２.１　原子、同位体、イオン、そして分子――その構成要素

最も基本的なレベルでは、生命は物質で構成されています。物質matterとは、空間を占め、質量を持つあらゆるもののことです。元素elementとは、特定の化学的・物理的特性を持つ特有な形態の物質で、通常の化学反応でより・・小さな物質に分解することができないものです。元素は118種類ありますが、自然に存在するのは98種類です。残りの元素は不安定なので、科学者が実験室で合成する必要があります。

各元素は元素記号で表されます。元素記号は１文字の大文字か、1文字目がすでに他の元素に「取られている」場合は２文字を組み合わせたものになります。炭素CarbonはC、カルシウムCalciumはCaというように、元素を表す英語に従っているものもありますが、他の元素の化学記号は、そのラテン語名に由来します。例えば、ナトリウムsodiumの記号は「Na」であり、ラテン語でナトリウムを意味する「natrium」に由来します。

生物に共通する4つの元素は、酸素Oxygen（O）、炭素Carbon（C）、水素Hydrogen（H）、窒素Nitrogen（N）です。生物以外の世界では、元素の含有率はさまざまで、表2.1に示すように、生物には共通して見られる元素でも、地球全体では比較的少ないものもあります。例えば、大気中には窒素と酸素が豊富に含まれていますが、炭素と水素はほとんど含まれていません。地殻には酸素と少量の水素が含まれていますが、窒素と炭素はほとんど含まれていません。含有量の違いがあるにもかかわらず、すべての元素とそれらの間の化学反応は、生物界であれ非生物界であれ、同じ化学的・物理的法則に従っています。

元素	生物(ヒト)	大気	地球の地殻
酸素Oxygen (O)	65%	21%	46%
炭素Carbon (C)	18%	微量trace	微量
水素Hydrogen (H)	10%	微量	0.1%
窒素Nitrogen (N)	3%	78%	微量

原子の構造

元素の成り立ちを理解するためには、まず、元素を構成する最小の要素である原子について説明する必要があります。原子atomとは、元素の化学的性質をすべて備えた物質の最小単位です。例えば、１個の金原子は、化学的反応性などの金の特性をすべて持っています。金貨は、非常に多くの金原子がコインの形に成形されているもので、不純物と呼ばれる他の元素が少量含まれています。金の性質を維持したまま、金原子を小さくすることはできません。

原子は、中心部にある陽子と中性子を含む原子核nucleusと、その外側にある電子を含む２つの領域から構成されています。原子の一番外側の領域には、図2.2に示すように、原子核の周りを周回する電子が存在します。原子には、陽子、電子、中性子などの素粒子が含まれています。唯一の例外は、最も一般的な同位体である水素（H）で、1個の陽子と1個の電子から成り、中性子は含まれていません。

陽子と中性子の質量はほぼ同じで、約1.67×10^-24gです。表2.2に示すように、科学者はこの質量を任意に１原子質量単位atomic mass unit（amu）または１ドルトンと定義しています。

	電荷	質量 (amu)	位置
陽子Proton	+1	1	核
中性子Neutron	0	1	核
電子Electron	–1	0	軌道

陽子と中性子は、質量は同等ですが、電荷が異なります。陽子protonは正の電荷を帯びているのに対し、中性子neutronは電荷を帯びていません。したがって、原子の中の中性子の数は、質量には大きく寄与しますが、電荷には寄与しません。電子は陽子に比べて質量が非常に小さく、9.11×10^-28g、つまり原子質量単位の約1/1800しかないため、元素全体の原子質量にはあまり寄与しません。そのため、原子質量を考える際には、電子の質量を無視して、陽子と中性子の数だけで計算するのが通例となっています。

電子は質量にはあまり寄与しませんが、原子の電荷には大きく寄与します。電子はそれぞれ、陽子の正電荷と等しい負電荷を持っているからです。電荷を持たない中性の原子では、原子核の周りを回る電子の数は、原子核内の陽子の数と等しくなっています。このような原子では、正負の電荷が互いに相殺され、正味の電荷を持たない原子となるのです。

