化学結合

2つの水素原子が共有結合して水素分子Hを形成する。₂(a)では、2つの原子核は、分子を結合させる結合軌道にある2つの電子の雲に囲まれています。(b)は、エネルギーが高く、通常は電子が占有されていない水素の反結合軌道を示しています。

化学結合とは、原子またはイオンが結合して分子、結晶、その他の構造を形成することです。この結合は、イオン結合のように反対の電荷を持つイオン間の静電気力、共有結合のように電子の共有、あるいはこれらの効果の組み合わせによって生じます。化学結合には、異なる強さを持つものがあり、共有結合、イオン結合、金属結合などの「強い結合」または「一次結合」と、双極子間相互作用、ロンドン分散力、水素結合などの「弱い結合」または「二次結合」があります。

反対の電荷は互いに引き合うため、原子核を取り囲む負に帯電した電子と原子核内の正に帯電した陽子は互いに引き合います。2つの原子核間で共有されている電子は、両方の原子核に引き寄せられます。「建設的な量子力学的波動関数干渉」^{[ 1 ]は}、対になった原子核を安定化させます（化学結合の理論を参照）。結合した原子核は、引力と斥力のバランスを取りながら最適な距離（結合距離）を維持します。これは量子論によって定量的に説明されています。^{[ 2 ] [ 3 ]}

分子、結晶、金属、その他の物質 中の原子は化学結合によって結びついており、それが物質の構造と特性を決定します。

すべての結合は量子論によって記述できますが、実際には、簡略化された規則やその他の理論によって、化学者は結合の強さ、方向性、極性を予測することができます。^{[ 4 ]}オクテット則やVSEPR理論などがその例です。より洗練された理論としては、軌道混成^{[ 5 ]}と共鳴[ ^{6 ]}を含む原子価結合理論、および原子軌道の線形結合と配位子場理論を含む分子軌道理論^{[ 7 ]}があります。静電気は、^結合極性とそれが化学物質に与える影響を記述するために使用されます。

主な化学結合の種類の概要

化学結合とは、原子間の引力です。この引力は、原子の最外殻電子、すなわち価電子の異なる挙動の結果として捉えることができます。これらの挙動は様々な状況下でシームレスに融合するため、明確な境界線を引くことはできません。しかしながら、凝縮物質の異なる性質をもたらす異なる種類の結合を区別することは、依然として有用であり、慣習的に行われています。

共有結合を最も簡単に見ると、1つまたは複数の電子（多くの場合は電子対）が2つの原子核の間の空間に引き込まれます。結合の形成によりエネルギーが解放されます。^{[ 8 ]}これは位置エネルギーの減少によるものではありません。2つの電子から2つの陽子への引力は、電子間および陽子間反発によって相殺されるからです。その代わりに、エネルギーの解放（および結合の安定性）は、各電子がそれぞれの原子核の近くに閉じ込められているのに比べて、電子がより空間的に分散した（つまり、より長いド・ブロイ波長）軌道にあることによる運動エネルギーの減少から生じます。^{[ 9 ]}これらの結合は、識別可能な2つの特定の原子間に存在し、空間的に方向を持っているため、図面では原子間の1本の結合線として示したり、模型では球間の棒としてモデル化したりできます。

極性共有結合では、1 つまたは複数の電子が 2 つの原子核間で不均等に共有されます。共有結合によって、多くの場合、分子と呼ばれる、より密接につながった原子の小さな集合体が形成されます。固体および液体では、分子は他の分子と結合していますが、その力は分子を内部で結合させている共有結合よりもはるかに弱い場合が多いです。このような弱い分子間結合により、ワックスやオイルなどの有機分子性物質は、バルク特性が柔らかく、融点が低くなります (液体中では、分子は互いに構造化または配向された接触をほとんど行わなければなりません)。ただし、共有結合が大きな分子内で長い原子鎖を結合する場合 (ナイロンなどのポリマーの場合など)、または共有結合が個別の分子で構成されていない固体 (ダイヤモンドや石英、多くの種類の岩石に含まれるケイ酸塩鉱物など)を介してネットワーク状に広がる場合、結果として得られる構造は、少なくとも共有結合のネットワークと正しく配向された方向においては、強くて丈夫になる可能性があります。^{[ 10 ]} また、このような共有結合ポリマーやネットワークの融点は大幅に上昇する。

