ルイス構造（電子ドット構造式）

基本的な構成要素と表記法

ルイス電子式では、各価電子を元素記号の近くに置いた点で表し、2個の点は孤立電子対を表す。共有結合を形成する共有電子対は、通常、二つの元素記号の間の線として描かれる。線1本は単結合、2本は二重結合、3本は三重結合を意味する。この図式が重視するのは内殻電子ではなく、結合に関与する最外殻の価電子である。視覚的な基本例として、多くの入門書では水を用いる。H2Oでは酸素を中心に置き、水素との二つの単結合と、酸素上の二つの孤立電子対を描く。

ルイス構造の書き方

一般的な手順は、全原子の価電子の総数を数え、中心原子を選び、水素以外で通常は電気陰性度が最も低い元素を中心にして原子を配置することである。可能な限りオクテット則を満たすよう電子対を置き、原子に完全なオクテットを与える必要があれば、孤立電子対を結合電子対へ変換する。実用的な指針は、しばしば次のチェックリストとしてまとめられる。

• すべての原子について価電子数を数える。
• 中心原子を選ぶ（水素が中心原子になることはない）。
• 原子を単結合でつなぎ、使用した電子数を差し引く。
• 残りの電子を孤立電子対として配分し、外側の原子からオクテットを完成させる。
• オクテットを満たさない原子があれば、孤立電子対を共有電子対に変えて多重結合をつくり、形式電荷を計算して最も適切な構造を選ぶ。

例外と特殊な状況

すべての分子がオクテット則に従うわけではない。例としては、一酸化窒素NOのように電子数が奇数の化学種であるフリーラジカル、BF3のようなホウ素化合物に見られる電子不足分子、さらに第3周期以降の元素における拡張オクテットがある。リン、硫黄、多くの遷移元素は8個を超える電子を収容できる。複数の等価なルイス構造が存在する場合には共鳴が起こる。実際の電子構造は、それらの共鳴構造の加重平均として表される。形式電荷の計算は、最も妥当な共鳴寄与構造を見定める助けとなる。

用途、例、重要性

ルイス構造は、基本的な原子価の概念と、より高度な結合理論との橋渡しとなるため、化学教育の早い段階で教えられる。VSEPR理論と組み合わせれば分子の幾何構造を予測でき、反応性を示す部位の特定、極性や形式電荷の説明にも用いられる。代表例として、CO2は二つの二重結合をもつ直線形、NH3は窒素上の一つの孤立電子対により三角錐形となる。ベンゼンは非局在化したπ電子を反映するため、共鳴を用いて扱われる。特定の文脈における結合電子対と孤立電子対については、入門的な資料の電子対および原子を、より一般的な説明については分子の概要を参照。

歴史的背景と注目すべき事項

この概念は、20世紀初頭に共有結合の電子対概念を提唱したギルバート・N・ルイスにちなんで名付けられた。結合についてはより包括的な量子力学的記述があるにもかかわらず、ルイス電子式は実用的で視覚的な手法として残っている。短時間で描くことができ、教室での教育に有用であり、有機化学および無機化学で新しい分子や反応機構を分析する際の第一歩であり続けている。