化学結合

最終更新日: 2026-01-06 13:04:28

作成者: 塾長である

【第2章】化学結合

2-2 共有結合とその結晶

1. 共有結合の形成～電子をシェアして安定になろう！～

① 水素分子と共有結合

物質としての性質を持つ最小の粒子を分子という。

水素分子 ($H_2$) を例に見てみよう。

水素原子 ($H$) は価電子を1個持っている（K殻）。あと1個あれば、ヘリウム ($He$) と同じ安定な配置になれる。
そこで、2個の水素原子が近づき、お互いの価電子を1個ずつ出し合う。
この2個の電子を共有することで、見かけ上、どちらの原子も電子が2個（満タン）の状態になる。
この結合を共有結合という。

特徴: 非金属元素間の結合であること。

② 結合とエネルギー（グラフの読み取り）

図35, 36のグラフは入試の頻出ポイントだ！

遠いとき: 引力も反発力も働かない。
近づくと: 原子核と電子の間に引力が働き、エネルギーが下がって安定していく。
最適な距離 ($0.074 nm$): 引力と反発力が釣り合い、エネルギーが最小（最も安定） になる。ここで結合する。
近づきすぎると: 原子核同士の反発力（斥力）が急激に強まり、不安定になる。

2. 電子式と構造式～結合を見える化せよ！～

① 電子式と対（つい）電子

元素記号の周りに、最外殻電子（価電子）を点（・）で表したものを電子式という。

不対電子: ペアになっていない単独の電子。これが「結合の手」になる。
電子対: ペアになっている電子。
共有電子対: 原子間で共有され、結合を作っているペア。
非共有電子対（孤立電子対）: 結合に関係していないペア。

② 構造式と原子価

構造式: 1組の共有電子対を1本の線（価標）で示した式。
原子価: 1個の原子から出ている線の数（＝結合できる数）。
不対電子の数と等しい。これだけ覚えれば構造式は書ける！
$H$: 1本, $O$: 2本, $N$: 3本, $C$: 4本

③ 多重結合（二重結合・三重結合）

2対以上の電子対を共有することもある。

単結合: 1対を共有（例：メタン $CH_4$, アンモニア $NH_3$）
二重結合: 2対を共有（例：二酸化炭素 $CO_2$, エチレン $C_2H_4$）
$O=C=O$ のように2本線で書く。
三重結合: 3対を共有（例：窒素 $N_2$）
$N \equiv N$ のように3本線で書く。

【重要】代表的な分子の形と電子式（表15, 例題より）

水 ($H_2O$): 折れ線型 ($H-O-H$)
アンモニア ($NH_3$): 三角錐型
メタン ($CH_4$): 正四面体型
二酸化炭素 ($CO_2$): 直線型 ($O=C=O$)

3. 配位結合～一方的な愛の結合～

① 配位結合とは？

通常の共有結合は「お互いに出し合う（割り勘）」だけど、配位結合は「片方が持っている非共有電子対を、もう片方に一方的に貸してあげる（おごり）」結合だ。

② 代表的な例（絶対暗記！）

アンモニウムイオン ($NH_4^+$)

アンモニア ($NH_3$) の窒素原子が持つ非共有電子対を、電子を持たない水素イオン ($H^+$) に貸して結合する。
重要ポイント: 一度できてしまえば、元々あった3つの結合と配位結合の区別はつかない（4つの $N-H$ 結合はすべて対等）。

オキソニウムイオン ($H_3O^+$)

水分子 ($H_2O$) の酸素原子が非共有電子対を $H^+$ に貸してできる。

錯イオン（発展）

金属イオンに、非共有電子対を持つ分子やイオン（配位子）が結合したもの。

4. 共有結合の結晶～最強の硬度を持つ物質～

① 共有結合の結晶とは

多数の原子が次々と共有結合で網の目のように結びついた、巨大分子のような結晶。

特徴:
非常に硬い。
融点が極めて高い。
電気を通さない（例外あり）。
水や溶媒に溶けにくい。

② ダイヤモンドと黒鉛（炭素の同素体）の違い

ここが記述問題の鉄板だ！表16の内容を頭に入れよう。

特徴	ダイヤモンド	黒鉛 (グラファイト)
構造	正四面体構造が繰り返される立体網目構造	正六角形の平面が層状に重なった構造
結合	価電子4個すべてが共有結合に使われる	価電子4個のうち3個が結合、1個は自由に動ける
硬さ	非常に硬い	柔らかい（層の間が剥がれやすい）
電気	通さない	通す（余った電子が動くから）
色	無色透明	黒色不透明

