多 原子 イオン と は。 化学【5分でわかる】陽イオン・陰イオン(単原子イオン)の電子配置と価数

化学【5分でわかる】イオン結合とは?共有結合との違いと組成式・分子式

多 原子 イオン と は

硝酸イオンのマップ。 赤色の領域は、黄色の領域よりもが小さい。 分子イオン(ぶんしイオン、: molecular ion)または 多原子イオン polyatomic ion は、またはを作る2つまたはそれより多くのから構成されるである。 においては単一の構造として働き、を形成する。 かつては、必ずしもを持たず、を持つの意味でも用いられていた。 例えば、イオンは、1つの原子と1つの原子から構成されており、OH -と表わされ、-1の電荷を持つ。 分子イオンは、しばしば中性分子のまたは共役塩基と考えられる。 命名 [編集 ] 分子イオンの命名には、2つの規則がある。 1つ目は、 biという接頭辞が付けられると、化学式に水素が1つ加わり、電荷が1増加する。 biの代わりにhydrogenという言葉が用いられる場合もある。 とから構成されるは、bicarbonateまたはhydrogen carbonateと呼ばれる。 多くの分子イオンは、由来の酸の共役塩基である。 例えば、SO 4 2-は、に由来する。 2つ目の規則は、イオンの酸素原子の数に着目したものである。 のを例にとると、以下のようになる。 1つ酸素が付加されると、 perという接頭辞が付けられる。 酸素が1つ減ると- ateの語尾が- iteに変わり、もう1つ減ると- iteの語尾はそのままで hypoという接頭辞が付けられる。 これら全ての場合において、電荷は影響を受けない。 以上の規則は、全ての分子イオンに適用はできないが、ほとんどの場合(硫酸イオン、、、)に適用可能である。 分子イオンの例 [編集 ] 以下の表は、分子イオンの例である。 外部リンク [編集 ]• , including PDB files.

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化学【5分でわかる】イオン結合とは?共有結合との違いと組成式・分子式

