루이스 전자점식

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1. 개요
2. 루이스 구조 작성 규칙
- 2.1. 기본 규칙
- 2.2. 추가 규칙 (Miburo, Lever 방법 등)
3. 형식 전하
4. 공명 구조
5. 예외
6. 루이스 구조의 활용과 한계
7. 관련 문서
참조

1. 개요

루이스 전자점식은 분자 내 원자들의 결합 방식을 나타내는 그림 표현으로, 원자가 전자와 결합을 점 또는 선으로 표시한다. 중성 분자의 경우 총 전자 수는 각 원자의 원자가 전자를 합한 값과 같다. 루이스 구조 작성 규칙은 원자가 전자의 총수를 구하고, 전기 음성도가 낮은 원자를 중심으로 배치한 후, 옥텟 규칙을 만족하도록 전자를 배치하는 순서로 진행된다. 옥텟 규칙의 예외, 형식 전하, 공명 구조 등의 개념을 포함하며, 짝을 이루지 않은 전자를 가진 분자나 방향족성을 설명하는 데 한계가 있다. 이온 결합성이 강한 화합물이나 d 전자/궤도가 관여하는 화합물에는 적용하기 어렵다.

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루이스 전자점식
개요
이산화탄소와 질소의 루이스 구조식
정의	분자 내의 원자 간 결합과 고립 전자쌍을 나타내는 다이어그램
사용 분야	각 원자의 전자 수와 결합을 나타내기 위해 사용됨
특징
표현 방법	원소 기호: 원자를 나타냄 점: 비공유 전자쌍 (고립 전자쌍)을 나타냄 선: 공유 전자쌍 (화학 결합)을 나타냄 (단일선: 단일 결합, 이중선: 이중 결합, 삼중선: 삼중 결합)
옥텟 규칙	대부분의 원자는 8개의 전자를 가지도록 표현됨 (수소는 2개)
형식 전하	루이스 구조에서 각 원자가 가지는 전하 (전체 분자의 전하를 파악하는 데 도움)
공명 구조	하나의 루이스 구조로 표현하기 어려운 분자의 경우, 여러 공명 구조식을 사용하여 표현함 실제 분자는 이들 공명 구조의 혼성체로 존재함
예외	옥텟 규칙을 만족하지 않는 분자들도 존재함 (예: 삼염화붕소 (BCl3), 오염화인 (PCl5))
작성 방법
1단계	분자 내 모든 원자의 원자가 전자 수를 합산함
2단계	분자를 구성하는 원자들을 연결하고, 단일 결합으로 연결함
3단계	각 원자가 옥텟 규칙을 만족하도록 비공유 전자쌍을 추가함
4단계	모든 원자가 옥텟 규칙을 만족하면, 형식 전하를 계산하여 가장 안정한 구조를 선택함
5단계	옥텟 규칙을 만족하지 않는 원자가 있다면, 다중 결합을 형성하여 옥텟 규칙을 만족시킴
활용
분자 구조 예측	VSEPR 이론과 함께 사용하여 분자의 3차원 구조를 예측할 수 있음
반응 메커니즘 이해	화학 반응에서 전자 이동을 시각적으로 나타내어 반응 메커니즘을 이해하는 데 도움을 줌
분자 성질 예측	분자의 극성, 결합 길이, 결합 에너지 등과 같은 성질을 예측하는 데 사용됨
주의점
옥텟 규칙의 예외	옥텟 규칙은 모든 분자에 적용되는 것은 아니므로, 예외적인 경우를 고려해야 함
공명 구조의 표현	공명 구조는 실제 분자의 정확한 표현이 아니므로, 실제 분자는 공명 혼성체임을 이해해야 함
형식 전하의 의미	형식 전하는 실제 원자의 전하 분포를 나타내는 것이 아니므로, 형식 전하를 맹신해서는 안 됨

2. 루이스 구조 작성 규칙

루이스 구조는 분자나 이온 내에서 원자 간의 화학 결합과 원자가 전자의 분포를 점과 선을 이용하여 시각적으로 나타내는 방법이다. 중성 분자의 루이스 구조를 그릴 때는 구조에 표시되는 총 전자 수가 각 구성 원자의 원자가 전자 수의 합과 같아야 하며, 원자가 전자가 아닌 내부 전자는 표시하지 않는다.