陽子、中性子、電子の大きさを考えると、原子の体積の99％以上は空っぽになっています。このような空虚な空間があるのに、固体はなぜお互いに通り抜けることができないのかと思うかもしれません。その理由は、すべての原子を取り囲んでいる電子が負の電荷を帯びており、負の電荷がお互いに反発し合うからなのです。

原子番号と質量

各元素の原子には、それぞれ固有の数の陽子と電子が含まれています。陽子の数によって原子番号atomic numberが決まり、科学者はこの番号で元素を区別します。中性子の数は変化するので、同位体isotopeと呼ばれる、中性子の数だけが異なる、同じ原子の別の形態が存在します。図2.3に示すように、陽子と中性子の数を合わせることで、元素の質量数mass numberが決まります。なお、質量数を計算する際には、電子のわずかな質量は無視していることに注意してください。

この質量の近似値を利用して、質量数から陽子の数を引くだけで、元素の中性子数を簡単に計算することができます。元素の同位体は質量数がわずかに異なるため、科学者は天然に存在する同位体の質量数の平均値を計算して、原子質量atomic massを決定します。結果として得られる数字には端数が含まれることがよくあります。例えば、塩素（Cl）の原子質量は35.45です。これは、塩素が複数の同位体から構成されており、多くは原子質量35（陽子17個、中性子18個）ですが、一部は原子質量37（陽子17個、中性子20個）であるためです。

同位体

同位体isotopeとは、陽子の数は同じ（つまり同じ元素）だが中性子の数は違う、元素の異なる形態のことです。炭素、カリウム、ウランなどの元素には、天然に同位体が存在します。炭素12（ ¹²C ）は、陽子６個、中性子６個、電子６個を含んでおり、質量数は12（陽子6個＋中性子6個）ですが、 炭素14（ ¹⁴C） は、陽子６個、中性子８個、電子６個を含み、その質量数は14（陽子6個＋中性子8個）です。これら2つの炭素は互いに同位体です。

同位体の中には、中性子や陽子、電子を放出して、より安定した原子配置（より低いレベルのポテンシャルエネルギー）になるものがあり、これを放射性同位体radioisotopeと呼びます。放射性崩壊radioactive decay（ ¹⁴C は崩壊して最終的に ¹⁴N になる）は、不安定な原子の原子核が放射線を放出してエネルギーを失うことを指します。

周期表

周期表periodic tableは、さまざまな元素を整理して表したものです。1869年にロシアの化学者ドミトリ・メンデレーエフDmitri Mendeleev（1834-1907）が考案したもので、固有の元素だが他の元素と化学的性質を共有している元素がまとめられています。元素の性質は、室温での物理的な状態を表しており、気体、固体、液体のいずれかになります。また、元素には特定の化学反応性があり、互いに結合したり、化学的に結合したりする能力があります。

図2.5の周期表では、元素は原子番号に基づいて整理され、化学的・物理的特性に基づいて、一連の行と列に並べられています。周期表には、各元素の原子番号に加えて、原子量も表示されています。例えば、炭素を見ると、記号（C）と名前（炭素Carbon）が表示され、原子番号は6（左上）、原子量は12.01となっています。

周期表では、化学的性質により元素を分類しています。元素間の化学反応性の違いは、原子の電子の数とその空間的な分布に基づいています。化学反応を起こした原子は、互いに結合して分子を形成します。分子moleculeとは、単に2つ以上の原子が化学的に結合したものです。論理的には、2つの原子が化学的に結合して分子を形成するときには、各原子の一番外側の領域の電子が最初に集まり、原子が化学結合を形成することになります。

電子殻とボーアモデル

元素を区別する原子番号である陽子の数と、電子の数には関連性があります。電気的に中性の原子では、電子の数は陽子の数と同じです。したがって、少なくとも電気的に中性の元素は、原子番号と同じ数の電子を持っていることになります。