イオン結合を簡単に見ると、結合電子は全く共有されずに、移動されます。このタイプの結合では、1 つの原子の外側の原子軌道に空孔があり、1 つ以上の電子を追加できます。これらの新しく追加された電子は、別の原子にある場合よりも低いエネルギー状態 (実質的にはより多くの核電荷に近い状態) を占める可能性があります。したがって、1 つの原子核は、もう 1 つの原子核よりも電子に対して強く結合した位置を提供し、その結果、1 つの原子が他の原子に電子を移動させることができます。この移動により、1 つの原子は正味の正電荷を帯び、もう 1 つの原子は正味の負電荷を帯びます。結合は、正と負に帯電したイオン間の静電引力によって発生します。イオン結合は、共有結合における分極の極端な例と見なすことができます。多くの場合、このような結合は空間的に特定の方向性を持ちません。これは、各イオンがその周囲のすべてのイオンに等しく静電引力を受けることに起因するためです。イオン結合は強力（そのためイオン性物質は高温で溶解する必要がある）である一方、イオン間の力は短距離であるため、亀裂や割れ目を容易に埋めることができず、脆い性質も持ちます。このタイプの結合は、食卓塩などの典型的な鉱物塩の結晶の物理的特性を生み出します。

あまり言及されない結合の種類に金属結合があります。このタイプの結合では、金属中の各原子が、多数の金属原子間に存在する電子の「海」に1つ以上の電子を供与します。この海では、各電子は（その波動性により）自由に（同時に多数の原子と結合することができます。この結合は、金属原子が電子を失うことでいくらか正に帯電する一方で、電子は特定の原子の一部となることなく、多くの原子に引き寄せられ続けるために生じます。金属結合は、すべての原子が関与する大規模な共有結合系における電子の非局在化の極端な例と見なすことができます。このタイプの結合はしばしば非常に強力であり（金属の引張強度につながります）、しかし、金属結合は他のタイプの結合よりも集団的な性質を持ち、金属結晶は互いに引き寄せられる原子で構成されますが、特定の方向に向いているわけではないため、変形しやすくなります。これが金属の展性につながります。金属結合における電子雲により、金属は電気伝導性と熱伝導性が優れ、白色光のほとんどの周波数を反射する 光沢のある性質も持ちます。

歴史

原子以前の化学理論

17 世紀後半に活動していたロバート・ボイルは、化合物とは異なる物質として化学元素という概念を展開した。^{[ 11 ] : 293} 18 世紀末近くには、原子論の概念を参照することなく、化学において多くの重要な発展が起こった。最初はアントワーヌ・ラボアジエで、化合物は一定の割合の元素で構成されていることを示し、元素を科学者が実験によってより単純な物質に分解できない物質として再定義した。これにより、実験的裏付けのない、火、土、空気、水が物質の要素であるという古代の考えに終止符が打たれた。ラボアジエは、水は水素と酸素に分解できることを示したが、これらをもっと単純なものに分解することはできず、それによってこれらが元素であることを証明した。^{[ 12 ] : 197} ラボアジエはまた、化学反応では物質が現れたり消えたりしないという質量保存の法則を定義した。 ^1797年、 フランスの化学者ジョセフ・プルーストは定比例の法則を確立した。これは、化合物^をその構成元素に分解した場合、元の化合物の量や供給源に関わらず、各構成元素の質量は常に同じ重量比になるというものである。この定義は、化合物と混合物を区別するものである。^{[ 13 ]}

17世紀初頭、ハンフリー・デイビーは、当時発明されたばかりの電池を使って化合物を元素に分解する実験を行った。^{[ 14 ]：94} この実験から化学結合が電気と関係しているのではないかという推測が生まれ、1812年にイェンス・ヤコブ・ベルセリウスは結合する原子の電気陰性度と電気陽性度を重視した化学結合の理論を発表した。^{[ 14 ]：99}

19世紀半ばまでに、エドワード・フランクランド、FA・ケクレ、AS・クーパー、アレクサンダー・ブトレロフ、ヘルマン・コルベはラジカル理論を基盤として、原子価理論を発展させました。これは当初「結合力」と呼ばれ、正極と負極の引力によって化合物が結合するというものでした。1904年、リチャード・アベッグは、元素の原子価の最大と最小の差はしばしば8であるという独自の法則を提唱しました。この時点では、原子価は依然として化学的性質のみに基づいた経験的な数値でした。

