高校化学 電子配置と等電子粒子—電子数が等しい原子とイオンの違いを説明する｜武蔵野個別指導塾

電荷から電子数を求め、配置が同じ粒子でも陽子数で元素を区別する等電子粒子。

よくあるのは、高校生が電子数の等しい原子とイオンを見て、同じ元素だと判断する場面です。例えばネオン原子とナトリウムイオンは電子を10個ずつもちますが、原子核の陽子の数は違います。電子を数えるときの基準と、元素を決める基準を分ければ、この違いを言葉でも式でも説明できます。

何を比べる問題か

出方の1つは、原子番号と電荷から電子数と電子配置を求める問題です。中性の原子なら電子数と陽子数は等しく、イオンなら電子の出入りを考慮します。電荷の符号を見落とすと、その後の配置が整っていても別の粒子について答えたことになります。

もう1つは、複数の粒子から等電子粒子を選び、同じ元素かどうかも説明する問題です。等電子とは電子の総数が等しいことを指します。原子番号が異なれば元素は異なり、電子の数だけでは元素を決められません。逆に、同じ元素でも原子とそのイオンでは電子数が異なります。

さらに、電子配置と電荷から元素を逆算する出方もあります。順方向の計算で終わらず、得られた陽子数に電荷の条件を戻して、指定された電子数に一致するか確かめます。以下は基底状態の原子と単原子イオンを対象にし、最初の20元素に関わる範囲で考えます。軌道の量子論は扱いません。

原子核と電子を別々に数える

原子核には正の電荷をもつ陽子があり、その周りに負の電荷をもつ電子があります。原子番号は陽子数です。原子全体が電気的に中性なら、正と負の電荷がつり合うので、電子数も原子番号に等しくなります。中性子は電荷をもたず、この数え方で電子数には加えません。

電子が外へ出たり、外から加わったりすると単原子イオンになります。陽子数は変わりません。電子1個が失われると正の電荷が1つ余り、1価の陽イオンになります。電子1個を受け取ると負の電荷が1つ余り、1価の陰イオンになります。電荷を電気素量を単位とする符号付きの整数 q、陽子数を Z、電子数を E とすると、正負の個数の差から次の関係が得られます。

q = Z - E
E = Z - q

例えば q が +2 なら E = Z − 2、q が -1 なら E = Z + 1 です。符号付きの数を引くことと、電子を失うか受け取るかを対応させると、暗記した式を誤って使いにくくなります。原子からイオンへ変わっても原子核を取り替えるわけではないため、元素の種類は変わりません。

図1のように、陽子数と電子数の差が電荷を決めます。配置を書く前に、それぞれの粒子について2種類の数を分けて記録しましょう。

図1では電子数がどちらも10ですが、陽子数が10と11なので電荷が異なります。電子数の一致と元素の一致は別の判定です。なお、同じ陽子数でも中性子数が違う原子はあり得ますが、元素を決めるのは陽子数です。

電子配置は、電子を内側からK殻、L殻、M殻などに配った表し方です。K殻には最大2個、L殻には最大8個入ります。M殻の最大数は18個ですが、最初の20元素の基底状態を殻ごとに表すときは、M殻が8個になった後、次の電子はN殻に入ります。したがって「どんな場合もM殻の最大数は8」と覚えるのは正確ではありません。この範囲で扱う配置は、電子数が2、10、18のときそれぞれ 2、2・8、2・8・8 です。

最も外側の電子殻にある電子を最外殻電子といいます。粒子の配置を書くときは内側から順に個数を記し、その合計が電子数に一致するか点検します。等電子粒子でも、電子数だけで常にあらゆる状態の配置が決まると考えるのではなく、問題が基底状態を指定しているかに注意します。ここで比べる基底状態の例では同じ殻配置になります。

基本と標準で順方向を固める

基本例題：電荷から電子数へ

原子番号11のナトリウム原子 Na と、そこから電子1個を失った Na⁺ について、陽子数、電子数、殻ごとの電子数をそれぞれ整数で答えてください。また両者が等電子粒子か判定してください。

Na の陽子数は11で、中性なので電子数も11です。K殻とL殻にそれぞれ2個と8個を配ると、残る1個がM殻に入ります。配置は 2・8・1 です。Na⁺ は陽子数11のまま電子を1個失うので、電子数は次のようになります。