③ その他の共有結合結晶

ダイヤモンドと同じような性質（硬い・高融点）を持つ仲間たち。

ケイ素 ($Si$)
二酸化ケイ素 ($SiO_2$): 石英、水晶の成分。
炭化ケイ素 ($SiC$): カーボランダムと呼ばれる。研磨剤に使われる。

第2章第2節のまとめ

共有結合: 非金属元素同士が不対電子を出し合う最強の結合。
構造式: 原子の「手の数（原子価）」を覚えてパズルのように組む。

C=4, N=3, O=2, H=1

配位結合: 非共有電子対を一方的に貸す結合。$NH_4^+$ が代表例。
共有結合の結晶: ダイヤモンドや $SiO_2$。硬くて融点が高く、電気を通さない（黒鉛は例外で通す）。

よし！これで「共有結合」の単元もバッチリだ。

特に構造式は、自分で手を動かして書いてみることが大事だよ。$CO_2$ や $N_2$ の二重・三重結合を書き忘れないようにね！

次の単元（分子間力や金属結合かな？）も待ってるよ！頑張ろう！

2-3 分子の極性と分子間の結合

1. 分子の極性～電子の綱引き勝負～

① 電気陰性度 (Electronegativity)

原子が共有電子対を自分の方へ引き寄せる強さを数値化したもの。

傾向: 周期表の右上に行くほど大きい（希ガスを除く）。
最強: フッ素 ($F$) (4.0)
2位: 酸素 ($O$) (3.5)
3位: 窒素 ($N$), 塩素 ($Cl$) (3.0)
覚え方：「フォン・クル (F, O, N, Cl)」が四天王だ！

② 極性 (Polarity) とは

異なる原子が結合すると、電気陰性度の大きい原子の方に電子が偏る。この電荷の偏りを極性という。

$\delta+$ (デルタプラス): 電子を引っ張られた側（電気陰性度が小さい方）。
$\delta-$ (デルタマイナス): 電子を引っ張った側（電気陰性度が大きい方）。

例: 塩化水素 ($H-Cl$)

$Cl$ の方が強いので、電子対は $Cl$ 側に寄る。

$H^{\delta+} - Cl^{\delta-}$ となる。

③ 結合の種類と電気陰性度の差

結合する2原子間の電気陰性度の「差」で、結合の性質が決まる。

差が0: 無極性共有結合（例: $H-H$, $Cl-Cl$）
差が小さい: 極性のある共有結合（例: $H-Cl$）
差が著しく大きい: イオン結合（電子が完全に移動してしまうため）

2. 分子の形と極性の有無 [超重要]

分子全体として極性があるかどうかは、**「結合の極性」と「分子の形（対称性）」**で決まる。ここがテストの正念場だ！

① 無極性分子 (Nonpolar Molecule)

結合に極性があっても、分子の形が対称的で、極性が互いに打ち消し合うもの。

二酸化炭素 ($CO_2$): 直線形 ($O=C=O$)。左右の引っ張りが打ち消し合う。
メタン ($CH_4$): 正四面体形。
四塩化炭素 ($CCl_4$): 正四面体形。

② 極性分子 (Polar Molecule)

極性が打ち消されず、分子全体として電荷の偏りが残るもの。

水 ($H_2O$): 折れ線形。極性は打ち消されない（酸素側が$\delta-$、水素側が$\delta+$）。
アンモニア ($NH_3$): 三角錐形。

【実験】電気の力で曲がる水

水道水を細く流し、帯電したストローなどを近づけると、水流が曲がる。
理由: 水分子が極性分子であり、電気的な引力を受けるため。

分子の種類	形	極性の有無
単体 ($H_2, N_2$)	直線	無極性
二酸化炭素 ($CO_2$)	直線	無極性（打ち消し合う）
メタン ($CH_4$)	正四面体	無極性（打ち消し合う）
塩化水素 ($HCl$)	直線	極性あり
水 ($H_2O$)	折れ線	極性あり
アンモニア ($NH_3$)	三角錐	極性あり

