【化学】原子の構造と電子配置を図解で総まとめ—同位体・電子殻・イオン化エネルギー・周期律｜武蔵野個別指導塾

陽子・中性子・電子の数え方から、電子配置と周期表の関係まで図で整理します。同位体の平均、イオンの電子数、イオン化エネルギーを扱う例題で、暗記した知識を理由つきで使えるようにしましょう。

よくあるのは、返されたテストの余白に「電子の数に注意」と書かれていて、原子番号から何を引けばよかったのかを考え込む場面です。Na の原子番号が11であることは覚えていても、Na⁺の電子数を12としてしまった理由が自分でも説明できません。隣の同位体の問題では、今度は中性子と電子を取り違えてしまいます。どちらも数字を扱いますが、見ている場所が違います。

原子の構造を整理する出発点は、原子核の中の数と、その外側の電子の数を分けることです。そこから電子がどの殻に入るかを見ると、周期表の並びやイオンのできやすさもつながります。名前を一つずつ覚えるだけでなく、「何が変わり、何が変わらないか」を式と図で確かめていきましょう。最後には、粒子の数を数える問題と、元素の性質を比較する問題を、同じ電子配置の見方で解けることを目指します。

この単元で身につけること

• 原子番号と質量数から、陽子と中性子の数を求めます。まず原子核の構成を確定させると、イオンになった場合にも変えない数がはっきりします。
• 同位体を、陽子数が同じで中性子数が異なる原子として見分けます。存在比を使う平均の計算では、質量数と相対質量を区別します。
• 電子殻ごとの電子数を書き、最外殻電子と価電子を区別します。電子配置を単なる数列として覚えず、電子の総数との一致を確かめます。
• 周期表の横の行である周期と、縦の列である族を読みます。典型元素について、電子の入っている殻の数と最外殻の電子数をそれぞれ対応させます。
• イオン化エネルギーと電子親和力の違いを説明します。電子を取り去る過程か、受け取る過程かを先に決め、大小の一般的な傾向と例外を区別します。

中学校で学んだ原子とイオン、化学基礎で学んだ周期表が土台になります。発展科目の化学で結合や物質の性質を考える際にも、原子番号を電子配置へ読み替える力が役立ちます。

基本の考え方

原子核の数と電子の数を別々に読む

原子は、中心にある原子核と、その周囲に存在する電子からできています。原子核には正の電気をもつ陽子と、電気をもたない中性子があり、電子は負の電気をもちます。陽子1個と電子1個の電気量は、符号が反対で大きさが等しいため、中性の原子では陽子数と電子数が等しくなります。中性子を増やしても電気量は変わりません。

原子番号は陽子の数です。元素は陽子の数によって決まるので、電子を1個失ったナトリウムイオンもナトリウムのままです。質量数は、陽子数と中性子数の合計です。したがって、中性子数は「質量数−原子番号」で求めます。原子の質量の大部分は原子核に集まりますが、質量数は粒子を数えた整数であり、g などの単位をつける質量そのものではありません。

例えば、原子番号6、質量数12の炭素原子には、陽子6個、中性子6個、電子6個があります。同じ原子番号6でも質量数13なら、中性子は7個です。このように、原子番号が同じで質量数が異なる原子を同位体といいます。図1のように、原子核の中性子だけが違うことに注目すると、「重いほうは電子も多い」という取り違えを防げます。

図1の p は陽子、n は中性子を表し、外側の小さな点は電子です。2つの原子はともに電子6個をもち、電子配置も同じなので、化学的な性質はほぼ同じです。原子核の性質まで同じという意味ではありません。また、図の原子核の大きさと電子までの距離は実際の縮尺ではなく、電子を円上の決まった道筋で動く粒として示した実景でもありません。粒子数と電子殻の区別を読むための模式図です。

原子の相対質量は、炭素12の原子1個の質量の12分の1を基準として、原子1個の質量を比で表した値です。元素の原子量は、その元素に含まれる同位体の相対質量を存在比で重みづけして平均した値です。どちらも質量の比なので単位はありません。同位体の相対質量を質量数で近似できる問題では、その近似を問題文で指定します。周期表の原子量が整数でない理由を考えるときも、1個の原子の中性子数が小数になるわけではないことを押さえておきましょう。

