โครงสร้างลูอิส  – หรือเรียกอีกอย่างว่าสูตรจุดลูอิสโครงสร้างจุดลูอิสโครงสร้างจุดอิเล็กตรอนหรือโครงสร้างจุดอิเล็กตรอนลูอิส ( LEDs ) – คือแผนภาพที่แสดงพันธะระหว่างอะตอมของโมเลกุลรวมถึงอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวที่อาจมีอยู่ในโมเลกุล^{[ 1 ] [ 2 ] [ 3 ]}กิลเบิร์ต เอ็น. ลูอิสได้นำเสนอ โครงสร้าง ลู อิส ในบทความเรื่องอะตอมและโมเลกุล ในปี 1916 และสามารถวาดโครงสร้างลูอิสได้สำหรับ โมเลกุลที่มีพันธะ โคเวเลนต์ ใดๆ รวมถึงสารประกอบเชิงซ้อน [ ^{4 ] โครงสร้าง}ลูอิสขยายแนวคิดของแผนภาพจุดอิเล็กตรอนโดยการเพิ่มเส้นระหว่างอะตอมเพื่อแสดงคู่ที่ใช้ร่วมกันในพันธะเคมี

โครงสร้างลูอิสแสดงอะตอมแต่ละตัวและตำแหน่งของมันในโครงสร้างของโมเลกุลโดยใช้สัญลักษณ์ทางเคมี เส้นจะถูกลากเชื่อมระหว่างอะตอมที่เชื่อมต่อกัน (อาจใช้จุดคู่แทนเส้นก็ได้) อิเล็กตรอนส่วนเกินที่ก่อตัวเป็นอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจะแสดงด้วยจุดคู่ และวางไว้ข้างๆ อะตอม

แม้ว่าธาตุหมู่หลักในคาบที่สองและคาบถัดไปมักจะทำปฏิกิริยาโดยการรับ การสูญเสีย หรือการแบ่งปันอิเล็กตรอนจนกว่าจะมีโครงสร้างอิเล็กตรอนในเปลือกวาเลนซ์ที่มีอิเล็กตรอนครบแปดตัว (8) แต่ ไฮโดรเจนกลับปฏิบัติตามกฎคู่โดยสร้างพันธะหนึ่งพันธะสำหรับเปลือกวาเลนซ์ที่สมบูรณ์ของอิเล็กตรอนสองตัว

สำหรับโมเลกุลที่เป็นกลาง จำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดที่แสดงในโครงสร้างลูอิสจะเท่ากับผลรวมของจำนวนอิเล็กตรอนวาเลนซ์ในแต่ละอะตอม ไม่ใช่จำนวนสูงสุดที่เป็นไปได้ อิเล็กตรอนที่ไม่ใช่วาเลนซ์จะไม่แสดงในโครงสร้างลูอิส เนื่องจากอิเล็กตรอนเหล่านั้นไม่เกิดพันธะ

เมื่อทราบจำนวนอิเล็กตรอนวาเลนซ์ทั้งหมดแล้ว จะนำอิเล็กตรอนเหล่านั้นไปใส่ในโครงสร้างตามขั้นตอนต่อไปนี้:

