ルイス構造

ルイス構造（ルイスドット式、ルイスドット構造、電子ドット構造、またはルイス電子ドット構造（LED）とも呼ばれる）は、分子の原子間の結合と、分子内に存在する可能性のある孤立電子対を示す図です。 ^{[ 1 ] [ 2 ] [ 3 ]} 1916年にギルバート・N・ルイスが論文「原子と分子」で紹介したルイス構造は、共有結合した分子だけでなく、配位化合物にも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内の共有電子対を表すことで、電子ドット図の概念を拡張しています。  

ルイス構造式は、分子構造における各原子とその位置を化学記号を用いて示します。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用いることもできます）。孤立電子対を形成する余剰電子は点のペアで表され、原子の隣に配置されます。

第2周期以降の典型元素は通常、電子の獲得、喪失、または共有によって反応し、価電子殻の電子配置が8個の電子からなる完全なオクテットとなるまで続きますが、水素は代わりに二重項規則に従い、1つの結合を形成して2個の電子からなる完全な価電子殻を形成します。

中性分子の場合、ルイス構造式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、最大数ではありません。非価電子は結合に関与しないため、ルイス構造式には表されません。

価電子の総数が決定したら、以下の手順に従って構造内に配置します。

1. まず、接続された原子の各ペア間に、1本の線（単結合を表す）が引かれる。
2. 各結合は一対の電子から構成されるため、配置する電子の総数をt 、先ほど描画した単結合の数をnとすると、 t − 2 n 個の電子がまだ配置されていません。これらは一時的に点として描画され、電子ごとに 1 つずつ、原子ごとに最大 8 個 (水素の場合は 2 個) まで、結合ごとに 2 個ずつ減算されます。
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、分配する電子がなくなるまでこのプロセスが繰り返される。
4. 最後に、水素以外の原子で、周囲に8個未満の電子（結合を2個と数える）しか持たない原子は、次のように処理されます。必要な電子が2個増えるごとに、隣接する原子から2つの点が削除され、2つの原子間に線が追加されます。これは、孤立電子対が結合電子対に変換されることを表しており、前者の原子の価電子殻に2個の電子が追加される一方で、後者の原子の電子数は変化しません。
5. 前述の手順において、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る。

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、電子数を数える際には、負イオンのルイス構造には余分な電子を配置し、正イオンのルイス構造には電荷を持たない分子よりも少ない電子を配置する必要があります。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、電荷を括弧の外側、右上に上付き文字で記述します。

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、電子数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することで結合が形成され、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、価電子の数を数え、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2個）を数え、その差を取ることです。この差が結合を構成する電子の数になります。残りの電子は、他のすべての原子のオクテットを満たすために使われます。

レバー法 ルイス構造と共鳴構造を書くためのもう一つのシンプル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場合において機能しますが、機能しないケースが3つあります。これらの例外については、以下の表に示します。

ルイス構造に関して言えば、形式電荷は、電子点構造に基づいて、内部の各原子の見かけの電子電荷を決定し、排他的共有結合または非極性結合を仮定することによって、可能性のあるトポロジー構造および共鳴構造の記述、比較、および評価に使用されます^{[ 7 ]} 。これは、反応機構を参照する際の可能な電子再配置を決定するのに役立ち、例外を除いて、多くの場合、原子の部分電荷と同じ符号になります。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的な定義を仮定して、次の式を使用して計算できます。 $${\displaystyle C_{\text{f}}=N_{\text{v}}-U_{\text{e}}-{\frac {B_{\text{n}}}{2}},}$$ どこ

${\displaystyle C_{\text{f}}}$正式な告発は、

${\displaystyle N_{\text{v}}}$は、その元素の自由原子中の価電子の数を表します。

${\displaystyle U_{\text{e}}}$は原子上の非共有電子の数を表し、

${\displaystyle B_{\text{n}}}$これは、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、ルイス構造式におけるその原子に属する電子の数の差として計算されます。共有結合中の電子は、結合に関与する原子間で均等に分配されます。イオンの形式電荷の合計はイオンの電荷と等しくなければならず、中性分子の形式電荷の合計はゼロでなければなりません。

分子やイオンによっては、二重結合や三重結合を形成するためにどの孤立電子対を移動させるべきかを判断するのが難しい場合があり、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、通常はそれらすべてを双方向矢印で区切って記述します。これは、中心原子を同じ種類の複数の原子が取り囲んでいる場合によく見られ、特に多原子イオンでよく発生します。