電子殻と価電子を整理する

電子殻は、原子核の周囲の電子をエネルギーなどに応じて大きく分ける区分です。原子核に近い側から K 殻、L 殻、M 殻、N 殻と呼びます。第 n 殻に入ることのできる電子の最大数は2n²個であり、K 殻は2個、L 殻は8個、M 殻は18個です。ただし、最大数まで順番に詰めれば、すべての原子の電子配置が決まるわけではありません。

この単元では、主に原子番号20までの原子が最も低いエネルギーの状態にあるときの配置を扱います。この状態を基底状態といいます。Ne は K 殻2個、L 殻8個で、Na はさらに M 殻に1個入ります。Ar は2、8、8ですが、次の K は2、8、8、1となり、Ca は2、8、8、2です。M 殻の最大数が18個であることと、K や Ca で N 殻にも電子が入ることは両立します。電子の入り方はエネルギーの順序によるためです。

電子の配置を殻ごとの数で表したものが電子配置です。電子が入っている最も外側の殻を最外殻、その殻の電子を最外殻電子と呼びます。化学結合などに関わる電子が価電子です。典型元素では、希ガスを除くと最外殻電子を価電子として扱います。例えば Na の価電子は1個、Cl の価電子は7個です。

希ガスの扱いには注意が必要です。He の最外殻電子は2個、Ne や Ar の最外殻電子は8個ですが、高校化学では希ガスの価電子数を0とします。閉じた安定な電子配置をもち、通常は結合をつくりにくいからです。「最外殻電子」と問われているか「価電子」と問われているかで、答えが変わる場合があります。

周期表から電子の出入りを考える

周期表は元素を原子番号の順に並べ、性質が似た元素が縦に並ぶようにした表です。横の行を周期、縦の列を族と呼びます。基底状態の原子では、周期の番号が電子の入っている殻の数に対応します。Na は3つの殻に電子をもつ第3周期の元素です。第2周期には Li から Ne、第3周期には Na から Ar が並びます。

1族のうち水素を除く元素はアルカリ金属、17族の元素はハロゲン、18族の元素は希ガスと呼ばれます。典型元素では同じ族の最外殻電子数が共通し、性質にも共通点が生まれます。ただし He の最外殻電子は2個です。また、族番号は1から18なので、Cl の17族という番号をそのまま価電子数にしてはいけません。13族から17族では、族番号から10を引くと価電子数になります。この整理を遷移元素にそのまま広げないようにします。

イオン化エネルギーは、気体状態の原子から電子を1個取り去って1価の陽イオンにするのに必要なエネルギーです。特に最初の1個を取り去る場合を第一イオン化エネルギーといいます。Na → Na⁺ + e⁻ はその変化の例で、e⁻は電子を表します。原子1個当たりの変化を、原子1 mol 当たりに換算して kJ/mol で表すこともあります。必要なエネルギーが小さいほど、電子を取り去りやすいと読めます。

同じ族では、一般に下の元素ほど最外殻が原子核から遠くなり、内側の電子が原子核の引力を弱める効果もあるので、第一イオン化エネルギーは小さくなります。同じ周期では、一般に右へ進むほど大きくなります。陽子が増えて原子核が電子を引く効果が強くなるためです。ただし、この増加は単調ではなく、Be と B、N と O などには大小関係の例外があります。全元素を一直線に並べる規則として使わず、与えられた数値も確認します。

電子親和力は、気体状態の原子が電子を1個受け取って1価の陰イオンになるときに放出するエネルギーです。Cl + e⁻ → Cl⁻ がその例です。ここでは教科書の慣用に従い、放出エネルギーを正の値として扱います。ハロゲンの電子親和力は一般に大きく、電子を受け取ると安定化しやすいといえます。一方、電子親和力には単純な右上ほど大きいという規則を当てはめられず、Cl の値は F より大きいことにも注意します。イオン化エネルギーと電子親和力は、同じ過程を反対向きにしたものではありません。逆向きになる相手は、もとの原子やイオンを反応式で確かめる必要があります。