1. ในขั้นต้น จะลากเส้นหนึ่งเส้น (ซึ่งแสดงถึงพันธะเดี่ยว) ระหว่างอะตอมที่เชื่อมต่อกันแต่ละคู่
2. แต่ละพันธะประกอบด้วยอิเล็กตรอนคู่หนึ่ง ดังนั้น ถ้าtคือจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดที่จะต้องวาง และnคือจำนวนพันธะเดี่ยวที่เพิ่งวาดไป จะเหลืออิเล็กตรอนที่ต้องวางอยู่ t − 2n ตัวอิเล็กตรอนเหล่านี้จะถูกวาดเป็นจุดชั่วคราว จุดละหนึ่งอิเล็กตรอน สูงสุดแปดจุดต่ออะตอม (สองจุดในกรณีของไฮโดรเจน) ลบสองจุดสำหรับแต่ละพันธะ
3. อิเล็กตรอนจะถูกกระจายไปยังอะตอมชั้นนอกสุดก่อน จากนั้นจึงกระจายไปยังอะตอมอื่นๆ จนกว่าจะไม่มีอิเล็กตรอนให้กระจายอีกต่อไป
4. สุดท้ายนี้ อะตอมแต่ละอะตอม (ยกเว้นไฮโดรเจน) ที่มีอิเล็กตรอนล้อมรอบน้อยกว่าแปดตัว (นับพันธะแต่ละพันธะเป็นสองตัว) จะได้รับการประมวลผลดังนี้: สำหรับอิเล็กตรอนสองตัวที่ต้องการ จะมีการลบจุดสองจุดออกจากอะตอมข้างเคียง และมีการลากเส้นเพิ่มเติมระหว่างอะตอมทั้งสอง การกระทำนี้แสดงถึงการแปลงอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวให้เป็นอิเล็กตรอนคู่พันธะ ซึ่งจะเพิ่มอิเล็กตรอนสองตัวให้กับวงโคจรชั้นนอกของอะตอมแรก ในขณะที่จำนวนอิเล็กตรอนของอะตอมหลังยังคงไม่เปลี่ยนแปลง
5. ในขั้นตอนก่อนหน้านี้ หากมีอิเล็กตรอนไม่เพียงพอที่จะเติมเต็มวงโคจรชั้นนอกสุดของอะตอมทั้งหมด จะให้ความสำคัญกับอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า

โครงสร้างลูอิสสำหรับไอออนหลายอะตอมสามารถวาดได้โดยใช้วิธีเดียวกัน อย่างไรก็ตาม เมื่อนับอิเล็กตรอน ไอออนลบควรมีอิเล็กตรอนมากกว่าในโครงสร้างลูอิส ในขณะที่ไอออนบวกควรมีอิเล็กตรอนน้อยกว่าโมเลกุลที่ไม่มีประจุ เมื่อเขียนโครงสร้างลูอิสของไอออน โครงสร้างทั้งหมดจะอยู่ในวงเล็บ และประจุจะเขียนเป็นตัวยกที่มุมบนขวา นอกวงเล็บ

มีการเสนอวิธีการที่ง่ายกว่าสำหรับการสร้างโครงสร้างลูอิส ซึ่งขจัดความจำเป็นในการนับอิเล็กตรอน: อะตอมจะถูกวาดโดยแสดงอิเล็กตรอนวาเลนซ์ จากนั้นพันธะจะถูกสร้างขึ้นโดยการจับคู่อิเล็กตรอนวาเลนซ์ของอะตอมที่เกี่ยวข้องในกระบวนการสร้างพันธะ และแอนไอออนและแคตไอออนจะถูกสร้างขึ้นโดยการเพิ่มหรือลบอิเล็กตรอนจากอะตอมที่เหมาะสม^{[ 5 ]}

เทคนิคอย่างหนึ่งคือ ให้นับจำนวนอิเล็กตรอนวาเลนซ์ก่อน จากนั้นนับจำนวนอิเล็กตรอนที่จำเป็นเพื่อให้ครบกฎออกเตต (หรือในกรณีของไฮโดรเจนใช้เพียง 2 อิเล็กตรอน) แล้วนำผลต่างของสองจำนวนนี้มาคำนวณหาจำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะ ส่วนอิเล็กตรอนที่เหลือก็จะไปเติมเต็มออกเตตของอะตอมอื่นๆ

วิธีการคันโยก ขั้นตอนทั่วไปที่ง่ายอีกวิธีหนึ่งในการเขียนโครงสร้างลูอิสและรูปแบบเรโซแนนซ์ได้รับการเสนอ^{[ 6 ]}