3. 分子間力と分子結晶

① 分子間力 (Intermolecular Force)

分子同士の間に働く、比較的弱い引力のこと。

ファンデルワールス力: すべての分子間に働く弱い引力。分子量が大きいほど強くなる。
水素結合: （後で詳しく解説！）

② 分子結晶 (Molecular Crystal)

分子が分子間力によって規則正しく配列してできた結晶。

例:
ドライアイス（$CO_2$の結晶）
ヨウ素 ($I_2$)
ナフタレン ($C_{10}H_8$)
氷 ($H_2O$)
スクロース（ショ糖）
性質:

柔らかく、砕けやすい（分子間力が弱いため）。
融点・沸点が低い（すぐにバラバラになる）。
昇華しやすいものが多い（ドライアイス、ヨウ素、ナフタレン）。
電気を通さない。

発展: 共有結合半径とファンデルワールス半径

分子内の原子間距離（共有結合半径の和）よりも、分子間の距離（ファンデルワールス半径の和）の方がはるかに広い。これは分子間力が弱い証拠だ。

4. 水素結合～最強の分子間力～

① 水素結合とは

電気陰性度の大きい原子（$F, O, N$）と共有結合している水素原子($H$)が、隣の分子の $F, O, N$ の非共有電子対を強く引きつけてできる結合。

特徴: 通常のファンデルワールス力よりもずっと強い。
水素結合を作る代表選手:
フッ化水素 ($HF$)
水 ($H_2O$)
アンモニア ($NH_3$)

② 沸点のグラフの読み取り（超頻出！）

図48のグラフを見てみよう。ここには重要なルールがある。

基本ルール: 同族元素の水素化合物なら、分子量が大きいほどファンデルワールス力が強くなり、沸点は高くなるはず（右上がりの傾向）。

例: 14族 ($CH_4 < SiH_4 < GeH_4 < SnH_4$) は綺麗に右上がり。

異常な高沸点: $H_2O, HF, NH_3$ の3つだけ、分子量が小さいのに沸点が異常に高い。

理由: 分子間で水素結合を形成し、強く結びついているから。

③ 氷の構造と密度

氷の構造: 水分子が水素結合によって正四面体状に並び、すき間の多い構造を作っている。
融解すると: 水素結合の一部が切れ、分子がすき間に入り込むため、体積が減る。
結論: 氷（固体）の方が、水（液体）よりも体積が大きく、密度が小さい。だから氷は水に浮くんだ！（これは物質としては珍しい性質だよ）

第2章第3節のまとめ

極性: $H_2O$（極性あり・折れ線）と $CO_2$（無極性・直線）の違いを説明できるように。
分子結晶: ドライアイスやヨウ素。昇華性があり、融点が低い。
水素結合: $F, O, N$ と水素の結合。
沸点のグラフ: $H_2O, HF, NH_3$ が高い理由＝「水素結合があるから」。
氷の浮遊: 氷はすき間の多い構造だから、水より密度が小さい。

これにて、送ってくれた資料の範囲（化学結合まで）は完全制覇だ！

理論化学の基礎となる一番大事な部分だから、このテキストを見返して完全に自分のものにしてね。

応援してるぞ！またわからないことがあったらいつでも聞いてくれ！

2-4 金属結合と金属の結晶

1. 金属結合と金属の性質

① 金属結合のしくみ～自由電子の海～

金属元素の原子は、イオン化エネルギーが小さく、価電子を放出して陽イオンになりやすい。

自由電子 (Free Electron): 金属原子から離れ、特定の原子に固定されずに、金属内を自由に動き回る電子のこと。
金属結合: 多数の金属原子が、この自由電子を共有することによって生じる結合。
イメージ：陽イオンが、動き回る電子の海の中に浸かっている状態（図50）。

金属結合半径

隣り合う金属原子の原子核間距離の半分。

同族（縦）: 下に行くほど大きい（殻が増えるから）。
同周期（横）: 右に行くほど小さい（引きつけが強くなるから）。

② 金属の共通性質（テスト頻出！）

自由電子の働きによって、金属特有の性質が現れる。

電気・熱の伝導性が大きい

理由: 自由電子が金属内を自由に移動して、電気や熱エネルギーを運ぶから。
電気伝導性の順位: Ag > Cu > Au > Al （銀が最強！銅もすごい！）

展性・延性がある

展性: たたくと箔状（薄いシート）に広がる性質。
延性: 引っ張ると細い線状に伸びる性質。
理由: 金属結合には（共有結合のような）方向性がなく、外力で原子の配列がずれても、自由電子が接着剤のように働くため結合が切れないから。