11 - 1 = 10
10 = 2 + 8

Na⁺ の配置は 2・8 です。電子数は11と10で異なるので、両者は等電子粒子ではありません。図2のように、電子を失っても核の陽子数は変わらず、外側の殻の電子が1個減ります。

図2の配置を合計すると11と10に戻ります。電荷も 11 − 11 = 0、11 − 10 = +1 と戻るため、与えられた中性原子と1価の陽イオンの条件に合います。殻の数が変わったことと、元素が変わったことを混同しないでください。

標準例題：同じ電子数を探す

原子番号を O は8、F は9、Ne は10、Mg は12とします。基底状態の O²⁻、F⁻、Ne、Mg²⁺ について、電子数と殻配置を整数で求め、等電子粒子の組を答えてください。さらに元素が同一か説明してください。

陰イオンは原子より電子が増え、陽イオンは減ります。各粒子の電子数は順に次のとおりです。

O²⁻：8 + 2 = 10
F⁻：9 + 1 = 10
Ne：10
Mg²⁺：12 - 2 = 10

いずれも10個で、配置は 2・8 です。したがって4種類は互いに等電子粒子です。しかし陽子数は順に8、9、10、12で異なるので、4種類は異なる元素に由来します。電子数が等しいことは、原子核の中身まで等しいという意味ではありません。

答えを条件へ戻すと、陽子数から電子数10を引いた値は順に -2、-1、0、+2 です。記号の電荷と一致します。電子配置の合計も 2 + 8 = 10 です。これら2つの照合を行うと、電荷の符号を逆にした計算と、殻への配り間違いを別々に見つけられます。

逆向きに元素を決める

発展例題：条件を同時に満たす粒子

基底状態の単原子イオン X²⁺ と Y⁻ はともに電子配置が 2・8・8 です。原子番号17の元素は Cl、20の元素は Ca とします。X と Y の元素記号を答え、各イオンの陽子数、電子数、電荷を示してください。整数で答えます。

まず配置の合計から、どちらの電子数も 2 + 8 + 8 = 18 です。X²⁺ は中性原子から電子を2個失った粒子なので、陽子数は電子数より2多くなります。一方、Y⁻ は電子を1個受け取った粒子なので、陽子数は電子数より1少なくなります。

X の陽子数 = 18 + 2 = 20
Y の陽子数 = 18 - 1 = 17

よって X は Ca、Y は Cl です。Ca²⁺ は陽子20個、電子18個で電荷 +2、Cl⁻ は陽子17個、電子18個で電荷 -1 です。配置の合計は両方18で、求めた陽子数と電荷から電子数を計算し直しても 20 − 2 = 18、17 + 1 = 18 となります。

別解では q = Z − E を Z = E + q と変形します。X には E = 18、q = +2 を、Y には E = 18、q = -1 を入れれば、同じ陽子数に到達します。符号を含めて代入することが必要です。問題に元素の対応が与えられていなければ、陽子数を求めた後、周期表で原子番号を調べます。

配置だけを条件にして電荷が与えられない場合は、元素を1種類に決められません。例えば電子18個という情報に +2 または -1 の条件を加えると、上の2通りに分かれます。逆算で答えが出ないときは、計算を続ける前に電荷や候補の指定が足りるか調べます。電子数が負になるような組合せも粒子の条件として採用できません。

間違いを数に戻して直す

「電子数が10だから Na⁺ と Ne は同じ元素」という答えを考えます。前半の電子数は正しい一方、結論の基準が違います。図3のように、電子数の一致は等電子の根拠、陽子数の違いは元素の違いの根拠です。Na⁺ の陽子は11個、Ne の陽子は10個なので、両者は異なる元素です。

図3の矢印は、比較する数と結論の対応を示します。答案は「電子数がともに10なので等電子粒子ですが、陽子数が11と10で異なるため別の元素です」と直せます。結論を2つに分け、各結論の根拠を隣に置くと説明が明瞭です。

別の誤答は、O²⁻ の電子数を 8 − 2 = 6 とするものです。負の電荷は電子が余っていることを意味します。陽子8個と電子6個なら電荷は +2 となり、与えられた -2 に戻りません。電子を2個加えて10個と直せば 8 − 10 = -2 です。符号を記号として眺めるだけでなく、正と負の個数差に戻すのが修正の手順です。