루이스 구조를 작성하는 일반적인 절차는 다음과 같다. 먼저 총 원자가 전자 수를 계산하고, 원자들을 적절히 배치한 뒤 단일 결합으로 연결한다. 그 다음 남은 전자들을 이용하여 주변 원자부터 옥텟 규칙을 만족하도록 배치하고, 필요한 경우 중심 원자의 옥텟을 만족시키기 위해 다중 결합을 형성한다.

다원자 이온의 루이스 구조를 그릴 때는 이온의 전하를 고려하여 총 원자가 전자 수를 계산해야 한다. 음이온은 전하량만큼 전자를 더하고, 양이온은 전하량만큼 전자를 빼서 계산한다. 완성된 구조는 대괄호 `[ ]` 안에 넣고 오른쪽 위에 전하를 표시한다.

전자 계산 없이 구조를 그리는 더 간편한 방법들도 제안되었다.^[5]^[6]

모든 분자나 이온이 옥텟 규칙을 엄격하게 따르는 것은 아니며, 홀수 전자 분자(라디칼), 원자가 껍질이 부족한 분자, 확장된 옥텟을 가지는 분자 등 예외적인 경우가 존재한다.

루이스 구조를 그리는 구체적인 단계와 규칙, 그리고 옥텟 규칙의 예외에 대한 자세한 내용은 하위 문단에서 설명한다.

2. 1. 기본 규칙

중성 분자에서 루이스 구조에 나타나는 총 전자 수는 각 원자의 원자가 전자 수의 합과 같다. 비원자가 전자는 루이스 구조에 표시되지 않는다.

총 원자가 전자 수가 결정되면 다음 단계에 따라 구조에 배치한다.

# '''총 원자가 전자 수 계산''': 구성 원자 각각이 가진 원자가 전자 수를 모두 더한다. 원자가 전자 수는 보통 족 번호의 1의 자리 숫자와 같으며, 최외각 전자 수와 일치한다.

# '''원자 배치''': 일반적으로 전기 음성도가 가장 낮은 원자를 중심에 배치하고 다른 원자들을 주변에 배치한다. 수소(H)는 보통 중심 원자가 될 수 없다.

# '''단일 결합 형성''': 연결된 각 원자 쌍 사이에 선(단일 결합)을 하나씩 그린다. 각 결합은 전자 2개로 이루어진다.

# '''주변 원자의 옥텟 완성''': 남은 전자들을 사용하여 주변 원자부터 옥텟 규칙을 만족하도록 고립 전자쌍(점으로 표시)을 배치한다. 수소는 2개의 전자(듀엣 규칙)로 안정해진다. 각 원자 주위에 최대 8개의 전자(수소는 2개)가 오도록 배치하며, 이미 형성된 결합의 전자(결합당 2개)를 고려해야 한다.

# '''중심 원자의 옥텟 확인 및 다중 결합 형성''': 모든 전자를 배치한 후에도 중심 원자가 옥텟 규칙을 만족하지 못하면, 주변 원자의 고립 전자쌍을 이용하여 이중 결합이나 삼중 결합을 형성한다. 고립 전자쌍 하나를 결합 전자쌍으로 바꾸면, 전자의 총 수는 변하지 않으면서 중심 원자의 원자가 껍질에 전자 2개가 추가된다. 단일 결합만으로는 옥텟 규칙을 만족시키기 어려운 경우가 있다. 이러한 경우에는, 옥텟 규칙을 만족시키기 위해 이중 결합 (두 쌍의 공유 전자쌍)이나 삼중 결합 (세 쌍의 공유 전자쌍)이 필요하다. 예를 들어 질소 분자(N₂)에서, 양쪽의 질소 원자가 옥텟 규칙을 만족시키려면, 두 질소 원자 사이에 삼중 결합을 형성해야 한다.

# '''형식 전하 확인 (필요시)''': 각 원자의 형식 전하를 계산하여 가장 안정한 구조를 판단하는 데 도움을 줄 수 있다. 고립 전자쌍은 2개, 공유된 결합 전자는 1개로 계산하여 원자가 전자 수와 비교한다. 차이가 있다면 해당 원자는 형식 전하를 가진다.

