9.6: 共有結合とルイス構造

金属原子と非金属原子の間で電子が移動して生じます。イオン結合に比べ、共有結合は、共有された電子のペアを求めて原子が相互に引き合うことで生じます。

共有結合は、2つの原子が自分に電子を引き寄せる傾向が似ている場合（イオン化エネルギーや電子親和力が同じかかなり似ている場合）に形成されます。

共有結合化合物の物理的特性

共有結合を含む化合物は、イオン性化合物とは異なる物理的性質を示します。電気的に中性である分子間の引力は、電気を帯びたイオン間の引力よりも弱いため、共有結合を持つ化合物の融点や沸点は、一般的にイオン性化合物よりもはるかに低いです。実際、共有結合を持つ化合物の多くは、室温では液体や気体であり、固体状態ではイオン性固体よりもはるかに柔らかいです。さらに、イオン性化合物は水に溶けると電気をよく通しますが、共有結合性化合物の多くは水に溶けず、電気的に中性であるため、どのような状態でも電気をよく通しません。

共有結合の形成

非金属原子は、しばしば他の非金属原子と共有結合を形成します。例えば、水素分子であるH₂は、その2つの水素原子の間に共有結合を持っています。特定の位置エネルギーを持つ2つの別々の水素原子が互いに接近すると、それらの価電子軌道（1s）が重なり始めます。そして、それぞれの水素原子上の単一電子は、両方の原子核と相互作用し、両方の原子の周りの空間を占めます。共有された各電子が両方の原子核に強く引きつけられることで系が安定し、結合距離が短くなるにつれてポテンシャルエネルギーも小さくなります。原子同士が接近していくと、両原子核の正電荷が反発し始め、位置エネルギーが増大することになります。最も低い位置エネルギーが得られる距離によって結合長が決まります。

化学結合を壊すにはエネルギーを加えなければならない（吸熱過程）のに対し、化学結合を形成するとエネルギーが放出される（発熱過程）ことを覚えておく必要があります。H₂の場合、共有結合が非常に強く、1モルの水素分子の結合を切断して原子を分離させるには、436kJという大量のエネルギーを加えなければなりません。

逆に、 H₂ 分子の 1 モルが H 原子の 2 モルから形成されると、同じ量のエネルギーが放出されます。

ルイス構造

ルイス記号は、分子や多原子イオンの結合を表す図面であるルイス構造で示される共有結合の形成を示すために使用できます。例えば、2つの塩素原子が塩素分子を形成する場合、2つの塩素原子は1対の電子を共有します。

ルイス構造によると、各Cl原子は、結合に使用されない3つの電子ペア（孤立電子対と呼ばれる）と1つの共有電子ペア（原子間に書かれている）を持っています。共有電子のペアを示すためにダッシュ（またはライン）Cl- Clが使われることもあります。

• 電子のペアが1つだけ共有されている状態を「単結合」と呼びます。各Cl原子は8個の価電子と相互作用している：孤立電子対の6個と単結合の2個。
• しかし、必要なオクテットを達成するためには、一対の原子が1対以上の電子を共有する必要があるかもしれません。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や、C₂H₄（エチレン）の2つの炭素原子の間のように、一対の原子間で2組の電子が共有されている場合に形成されます。
  
• 三重結合は、一酸化炭素（CO）とシアン化物イオン(CN–)のように、一対の原子が3つの電子対を共有する場合に形成されます
  

周期表を使えば、原子の価電子の数や、オクテットになるまでの結合数を予測することができます。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。しかし、臭素やヨウ素のような17族の原子は、オクテットに達するために必要な電子は1個だけです。そのため、17族に属する原子は1つの共有結合を形成することができます。16族の原子は、オクテットに到達するために2つの電子を必要とするので、2つの共有結合を形成することができます。同様に、第14族に属する炭素は、オクテットに到達するためにさらに4個の電子を必要とするため、炭素は4つの共有結合を形成することができます。

本書は 、 Openstax 、 Chemistry 2e 、 Section 7.2 ： Coalent Bonds and Openstax 、 Chemistry 2e 、 Section 7.3 ： Lewis Symbols and Structures から引用しています。

共有結合は 非金属同士が 価電子を共有することで 形成されます しかし なぜ非金属は イオン結合のように 電子を移動させるのではなく 共有するのでしょうか？非金属はイオン化エネルギー が高いため 原子間で価電子を 共有結合は移動させることが 難しいからです アンモニアの分子を 考えてみましょう 窒素原子は オクテットに到達するには さらに3個の電子を必要とし 水素原子は デュエットに到達するには 1個の電子を必要とします そのため 窒素原子は 3つの水素原子と結合し 窒素と水素の両方が安定な 電子配置になるようにします これらの結合は それぞれが 1対の電子を共有しているので 単結合と呼ばれています 共有結合で共有された 電子対を 結合対と呼びます 結合に参加していない価電子は ローンペアまたは 非結合電子と呼ばれています 6個の原子価電子を持つ 酸素原子は 1オクテットに到達するために さらに2個の電子が必要です そのため 2つの酸素原子は 2電子対を共有して 二重結合を形成します 一方 窒素は その二原子の形で 3つの不対電子を共有しており 三重結合を形成しています 単結合と多重結合では 結合の長さや強さが異なります 三重結合は二重結合よりも短く 単結合よりも短くなっています 結合の多重度が高くなると 結合強度が高くなります そのため 窒素中では 三重結合が壊れにくく 比較的反応性が低くなります ルイスモデルは 分子の構造や安定性を 予測するのに役立ちます ルイスモデルによると H2Oは安定な分子です なぜなら 酸素と水素の両方が 安定した電子配置を 達成しているからです もし酸素が水素原子1個と 電子を共有すると 酸素は7個の価電子しか持たず オクテットに到達できないため 結果として得られるOH分子は 安定ではありません しかし 酸素に 余分な電子を加えて オクテットを完成させると 得られる水酸化物イオンは 負の電荷を帯びて安定になります 共有結合は共有電子が2つの 特定原子のペアをリンクしており 方向性があります 対照的に イオン結合は 無方向性であり 格子内の複数の イオンを保持します このように共有結合性化合物では 個々の分子は 基本的な単位であると 考えられています