表やグラフの読み取りでも、縦軸が電子数か陽子数かを先に確認します。例えば横軸を陽子数、縦軸を電子数とした点が同じ高さに並べば電子数は同じです。横の位置まで同じであることは意味しません。目盛りを読み違えると異なる粒子を等電子と判定するので、各座標を整数で書き出してから比較します。点が対角線上なら陽子数と電子数が等しく中性ですが、軸の取り方が逆なら座標の読み順も逆になることに注意します。

観察で得たデータから粒子を推定する場合、測定値をそのまま原子番号とみなすことはできません。どの量を測り、どの模型や校正を使って粒子数へ結び付けたかが必要です。学校の指導の下で測定記録を検討するときは、同じ条件で繰り返した値の散らばりや器具の目盛りの読み取りを区別します。測定値の差が小さいという事実だけで、電子数が完全に等しいと断定しない姿勢も必要です。

練習：条件を読み替える

次の原子番号を使用します。B は5、C は6、N は7、Al は13、Si は14、P は15、S は16、Ar は18、K は19です。各粒子は基底状態の単原子粒子とします。個数は整数、配置は内側から殻ごとの整数で答えます。

1. B 原子と B³⁺ の陽子数、電子数、電子配置を求め、等電子か判定してください。
2. C⁴⁻ と N³⁻ の電子数と電子配置を求め、同じ元素かどうかも説明してください。
3. Al³⁺、Si⁴⁺、P³⁻ の中から、電子数が10の粒子をすべて選んでください。それぞれの電子数も答えてください。
4. 電子配置 2・8・8 の1価の陽イオン A と2価の陰イオン B の元素記号と陽子数を求めてください。
5. ある粒子の陽子数は16、電子数は18です。電荷を符号付きの整数で求め、中性の Ar 原子との等電子性と元素の違いを説明してください。

解答と途中の確認

1. B 原子は陽子5個、電子5個で 2・3 です。B³⁺ は陽子5個、電子 5 − 3 = 2 個で配置は 2 です。電子数が異なるため等電子ではありません。電荷に戻すと 5 − 5 = 0、5 − 2 = +3 です。配置の和もそれぞれ5、2になります。

2. C⁴⁻ は 6 + 4 = 10 個、N³⁻ は 7 + 3 = 10 個です。どちらも配置は 2・8 で等電子ですが、陽子数が6と7なので異なる元素です。電荷を戻すと 6 − 10 = -4、7 − 10 = -3 です。電子数が一致しても元素の判定には陽子数を使います。

3. Al³⁺ は 13 − 3 = 10 個、Si⁴⁺ は 14 − 4 = 10 個、P³⁻ は 15 + 3 = 18 個です。したがって Al³⁺ と Si⁴⁺ を選びます。逆に陽子数から各電子数を引くと +3、+4、-3 で、3つの記号に戻ります。P³⁻ は電子を失うのではなく受け取っている点に注意します。

4. 配置の和は 2 + 8 + 8 = 18 です。A は陽子数が 18 + 1 = 19 なので K、B は 18 − 2 = 16 なので S です。確かめると K⁺ は 19 − 1 = 18 個、S²⁻ は 16 + 2 = 18 個の電子をもち、どちらも指定の配置の和に戻ります。

5. 電荷は 16 − 18 = -2 です。Ar 原子は中性で陽子18個、電子18個なので、電子数が同じ両者は等電子です。ただし陽子数は16と18で異なり、別の元素です。電荷 -2 から電子数を再計算すると 16 + 2 = 18 となり、与件と一致します。

手元に残す要点

• 原子番号は陽子数で、元素を区別する基準です。
• 電荷 = 陽子数 − 電子数として符号を含めて扱います。
• 殻配置の和は電子数に戻り、等電子の判定に使えます。
• 電子数が等しくても、陽子数が違えば異なる元素です。

式と説明を見比べる

個別指導で確かめるときは、まず本人がイオンの記号の横に陽子数と電子数を別々に書けるかを見ます。電子数が誤っていれば電荷を差に戻し、数は正しいのに説明が違えば、等電子と元素の判定基準をそれぞれ尋ねます。配置の合計が電子数に戻るか、逆算した電荷が元の記号に戻るかも本人の式で確認します。電子の一致と核の違いを分けて書けば、等電子粒子の比較は筋道をもって説明できます。