1913年、デンマークの科学者ニールス・ボーアNiels Bohr（1885-1962）は、初期の原子モデルを開発しました。ボーアモデルでは、図2.6に示すように、原子の中心に陽子と中性子を含む原子核があり、電子は原子核から特定の距離にある円形の軌道orbitalを描いています。これらの軌道は電子殻を形成しており、最外殻の電子数を可視化する方法として、エネルギー準位energy levelがあります。これらのエネルギー準位は、数字と、記号 “n”で表されます。例えば、1nは原子核に最も近い第1エネルギー準位を表します。

電子は、まず原子核に近い軌道を埋め、次に原子核から離れた、エネルギーの高い軌道を埋めていくという一貫した順序で軌道を埋めていきます。同じエネルギーの軌道が複数ある場合は、それぞれのエネルギー準位で１個の電子が充填された後、２個目の電子が追加されます。一番外側のエネルギー準位の電子は、原子のエネルギー的な安定性と、他の原子と化学結合を形成して分子を形成する傾向を決定します。

標準的な環境下では、原子はまず内殻inner shellを満たし、その結果、多くの場合最外殻の電子数が変化します。最内殻の電子数は最大２個ですが、次の２つの電子殻にはそれぞれ最大８個の電子が入ります。これはオクテット則octet ruleと呼ばれ、原子は、最内殻を除いて、最外殻である原子価殻valence shellに８個の電子を持つとエネルギー的に安定するとされています。図2.7は、いくつかの中性原子とその電子配置の例です。図2.7では、ヘリウム（He）の第一電子殻と第二電子殻が完全に一致していることに注目してください。同様に、ネオン（Ne）は8個の電子を含む完全な外側の2n殻を持っています。一方、塩素（Cl）とナトリウム（Na）の外殻はそれぞれ7個と1個ですが、理論的にはオクテット則に従って8個にした方がエネルギー的に安定しています。

周期表の構成が陽子（と電子）の総数に基づいていることを理解することで、電子がどのように殻の中に分布しているかを知ることができます。周期表は、電子の数と位置に基づいて列と行に配置されています。図2.5の周期表の右端の列にある元素を詳しく見てみましょう。18族原子のヘリウムhelium（He）、ネオンneon（Ne）、アルゴンargon（Ar）は、いずれも外殻が満たされているため、他の原子と電子を共有しなくても安定しており、単一の原子として非常に安定しています。反応性がないため、科学者たちは不活性inert（または貴ガスnoble gas）と呼んでいます。これを左欄の1族元素と比較してみましょう。水素（H）、リチウム（Li）、ナトリウム（Na）などのこれらの元素は、いずれも最外殻に1個の電子を持っています。つまり、他の原子や水などの分子に電子を与えたり共有したりすることで、外殻が満たされた安定した配置を得ることができるのです。水素は電子を提供したり共有したりすることでこの配置になり、リチウムやナトリウムは電子を提供することで安定した配置になります。負の電荷を持つ電子を失うと、（陽子の正電荷のために）正の電荷を持つイオンionとなります。フッ素fluorineや塩素chlorineなどの17族元素は、最外殻に7個の電子を持っているので、他の原子や分子から電子をもらって埋めようとする傾向があり、負に帯電したイオンになります。生体にとって最も重要な炭素を含む14族元素は、外殻に4個の電子を持っており、他の原子といくつかの共有結合covalent bond（後述）を作ることができます。このように、周期表の列は、こうした元素の外殻電子の潜在的な共有状態を表しており、それが化学的特性の類似性をもたらしているのです。