ระบบนี้ใช้งานได้ในเกือบทุกกรณี อย่างไรก็ตาม มี 3 กรณีที่ระบบนี้จะใช้งานไม่ได้ ซึ่งรายละเอียดได้ระบุไว้ในตารางด้านล่าง

ในแง่ของโครงสร้างลูอิสประจุฟอร์มัลถูกใช้ในการอธิบาย เปรียบเทียบ และประเมินโครงสร้างโทโพโลยีและเรโซแนน ซ์ที่เป็นไปได้ ^{[ 7 ]}โดยการกำหนดประจุอิเล็กตรอนที่ปรากฏของแต่ละอะตอมภายใน โดยอิงจากโครงสร้างจุดอิเล็กตรอน โดยสมมติว่ามีพันธะโคเวเลนต์หรือ พันธะ ไม่มีขั้ว เท่านั้น มีประโยชน์ในการกำหนดการกำหนดค่าอิเล็กตรอนใหม่ที่เป็นไปได้เมื่ออ้างถึงกลไกปฏิกิริยาและมักจะให้ผลลัพธ์เป็นเครื่องหมายเดียวกันกับประจุบางส่วนของอะตอม ยกเว้นบางกรณี โดยทั่วไป ประจุฟอร์มัลของอะตอมสามารถคำนวณได้โดยใช้สูตรต่อไปนี้ โดยสมมติว่าคำจำกัดความที่ไม่เป็นมาตรฐานสำหรับเครื่องหมายที่ใช้: โดยที่ $${\displaystyle C_{\text{f}}=N_{\text{v}}-U_{\text{e}}-{\frac {B_{\text{n}}}{2}},}$$

${\displaystyle C_{\text{f}}}$เป็นข้อกล่าวหาอย่างเป็นทางการ

${\displaystyle N_{\text{v}}}$แสดงถึงจำนวนอิเล็กตรอนวาเลนซ์ในอะตอมอิสระของธาตุนั้น

${\displaystyle U_{\text{e}}}$แสดงถึงจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่ได้ใช้ร่วมกันในอะตอม

${\displaystyle B_{\text{n}}}$แสดงถึงจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในพันธะที่อะตอมมีกับอะตอมอื่น

ประจุฟอร์มัลของอะตอมคำนวณได้จากผลต่างระหว่างจำนวนอิเล็กตรอนวาเลนซ์ที่อะตอมที่เป็นกลางจะมี กับจำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่ในโครงสร้างลูอิส อิเล็กตรอนในพันธะโคเวเลนต์จะถูกแบ่งเท่าๆ กันระหว่างอะตอมที่เกี่ยวข้องในพันธะ ผลรวมของประจุฟอร์มัลบนไอออนควรเท่ากับประจุของไอออน และผลรวมของประจุฟอร์มัลบนโมเลกุลที่เป็นกลางควรเท่ากับศูนย์

สำหรับโมเลกุลและไอออนบางชนิด การระบุว่าควรเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวคู่ใดเพื่อสร้างพันธะคู่หรือพันธะสามนั้นทำได้ยาก และ อาจมีโครงสร้าง เรโซแนนซ์ ที่แตกต่างกันสองแบบขึ้นไป สำหรับโมเลกุลหรือไอออนเดียวกัน ในกรณีเช่นนี้ มักจะเขียนโครงสร้างทั้งหมดโดยมีลูกศรสองทิศทางคั่นกลาง ซึ่งบางครั้งเกิดขึ้นเมื่อมีอะตอมชนิดเดียวกันหลายอะตอมล้อมรอบอะตอมกลาง และพบได้บ่อยโดยเฉพาะอย่างยิ่งสำหรับไอออนหลายอะตอม

เมื่อเกิดสถานการณ์เช่นนี้ โครงสร้างลูอิสของโมเลกุลจะถูกเรียกว่าโครงสร้างเรโซแนนซ์และโมเลกุลนั้นจะอยู่ในรูปของไฮบริดเรโซแนนซ์ โดยแต่ละความเป็นไปได้จะซ้อนทับกัน และโมเลกุลนั้นจะถือว่ามีโครงสร้างลูอิสที่เทียบเท่ากับการรวมกันของสถานะเหล่านั้น

