ルイス構造

ルイス構造は、ルイス点式、ルイス構造、電子点構造、またはルイス電子点構造( LED ) とも呼ばれ、分子の原子間の結合と、分子内に存在する孤立電子対を示す図です。 ^{[1] [2] [3]}ギルバート・N・ルイスが1916年の論文「原子と分子」で導入したルイス構造は、共有結合した分子や配位化合物に対して描くことができます。 ^[4]ルイス構造は、原子間に線を追加して化学結合の 共有対を表すことにより、電子点図の概念を拡張しています。

ルイス構造は、各原子と分子構造におけるその位置を化学記号で示します。互いに結合している原子間には線が引かれます (線の代わりに点のペアを使用することもできます)。孤立電子対を形成する余分な電子は点のペアとして表され、原子の隣に配置されます。

第二周期以降の主族元素は通常、電子を獲得、失う、または共有することによって反応し、価電子殻の電子配置が完全な八重電子（8）個になるまで続きますが、水素（H）はわずか2つの電子を共有する結合しか形成できません。

中性分子の場合、ルイス構造で表される電子の総数は、各原子の 価電子の数の合計に等しくなります。価電子以外の電子はルイス構造では表されません。

価電子の総数が決定されると、それらは以下の手順に従って構造内に配置されます。

1. 最初に、接続された原子の各ペアの間に 1 本の線 (単結合を表す) が描かれます。
2. 各結合は電子のペアで構成されているため、配置する電子の総数をtとし、描画した単結合の数をnとすると、配置する電子がt −2 n個残ります。これらは、電子 1 つにつき 1 つ、原子 1 つにつき最大 8 つ (水素の場合は 2 つ) まで、一時的に点として描画され、結合ごとに 2 つが減算されます。
3. 電子は、まず外側の原子に分配され、次に他の原子に分配され、配置できるものがなくなるまで続きます。
4. 最後に、8 個未満の電子 (各結合を 2 個としてカウント) に囲まれた各原子 (水素以外) は、次のように処理されます。必要な電子 2 個ごとに、隣接する原子から 2 つの点が削除され、2 つの原子の間に追加の線が引かれます。これは、孤立電子対が結合対に変換されることを表し、前者の原子の価電子殻に 2 つの電子が追加されますが、後者の電子数は変わりません。
5. 前のステップで、すべての原子の価電子殻を満たすのに十分な電子がない場合、電気陰性度が高い原子が優先されます。

多原子イオンのルイス構造も同じ方法で描くことができます。ただし、電子を数える場合、負イオンはルイス構造に余分な電子を配置する必要があり、正イオンは電荷のない分子よりも電子が少なくなります。イオンのルイス構造を書くときは、構造全体を括弧で囲み、電荷は括弧の外側の右上に上付き文字で書きます。

ルイス構造を構築するためのより簡単な方法が提案されており、電子を数える必要がなくなります。原子は価電子を示して描かれ、結合形成プロセスに関与する原子の価電子をペアにして結合が形成され、適切な原子に電子を追加または削除することで陰イオンと陽イオンが形成されます。^[5]

コツとしては、価電子を数え、次にオクテット則を満たすために必要な電子の数（水素の場合は電子 2 個）を数え、これら 2 つの数の差を取ることです。答えは結合を構成する電子の数です。残りの電子は、他のすべての原子のオクテットを埋めるためだけに使われます。

ルイス構造と共鳴形式を書くためのもう一つの単純で一般的な手順が提案されている。^[6]

このシステムはほぼすべてのケースで機能しますが、機能しないケースが 3 つあります^{[引用が必要]}。これらの例外については、以下の表にまとめられています。

ルイス構造では、形式電荷は、排他的共有結合または非極性結合を仮定して、電子ドット構造に基づいて各原子の見かけの電子電荷を決定することにより、可能性のあるトポロジカル構造および共鳴構造[ 7 ^{] の説明、比較、および評価に使用されます。}反応機構を参照するときに可能な電子再構成を決定するために使用され、例外を除いて、原子の部分電荷と同じ符号になることがよくあります。一般に、原子の形式電荷は、使用されるマークアップの非標準定義を仮定して、次の式を使用して計算できます。

${\displaystyle C_{f}=N_{v}-U_{e}-{\frac {B_{n}}{2}}}$

どこ：

• ${\displaystyle C_{f}}$正式な料金です。
• ${\displaystyle N_{v}}$元素の自由原子内の価電子の数を表します。
• ${\displaystyle U_{e}}$原子上の共有されていない電子の数を表します。
• ${\displaystyle B_{n}}$原子が他の原子と結合している電子の総数を表します。

原子の形式電荷は、中性原子が持つ価電子の数と、ルイス構造に属する電子の数との差として計算されます。共有結合の電子は、結合に関与する原子間で均等に分割されます。イオンの形式電荷の合計はイオンの電荷と等しく、中性分子の形式電荷の合計はゼロに等しくなります。

分子やイオンによっては、どの孤立電子対を移動させて二重結合や三重結合を形成するかを判断するのが難しく、同じ分子やイオンに対して 2 つ以上の異なる共鳴構造が記述されることがあります。このような場合は、通常、それらすべてを間に双方向の矢印を入れて記述します(以下の § 例を参照)。これは、同じ種類の複数の原子が中心原子を取り囲んでいる場合に時々発生し、多原子イオンでは特に一般的です。

このような状況が発生すると、分子のルイス構造は共鳴構造であると言われ、分子は共鳴混成体として存在します。異なる可能性のそれぞれが他の可能性に重ね合わされ、分子はこれらの状態のいくつかの組み合わせに相当するルイス構造を持つと考えられます。