만약 모든 원자의 옥텟을 만족시킬 전자가 부족하다면, 전기 음성도가 더 높은 원자가 우선적으로 옥텟을 만족하도록 전자를 배치한다.

'''다원자 이온'''

다원자 이온의 루이스 구조도 같은 방법으로 그릴 수 있다. 다만, 총 원자가 전자 수를 계산할 때 이온의 전하를 고려해야 한다. 음이온은 전하만큼 전자를 더하고, 양이온은 전하만큼 전자를 뺀다. 구조를 완성한 후에는 전체 구조를 대괄호 `[ ]` 안에 넣고, 오른쪽 위에 이온의 전하를 위첨자로 표시한다.

예시로 아질산염 이온(NO₂⁻)의 루이스 구조를 그려보자.

# '''중심 원자 결정''': 질소(N)가 산소(O)보다 전기 음성도가 낮으므로 중심 원자가 된다.

# '''총 원자가 전자 수 계산''': 질소는 5개, 산소는 각각 6개의 원자가 전자를 가진다. 총합은 5 + (6 × 2) = 17개이다. 이온의 전하가 -1이므로 전자 1개를 더해 총 18개의 원자가 전자를 가진다.

# '''단일 결합 형성''': 질소와 각 산소 사이에 단일 결합을 그린다. 결합 2개에 총 4개의 전자가 사용된다.

# '''주변 원자 옥텟 완성''': 남은 전자 14개(18 - 4 = 14)를 고립 전자쌍으로 배치한다. 각 산소 원자에 3개의 고립 전자쌍(6개 전자)을 배치하면, 각 산소는 결합 전자 2개를 포함하여 총 8개의 전자를 가지게 된다. 남은 2개의 전자는 질소 원자에 고립 전자쌍으로 배치한다.

# '''중심 원자 옥텟 확인 및 다중 결합 형성''': 현재 각 산소는 옥텟을 만족하지만, 질소는 결합 전자 4개와 고립 전자쌍 2개를 합쳐 총 6개의 전자만 가지고 있어 옥텟을 만족하지 못한다. 따라서 두 산소 원자 중 하나의 고립 전자쌍을 이용하여 질소와 이중 결합을 형성해야 한다. 어느 쪽 산소와 이중 결합을 형성해도 동일하게 안정한 구조가 되므로, 아질산염 이온은 공명 구조를 가진다.

# '''최종 구조 표시''': 두 가지 가능한 루이스 구조를 그리고, 각각 대괄호로 묶은 뒤 오른쪽 위에 전하 (−)를 표시한다. 두 구조 사이에는 양방향 화살표(↔)를 그려 공명 관계임을 나타낸다.

'''옥텟 규칙의 예외'''

모든 분자나 이온이 옥텟 규칙을 따르는 것은 아니다. 주요 예외는 다음과 같다.

'''원자 번호가 작은 원소''': 주기율표 2주기 전반부의 원소들, 특히 수소(H), 베릴륨(Be), 붕소(B), 알루미늄(Al) 등은 옥텟 규칙을 만족하지 않는 경우가 많다.^[8] 수소는 전자 2개로 안정화되고, 베릴륨은 4개, 붕소와 알루미늄은 6개의 전자로 안정화되는 경우가 흔하다.^[12] (예: 삼플루오린화 붕소(BF₃), 염화 베릴륨(BeCl₂))
'''홀수 전자 분자 (라디칼)''': 분자 전체의 원자가 전자 수가 홀수이면, 모든 원자가 옥텟 규칙을 만족할 수 없다. 이 경우, 구성 원자 중 전기 음성도가 가장 낮은 원자가 짝을 이루지 않는 전자를 가지는 라디칼이 되는 경향이 있다.^[8] (예: 일산화 질소(NO))
'''확장된 옥텟 (초원자가)''': 주기율표 3주기 이상의 원소들은 d 오비탈을 사용할 수 있어 원자가 껍질에 8개보다 많은 전자를 가질 수 있다. 이를 확장된 옥텟 또는 초원자가 상태라고 한다.^[8] 인(P)이나 황(S)과 같은 원소들은 인산(H₃PO₄)이나 황산(H₂SO₄)과 같은 화합물에서 10개 또는 12개의 원자가 전자를 가지기도 한다. 육플루오린화 황(SF₆)과 같은 물질이 대표적인 예이다.