ไอออนไนเตรต ( NO)−3ตัวอย่างเช่น ไนโตรเจนต้องสร้างพันธะคู่ระหว่างไนโตรเจนกับออกซิเจนตัวใดตัวหนึ่งเพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตตของไนโตรเจน อย่างไรก็ตาม เนื่องจากโมเลกุลมีความสมมาตร จึงไม่สำคัญว่า ออกซิเจน ตัวใดจะสร้างพันธะคู่ ในกรณีนี้ มีโครงสร้างเรโซแนนซ์ที่เป็นไปได้สามแบบ การแสดงเรโซแนนซ์เมื่อวาดโครงสร้างลูอิสสามารถทำได้โดยการวาดรูปแบบเรโซแนนซ์ที่เป็นไปได้แต่ละแบบและวางลูกศรสองหัวเชื่อมระหว่างกัน หรือโดยการใช้เส้นประเพื่อแสดงพันธะบางส่วน (แม้ว่าวิธีหลังจะเป็นการแสดงที่ดีของไฮบริดเรโซแนนซ์ซึ่งไม่ใช่โครงสร้างลูอิสอย่างเป็นทางการ)

เมื่อเปรียบเทียบโครงสร้างเรโซแนนซ์ของโมเลกุลเดียวกัน โดยทั่วไปแล้วโครงสร้างที่มีประจุฟอร์มัลน้อยที่สุดจะมีส่วนร่วมในไฮบริดเรโซแนนซ์โดยรวมมากกว่า ในกรณีที่จำเป็นต้องใช้ประจุฟอร์มัล โครงสร้างเรโซแนนซ์ที่มีประจุลบอยู่ที่ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า และประจุบวกอยู่ที่ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำกว่า จะได้รับความนิยมมากกว่า

นอกจากนี้ พันธะเดี่ยวยังสามารถเคลื่อนย้ายได้ในลักษณะเดียวกันเพื่อสร้างโครงสร้างเรโซแนนซ์สำหรับโมเลกุลที่มีวาเลนซ์เกินเช่นซัลเฟอร์เฮกซาฟลูออไรด์ซึ่งเป็นคำอธิบายที่ถูกต้องตามการคำนวณทางเคมีควอนตัม แทนที่จะใช้แบบจำลองอ็อกเทตขยายแบบทั่วไป

โครงสร้างเรโซแนนซ์ไม่ควรถูกตีความว่าบ่งชี้ว่าโมเลกุลเปลี่ยนรูปแบบไปมา แต่หมายความว่าโมเลกุลทำหน้าที่เป็นค่าเฉลี่ยของหลายรูปแบบ

สูตรของ ไอออนไน ไตรต์คือNO−2.