硝酸イオン（NO−3例えば、分子は、窒素のオクテット則を満たすために、窒素と酸素の 1 つとの間に二重結合を形成する必要があります。しかし、分子は対称なので、どの酸素が二重結合を形成するかは問題ではありません。この場合、3 つの共鳴構造が考えられます。ルイス構造を描くときに共鳴を表現するには、考えられる共鳴形式をそれぞれ描いてそれらの間に両方向矢印を配置するか、部分結合を表すために破線を使用します (ただし、後者は共鳴ハイブリッドの適切な表現ですが、正式にはルイス構造ではありません)。

同じ分子の共鳴構造を比較する場合、通常は形式電荷が最も少ないものが全体的な共鳴混成に大きく寄与します。形式電荷が必要な場合は、電気陰性度の高い要素に負電荷を持ち、電気陰性度の低い要素に正電荷を持つ共鳴構造が好まれます。

単結合も同様に移動して、六フッ化硫黄などの超原子価分子の共鳴構造を作成することもできます。これは、一般的な拡張オクテットモデルではなく、量子化学計算による正しい記述です。

共鳴構造は、分子が形態を切り替えることを示すものとして解釈されるべきではなく、分子が複数の形態の平均として機能することを示すものとして解釈されるべきです。

亜硝酸イオンの化学式はNOである。−2。

1. 窒素は 2 つの原子の中で最も電気陰性度が低いため、複数の基準で中心原子となります。
2. 価電子を数えます。窒素には価電子が 5 個あり、酸素にはそれぞれ 6 個あるため、合計は (6 × 2) + 5 = 17 個です。イオンの電荷は -1 で、余分な電子があることを示しているため、電子の総数は 18 個です。
3. 原子を単結合で結びます。各酸素は窒素に結合する必要があり、結合ごとに 2 つずつ、合計 4 つの電子を使用します。
4. 孤立電子対を配置します。残りの 14 個の電子は、最初は 7 個の孤立電子対として配置する必要があります。各酸素は最大 3 個の孤立電子対を取ることができるため、結合電子対を含めて各酸素には 8 個の電子が与えられます。7 番目の孤立電子対は窒素原子に配置する必要があります。
5. オクテット則を満たします。現在、両方の酸素原子には 8 個の電子が割り当てられています。窒素原子には 6 個の電子しか割り当てられていません。酸素原子の孤立電子対の 1 つは二重結合を形成する必要がありますが、どちらの原子も同じように機能します。したがって、共鳴構造が存在します。
6. 未解決の問題を解決します。2 つのルイス構造を描く必要があります。各構造では、2 つの酸素原子のうち 1 つが窒素原子に二重結合しています。各構造の 2 番目の酸素原子は窒素原子に単結合しています。各構造を括弧で囲み、括弧の右上に電荷 (-) を追加します。2 つの共鳴形式の間に双方向矢印を描きます。

${\displaystyle {\begin{マトリックス}{\ce {CH3-CH2-CH2-CH3}}\\{\ce {CH3CH2CH2CH3}}\end{マトリックス}}}$

2種類の縮合構造式、どちらもブタンを示す

化学構造は、特に有機分子を示す場合、より簡潔な形式で記述されることがあります。凝縮された構造式では、共有結合の多くまたはすべてが省略され、下付き文字は特定の原子に結合する同一の基の数を示します。別の簡略化された構造図は、骨格式（結合線式または炭素骨格図とも呼ばれる）です。骨格式では、炭素原子は記号 C ではなく、線の頂点で表されます。炭素に結合した水素原子は示されませんが、特定の炭素原子への結合の数を数えることで推測できます。各炭素は合計 4 つの結合を持つと想定されるため、示されていない結合は、暗黙的に水素原子への結合です。

他の図はルイス構造よりも複雑で、空間充填図などのさまざまな形式を使用して結合を 3D で示す場合があります。

ルイス構造は、化学結合の理解がまだ初歩的であった20世紀初頭に開発された単純さにもかかわらず、化学反応性に関連するものも含め、さまざまな分子システムの電子構造の重要な特徴の多くを捉えています。そのため、ルイス構造は化学者や化学教育者によって広く使用されています。これは特に有機化学の分野に当てはまります。この分野では、結合の従来の原子価結合モデルが依然として支配的であり、メカニズムは、ルイス構造の簡略版である骨格式に重ねた曲線矢印表記で理解されることがよくあります。無機化学や有機金属化学では結合スキームがより多様であるため、遭遇する分子の多くは、その結合を適切に記述するために完全に非局在化した分子軌道を使用する必要があり、ルイス構造は比較的重要ではありません（ただし、まだ一般的です）。

単純で典型的な分子系では、ルイス記述が、少なくとも修正されていない形では、誤解を招いたり不正確であったりする。特に、実験的に不対電子を含むことが知られている分子（O ₂、NO、ClO ₂など）のルイス構造を単純に描くと、結合次数、結合長、および/または磁気特性の推論が不正確になる。単純なルイスモデルでは、芳香族性の現象も説明できない。たとえば、ルイス構造では、環状 C ₆ H ₆（ベンゼン）が通常の非局在化効果を超えた特別な安定化を経験し、一方で C ₄ H ₄（シクロブタジエン）が実際には特別な不安定化を経験する理由を説明できない。^[要出典] 分子軌道理論は、これらの現象を最も簡単に説明する。^{[オリジナルの研究? ]}

• 価電子殻電子対反発理論
• 分子構造
• 構造式
• 自然結合軌道

• 選択された元素のルイス点図
• すべての化合物のルイス構造