2. 2. 추가 규칙 (Miburo, Lever 방법 등)

루이스 구조를 그릴 때, 각 원자의 원자가 전자 수를 세어 총 전자 수를 계산하는 일반적인 방법 외에도 전자 계산의 필요성을 없앤 더 간편한 방법들이 제안되었다.

그중 한 가지 방법은 다음과 같다. 먼저 각 원자를 원자가 전자를 점으로 표시하여 그린다. 그 다음, 결합을 형성하는 원자들의 원자가 전자를 서로 짝지어 결합을 나타낸다. 만약 분자가 이온이라면, 음이온의 경우 해당 원자에 전자를 추가하고 양이온의 경우 전자를 제거하여 나타낸다.^[5]

또 다른 요령은 다음과 같은 계산을 이용하는 것이다.

# 분자 전체의 원자가 전자 수를 모두 합한다.

# 각 원자가 옥텟 규칙(수소의 경우 2개의 전자)을 만족하는 데 필요한 전자 수를 모두 합한다.

# 위에서 계산한 두 전자 수의 차이를 구한다. 이 차이값이 분자 내에서 결합을 형성하는 데 사용되는 총 전자 수가 된다.

# 결합을 이루는 전자들을 먼저 배치하고, 남은 전자들은 각 원자가 옥텟 규칙을 만족하도록 배치한다.

이 외에도 루이스 구조와 공명 구조를 작성하는 또 다른 간단하고 일반적인 방법이 제안되기도 했다.^[6]

3. 형식 전하

루이스 구조와 관련하여, '''형식 전하'''는 각 원자의 겉보기 전하를 결정함으로써 가능한 토폴로지 및 공명 구조를 설명하고 비교하며 평가하는 데 사용된다. 이는 모든 화학 결합이 완전한 공유 결합(비극성 결합)이라고 가정하고 루이스 전자점 구조를 기반으로 계산한다.^[7]^[13] 형식 전하는 반응 메커니즘을 이해할 때 전자의 이동 가능성을 예측하는 데 도움을 주며, 종종 실제 원자의 부분 전하와 같은 부호를 갖지만 예외도 존재한다.

일반적으로 원자의 형식 전하는 다음 공식을 사용하여 계산할 수 있다.^[14]

: $C_f = N_v - U_e - \frac {B_n} 2$

여기서 각 기호는 다음을 의미한다.

$C_f$ : 형식 전하
$N_v$ : 결합하지 않은 중성 상태 원자의 원자가 전자 수
$U_e$ : 루이스 구조에서 원자 주위의 비공유 전자(lone pair electron) 수
$B_n$ : 루이스 구조에서 원자가 다른 원자와 형성하는 결합에 참여하는 총 전자(bonding electron) 수

즉, 어떤 원자의 형식 전하는 중성 상태의 원자가 가지는 원자가 전자 수에서, 루이스 구조 상에서 그 원자에 속하는 것으로 간주되는 전자 수(비공유 전자 전체와 공유 전자 절반의 합)를 뺀 값이다.^[14] 공유 결합에 참여하는 전자는 결합을 형성하는 원자들 사이에 동일하게 나누어진다고 가정한다.

이렇게 계산된 각 원자의 형식 전하를 모두 더하면, 이온의 경우 그 이온의 전체 전하와 같아야 하고, 중성 분자의 경우에는 0이 되어야 한다. 형식 전하는 각 원자의 전기 음성도 차이를 고려하지 않기 때문에 실제 원자가 띠는 부분 전하와는 다를 수 있지만, 분자 내 전하 분포를 이해하는 데 유용한 개념이다.

4. 공명 구조

어떤 분자나 이온은 단 하나의 루이스 구조만으로 그 구조를 정확하게 표현하기 어려울 때가 있다. 이는 분자 내 전자의 배치를 여러 방식으로 나타낼 수 있기 때문인데, 예를 들어 어떤 비공유 전자쌍을 이동시켜 이중 결합이나 삼중 결합을 형성해야 할지 결정하기 어렵거나, 동일한 분자 또는 이온에 대해 두 개 이상의 다른 타당한 구조를 그릴 수 있는 경우가 해당한다.

