前章では、有機化学が炭素を中心とする化学であることを学びました。今回はその土台となる「原子」の構造について詳しく見ていきます。
「電子配置」「軌道」「原子番号と質量数」など、化学の基礎でありながらつまずきやすいテーマを、図解と身近な例を使って解説します。これらは有機化学の反応理解に不可欠な知識です。
🔬 原子の構造とは？
原子は、原子核（陽子と中性子）と、電子からできています。
- 陽子（p⁺）: 正の電荷を持ち、原子番号を決定
- 中性子（n⁰）: 電荷を持たず、質量数に関与
- 電子（e⁻）: 負の電荷を持ち、原子核のまわりを軌道上に存在
たとえば、炭素（C）は原子番号6、陽子6個、中性子6個（^12Cの場合）、電子6個から成ります。
🧮 原子番号と質量数の違い
2つの数字の違いを明確に押さえましょう。
| 用語 | 意味 | 炭素(C)の例 |
|---|---|---|
| 原子番号（Z） | 陽子の数（=電子の数） | 6 |
| 質量数（A） | 陽子 + 中性子の合計 | 12（^12C） |
| 中性子数 | 質量数 − 原子番号 | 6 |
同じ元素でも中性子の数が異なる場合、それは同位体と呼ばれます（例：12C, 13C）。
🌌 電子はどこに存在するのか？ ―「軌道」の考え方
電子は核のまわりを「ぐるぐる回る」と思いがちですが、正確には「軌道（orbital）」という電子の存在確率分布に存在します。
軌道には種類があり、主に以下の4つが有機化学では重要です。
- s軌道：球状
- p軌道：ダンベル型（x, y, z の3方向）
- d軌道：四つ葉型（主に遷移金属に関係）
- f軌道：複雑な形状（通常は高校化学では扱わない）
最も内側の軌道（1s）から順に電子が配置されていきます。この仕組みは次の「電子配置」で詳しく見ていきます。
⚛️ 電子配置のルール
電子がどの軌道にどのように入るかには、3つの原則があります。
① アウフバウ原理（Aufbau Principle）
エネルギーの低い軌道から順に電子が配置される。
② パウリの排他原理（Pauli Exclusion Principle）
1つの軌道にはスピンの異なる2つの電子しか入れない。
③ フントの規則（Hund’s Rule）
同じエネルギーの軌道（例：3つのp軌道）には、1つずつ電子を入れてから対にする。
▶ 具体例：電子配置の例
| 元素 | 電子数 | 電子配置 |
|---|---|---|
| 水素（H） | 1 | 1s¹ |
| 炭素（C） | 6 | 1s² 2s² 2p² |
| リン（P） | 15 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ |
電子配置を理解すると、「どの原子がどんな反応をしやすいか」「どこに結合が起こるか」が見えてきます。これは有機反応の理解に直結します。
📘 周期表と電子配置の関係
周期表は、実は電子配置に沿って美しく並んでいます。
- 周期（横列）→ 最外殻の電子の主量子数（第2周期なら2s, 2p）
- 族（縦列）→ 最外殻電子の数が同じ → 化学的性質が似る
たとえば、第17族（ハロゲン）は7つの価電子を持ち、1つ電子を得て安定な閉殻構造を作る性質を持ちます。
有機化学では、第1・2周期の元素（C, H, N, O, Fなど）を中心に考えますが、周期表全体の構造を理解しておくと、応用化学や反応性の理解がぐっと深まります。
🧠 まとめ：有機化学の理解はここから始まる
- 原子は陽子・中性子・電子から成り、原子番号と質量数で特徴づけられる
- 電子は「軌道」に存在し、その配置は3つの原理に従う
- 電子配置を理解することで、周期表の構造や化学反応の傾向がわかる
次章では、結合の種類と極性（イオン結合・共有結合・極性共有結合）について解説していきます。電子配置が理解できた今、どのように原子同士が結びつくのかを考える準備が整いました。
🧭 関連リンク
- 👉 【まとめ記事】有機化学入門シリーズ全体はこちら
- 👉 【第1章】有機化学とは何か？
- 👉 【第3章】結合の種類と極性（近日公開）