1. ไนโตรเจนเป็นอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำที่สุดในบรรดาอะตอมทั้งสอง ดังนั้นจึงถือเป็นอะตอมกลางตามเกณฑ์หลายประการ
2. นับอิเล็กตรอนวงนอกสุด ไนโตรเจนมีอิเล็กตรอนวงนอกสุด 5 ตัว ออกซิเจนแต่ละตัวมี 6 ตัว รวมเป็น (6 × 2) + 5 = 17 ตัว ไอออนมีประจุ -1 ซึ่งแสดงว่ามีอิเล็กตรอนเกินมา 1 ตัว ดังนั้นจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดคือ 18 ตัว
3. เชื่อมต่ออะตอมด้วยพันธะเดี่ยว ออกซิเจนแต่ละอะตอมต้องเชื่อมต่อกับไนโตรเจน ซึ่งใช้อิเล็กตรอนสี่ตัว—สองตัวในแต่ละพันธะ
4. จัดวางอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว อิเล็กตรอนที่เหลือ 14 ตัว ควรจัดวางเป็นอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 7 คู่ในเบื้องต้น ออกซิเจนแต่ละตัวสามารถรับอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวได้สูงสุด 3 คู่ ทำให้แต่ละออกซิเจนมีอิเล็กตรอน 8 ตัว รวมทั้งอิเล็กตรอนคู่พันธะด้วย อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวคู่ที่เจ็ดต้องวางไว้บนอะตอมไนโตรเจน
5. เป็นไปตามกฎออกเตต อะตอมออกซิเจนทั้งสองมีอิเล็กตรอน 8 ตัว ในขณะที่อะตอมไนโตรเจนมีอิเล็กตรอนเพียง 6 ตัว อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวคู่ใดคู่หนึ่งของอะตอมออกซิเจนจะต้องสร้างพันธะคู่ แต่ไม่ว่าจะเป็นอะตอมใดก็ใช้ได้ผลเช่นเดียวกัน ดังนั้นจึงเกิดโครงสร้างเรโซแนนซ์ขึ้น
6. ผูกส่วนที่ยังค้างอยู่ให้เรียบร้อย ต้องวาดโครงสร้างลูอิสสองโครงสร้าง: แต่ละโครงสร้างจะมีอะตอมออกซิเจนหนึ่งในสองอะตอมเชื่อมต่อกับอะตอมไนโตรเจนด้วยพันธะคู่ ส่วนอะตอมออกซิเจนอีกอะตอมในแต่ละโครงสร้างจะเชื่อมต่อกับอะตอมไนโตรเจนด้วยพันธะเดี่ยว ใส่เครื่องหมายวงเล็บคร่อมแต่ละโครงสร้าง และเพิ่มเครื่องหมายลบ (−) ไว้ที่มุมบนขวาด้านนอกวงเล็บ วาดลูกศรสองหัวเชื่อมระหว่างโครงสร้างเรโซแนนซ์ทั้งสอง

${\displaystyle {\begin{เมทริกซ์}{\ce {CH3-CH2-CH2-CH3}}\\{\ce {CH3CH2CH2CH3}}\end{เมทริกซ์}}}$

สูตรโครงสร้างแบบย่อสองแบบ ซึ่งทั้งสองแบบแสดงถึงบิวเทน

โครงสร้างทางเคมีอาจเขียนในรูปแบบที่กระชับยิ่งขึ้น โดยเฉพาะอย่างยิ่งเมื่อแสดงโมเลกุลอินทรีย์ในสูตรโครงสร้างแบบย่อ อาจละเว้นพันธะโควาเลนต์จำนวนมากหรือทั้งหมด โดยใช้ตัวเลขห้อยเพื่อระบุจำนวนกลุ่มที่เหมือนกันที่ติดอยู่กับอะตอมใดอะตอมหนึ่ง แผนภาพโครงสร้างแบบย่ออีกแบบหนึ่งคือสูตรโครงร่าง (หรือที่เรียกว่าสูตรเส้นพันธะหรือแผนภาพโครงร่างคาร์บอน) ในสูตรโครงร่าง อะตอมคาร์บอนไม่ได้แสดงด้วยสัญลักษณ์ C แต่แสดงด้วยจุดยอดของเส้น อะตอมไฮโดรเจนที่เชื่อมต่อกับคาร์บอนจะไม่แสดง – สามารถอนุมานได้โดยการนับจำนวนพันธะกับอะตอมคาร์บอนใดอะตอมหนึ่ง – แต่ละอะตอมคาร์บอนจะถือว่ามีพันธะทั้งหมดสี่พันธะ ดังนั้นพันธะใด ๆ ที่ไม่ได้แสดงจึงหมายความโดยนัยว่าเชื่อมต่อกับอะตอมไฮโดรเจน

แผนภาพอื่นๆ อาจมีความซับซ้อนมากกว่าโครงสร้างลูอิส โดยแสดงพันธะในแบบ 3 มิติโดยใช้รูปแบบต่างๆ เช่นแผนภาพ แบบเติมเต็มพื้นที่

