| 화학식 Chemical Formula |
| 구조식 (루이스 전자점식) · 분자식 · 시성식 · 실험식 · 이온식 |
1. 개요
길버트 뉴턴 루이스가 고안한 공유 결합을 알아보기 쉽도록 각 원소의 원자가전자들을 기호 주위에 점으로 찍어 표현하는 방법.2. 그리는 법
- 각 원소기호를 그린다.
- 원자가전자를 각 원소기호를 중심으로 상하좌우에 하나씩 찍어준다.[1]
- 원자가전자가 5개 이상이면 쌍으로 찍는다.[2]
- 중심원소를 놓고[3] 옥텟 규칙을 만족하도록 바깥 원소와 중심 원소의 홀전자들을 결합해 그리면 된다.[4]
3. 예
3.1. 물의 루이스 전자점식
사진에서 전기 음성도가 더 큰 산소가 [math((-))] 전하를 띠게 되는 [math(\rm O-H)] 결합이 비대칭 상태를 이루며 각 결합으로 인한 쌍극자 모멘트가 한 분자 내에서 상쇄되지 않고 남기 때문에 분자 전체적으로 부분적인 전하가 나타나는데 이를 극성이라고 한다. 황화 수소([math(\rm H_2S)]), 암모니아([math(\rm NH_3)]) 등도 마찬가지로 쌍극자 모멘트가 분자 내에서 비대칭적으로 분포하기 때문에 극성을 띤다.
3.2. 이산화탄소의 루이스 전자점식
위의 물과는 달리 비공유 전자쌍이 없는 중심원자 탄소를 기준으로 산소가 직선형(곧은형이라고도 한다)으로 배치되어 있어 쌍극자 모멘트의 합이 0이 되는데 이러한 분자를 무극성이라 한다.[5]
[1] 순서는 상관 없다.[2] 쌍으로 있는 게 쌍전자(비공유 전자), 하나만 있는 게 홀전자이다.[3] 홀전자가 많은 원소일수록 중심원소가 될 확률이 높다. 원자의 크기가 크기 때문.[4] 이걸 공유 전자쌍이라고 한다.[5] 분자 내의 결합이 극성을 띠느냐랑은 별개다. 위의 이산화탄소에서도 산소와 탄소 간의 결합이 산소 쪽으로 전자가 치우친 극성 결합이지만 각 결합의 쌍극자 모멘트의 방향이 서로 반대여서 그 합이 0이 되기 때문에 분자가 극성을 띠지 않는 것이다.