ルイス記号は、共有結合の形成を示すために使用できます。共有結合は、分子や多原子イオンの結合を表す図であるルイス構造式で示されています。 周期表を使用すると、原子内の価電子の数と、オクテットに達するまでに形成される結合の数を予測できます。 アルゴンやヘリウムなどの 18 族元素は、電子配置が満たされているため、化学結合にはほとんど関与しません。 ただし、臭素やヨウ素などの 17 族の原子は、オクテットに到達するのに 1 つの電子だけを必要とします。 したがって、グループ 17 に属する原子は単共有結合を形成できます。 グループ16原子がオクテットに到達するには 2 つの電子が必要であり、これにより2つの共有結合を形成することができます。 同様に、グループ 14 に属する炭素は、オクテットに到達するためにさらに 4 つの電子を必要とし、炭素は 4 つの共有結合を構成できます。
塩素分子のルイス構造を考えてみましょう。
ルイス構造は、各 Cl 原子が結合に使用されない 3 対の電子 (孤立電子対と呼ばれる) と 1 つの共有電子対 (原子間に書き込まれた) を持っていることを示しています。 ダッシュ (または線) は、共有電子対を示すために使用されることがあります: Cl-Cl
単一の共有電子対は単結合と呼ばれます。 各 Cl 原子は 8 つの価電子と相互作用します。6 つは孤立電子対、2 つは単結合です。 ただし、必要なオクテットを実現するには、原子ペアが複数の電子ペアを共有する必要がある場合があります。
二重結合は、CH2O (ホルムアルデヒド) の炭素原子と酸素原子の間のように、2 対の電子が 1 対の原子間で共有されるときに形成されます。
一酸化炭素 (CO) のように、1 対の原子が 3 つの電子対を共有すると、三重結合が形成されます。
分子内の原子の形式電荷は、結合内の電子が原子間に均等に分布している場合に原子が持つであろう仮想の電荷です。 形式電荷は、中性原子の価電子の数から、非結合電子の数と原子上の結合数 (または結合電子の数の半分) の合計を引くことによって計算できます。
形式電荷 = 価電子殻電子 (自由原子) − 孤立電子対電子数 − 結合数
形式料金の計算は、構造全体の形式料金の合計を決定することで再確認できます。 中性分子内のすべての原子の形式電荷の合計はゼロでなければなりません。 イオンの形式電荷の合計は、イオンの電荷と等しくなければなりません。 原子に対して計算された形式的な電荷は、分子内の原子の実際の電荷ではないことに注意してください。 正式な請求は、単なる帳簿上の有用な手順に過ぎません。 実際の料金の存在を示すものではありません。
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