Versio 2. tammikuuta 2016 kello 15.49 muokkaa Nitraus (keskustelu \| muokkaukset) seulojat, ylläpitäjät 156 778 muokkausta p w ← Vanhempi muutos		Versio 5. tammikuuta 2016 kello 23.23 muokkaa kumoa Jmk (keskustelu \| muokkaukset) seulojat, ylläpitäjät 91 011 muokkausta vokaalisointu, ko-valenttisia (ei "kova-lenttisiä") Uudempi muutos →
Rivi 1: [[Kuva:Hydrogen-fluoride-2D-flat.png\|thumb\|[[Vetyfluoridi]]n Lewis-rakenne. Fluorilla on kolme vapaata elektroniparia. ]] '''Lewis-rakenne''' eli ''elektronipisterakenne'', ''-diagrammi'' tai ''-esitys'' on [[molekyyli]]stä piirretty esitys, joka kuvaa molekyylin atomien välistä kovalenttista sitoutumista ja mahdollisia vapaita [[elektroni]]pareja.<ref name="Inorganic">{{Kirjaviite \| Tekijä = Catherine E. Housecroft, Alan G. Sharpe\| Nimeke = Inorganic Chemistry, 2nd ed\| Vuosi = 2005 \| Julkaisija = Pearson Education Limited\| Tunniste = ISBN 0130-39913-2\| Kieli ={{en}} }}</ref> Lewis-rakenne voidaan piirtää mille tahansa ~~kovalenttisisiä~~kovalenttisia sidoksia sisältävälle molekyylille tai kompleksiyhdisteelle. Lewis-rakenteen ei ole tarkoitus kuvata kolmiulotteista rakennetta.<ref>J.G. Smith: ''Organic Chemistry 2/e'', McGraw-Hill, 2007, ISBN 978-0-07-304986-1 {{en}}</ref> Rakenne esittää [[valenssielektroni]]t pisteinä, mutta jaetut [[Kovalenttinen sidos\|sidoksia]] muodostavat elektroniparit yksinkertaistetaan yleensä viivoiksi. Yksi atomienvälinen viiva kuvaa [[sidoskertaluku]]a yksi, kaksi viivaa sidoskertalukua kaksi ja niin edelleen. Ytimiä kuvaavat [[alkuaine]]iden tunnukset. Lewis-rakenne on nimetty rakenteen keksineen [[Gilbert Newton Lewis\|G. N. Lewisin]] mukaan. Hän esitti rakenteen vuonna [[1916]]. Elektronien lukumäärä Lewis-rakenteessa vastaa yksittäisten atomien valenssielektronien summaa. [[Oktettisääntö\|Oktettisäännön]] mukaan atomi on vakain, kun se on jalokaasujen valenssielektronitilassa, eli kun sillä on kahdeksan valenssielektronia. Kahdeksan valenssielektronin tilaan atomi pyrkii jakamalla elektroneja eli muodostamalla kovalenttisia sidoksia. Esimerkiksi [[fluori]], jolla on seitsemän valenssielektronia, pyrkii jakamaan yhden elektroneistaan ja muodostamaan siten yksinkertaisen kovalenttisen sidoksen. Oktettisääntö on kuitenkin pelkkä malli ja siihen on lukuisia poikkeuksia. Esimerkiksi [[vety]] pyrkii kahdeksan elektronin sijasta kahden elektronin valenssielektronitilaan ([[helium]]in valenssielektronitila [He]). Eräät toisen jakson alkuaineet ([[litium]] ja [[beryllium]]) pyrkivät neljän elektronin ja esimerkiksi [[boori]] pyrkii kuuden elektronin valenssielektronitilaan eli niin sanottuun sekstettiin. Eräillä alkuaineilla kuten [[fosfori]]lla ja [[rikki\|rikillä]] oktettisääntö voi myös ylittyä. Oktetin ylittäminen voi tapahtua 3. jakson alkuaineista lähtien. Tämän ajatellaan olevan seurausta siitä, että 3. jaksosta lähtien atomeilla on d-orbitaaleja, jotka sisältävät oktetin ylitykset. Rivi 41: * <math>U_e</math> on atomin vapaiden elektronien lukumäärä. * <math>B_n</math> kuvaa atomin sidoksiin osallistuvien elektronien lukumäärää. Atomin muodollinen varaus lasketaan siis atomin neutraalin tilan valenssielektronien määrän ja atomille kuuluvien elektronien määrän erotuksella. ~~Kovalenttisissä~~Kovalenttisissa sidoksissa olevat elektronit jaetaan tasaisesti sidokseen osallistuvien atomien kesken. Molekyylin atomien muodollisten varausten summa ionissa tulisi olla sama kuin ionin varaus ja neutraalissa molekyylissä tulisi summan olla nolla. Esimerkiksi lasketaan [[tetrahydrobiopteriini]]n (BH4) keskusatomin eli boorin muodollinen varaus:

Ero sivun ”Lewis-rakenne” versioiden välillä