이러한 상황에서는 가능한 모든 구조를 그리고 그 구조들 사이에 양방향 화살표(↔)를 사용하여 표시하는데, 이렇게 그려진 각각의 구조를 공명 구조라고 한다. 공명 구조는 분자가 실제로 각 구조를 번갈아 가지며 변하는 것이 아니라, 실제 분자의 전자 구조가 그려진 여러 공명 구조들이 혼합된 평균적인 상태, 즉 공명 혼성체로 존재한다는 것을 의미한다. 공명은 동일한 종류의 원자가 여러 개 중심 원자에 결합된 경우, 특히 다원자 이온에서 흔하게 나타난다. 때로는 부분적인 결합을 나타내기 위해 점선을 사용하기도 하지만, 이는 공명 혼성체를 시각적으로 나타내는 한 방법일 뿐 엄밀한 의미의 루이스 구조는 아니다.

예를 들어, 질산 이온(NO₃⁻)은 중심의 질소 원자가 옥텟 규칙을 만족하기 위해 세 개의 산소 원자 중 하나와 이중 결합을 형성해야 한다. 이때 분자는 대칭적인 구조를 가지므로, 어느 산소 원자와 이중 결합을 형성하든 동일하게 타당한 루이스 구조가 된다. 따라서 질산 이온은 세 가지의 공명 구조를 가진다.

아질산염 이온(NO₂⁻) 역시 공명 구조를 가진다.

# 중심 원자 결정: 질소(N)는 산소(O)보다 전기 음성도가 낮으므로 중심 원자가 된다.

# 원자가 전자 수 계산: 질소는 5개, 산소는 각각 6개의 원자가 전자를 가지므로 총 (6 × 2) + 5 = 17개이다. 이온의 전하가 -1이므로 전자 1개를 추가하여 총 18개의 전자를 배치해야 한다.

# 원자 연결 및 전자 배치: 먼저 질소와 두 산소 원자를 단일 결합으로 연결한다 (전자 4개 사용). 남은 14개의 전자를 비공유 전자쌍으로 배치하는데, 각 산소 원자에 3쌍씩(총 12개), 질소 원자에 1쌍(2개)을 배치한다.

# 옥텟 규칙 확인 및 공명 구조 형성: 현재 각 산소 원자는 8개의 전자를 만족하지만, 질소 원자는 6개의 전자만 가지고 있어 옥텟 규칙을 만족하지 못한다. 이를 만족시키기 위해 두 산소 원자 중 하나의 비공유 전자쌍 하나를 질소와의 결합에 사용하여 이중 결합을 형성해야 한다. 어느 쪽 산소 원자를 선택해도 동일하게 가능하므로, 아질산염 이온은 두 가지 공명 구조를 가진다.

# 최종 표기: 두 공명 구조를 각각 그린 후, 전체 구조를 대괄호 [ ] 안에 넣고 오른쪽 위에 전하 (−)를 표시한다. 두 구조 사이에는 양방향 화살표(↔)를 그려 공명 관계임을 나타낸다.

여러 공명 구조가 존재할 때, 각각의 구조가 실제 공명 혼성체에 기여하는 정도는 다를 수 있다. 일반적으로 형식 전하의 절댓값 합이 가장 작은 구조가 더 안정하며, 공명 혼성체에 더 크게 기여한다. 형식 전하가 불가피하게 존재해야 한다면, 전기 음성도가 더 큰 원자에 음(-)의 형식 전하가 위치하고 전기 음성도가 작은 원자에 양(+)의 형식 전하가 위치하는 구조가 더 선호된다.^[13]^[14]

공명 구조 개념은 과원자가 분자의 결합을 설명하는 데에도 사용될 수 있다. 예를 들어, 육불화황(SF₆)의 구조는 전통적인 확장된 옥텟 규칙으로 설명되기도 하지만, 양자 화학 계산 결과에 따르면 공명 구조를 통해 설명하는 것이 실제 분자의 전자 상태를 더 정확하게 반영한다.

5. 예외

루이스 구조는 많은 분자의 전자 배치와 결합을 이해하는 데 유용한 도구이지만, 모든 화합물에 완벽하게 적용되지는 않는다. 특히 다음과 같은 몇 가지 주요 예외 상황이 존재한다.

