の2つの軌道を考えます。そのうちより安定な結合性軌道に電子が2つ入るという考え方です。

 

水素分子を例で示したものの、水素分子は単純な分子なため、あまり違いは無いように思えるかもしれないのですが、複雑な分子になるほど差は顕著になります。

 

締め

共有結合を記述するための考え方は原子価結合法と分子軌道法がある。

原子価結合法は、電子が入った軌道が互いに重なり合うことで結合が形成される、という考え方。

分子軌道法は、エネルギーが低い結合性軌道とエネルギーが高い反結合性軌道を考える方法である。

 

今回は以上です。

最後まで読んでくださりありがとうございます。

 

軌道って何?

今回は軌道について一緒に学んでいきましょう。

 

大学の化学系の授業で、いきなり軌道の話が出てきますよね。

私も大学1年生の頃、軌道の考え方に納得が行かず、モヤモヤしたまま授業を聞いていた覚えがあります。

 

だって高校化学では、電子はK殻に2個、L殻に8個、M殻に18個・・・と収容されていって、最大電子数の一般式は2n2が絶対的な常識でしたし、

 

図を図1に示しました。

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図1. 電子殻

同じみですよね。

 

この高校までの考え方も、嘘ではないのですが厳密ではないということです。

より厳密に電子の状態を考えるために「軌道」と言う概念を用います。

 

軌道の概念を導入することで何が厳密に扱えるかと言うと、

電子の「位置」です。

 

この時、注意が必要なのですが、電子のようなミクロな物を考える時、古典力学 (いわゆる高校物理の力学) の運動方程式が成り立たないため、電子の位置を特定することができません (高校物理の原子分野で少し説明があります)。

 

そのような電子の性質から、軌道を用いて電子がこのあたりにいるという電子の存在する「存在範囲」を用いて電子の位置を考えます。

代表的な軌道は、図2に示すs軌道、p軌道です。

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図2. s軌道とp軌道

色づいている部分が、電子が存在し得る範囲です。p軌道はpx, py, pzの3つの軌道が存在します。p軌道は原点を境に色が異なりますが、これは原点での電子密度が0であることを表しており、この点を「節」といいます。

 

また、一つの軌道に対し2つの電子を収容することができます。(p軌道だったらpx, py, pzのそれぞれで2つずつ)

 

最後に電子殻と軌道の対応について図3で確認しましょう。

縦の矢印はエネルギー準位を表しています。上に行くほどエネルギーが高く、エネルギーが低い下の軌道から順々に電子が収容されていきます。上向きと下向きの矢印は、電子ひとつひとつを表し、「スピン」と呼ばれます。矢印の向きには意味があるのですが今回は省略します。

 

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図3. 電子殻と軌道の関係

図からわかるように、最大収容電子数がK殻に2個、L殻に8個になります。そして、M殻では18個となり、この時電子を10個収容しているのがd軌道です。そのためd軌道は5つの軌道の形があることがわかります。

 

まとめです。

軌道は、電子の状態をより厳密に考えるための概念であり、電子の存在範囲を表している。

 

今回は以上です。

最後まで読んでくださりありがとうございます。