電子軌道

ボーアモデルは、ある元素の反応性や化学結合を説明するには便利ですが、電子が原子核の周りにどのように空間的に分布しているかを正確に反映しているものではありません。電子は、地球が太陽の周りを回っているように原子核の周りを回っているわけではなく、電子軌道electron orbital上に存在しています。このように比較的複雑な形をしているのは、電子が単なる粒子ではなく、波のように振る舞っているからです。量子力学の数式（波動関数）は、電子がどこにいるかを一定の確率で予測することができます。電子が見つかる可能性の高い場所を軌道と呼びます。

ボーアモデルでは、原子の電子殻の構成を描いていることを思い出してください。各電子殻の中には副殻subshellがあり、各副殻には電子を含む軌道が指定された数だけ存在します。電子の位置を正確に計算することは不可能です（不確定性原理）が、軌道の中にある可能性が高いことはわかっています。s、p、d、fの文字は副殻を表しています。s軌道に対応する副殻は球形で、1つの軌道を持ちます。主殻1nはs軌道を1つだけ持ち、2つの電子を保持することができます。主殻2nは、sとpの副殻を1つずつ持ち、合計8個の電子を保持することができます。p軌道には、図2.8に示すように、ダンベル型の軌道が3つあります。dとfの副殻はより複雑な形をしており、それぞれ5つと7つの軌道を持っています（図2.8では、これらを省略しています）。主殻3nは、s、p、dの各副殻を持ち、18個の電子を保持します。主殻4nは、s、p、d、fの各軌道を持ち、32個の電子を保持することができます。原子核から離れていくと、エネルギー準位に含まれる電子や軌道の数は増えていきます。周期表の原子から次の原子へと進み、次に空いている軌道に余分な電子を収めることで、電子構造を決定することができます。

原子核に最も近い軌道である1s軌道には、最大で2個の電子が入ります。この軌道は、ボーアモデルの最も内側の電子殻に相当します。原子核を中心にして球状sphericalになっていることから「1s軌道」と呼ばれている。1s軌道は、原子核に最も近い軌道であり、他の軌道が埋まる前に常に最初に埋まります。水素は電子を1個持っているので、1s軌道の中では1つの場所しか占めていません。これを1s¹と呼び、上付きの1は、1s軌道の1つの電子を意味します。ヘリウムは電子を2つ持っているので、その2つの電子で1s軌道を完全に埋めることができます。これを1s²と呼び、ヘリウムの1s軌道にある2つの電子を表します。周期表の図2.5では、1行目（周期）にある元素は、水素とヘリウムの2つだけです。これは、水素とヘリウムが1番目の殻である1s軌道にしか電子を持っていないからです。電気的に中性の状態で、1s以外の電子軌道を持たないのは水素とヘリウムの2元素のみです。

2番目の電子殻は8個の電子を含むことができます。この殻には、図2.8が示すように、もう1つの球状のs軌道と、3つのダンベル型のp軌道があり、それぞれが2つの電子を保持することができます（2+2×3で合計8個）。1s軌道が充填された後、2番目の電子殻の、まず2s軌道が充填され、次に3つのp軌道が充填されます。p軌道を埋める際には、それぞれに電子が1個ずつ入ります。各p軌道に電子が入ると、2つ目の電子を追加することができるようになります。リチウム（Li）は、3つの電子を含み、1番目および2番目の殻を占めています。2つの電子が1s軌道を満たし、3つ目の電子が2s軌道を満たしているということです。その電子配置electron configurationは1s²2s¹です。一方、ネオン（Ne）は、最内殻の1s軌道に2個、2番目の殻に8個（2s軌道と3つのp軌道に2つずつ）の合計10個の電子を持っています。このため、不活性ガスであり、エネルギー的に安定した単一の原子なので、他の原子と化学結合を形成することはほとんどありません。大きな元素では、さらに別の軌道を持ち、3番目の電子殻を構成します。電子殻と軌道の概念は密接に関連していますが、軌道モデルでは、異なる形状で特殊な方向性がある、電子が占有する可能性のあるすべての場所が指定されているため、軌道の方が原子の電子配置をより正確に表現することができます。