原子論

原子の性質は、アーネスト・ラザフォードが1911年に電子に囲まれた原子核を発見したことでより明確になりました。ラザフォードは論文の中で、日本の物理学者長岡半太郎のモデルに言及しています。[ ^{15 ]長岡}は、反対の電荷は透過できないという理由でトムソンのプラムプディングモデルを否定しました。1904年には、長岡は土星とその環のように、正電荷の中心が多数の回転電子に囲まれているという、別の惑星型原子モデルを提唱しました。 ^{[ 16 ]}

長岡のモデルは次のように仮説を立てた。

• 非常に質量の大きい原子中心（非常に質量の大きい惑星に類似）
• 電子は静電気力によって束縛され、原子核の周りを回転します（土星の周りを回転し、重力によって束縛されているリングに似ています）。

1911年のソルベー会議で、原子間のエネルギー差を何が制御できるかという議論の中で、マックス・プランクは「媒介物は電子かもしれない」と述べた。^{[ 17 ]}これらの原子核モデルは、電子が化学的挙動を決定することを示唆した。

次に登場したのは、 1913 年にニールス・ボーアが電子軌道を持つ原子核 モデルを考案した。

現代化学理論

原子間の化学結合における電子を表すために使用されるルイス点図の例。ここでは炭素（C）、水素（H）、酸素（O）を示しています。ルイス点図は、1916年にギルバート・N・ルイスによって化学結合を記述するために考案され、現在でも広く使用されています。各線分または点のペアは、電子ペアを表します。原子間に位置する電子ペアは結合を表します。

1916年、化学者ギルバート・N・ルイスは電子対結合の概念を考案しました。電子対結合では、2つの原子が1個から6個の電子を共有し、単電子結合、単結合、二重結合、三重結合を形成します。ルイス自身の言葉によれば、「電子は2つの異なる原子の殻の一部を形成することがあり、どちらか一方に排他的に属するとは言えません。」^{[ 18 ]}

1916年、ヴァルター・コッセルもルイスの理論に類似した理論を提唱したが、彼のモデルは原子間の電子の完全な移動を前提としており、イオン結合のモデルであった。ルイスとコッセルは共に、アベッグの法則（1904年）に基づいて結合モデルを構築した。

ニールス・ボーアも1913年に化学結合のモデルを提唱した。彼の二原子分子モデルによれば、分子を構成する原子の電子は、分子軸に垂直で原子核から等距離にある回転リングを形成する。分子系の動的平衡は、電子リングの平面に対する原子核の引力と、原子核同士の反発力との間の力の釣り合いによって達成される。ボーアの化学結合モデルは、クーロン反発を考慮に入れており、リング内の電子は互いに最大距離にある。^{[ 19 ] [ 20 ]}

1927年、デンマークの物理学者オイヴィンド・ブラーウは、水素分子イオンH ₂ ⁺内の1つの電子によって生成される単純な化学結合について、初めて数学的に完全な量子記述を導き出しました。^{[ 21 ]}この研究は、化学結合に対する量子的アプローチは根本的にも定量的にも正しい可能性があるものの、使用された数学的手法は1つ以上の電子を含む分子には拡張できないことを示し、同年、ウォルター・ハイトラーとフリッツ・ロンドンによって、定量性は劣るもののより実用的なアプローチが提唱されました。ハイトラー・ロンドン法は現在、原子価結合理論と呼ばれているものの基礎となっています。^{[ 22 ]} 1929年に、原子軌道の線形結合分子軌道法（LCAO）近似がジョン・レナード・ジョーンズ卿によって導入され、彼はまた、基本的な量子原理からF ₂（フッ素）分子とO ₂（酸素）分子の電子構造を導く方法も提案した。この分子軌道理論は、単一原子の電子に対して仮定されていた量子力学的シュレーディンガー原子軌道を組み合わせることによって形成される軌道として共有結合を表現した。多電子原子の電子結合方程式は数学的に完全に（すなわち、解析的に）解くことはできなかったが、それらの近似値は依然として多くの良好な定性的な予測と結果を与えた。現代の量子化学におけるほとんどの定量的計算は、原子価結合理論または分子軌道理論のいずれかを出発点として使用しているが、近年では 第3のアプローチである密度汎関数理論がますます人気になっている。

1933年、HHジェームズとASクーリッジは、それまでの電子から原子核までの距離のみの関数を使った計算とは異なり、2つの電子間の距離も明示的に加えた関数を使った水素二分子の計算を行った。^{[ 23 ]}彼らは、最大13個の調整可能なパラメータを使って、解離エネルギーの実験結果に非常に近い結果を得た。その後の拡張では、最大54個のパラメータを使用し、実験と非常によく一致した。この計算により、量子論は実験と一致する可能性があることが科学界に確信された。しかし、このアプローチは原子価結合や分子軌道理論の物理的な描像をまったく持たず、大きな分子に拡張するのが難しい。