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する。それぞれの異なる可能性が互いに重ね合わされ、分子はこれらの状態の組み合わせに相当するルイス構造を持つと考えられる。

例えば、硝酸イオン（NO₃⁻ ）は、窒素のオクテット則を満たすために、窒素と酸素のいずれかとの間に二重結合を形成する必要があります。しかし、分子は対称であるため、どちらの酸素が二重結合を形成しても問題ありません。この場合、可能な共鳴構造は 3 つあります。ルイス構造を描く際に共鳴を表すには、可能な共鳴構造をそれぞれ描き、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するかのいずれかの方法があります（ただし、後者は、形式的にはルイス構造ではない共鳴混成体の適切な表現です）。

同一分子の共鳴構造を比較する場合、通常、形式電荷が最も少ない構造が全体の共鳴混成体への寄与が大きい。形式電荷が必要な場合は、電気陰性度の高い元素に負電荷、電気陰性度の低い元素に正電荷を持つ共鳴構造が好まれる。

単結合も同様に移動させることで、六フッ化硫黄のような超原子価分子の共鳴構造を作り出すことができ、これは一般的な拡張オクテットモデルではなく、量子化学計算によれば正しい記述である。

共鳴構造は、分子が形態を切り替えることを示すものではなく、分子が複数の形態の平均値として振る舞うことを示すものと解釈すべきである。

亜硝酸イオンの化学式はNO − 2です。

1. 窒素は2つの原子の中で電気陰性度が最も低いため、複数の基準から見て中心原子である。
2. 価電子の数を数えます。窒素には5個の価電子があり、酸素にはそれぞれ6個の価電子があるので、合計は(6 × 2) + 5 = 17個になります。イオンの電荷は-1で、これは余分な電子が1個あることを示しているので、電子の総数は18個になります。
3. 原子同士を単結合でつなぐ。各酸素原子は窒素原子と結合する必要があり、窒素原子は4個の電子を使用する（各結合に2個ずつ）。
4. 孤立電子対を配置します。残りの14個の電子は、最初に7個の孤立電子対として配置します。各酸素原子は最大3個の孤立電子対を持つことができ、結合電子対を含めて各酸素原子は8個の電子を持つことになります。7番目の孤立電子対は窒素原子上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。酸素原子上の非共有電子対の1つが二重結合を形成する必要がありますが、どちらの原子でも同様に機能します。したがって、共鳴構造が存在します。
6. 未解決の点を整理します。2つのルイス構造を描きます。それぞれの構造では、2つの酸素原子のうち1つが窒素原子と二重結合しています。それぞれの構造のもう1つの酸素原子は、窒素原子と単結合しています。それぞれの構造を括弧で囲み、括弧の外側の右上に電荷（−）を追加します。2つの共鳴構造の間に両方向矢印を描きます。

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

縮合構造式の2種類があり、どちらもブタンを示している。

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。縮合構造式では、多くの、あるいはすべての共有結合が省略され、添え字によって特定の原子に結合している同一の基の数を示します。もう1つ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。炭素に結合している水素原子は表示されませんが、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。各炭素は合計で 4 つの結合を持つと想定されるため、表示されていない結合は、暗黙のうちに水素原子への結合となります。

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

20世紀初頭、化学結合の理解がまだ初歩的だった時代に開発されたにもかかわらず、ルイス構造は、化学反応性に関連するものを含め、さまざまな分子系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、化学者や化学教育者の間で広く利用され続けています。これは特に有機化学の分野で顕著であり、この分野では伝統的な原子価結合モデルが依然として主流であり、反応機構はしばしばルイス構造の簡略版である骨格式に重ねられた曲線矢印表記で理解されます。無機化学や有機金属化学では、より多様な結合様式が見られるため、多くの分子では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、ルイス構造の重要性は相対的に低下しています（ただし、依然としてよく使われています）。

単純で典型的な分子系の中には、少なくとも修正されていない形でのルイス記述が誤解を招くか不正確であるものがある。特に、実験的に不対電子を含むことが知られている分子（例えば、O ₂、 NO 、および ClO ₂）のルイス構造を素朴に描くと、結合次数、結合長、および/または磁気特性の推論が間違っている。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。例えば、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受ける一方で、C ₄ H ₄（シクロブタジエン）が実際に特別な不安定化を受ける理由を説明できない。^{[ 8 ]}分子軌道理論は、これらの現象に対する最も直接的な説明を提供する。

• 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構造式
• すべての化合物のルイス構造