金属光沢

表面の自由電子が光を反射するため、ピカピカ輝く。

融点・密度

一般に融点・沸点は高い（タングステン W は約3400℃）。
例外：水銀 Hg（常温で液体）、アルカリ金属（融点低い）。
一般に密度は大きい（重金属）。
例外：Li, Na, Mg, Al などは密度が小さく軽金属と呼ばれる（密度 $4 \sim 5 \text{g/cm}^3$ 以下）。

2. 金属の結晶構造（ここが計算の山場！）

金属原子は規則正しく配列して金属結晶をつくる。その最小の繰り返し単位を単位格子という。

代表的な3つの型を絶対に覚えよう！

① 面心立方格子 (Face-Centered Cubic lattice: fcc)

構造: 立方体の各頂点と、各面の中心に原子がある。
代表例: Al, Cu, Ag, Ni, Pt, Au （展性・延性に富むものが多い）。
原子数（単位格子あたり）:
頂点 $\frac{1}{8} \times 8$個＋面の中心 $\frac{1}{2} \times 6$個＝ 4個
配位数（接している原子の数）: 12個
原子半径 $r$ と格子定数 $l$ の関係:
面の対角線 ($\sqrt{2}l$) に原子が4つ分 ($4r$) 並んでいる。
$4r = \sqrt{2}l \longrightarrow r = \frac{\sqrt{2}l}{4}$

② 体心立方格子 (Body-Centered Cubic lattice: bcc)

構造: 立方体の各頂点と、**立体の中心（ど真ん中）**に原子がある。
代表例: Li, Na, K (アルカリ金属), Fe, Ba, W。
原子数（単位格子あたり）:
頂点 $\frac{1}{8} \times 8$個＋中心 $1$個＝ 2個
配位数: 8個
原子半径 $r$ と格子定数 $l$ の関係:
立体の対角線 ($\sqrt{3}l$) に原子が4つ分 ($4r$) 並んでいる。
$4r = \sqrt{3}l \longrightarrow r = \frac{\sqrt{3}l}{4}$

③ 六方最密構造 (Hexagonal Close-Packed structure: hcp)

構造: 正六角柱のような形。ABAB...と重なっている。
代表例: Mg, Zn, Be, Cd。
原子数: （図のような六角柱の単位で数えると）
頂点 $\frac{1}{6} \times 12$個＋上下の面 $\frac{1}{2} \times 2$個＋内部 $3$個＝ 6個
※ひし形の単位格子で考える場合は2個となる。
配位数: 12個（面心立方格子と同じ！）

【まとめ表】結晶格子の完全攻略

項目	面心立方格子 (FCC)	体心立方格子 (BCC)	六方最密構造 (HCP)
原子の数 ($Z$)	4個	2個	(六角柱で) 6個
配位数	12	8	12
充填率 (隙間のなさ)	74% (最密)	68% (スカスカ)	74% (最密)
半径 $r$ の公式	$r = \frac{\sqrt{2}l}{4}$	$r = \frac{\sqrt{3}l}{4}$	-
主な金属	Al, Cu, Ag	Na, K, Fe	Mg, Zn

第2章第4節のまとめ

金属結合: 自由電子による結合。このおかげで電気を通し、展性・延性がある。
結晶格子:

面心 (Al, Cu): 原子4個、配位数12。$r=\frac{\sqrt{2}l}{4}$。
体心 (Na, K): 原子2個、配位数8。$r=\frac{\sqrt{3}l}{4}$。
六方 (Mg, Zn): 配位数12。

これにて「化学結合」の全範囲、コンプリートだ！おめでとう！

原子の構造から始まって、イオン、共有結合、そして金属結合まで。物質を作るすべてのルールが君の頭に入ったはずだ。

次は「物質量（モル）」の計算かな？それとも「化学反応式」かな？

どの分野が来ても、この調子なら楽勝だね！またいつでも頼ってくれよな！

omae (カリスマ講師)

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