化学式における結合

原子や分子は三次元であるため、軌道や結合を示すのに単一の方法を使用することは困難です。分子式では、原子間の化学結合（結合軌道）は、議論の種類に応じてさまざまな方法で示されます。 場合によっては、いくつかの詳細が無視されます。 たとえば、有機化学では、分子の官能基のみが考慮されることがあります。したがって、エタノールの分子式は、議論の内容に応じて、配座形式、三次元形式、完全な二次元形式（三次元方向のないすべての結合を示す）、圧縮された二次元形式（CH ₃ –CH ₂ –OH）、官能基を分子の別の部分から分離した形式（C ₂ H ₅ OH）、またはその原子構成要素別（C ₂ H ₆ O）で記述される場合があります。 場合によっては、非結合価電子殻電子（二次元のおおよその方向を持つ）さえもマークされます（たとえば、元素炭素の場合）_。^' C ^'。化学者によっては、それぞれの軌道をマークすることもあります。たとえば、仮想的なエテン⁻⁴アニオン ( _\ ^/ C=C _/ ^{\ −4} ) は結合形成の可能性を示します。

強い化学結合

典型的な結合長はpmで、結合エネルギーはkJ/molで表されます。[ 24 ]結合長は100で割ることでÅに変換できます（1Å=100pm）。
ボンド	長さ（分）	エネルギー（kJ/モル）
H —水素
H–H	74	436
H–O	96	467
HF	92	568
水素-塩化物	127	432
C —炭素
C–H	109	413
C–C	154	347
C–C=	151
=C–C≡	147
=C–C=	148
C=C	134	614
C≡C	120	839
C–N	147	308
C–O	143	358
C=O		745
C≡O		1,072
C～F	134	488
C–Cl	177	330
N —窒素
N–H	101	391
北北	145	170
N≡N	110	945
O —酸素
O–O	148	146
O=O	121	495
F、Cl、Br、I —ハロゲン
F–F	142	158
Cl–Cl	199	243
臭素-水素	141	366
臭素-臭素	228	193
I～H	161	298
私–私	267	151

強い化学結合とは、分子内の原子を分子内に保持する分子内力です。強い化学結合は、原子核間の電子の移動または共有によって形成され、原子核内の陽子と軌道内の電子間の 静電引力に依存しています。

強い結合の種類は、構成元素の電気陰性度の違いによって異なります。電気陰性度とは、ある化学元素の原子が化学結合を形成する際に共有電子を引き寄せる傾向のことで、関連する電気陰性度が高いほど、より多くの電子を引き寄せます。電気陰性度は、共有結合からイオン結合までの連続的なスケールに沿って結合を特徴付ける結合エネルギーを定量的に推定する簡便な方法として機能します。電気陰性度の差が大きいほど、結合の極性（イオン性）が強くなります。

イオン結合

塩化ナトリウム（NaCl）の結晶構造。紫色はナトリウム陽イオン（Na ⁺）、緑色は塩化物陰イオン（Cl ⁻）を示しています。黄色の点線は、反対の電荷を持つイオン間の静電気力を表しています。

イオン結合は、電気陰性度の差が大きい原子間の静電相互作用の一種です。イオン結合と共有結合を区別する正確な値はありませんが、電気陰性度の差が 1.7 を超える場合はイオン結合である可能性が高く、差が 1.7 未満の場合は共有結合である可能性があります。^{[ 25 ]}イオン結合により、正イオンと負イオンが分離します。イオンの電荷は通常、-3 eから +3 eです。イオン結合は、塩化ナトリウム(食塩)などの金属塩でよく発生します。イオン結合の典型的な特徴は、種がイオン結晶を形成し、特定の方向性結合で他の単一のイオンと特に対になるイオンがないことです。むしろ、各種のイオンは反対の電荷のイオンに囲まれており、そのイオンとその近くの反対の電荷を持つイオン間の距離は、周囲の同じタイプの原子すべてで同じです。したがって、イオンをその近くにある他の特定の単一のイオン化原子に関連付けることはできなくなります。これは、X 線回折などの技術で測定すると、特定の原子間の共有結合がそれらの間のより短い距離から依然として識別可能な共有結合結晶の場合とは異なる状況です。