แม้ว่าโครงสร้างลูอิสจะเรียบง่ายและพัฒนาขึ้นในช่วงต้นศตวรรษที่ 20 ซึ่งความเข้าใจเกี่ยวกับการพันธะทางเคมียังอยู่ในขั้นพื้นฐาน แต่โครงสร้างลูอิสก็สามารถอธิบายลักษณะสำคัญหลายประการของโครงสร้างอิเล็กตรอนของระบบโมเลกุลต่างๆ ได้ รวมถึงลักษณะที่เกี่ยวข้องกับปฏิกิริยาทางเคมี ดังนั้นจึงยังคงมีการใช้งานอย่างแพร่หลายโดยนักเคมีและนักการศึกษาเคมี โดยเฉพาะอย่างยิ่งในสาขาเคมีอินทรีย์ซึ่งแบบจำลองพันธะวาเลนซ์แบบดั้งเดิมยังคงมีบทบาทสำคัญ และกลไกต่างๆ มักเข้าใจได้ในแง่ของสัญลักษณ์ลูกศรโค้งที่ซ้อนทับอยู่บนสูตรโครงร่างซึ่งเป็นรูปแบบย่อของโครงสร้างลูอิส เนื่องจากความหลากหลายของรูปแบบการพันธะที่พบในเคมีอนินทรีย์และเคมีโลหะอินทรีย์ โมเลกุลจำนวนมากจึงจำเป็นต้องใช้โมเลกุลออร์บิทัล แบบกระจายตัวอย่างสมบูรณ์ เพื่ออธิบายพันธะของพวกมันอย่างเพียงพอ ทำให้โครงสร้างลูอิสมีความสำคัญน้อยลงเมื่อเทียบกัน (ถึงแม้ว่าจะยังคงใช้กันอย่างแพร่หลายก็ตาม)

มีระบบโมเลกุลที่เรียบง่ายและเป็นแบบฉบับซึ่งคำอธิบายของลูอิส อย่างน้อยในรูปแบบที่ไม่ได้รับการดัดแปลง จะทำให้เข้าใจผิดหรือไม่ถูกต้อง โดยเฉพาะอย่างยิ่ง การวาดโครงสร้างลูอิสแบบง่ายๆ สำหรับโมเลกุลที่ทราบจากการทดลองว่ามีอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ (เช่น O₂ _, NO และ ClO₂ ₎นำไปสู่การอนุมานที่ไม่ถูกต้องเกี่ยวกับลำดับพันธะ ความยาวพันธะ และ/หรือคุณสมบัติทางแม่เหล็ก แบบจำลองลูอิสแบบง่ายๆ ยังไม่สามารถอธิบายปรากฏการณ์ของความเป็นอะโรมาติกได้ ตัวอย่างเช่น โครงสร้างลูอิสไม่ได้ให้คำอธิบายว่าทำไม C₆H₆ แบบวงแหวน₍เบนซีน) จึงมีเสถียรภาพเป็นพิเศษนอกเหนือจากผลกระทบของการกระจายตัวตามปกติ ในขณะที่ C₄H₄ ₍ไซโคลบิ ว _ทาได อี _น ) กลับมีภาวะไม่เสถียรเป็นพิเศษ[ 8 ^{]ทฤษฎีออ}ร์บิทัลโมเลกุลให้คำอธิบายที่ตรงไปตรงมาที่สุดสำหรับปรากฏการณ์เหล่านี้

• ทฤษฎีการผลักกันของอิเล็กตรอนคู่ในวงโคจรชั้นนอกสุด
• เรขาคณิตโมเลกุล
• สูตรโครงสร้าง
• ออร์บิทัลพันธะธรรมชาติ

• แผนภาพจุดลูอิสของธาตุบางชนิด
• โครงสร้างลูอิสสำหรับสารประกอบทั้งหมด