例題で解き方を確かめる

例題1　同位体とイオンの粒子数

原子番号17、質量数35の塩素原子と、原子番号17、質量数37の塩素原子が、それぞれ電子を1個受け取って Cl⁻になりました。各イオンに含まれる陽子、中性子、電子の数を求めます。問題文の質量数は粒子数を決めるための値で、原子量ではありません。

1. 陽子数を原子番号から決めます。電子を受け取る前後で原子核は変わらないので、どちらも陽子は17個です。
2. 中性子数を質量数から求めます。原子核に含まれる残りの粒子を数えるので、質量数35では35−17＝18個、質量数37では37−17＝20個です。
3. 電子数を電荷から決めます。中性なら17個ですが、負の電荷1個分が増えたので、どちらも17＋1＝18個です。最後に陽子数より電子数が1個多いことを確認します。

答え：質量数35の Cl⁻は陽子17個・中性子18個・電子18個、質量数37の Cl⁻は陽子17個・中性子20個・電子18個です。

「−」を見て17から1を引くと、負の電荷をもつ粒子が減った状態を作ってしまいます。符号を計算の指示と読まず、原子全体の電気の偏りとして読むと、加減の向きが決まります。この2つは中性子数が違っても、電子配置はともに2、8、8です。

例題2　同位体の存在比から平均を求める

ある塩素試料が、質量数35と37の同位体だけからなるとします。原子の個数による存在比はそれぞれ75.0%と25.0%です。この問題では、各同位体の相対質量を35.0と37.0と近似します。この試料について、平均の相対質量を求めてください。ここで与えた値は計算用であり、天然の塩素の値をそのまま示したものではありません。

1. 百分率を全体に対する割合へ直します。重みづけの係数として使うため、75.0%は0.750、25.0%は0.250とします。合計が1.000になることを確かめます。
2. 各相対質量に割合を掛けて加えます。原子の個数の多い同位体ほど平均への寄与が大きくなるので、35.0×0.750＋37.0×0.250＝35.5です。
3. 平均の位置を確かめます。35.0と37.0の間にあり、多く含まれる35.0側に近いので妥当です。与えた値に合わせて有効数字3桁で表し、単位はつけません。

答え：この試料の平均の相対質量は35.5です。

単純に2種類の値を足して2で割ると36.0になりますが、その計算が使えるのは個数の割合が等しい場合です。例えば原子を1000個まとめて考えるなら、750個分の35.0と250個分の37.0を加え、1000で割ることになります。存在比は質量の割合ではなく、原子の個数の割合である点も確認しましょう。

例題3　電子配置からイオンと周期・族を読む

原子番号11の Na と、原子番号17の Cl について、中性原子と Na⁺、Cl⁻の電子配置を求めます。また、中性原子が属する周期と族を答えます。図2では、Na が最外殻の電子を1個失う前後を比べています。

1. 中性原子の電子総数を決めます。陽子数と電子数が等しいので、Na は11個、Cl は17個です。K 殻2個、L 殻8個を入れた残りはそれぞれ1個と7個となり、電子配置は2、8、1と2、8、7です。
2. イオンになる際の電子の増減を反映します。Na⁺は1個失うので10個で2、8、Cl⁻は1個受け取るので18個で2、8、8です。各殻の数を足して、総数と照合します。
3. 周期と族は中性原子の配置から判断します。両方とも3つの殻に電子があるので第3周期です。Na は最外殻電子1個の1族、Cl は最外殻電子7個の17族です。

答え：Na は2、8、1で第3周期1族、Na⁺は2、8、Cl は2、8、7で第3周期17族、Cl⁻は2、8、8です。

図2の右側では M 殻に電子がなくなっていますが、Na⁺が第2周期の元素へ変わったわけではありません。周期表は元素を原子番号によって位置づけた表です。Na⁺の電子配置が Ne と同じでも、陽子数は Na⁺が11個、Ne が10個なので、異なる粒子です。