イオン結晶には、共有結合種とイオン結合種の混合物が含まれる場合があります。たとえば、シアン化ナトリウム(NaCN) などの複合酸塩がそうです。X 線回折によると、たとえば NaCN では、ナトリウム陽イオン(Na ⁺ ) とシアン化物陰イオン(CN ⁻ )間の結合はイオン結合であり、特定のシアン化物と関連するナトリウムイオンはありません。ただし、シアン化物中の炭素(C) 原子と窒素(N) 原子間の結合は共有結合型であるため、各炭素は1 つの窒素にのみ強く結合し、シアン化ナトリウム結晶内の他の炭素や窒素よりも物理的にずっと近くなります。

このような結晶を液体に溶かすと、イオン結合が最初に切断されます。これは、イオン結合には方向性がなく、荷電種が自由に移動できるためです。同様に、このような塩を水に溶かすと、通常、イオン結合は水との相互作用によって切断されますが、共有結合は維持されます。たとえば、溶液中では、シアン化物イオンは単一の CN ⁻イオンとして結合したまま、溶液中を独立して移動します。ナトリウムイオンも Na ⁺として独立して移動します。水中では、荷電イオンは、それぞれが互いよりも多数の水分子に強く引き付けられるため、離れていきます。このような溶液中のイオンと水分子間の引力は、弱い双極子間化学結合の一種によるものです。溶融したイオン性化合物では、イオンは引き続き互いに引き付けられますが、秩序立った結晶構造にはなりません。

共有結合

メタン（CH ₄ ）の非極性共有結合。ルイス構造は、C原子とH原子の間で電子が共有されていることを示しています。

共有結合は、2つ以上の原子が価電子をほぼ均等に共有する一般的な結合の一種です。最も単純で一般的な結合は、2つの原子が2つの電子を共有する単結合です。その他の結合には、二重結合、三重結合、1電子結合と3電子結合、3中心2電子結合、3中心4電子結合などがあります。

非極性共有結合では、結合原子間の電気陰性度の差は小さく、典型的には0～0.3です。ほとんどの有機化合物における結合は共有結合として記述されます。図はメタン（CH ₄）を示しており、この結合では各水素が炭素と共有結合を形成しています。このような結合のLCAO記述については、シグマ結合とパイ結合を参照してください。 ^{[ 26 ]}

主に非極性共有結合から形成される分子は、水や他の極性溶媒とは混ざらないことが多いですが、ヘキサンなどの非極性溶媒にははるかによく溶けます。

極性共有結合は、顕著なイオン性を持つ共有結合です。これは、共有されている2つの電子が一方の原子に他方の原子よりも近い位置にあることを意味し、電荷の不均衡が生じます。このような結合は、電気陰性度の差が中程度である2つの原子間で発生し、双極子間相互作用を引き起こします。これらの結合における2つの原子間の電気陰性度の差は0.3～1.7です。

単結合と多重結合

2つの原子間の単結合は、 1対の電子の共有に相当します。水素（H）原子は価電子を1つ持ちます。2つの水素原子は、共有された電子対によって結合された分子を形成できます。各水素原子は、希ガスのヘリウム（He）の電子配置を持ちます。共有された電子対は、1つの共有結合を形成します。2つの原子間の領域におけるこれらの2つの結合電子の電子密度は、相互作用しない2つの水素原子の電子密度よりも増加します。

π結合を形成する2つのp軌道。

二重結合は2つの共有電子対を持ち、1つはシグマ結合、もう1つはパイ結合であり、電子密度は核間軸の両側に集中しています。三重結合は3つの共有電子対で構成され、1つのシグマ結合と2つのパイ結合を形成します。例として窒素が挙げられます。四重結合以上の結合は非常に稀で、特定の遷移金属原子間にのみ存在します。

配位共有結合（双極子結合）

アンモニアと三フッ化ホウ素の付加物

配位共有結合は、共有される 2 つの結合電子が、結合に関与する同じ原子からのものである共有結合です。たとえば、三フッ化ホウ素(BF ₃ ) とアンモニア(NH ₃ ) は、N の孤立電子対が B の空の原子軌道と共有されるB–N 結合を持つ付加物または配位錯体F ₃ B←NH ₃を形成します。空の軌道を持つBF ₃は電子対アクセプターまたはルイス酸と呼ばれ、共有可能な孤立電子対を持つNH _{3は電子対ドナーまたはルイス塩基と呼ばれます。}イオン結合とは対照的に、電子は原子間でほぼ均等に共有されます。このような結合は、ルイス酸を指す矢印で示されます。(図では、実線は図の平面内の結合、くさび形の結合は観察者に向かって指し示し、破線は観察者から遠ざかる方向を指し示します。)