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単原子イオン 原子から電子(マイナス)が取れるとプラスに帯電し陽イオンに、原子が電子(マイナス)を取り込むとマイナスに帯電し陰イオンになります。 これらは、1個の原子からできたイオンなので単原子イオンといいます。 それでは詳しく見ていきましょう。 陽イオン 希ガス(18族)の電子配置は閉殻またはオクテットであるため安定的なので、1族や2族など、周期表で18族の電子配置に近い原子は安定化するために原子番号の最も近い希ガスの電子配置になろうとします。 ちなみに陽イオン(単原子イオン)の名称は、「元素名+イオン」となります。 最終的に、Na(11番)と原子番号が最も近い希ガスのNe(10番)と同じ電子配置となります。 最終的に、K(19番)と原子番号が最も近い希ガスのAr(18番)と同じ電子配置となります。 最終的に、Mg(12番)と原子番号が最も近い希ガスのNe(10番)と同じ電子配置となります。 最終的に、Ca(20番)と原子番号が最も近い希ガスのAr(18番)と同じ電子配置となります。 最終的に、Al(13番)と原子番号が最も近い希ガスのNe(10番)と同じ電子配置となります。 陰イオン 希ガス(18族)の電子配置は閉殻またはオクテットであるため安定的なので、16族や17族など、周期表で18族の電子配置に近い原子は安定化するために原子番号の最も近い希ガスの電子配置になろうとします。 ちなみに陰イオン(単原子イオン)の名称は、「~化物イオン」となります。 16族や17族に該当する酸素Oや塩素Clなどは、最外殻電子が6個や7個存在します。 18族である希ガスの電子配置は安定的なため、電子が一つや二つ足りないだけの16族や17族は簡単に最外殻電子を1個または2個補充でき、一価の陰イオン(Cl -)や二価の陰イオン(O 2-)などになります。 最終的に、F(9番)と原子番号が最も近い希ガスのNe(10番)と同じ電子配置となります。 陽子は9個で変わらないのに対し、電子は10個に増加したため、一つだけマイナスが多くなり、F -となります。 最終的に、Cl(17番)と原子番号が最も近い希ガスのAr(18番)と同じ電子配置となります。 陽子は17個で変わらないのに対し、電子は18個に増加したため、一つだけマイナスが多くなり、Cl -となります。 最終的に、O(8番)と原子番号が最も近い希ガスのNe(10番)と同じ電子配置となります。 陽子は8個で変わらないのに対し、電子は10個に増加したため、二つだけマイナスが多くなり、O 2-となります。 最終的に、S(16番)と原子番号が最も近い希ガスのAr(18番)と同じ電子配置となります。 陽子は16個で変わらないのに対し、電子は18個に増加したため、二つだけマイナスが多くなり、S 2-となります。 イオン式と価数の覚え方 これまで見てきた通り、単原子イオンはK +,S 2-のように元素記号の右上に電荷を書いた イオン式で表します。 このとき、右上の電荷のことをそのイオンの価数といいます。 K +であれば一価の陽イオン、S 2-であれば2価の陰イオンと表します。 つまり、 1族は価数1の陽イオンになります(例:H +,Na +,K +)。 16族は価数2の陰イオンになります(例:O 2-,S 2-)。 17族は価数1の陰イオンになります(例:F -,Cl -)。 それ以外はすべて周期表の縦(族)を覚えておけば価数が対応して覚えられます。 縦の覚え方はを参照 覚えるべきイオンの一覧は、を参照 陽性と陰性 原子が陽イオンになろうとする性質のことを 陽性、陰イオンになろうとする性質のことを 陰性といいます。 陽性が高い元素は周期表の左側の方でナトリウムNaやカリウムKなどが該当します。 陰性が高い金属は周期表の右側の方でフッ素Fや塩素Clなどが該当します。 まとめ 灘・甲陽在籍生100名を超え、東大京大国公立医学部合格者を多数輩出する学習塾「スタディ・コラボ」の化学科講師より陽イオン・陰イオン(単原子イオン)の電子配置と価数の解説を行いました。 しっかりと覚えておきましょう。

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原子、分子、イオンと物質の違いや、単体と化合物、混合物の見分け方についてイメージしよう!