'''옥텟 규칙 예외''': 모든 원자가 8개의 원자가 전자를 가져 안정화된다는 옥텟 규칙을 따르지 않는 분자들이 있다. 이는 중심 원자 주변의 전자가 8개보다 적은 경우(전자 부족 분자), 분자 전체의 전자 수가 홀수여서 짝을 이루지 않는 전자를 갖는 경우(홀전자 분자), 또는 중심 원자가 8개보다 많은 전자를 갖는 경우(확장된 옥텟)로 나눌 수 있다.^[8]^[12] (세부 내용은 #옥텟 규칙 예외 섹션 참고)
'''이온 결합성 화합물''': 염화 나트륨(NaCl)과 같이 이온 결합성이 매우 강한 화합물의 경우, 전자가 특정 원자 사이에 공유되기보다는 이온 형태로 존재하므로 루이스 구조로 실제 결합 상태를 나타내기 어렵다. (세부 내용은 #이온 결합성 화합물 섹션 참고)
'''d 전자 관여 화합물''': 3주기 이상의 원소 중 일부, 특히 전이 금속 화합물처럼 결합에 d 전자나 d 오비탈이 중요하게 관여하는 경우, 단순한 루이스 구조만으로는 복잡한 전자 배치와 결합을 정확히 설명하기 어렵다. (세부 내용은 #d 전자/궤도 관여 화합물 섹션 참고)

5. 1. 옥텟 규칙 예외

옥텟 규칙은 많은 분자의 전자 배치를 설명하는 데 유용하지만, 몇 가지 중요한 예외가 존재한다.

'''전자 부족 분자'''

K 껍질만 가지는 수소(H)는 전자 2개로 안정화되며, 베릴륨(Be), 붕소(B), 알루미늄(Al)과 같은 2주기 원소 전반부 원소들은 옥텟 규칙을 따르지 않는 경우가 많다.^[8] 베릴륨은 4개의 전자, 붕소와 알루미늄은 6개의 전자로 안정화되는 경향이 있다.^[12] 대표적인 예로 삼플루오린화 붕소(BF₃)나 염화 베릴륨(BeCl₂)이 있다.

'''홀전자 분자 (라디칼)'''

분자를 구성하는 총 원자가 전자 수가 홀수 개인 경우, 모든 원자가 옥텟 규칙을 만족할 수 없다. 이때 짝을 이루지 않는 전자(홀전자)를 가진 원자가 존재하게 되며, 이러한 분자를 라디칼이라고 한다. 일반적으로 전기 음성도가 작은 원자가 홀전자를 갖게 된다.^[8] 예를 들어 일산화 질소(NO)는 질소 원자가 홀전자를 가진 라디칼이다.

'''확장된 옥텟 (초원자가)'''

3주기 원소 이상의 원소들은 원자가 껍질에 d 오비탈을 사용할 수 있어, 중심 원자 주위에 8개보다 많은 전자를 가질 수 있다. 이를 확장된 옥텟이라고 하며, 이러한 화합물을 초원자가 화합물이라고 부르기도 한다.^[8] 예를 들어, 인(P)이나 황(S)은 인산(H₃PO₄)이나 황산(H₂SO₄)과 같은 화합물에서 옥텟 규칙을 넘어서는 전자 배치를 가진다. 육플루오린화 황(SF₆)의 황 원자는 12개의 전자를, 트라이아이오딘화물 이온(I₃^-)의 중심 아이오딘 원자는 10개의 전자를 가진다.

5. 2. 이온 결합성 화합물

루이스 구조는 기본적으로 공유 결합을 갖는 화합물에 적용할 수 있다. 따라서 분자성 화합물뿐만 아니라 공유 결합 결정이나 고분자처럼 공유 결합이 길게 이어지는 상태에도 적용 가능하다.

하지만 이온 결합성이 강한 화합물에 루이스 구조를 적용하는 것은 종종 어렵다. 예를 들어 염화 나트륨(NaCl)의 경우, Na⁺와 Cl^- 이온은 각각 8개의 원자가 전자를 가지므로, 이를 바탕으로 4개의 단일 결합을 형성한다고 단순하게 생각할 수도 있다. 그러나 염화 나트륨의 실제 구조는 이원자 분자가 아니며, 면심 입방 격자 구조를 이루고 있다. 이 구조에서는 각 원자가 주변의 6개 다른 원자와 이온 결합으로 연결되어 있다. 이러한 실제 결합 방식은 루이스 구조로는 설명하거나 표기하기 어렵다.