例題4　イオン化エネルギーの差を読む

ある第3周期の典型元素 X について、気体状態の粒子から電子を1個ずつ取り去るとき、第一、第二、第三イオン化エネルギーがそれぞれ580、1820、2740 kJ/mol と与えられました。第四イオン化エネルギーは11600 kJ/mol です。これらは比較用に丸めた値とし、価電子数と元素名を推定します。

1. 各段階の意味を区別します。第一は X から X⁺、第二は X⁺から X²⁺の変化です。いずれも、直前の粒子1 mol から電子1 mol を取り去るための値であり、すべて中性原子から始める値ではありません。
2. 特に大きく増える場所を探します。第三から第四では11600−2740＝8860 kJ/mol 増え、前の段階間の増加1240、920 kJ/mol より著しく大きくなっています。3個取り去った後で、内側の安定な殻から取り去る段階に入ったと考えます。
3. 最外殻の電子数を周期表と結びつけます。価電子3個の第3周期典型元素は13族の Al で、中性原子の電子配置は2、8、3です。Al³⁺になると2、8となり、次の電子は L 殻から取り去ることになります。

答え：価電子数は3個、元素 X はアルミニウム Al です。

この問題の数値は各段階で必要なエネルギーです。X から X³⁺をつくるまでの合計を問われた場合は、580＋1820＋2740＝5140 kJ/mol となります。第三の値2740だけを答えるのとは意味が違います。増加の大きさを読む問題と、全過程のエネルギーを足す問題を分けて扱いましょう。

つまずきやすいところと直し方

誤り1　質量数から電子数を求める

誤った書き方は「質量数23の Na⁺だから電子数は23−1＝22」です。どこが違うかというと、質量数は原子核の陽子と中性子の合計であり、中性原子の電子数ではない点です。電子の数を決めるための出発点に、別の粒子を数えた値を使っています。

正しい書き方は「Na の原子番号は11なので中性原子の電子は11個、Na⁺では11−1＝10個」です。質量数23は中性子数23−11＝12個を求めるときに使います。訂正するときは、数字だけを書き直すのではなく、「陽子11、中性子12、電子10」と粒子名を添えると、同じ取り違えを見つけやすくなります。

誤り2　M 殻は最大8個だとする

誤った書き方は「Ar が2、8、8だから、M 殻の最大収容数は8個」です。どこが違うかというと、ある原子に実際に入っている数と、その殻に入ることのできる最大数を同一視しています。M 殻の最大数は2×3²＝18個です。

正しい書き方は「M 殻には最大18個入るが、Ar の基底状態では8個入っている」です。続く K の電子配置も2、8、9にはならず、2、8、8、1です。したがって、「内側から各殻を満員にする」という手順は、原子番号20までの配置でも途中で使えなくなります。配置を覚える際には Ne、Ar、K、Ca を並べ、殻が増える場所を確かめます。

誤り3　イオン化エネルギーと電子親和力を同じ向きで読む

誤った書き方は「電子親和力が大きいほど、電子を取り去りやすい」です。どこが違うかというと、電子親和力は電子を受け取る変化を扱い、取り去る変化の量ではありません。大きい、小さいという言葉だけを記憶すると、何の変化で使う値なのかが抜けてしまいます。

正しい書き方は「イオン化エネルギーが小さいほど電子を取り去りやすく、電子親和力が大きい原子は電子を受け取る際に大きなエネルギーを放出する」です。図3のように、電子の向きとエネルギーの出入りをセットにして区別しましょう。

図3の上段では、原子から電子を取り去るためにエネルギーが必要です。下段は Cl が電子を受け取り、エネルギーを放出する例です。上段の逆向きなら Na⁺が電子を受け取って Na に戻りますが、それは中性の Na が電子を受け取る過程とは異なります。反応式の左辺に中性原子があるか陽イオンがあるかを見ることで、2つの定義を混ぜずに説明できます。

練習問題

練習1　粒子数をそろえる

原子番号12、質量数24の Mg が Mg²⁺になりました。陽子、中性子、電子の数と、イオンの電子配置を求めてください。次に、質量数25の同位体が Mg²⁺になった場合、先ほどの答えのどの数が変わるかを答えます。粒子の個数は整数で記します。