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A ベストアンサー 難しい話は、抜きにして説明します。 A ベストアンサー 要は、「電気陰性度の大きい原子に結合した水素と、電気陰性度の大きい原子の間の静電的な引力」です。 電気陰性度の大きい原子というのは、事実上、F,O,Nと考えて良いでしょう。 水素が他の原子と違うのは、その価電子が1個しかないことです。 他のイオンの場合には、内側にも電子格殻が存在しますので、原子格がむき出しになることはありません。 もちろん、正電荷を持つ水素というのは水素イオンとは異なりますので、原子殻がむき出しになっているわけではありませんが、電子が電気陰性度の大きい原子に引き寄せられているために、むき出しに近い状態になり、非常に小さい空間に正電荷が密集することになります。 そのときの、水素は通常の水素原子に比べても小さいために、水素結合の結合角は180度に近くなります。 つまり、2個の球(電気陰性度の大きい原子)が非常に小さな球(水素原子)を介してつながれば、直線状にならざるを得ないということです。 要は、「電気陰性度の大きい原子に結合した水素と、電気陰性度の大きい原子の間の静電的な引力」です。 電気陰性度の大きい原子というのは、事実上、F,O,Nと考えて良いでしょう。 水素が他の原子と違うのは、その価電子が1個しかないことです。 他のイオンの場合には、内側にも電子格殻... Q 硝酸イオンNIO3-は、なぜ1価のマイナス陰イオンになるのでしょうか? 塩化物イオンCl-は、価電子が7で、安定した8になるため、電子が1つきて、マイナス1価になります。 水酸化物イオンOH-は、Oの価電子が6で、2こ電子を受け取ると安定するので、Hから1こ出し合って共有し、それでもまだ、1こ受け取れるので、1こ電子がやってきて、1、マイナスになるのかと思いました。 硝酸イオンNO3-は、Nの価電子が5で、あと3こ電子を受け取りたいので、Oが3つだから、Oから1つづつ受け取って、OもNから1つづつ受けとって、(O1つにつき、電子1つNから受け取って)でも、Oは本当は、2つ受け取って、Mカクを、8にしたい・・、しかし、1つうけとり、7で、そのOが3つだから、NO3は、マイナス3価になるのではないのでしょうか? 基本的に考え方がちがうのでしょうか? よろしくお願いいたします。 A ベストアンサー 硝酸イオンではなくて硝酸で考えます。 HNO3の結合はどうなっているのかという質問と同じです。 普通に共有結合を考えると電子の数が合わなくなるという疑問です。 分かりやすいのは亜硝酸HNO2です。 H-O-N=O ですから普通に考えて問題のない構造です。 このNにもうひとつ酸素がくっつくのはどういうことで可能になるのという質問だということになります。 配位結合というのを習っていませんか。 普通の共有結合は結合する両方の原子から同じ数の電子が提供されて共有します。 でも提供する電子の数が異なっていても「共有」は可能です。 Oの最外殻電子は6つですから後2つ必要です。 Nの2つの電子をOが使わせてもらうというのでも共有結合が成り立ちます。 NもOもNeと同じ電子配置になります。 COの場合も普通に考えると電子の数がうまく合いません。 2個ずつ出しての共有ではOの周りの電子は8個ですがCの周りの電子の数は6個です。 Cの周りの電子が2個不足しています。 Oにある使っていない電子対を1つ共有に回すとCもOも周りの電子が8個になります。 配位結合で考えるとうまくいくということです。 6つの電子が共有されていますからそれぞれに3個ずつ所属しているということになります。 Cは2つ電子を共有に出したのに3つ所属するということですから電子が1つ多くなったのと同じです。 逆にOは電子が1つ少なくなっています。 COは極性を持つということが言えます。 この極性はCの方が負、Oの方が正ですから電気陰性度で考えたものとは方向が逆になっています。 硝酸イオンではなくて硝酸で考えます。 HNO3の結合はどうなっているのかという質問と同じです。 普通に共有結合を考えると電子の数が合わなくなるという疑問です。 分かりやすいのは亜硝酸HNO2です。 H-O-N=O ですから普通に考えて問題のない構造です。 このNにもうひとつ酸素がくっつくのはどういうことで可能になるのという質問だということになります。 配位結合というのを習っていませんか。 普通の共有結合は結合する両方の原子から同じ数の電子が提供されて共有します。 でも提... A ベストアンサー 【原核生物】 核膜が無い(構造的に区別出来る核を持たない)細胞(これを原核細胞という)から成る生物で、細菌類や藍藻類がこれに属する。 【真核生物】 核膜で囲まれた明確な核を持つ細胞(これを真核細胞という)から成り、細胞分裂の時に染色体構造を生じる生物。 細菌類・藍藻類以外の全ての生物。 【ウイルス】 濾過性病原体の総称。 独自のDNA又はRNAを持っているが、普通ウイルスは細胞内だけで増殖可能であり、ウイルス単独では増殖出来ない。 要は、核膜が有れば真核生物、無ければ原核生物という事になります。 