[[분류:화학식]]
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== 개요 ==
[[길버트 뉴턴 루이스]]가 고안한 [[공유 결합]]을 알아보기 쉽도록 각 원소의 [[원자가전자]]들을 기호 주위에 점으로 찍어 표현하는 방법.

== 그리는 법 ==
 1. 각 원소기호를 그린다.
 1. 원자가전자를 각 원소기호를 중심으로 상하좌우에 하나씩 찍어준다.[* 순서는 상관 없다.]
 1. 원자가전자가 5개 이상이면 쌍으로 찍는다.[* 쌍으로 있는 게 쌍전자(비공유 전자), 하나만 있는 게 홀전자이다.]
 1. 중심원소를 놓고[* 홀전자가 많은 원소일수록 중심원소가 될 확률이 높다. 원자의 크기가 크기 때문.]  [[옥텟 규칙]]을 만족하도록 바깥 원소와 중심 원소의 홀전자들을 결합해 그리면 된다.[* 이걸 공유 전자쌍이라고 한다.]

== 예 ==
=== 물의 루이스 전자점식 ===
[[파일:/pds/200811/25/12/d0016412_492b63cde4229.gif]]
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. [[황화수소]]([math(\rm H_2S)]), [[암모니아]]([math(\rm NH_3)]) 등도 마찬가지로 쌍극자 모멘트가 분자 내에서 비대칭적으로 분포하기 때문에 극성을 띤다.

=== 이산화탄소의 루이스 전자점식 ===
[[파일:external/ncc.phinf.naver.net/09.jpg]]
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.[* 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.]