練習2　平均から存在比を逆算する

ある元素には2種類の同位体だけがあり、相対質量を10.0と11.0と近似します。平均の相対質量が10.8であるとき、相対質量10.0の同位体の個数による存在比を百分率で求めてください。数値はこの問題内での近似値として扱い、答えは整数の%で示します。

練習3　同じ電子配置をもつ粒子を比べる

O²⁻、Ne、Na⁺の電子数と電子配置を求め、陽子数の小さい順に並べてください。原子番号は O が8、Ne が10、Na が11です。また、3つの電子数が同じでも、同じ元素とはいえない理由を1文で答えてください。

練習4　殻とエネルギーを対応させる

Li、Na、K の第一イオン化エネルギーを、一般的な傾向に基づいて大きい順に並べてください。原子番号は順に3、11、19とします。電子の入っている殻の数を添え、同じ族で比べるときの理由も説明します。あわせて Ne の最外殻電子数と価電子数を答えてください。

答えと解説

練習1の答えは、質量数24の Mg²⁺が陽子12個、中性子12個、電子10個、電子配置2、8です。質量数25の場合は中性子だけが13個へ変わります。2価の陽イオンなので電子を2個失っていますが、陽子数は変わりません。同位体の違いと電荷の違いを、原子核と電子に分けて読み取ります。

練習2の答えは20%です。相対質量10.0の同位体の割合を x とおくと、もう一方は1−x です。10.0x＋11.0（1−x）＝10.8を解くと x＝0.2で、百分率に直すと20%になります。80%を答えた場合は、求めた割合がどちらの同位体のものかを確認します。平均が11.0に近いので、軽いほうの割合が小さいという見通しにも合います。

練習3の答えは、すべて電子10個、電子配置2、8で、陽子数の小さい順は O²⁻、Ne、Na⁺です。陽子数は8、10、11と異なり、元素の種類は陽子数で決まるため、電子数の一致だけでは同じ元素とはいえません。O²⁻では電子が陽子より2個多く、Na⁺では1個少ないことも電荷と一致します。

練習4の答えは Li、Na、K の順です。電子配置は2、1と2、8、1と2、8、8、1で、電子の入っている殻は順に2、3、4です。同族で下へ進むほど最外殻電子が原子核から遠くなり、内側の電子による影響も増すので、取り去りやすくなります。Ne の最外殻電子数は8個、価電子数は0個です。希ガスでは2つの用語を同じ数として答えないようにします。

次の単元へのつながりと家庭での確かめ方

次に化学結合を学ぶと、Na が電子を失って Na⁺に、Cl が電子を受け取って Cl⁻になる見方を、イオン結合へつなげます。また、原子どうしが電子を共有する共有結合では、価電子の数が重要になります。ただし、イオン化エネルギー1つだけで化合物のできやすさ全体が決まるわけではありません。結合をつくる過程の別のエネルギー変化も関わります。

家庭での確認は、次の2つを合わせて5分ほどで行えます。1つ目は紙に「陽子・中性子・電子」の3列を作り、質量数23の Na と Na⁺を1行ずつ書き、変わった列だけを丸で囲む方法です。2つ目は、Na と Cl の電子配置を書き、それぞれの周期、族、価電子数を声に出して説明する方法です。電子数の合計まで確かめると、配置の写し間違いも拾えます。

個別指導で確認する際は、イオンの式が読めなければ電気の符号と粒子数まで戻り、周期表だけで迷うなら中性原子の電子配置と照合します。お子さまの理解を確かめる場合も、用語を何個言えたかより、1個の電子が増減したときの説明を聞くと、止まっている場所が見えやすくなります。

まとめ

返されたテストの余白には、正しい数字の横に「これは何の数か」を添えてみましょう。同位体なら中性子、イオンなら電子、周期表の位置なら陽子数という具合に、数字の相手を定めると訂正の理由が残ります。次に違う元素が出ても、その理由を使って考え直せます。

電子配置の数列を読めるようになるとは、合計を出せるだけでなく、どの殻の電子が性質に関わるかを説明できることです。原子の問題で答えを決める根拠は、数字の大小ではなく、その数字が数えている粒子にあります。