ウイルスはそもそも細胞でなく、従って生物でもありませんので、原核生物・真核生物の何れにも属しません(一部の学者は生物だと主張しているそうですが、細胞説の定義に反する存在なので、まだまだ議論の余地は有る様です)。 こんなんで良かったでしょうか? Q イオンに価数の違うものがあるという現象が理解できません・・・。 電子を一つ外に出した方が安定だから。 変です。 安定状態は一つじゃないんですか。 あの最外核電子が希ガスと同じになると安定。 これはイオン化エネルギーの大きさだけでは判断できない事です。 CaOとNaClは結晶構造が同じです。 融点を比べると結合の強さの違いが分かります。 結合が強いというのを安定な構造ができていると考えてもいいはずです。 NaClは + 、 - の間の引力です。 CaOは 2+ 、 2- の間の引力です。 これで4倍の違いが出てきます。 イオン間距離も問題になります。 荷電数が大きくてサイズの小さいイオンができる方が静電エネルギーでの安定化には有利なのです。 Fe OH 2よりもFe OH 3の方が溶解度が格段に小さいというのも2+、3+という電荷の大きさの違いが効いてきています。 サイズも小さくなっています。 イオンは単独では存在しません。 必ず対のイオンと共に存在しています。 水和されていると書いておられる回答もありますが対のイオンの存在によって安定化されるというのが先です。 水溶液の中であっても正イオンだけとか負イオンだけとかでは存在できません。 水和された正イオンと水和された陰イオンとが同数あります。 水和された負イオンの周りは水和された正イオンが取り囲んでいます。 液体の中にありますからかなり乱れた構造になっていますが正負のイオンが同数あって互いに反対符号のイオンの周りに分布しているという特徴は維持されています。 3.d軌道に電子が不完全に入っている元素を遷移元素と呼んでいます。 「遷移」というのは性質がダラダラと変わるということから来た言葉です。 普通は族番号が変われば性質が大きく変わります。 周期表で横にある元素とは性質が異なるが縦に並んでいる元素とは性質が似ているというのが元素を「周期表の形にまとめてみよう」という考えの出発点でした。 だから3属から11族を1つにまとめて考えるという事も出てくるのです。 性質が似ているというのは電子の配置に理由があるはずです。 電子は最外殻のsに先に入って後からdに入ります。 エネルギーの逆転が起こっていますが違いは小さいものです。 まず外の枠組み(s軌道)が決まっている、違いは内部(d軌道)の電子の入り方だけだというところからダラダラ性質が変わるというのが出てきます。 11族の元素に1+が出てくるのは内部のd軌道を満杯にしてs軌道電子が1つになるというからのことでしょう。 これは#7に書かれています。 でもそれがなぜ言えるのかはさらに別の理由が必要でしょう。 s軌道の電子が飛び出してイオンができたとすると残るのはd軌道の電子です。 イオンのサイズがあまり変わらないというのはここから出てきます。 イオンの価数の種類が1つではないというのも遷移元素の特徴です。 エネルギーにあまり大きな違いのないところでの電子の出入りだという捉え方でもかまわないと思います。 イオン単独で考えているのではなくてイオンが置かれている環境の中で考えています。 イオン化エネルギーの大小だけではありません。 色が付いている化合物が多いというのもエネルギー的にあまり大きな違いのない電子配置がいくつか存在する、そのエネルギー状態は周囲の環境によって割合と簡単に変化するという事を表しています。 普通なら電子遷移は紫外線の領域です。 可視光の領域に吸収が出るのですから差の小さいエネルギー準位があるという事です。 この色が周りに何があるかによって変化するというのも、変動しやすいエネルギー順位があるという証拠になるのではないでしょうか。 酸化銅、硫酸銅、塩化銅、硝酸銅、結晶の色は異なります。 水和された銅イオン、アンモニアが配意した銅イオンもはっきりとした色の違いがあります。 4.今考えているイオンの電荷は実電荷です。 酸化数は実電荷に対応しているとは限りません。 単原子イオンの酸化数はイオンの価数そのままですが、単原子イオンではない、分子中の原子、または多原子イオンの中の原子の酸化数は形式的に電荷を割り振ったものです。 イオンでないものであってもイオンであるかのように見なしているのです。 「硫酸の中の硫黄の原子価は6+である」と書いてある危険物のテキストもあります。 酸化数と原子価の混同はかなり広く見られることのようです。 イオン化エネルギー(単位はkJ/mol) H 1312 Na 495 4562 6911 Mg 737 1476 7732 K 419 3051 4410 Ca 589 1145 4910 He 2373 5259 Ne 2080 3952 Ar 1520 2665 1.不活性元素(希ガス)の電子配置から先に行くのは難しいのが分かります。

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