루이스 구조 및 공식 요금

루이스 기호는 루이스 구조에 표시되는 공유 결합의 형성을 나타내는 데 사용할 수 있습니다 – 분자와 다원자 이온의 결합을 설명하는 도면. 주기적인 표는 원자에 있는 valence 전자의 수 및 옥텟에 도달하기 위하여 형성될 결합의 수를 예측하기 위하여 이용될 수 있습니다. 아르곤과 헬륨과 같은 그룹 18 원소는 전자 구성을 채우고 따라서 화학 결합에 거의 참여하지 않습니다. 그러나 브롬이나 요오드와 같은 그룹 17의 원자는 옥텟에 도달하기 위해 하나의 전자만 필요합니다. 따라서 그룹 17에 속하는 원자는 단일 공유 결합을 형성 할 수 있습니다. 그룹 16의 원자는 옥텟에 도달하기 위해 두 개의 전자가 필요합니다. 따라서, 그들은 두 개의 공유 채권을 형성 할 수 있습니다. 마찬가지로, 그룹 14에 속하는 탄소는 옥텟에 도달하기 위해 4 개의 전자가 더 필요합니다. 따라서 탄소는 4개의 공유 결합을 형성할 수 있습니다.

염소 분자의 루이스 구조를 고려하십시오.

루이스 구조는 각 Cl 원자가 결합 (외로운 쌍이라고 함)과 하나의 공유 한 쌍의 전자 (원자 사이에 기록)에 사용되지 않는 전자의 세 쌍을 가지고 있음을 나타냅니다. 대시(또는 선)는 공유 전자 쌍을 나타내는 데 때때로 사용됩니다: Cl-Cl

하나의 공유 전자 쌍을 단일 결합이라고 합니다. 각 Cl 원자는 8개의 원자 전자와 상호 작용합니다: 외로운 쌍에 있는 6및 단 하나 결합에 있는 둘. 그러나, 원자의 쌍은 필수 옥텟을 달성하기 위하여 전자의 둘 이상의 쌍을 공유해야 할 지도 모릅니다.

이중 결합은 CH₂O(포름알데히드)의 탄소 원자와 산소 원자 사이와 같이 원자 쌍 간에 두 쌍의 전자를 공유할 때 형성됩니다.

일산화탄소(CO)와 같이 3쌍의 전자 쌍이 원자 한 쌍에 의해 공유될 때 삼중 결합이 형성됩니다.

분자내 원자의 공식적인 전하는 결합의 전자가 원자 사이에 균등하게 분배되는 경우 원자가 가질 가설 전하이다. 공식적인 전하는 중립 원자의 원자 전자 수에서 원자(또는 결합 전자의 절반 수)에 대한 결합 수와 결합수의 합계를 빼서 계산할 수 있습니다.

공식 충전 = # 원자 껍질 전자 (무료 원자) – # 외로운 쌍 전자 – # 채권

정식 충전 계산은 전체 구조에 대한 공식 요금의 합계를 결정하여 다시 검사 할 수 있습니다. 중성 분자에 있는 모든 원자의 공식적인 충전의 합계는 0이어야 합니다; 이온의 공식 요금합계는 이온의 요금과 같아야 합니다. 원자에 대해 계산된 공식적인 충전은 분자의 원자의 실제 전하가 아니라는 것을 기억하십시오. 정식 요금은 유용한 부기 절차일 뿐입니다. 실제 요금이 있음을 나타내지 않습니다.