遷移金属錯体は一般に配位共有結合によって結合しています。例えば、Ag ⁺イオンはルイス酸としてルイス塩基NH ₃分子2個と反応し、2つのAg←N配位共有結合を持つ錯イオンAg(NH ₃ ) ₂ ^{+ を}形成します。

金属結合

金属結合では、結合電子は原子格子上に非局在化しています。対照的に、イオン性化合物では、結合電子の位置とその電荷は静的です。結合電子の自由な移動、すなわち非局在化は、光沢（表面光反射率）、電気伝導性および熱伝導性、延性、高い引張強度といった古典的な金属特性をもたらします。

分子間結合

共有結合していない2つ以上の分子間に形成される弱い結合には、いくつかの種類があります。分子間力は分子同士を引き付けたり反発させたりします。多くの場合、これらの力は物質の 物理的特性（融点など）に影響を与えます。

ファンデルワールス力は閉殻分子間の相互作用である。これには、極性分子内の部分電荷間のクーロン相互作用と、閉殻電子間のパウリ反発の両方が含まれる。 ^{[ 27 ] : 696}

キーソム力は、 2つの極性分子の永久双極子間の力です。 ^{[ 27 ]：701} ロンドン分散力は、異なる分子の誘導双極子間の力です。^{[ 27 ]：703} また、ある分子の永久双極子と別の分子の誘導双極子の間にも相互作用が生じることがあります。^{[ 27 ]：702}

A--H•••Bの形の水素結合は、AとBが2つの電気陰性度の高い原子（通常はN、O、またはF）である場合に発生します。AはHと極性の強い共有結合を形成し、Hは部分的に正電荷を持ちます。一方、Bは孤立電子対を持ち、この孤立電子対がこの部分正電荷に引き寄せられて水素結合を形成します。^{[ 27 ]：702} 水素結合は、水やアンモニアの沸点が、それらのより重い類似体に比べて高いことに起因します。場合によっては、異なる分子上の2つの電気陰性度の高い原子の間にハロゲン原子が存在することで、同様のハロゲン結合が形成されることがあります。

短距離では原子間の反発力も重要になる。^{[ 27 ]：705-6}

化学結合の理論

「純粋な」イオン結合の（非現実的な）極限では、電子は結合している2つの原子のうちの1つに完全に局在します。このような結合は古典物理学によって理解できます。原子間の力は等方性連続静電ポテンシャルに依存します。クーロンの法則によれば、力の大きさは2つのイオン電荷の積に単純に比例します。

共有結合は、原子価結合 (VB) 理論または分子軌道 (MO) 理論によってよりよく理解されます。関与する原子の特性は、酸化数、形式電荷、電気陰性度などの概念を使用して理解できます。結合内の電子密度は個々の原子に割り当てられるのではなく、原子間で非局在化されます。原子価結合理論では、結合は、原子軌道の重なりを介して 2 つの原子に局在して共有される電子対から構築されるものとして概念化されます。軌道混成と共鳴の概念は、電子対結合のこの基本概念を補強します。分子軌道理論では、結合は、通常は原子軌道の線型結合(LCAO)を考慮することにより、分子全体に広がりその対称性特性に適応した軌道に非局在化されて配分されるものと見なされます。原子価結合理論は、空間的に局在化されているため、化学的に直感的であり、化学変化を起こす分子の部分に注意を集中できます。対照的に、分子軌道は量子力学的観点からより「自然」であり、軌道エネルギーは物理的に重要であり、光電子分光法による実験的なイオン化エネルギーと直接結びついています。そのため、価電子結合理論と分子軌道理論は、化学系に対する異なる洞察を提供する、競合しつつも補完的な枠組みとみなされることがよくあります。電子構造理論へのアプローチとして、MO法とVB法はどちらも、少なくとも原理的には、任意の精度レベルの近似値を与えることができます。しかし、より低いレベルでは近似値は異なり、特定の系や特性を含む計算には、一方のアプローチが他方よりも適している場合があります。

純粋なイオン結合における球対称のクーロン力とは異なり、共有結合は一般的に方向性があり、異方性があります。これらは分子平面に対する対称性に基づいて、シグマ結合とパイ結合に分類されることがよくあります。一般的に、原子は、関与する原子の相対的な電気陰性度に応じて、イオン結合と共有結合の中間的な結合を形成します。このタイプの結合は極性共有結合として知られています。^{[ 28 ]}

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外部リンク

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