5. 3. d 전자/궤도 관여 화합물

또한 결합에 d 전자 또는 d 궤도가 강하게 관여하는 경우 루이스 구조를 적용하고 표기하는 것은 어렵다.

6. 루이스 구조의 활용과 한계

루이스 구조는 20세기 초 화학 결합에 대한 이해가 초기 단계일 때 개발되었음에도 불구하고, 화학 반응성과 관련된 특징을 포함하여 다양한 분자 시스템의 전자 구조에 대한 많은 핵심적인 내용을 설명해준다. 이 때문에 화학자들과 화학 교육자들에게 널리 사용되고 있다. 특히 유기 화학 분야에서는 전통적인 원자가 결합 모델이 여전히 중요하게 다뤄지며, 반응 메커니즘은 종종 루이스 구조의 약식 버전인 골격식 위에 화살표 밀기 표기법을 사용하여 이해된다. 그러나 무기 화학이나 유기금속 화학에서 다루는 더 복잡한 결합 방식 때문에, 많은 분자들은 결합을 제대로 설명하기 위해 완전히 비편재화된 분자 오비탈을 사용해야 하며, 이 경우 루이스 구조의 중요성은 상대적으로 줄어든다 (하지만 여전히 흔히 사용된다).

루이스 구조만으로는 설명하기 어렵거나 부정확한 경우도 있다. 예를 들어, 실험적으로 짝을 이루지 않은 전자(홀전자)를 갖는 것으로 알려진 분자들(O₂, NO, ClO₂)을 단순한 루이스 구조로 표현하면 결합 차수, 결합 길이, 자기적 성질 등을 잘못 예측하게 될 수 있다. 또한, 루이스 구조는 방향족성 현상을 설명하지 못한다. 예를 들어, 왜 고리 모양의 C₆H₆(벤젠)이 일반적인 비편재화 효과를 넘어 특별한 안정화를 경험하는지 설명하지 못하는 반면, C₄H₄(사이클로부타디엔)은 실제로 특별한 불안정화를 경험하는 이유를 설명하지 못한다. 분자 오비탈 이론은 이러한 현상들을 더 직접적으로 설명할 수 있다.

루이스 구조는 기본적으로 공유 결합을 갖는 화합물에 적용할 수 있으므로, 분자성 화합물뿐만 아니라 공유 결합 결정이나 고분자처럼 반무한하게 공유 결합이 이어지는 상태에도 적용할 수 있다. 하지만 이온 결합성이 강한 화합물에 적용하는 것은 종종 어렵다. 예를 들어 NaCl에서는 Na⁺와 Cl^- 이온은 각각 8개의 원자가 전자를 가지는 것처럼 보일 수 있지만, NaCl의 실제 결정 구조는 면심 입방 격자 구조로 각 이온이 6개의 다른 이온과 이온 결합으로 연결되어 있으며, 이는 루이스 구조로는 설명 및 표기할 수 없다. 또한 결합에 d 전자 또는 d 궤도가 강하게 관여하는 경우 루이스 구조를 적용하고 표기하는 것은 어렵다.

7. 관련 문서

참조

_[1] 웹사이트 IUPAC definition of Lewis formula http://goldbook.iupa[...]
_[2] 서적 Chemical Principles Houghton-Mifflin 2005
_[3] 간행물 Inorganic Chemistry https://archive.org/[...] Pearson Prentice–Hall
_[4] 논문 The Atom and the Molecule https://zenodo.org/r[...]
_[5] 논문 Simplified Lewis Structure Drawing for Non-science Majors
_[6] 논문 Lewis Structures and the Octet Rule
_[7] 서적 Inorganic Chemistry Prentice Hall 1998
_[8] 서적 ボルハルト・ショアー現代有機化学（上）化学同人
_[9] 논문 The Atom and the Molecule
_[10] 웹사이트 Chemical principles, Chapter 11 Lewis Structures and the VSEPR Method http://authors.libra[...] The Benjamin/Cummings 2016-05-07
_[11] 서적 ウーレット有機化学化学同人 2009-04-10
_[12] 웹사이트 ルイス構造式 http://www.b.dendai.[...] 2016-05-14
_[13] 서적 Inorganic Chemistry Prentice Hall 1998
_[14] 서적 2009

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