زوج الإلكترونات المترابط في صيغ لويس هو نفسه شرطة واحدة في الصيغ البنائية.

الروابط المزدوجة والثلاثية لها اسم شائع - مضاعفاتمجال الاتصالات. ويقال أن جزيء النيتروجين لديه ترتيب الاتصالات، يساوي ثلاثة. في جزيء الأكسجين، ترتيب الرابطة هو اثنان. ترتيب الروابط في جزيئات الهيدروجين والكلور هو نفسه. لم يعد للهيدروجين والكلور رابطة متعددة، بل بسيطة.

ترتيب السندات هو عدد الأزواج المشتركة بين ذرتين مرتبطتين. لا يحدث أمر اتصال أعلى من ثلاثة.

الجدول 3-1. طول وقوة الروابط بين ذرات النيتروجين في المركبات المختلفة.

** دعونا نتأمل البيانات المتعلقة بأطوال وقوة الروابط بين ذرات النيتروجين في مركباته المختلفة. في الجدول 3-1، أطوال الروابط معطاة بوحدات خاصة - أنجستروم (1A = 10 -8 سم). يمكن تقدير القوة النسبية للروابط من خلال الطاقة اللازمة لكسر الروابط بين ذرات النيتروجين في المركبات المختلفة. يتم إعطاء هذه الطاقة لنفس العدد من جزيئات هذه المركبات. وكلما زاد تعدد الرابطة، كلما كانت أقصر وأقوى.

كلما ارتفع ترتيب الروابط، كلما كانت الذرات مرتبطة ببعضها البعض بشكل أكثر إحكامًا، وكلما كانت الرابطة نفسها أقصر.

مهام.

3.1. استنادًا إلى بنية الذرات 6C و1H وقاعدة الثماني، أنشئ صيغة لويس لمركب هذين العنصرين الذي يحتوي على ذرة كربون واحدة. ارسم الصيغة البنائية لها.

3.2. اكتب (مع الإشارة إلى حجم وعلامة الشحنة) رموز أيونات الصوديوم والأكسجين والفلور والمغنيسيوم والألمنيوم، والتي تكون أغلفة الإلكترون الخاصة بها مماثلة لتلك الموجودة في غاز النيون النبيل.

3.3. اكتب الصيغ الإلكترونية للمستويات الإلكترونية الخارجية لذرات 13 Al و17 Cl. تعطي ذرة واحدة من الألومنيوم وثلاث ذرات كلور مركبًا تكتسب فيه ذرات هذه العناصر أغلفة كاملة من الغازات الخاملة. ما هي هذه الغازات الخاملة؟ اكتب صيغة لويس للمركب الموجود بين الألومنيوم والكلور. ارسم الصيغة البنائية لها.

3.4. أنشئ صيغة لويس لمركب يحتوي على ذرة واحدة 20 Ca وذرتين 9 F ما عدد أزواج الإلكترونات المرتبطة (المشتركة) وغير المرتبطة (المنفردة) الموجودة في هذا المركب؟ وما هي صيغتها الهيكلية؟

3.5. استنادًا إلى التركيب الإلكتروني للذرات وقاعدة الثماني، قم بتأليف صيغ لويس للمركبات التي تتكون من: أ) ذرتان C 6 وأربع ذرات 1 H؛ ب) من ذرتين 6C وذرتين 1H ما هي تعدد الروابط بين ذرات الكربون في هذين المركبين؟ ارسم صيغهما البنائية (الأول منهما يسمى الإيثيلين والثاني الأسيتيلين).

3.6. باستخدام الصيغ البنائية، قم بإنشاء صيغ لويس تشير إلى جميع أزواج الإلكترونات الوحيدة.

تعتمد الرابطة التساهمية على المبدأ تقاسم الإلكترون، كالرغبة في ملء مستويات طاقة التكافؤ.

1. الهيدروجين - H2

عادة في الطبيعة، لا يوجد الهيدروجين في شكل ذرة منفصلة، ​​بل هو جزيء ثنائي الذرة - H2.

يحتوي الهيدروجين على إلكترون تكافؤ واحد ويحتاج إلى إلكترون آخر لملء مستوى الطاقة الأول (الصيغة الإلكترونية لذرة الهيدروجين = 1s 1؛ انظر التركيب الإلكتروني للذرات). يمكن لذرة الهيدروجين "استعارة" إلكترون مفقود من ذرة هيدروجين أخرى. ولكن، في هذه الحالة، فإن ذرة الهيدروجين، التي تخلت عن إلكترونها الوحيد، ستصبح أكثر عدم استقرار. ولذلك، فإن هذا الخيار غير ممكن.

الطريقة الوحيدة الممكنة لدمج H2 هي مشاركة الإلكترونات. يبدو أن إلكترونين "ينتميان" إلى ذرتي الهيدروجين. إن تكوين الرابطة الكيميائية بين ذرات الهيدروجين هو نتيجة تداخل المدارات الإلكترونية، والذي يحدث عندما تقترب الذرات من بعضها البعض. ويسمى هذا النوع من الاتصالات الرابطة التساهمية.

صيغة النقطة الإلكترونية: ح + ·ح → ح ح

صيغة لويس الهيكلية: ح + ·ح → ح ح

تشكل كل ذرة هيدروجين في الجزيء تكوين ذرة الهيليوم (انظر نظرية التكافؤ الإلكتروني).

يتم تكوين رابطة كيميائية قوية في جزيء الهيدروجين بسبب تداخل مدارات الذرات، مما يؤدي إلى زيادة كثافة الإلكترون بين نوى ذرات الهيدروجين، بسبب إلكترونات الهيدروجين تجربة الجزيء للتجاذب بين نواتين في نفس الوقت.

وفقا لنظرية التركيب الإلكتروني للذرات، فإن ذرات العناصر الكيميائية في الجزيئات تميل إلى الحصول على تكوين إلكتروني مستقر لأقرب غاز خامل. على سبيل المثال، عندما تندمج ذرات الفلور لتكوين جزيء، يتشكل تكوين النيون:

بالإضافة إلى الهيدروجين، هناك 6 عناصر أخرى (مواد بسيطة) في الطبيعة لها جزيء ثنائي الذرة: يا 2، ن 2، ف 2، كل 2، بر 2، ط 2.

تتشكل الرابطة الأيونية (IC) بين المعدن واللافلز.

تتشكل رابطة تساهمية (CB) بين عنصرين غير معدنيين.

هذه الاتصالات لها خصائص مختلفة:

• في درجة حرارة الغرفة، مركبات IC عادة ما تكون مواد صلبة؛ يمكن أن تكون المركبات التي تحتوي على CS في حالات صلبة وسائلة وغازية؛
• عادة ما تكون نقطة انصهار المركبات الأيونية أعلى بكثير من المركبات التساهمية؛
• IS - الشوارد (إجراء التيار الكهربائي)؛ CS - غير الشوارد.

وينبغي أن يقال أن الروابط التساهمية يمكن أن تنشأ أيضًا بين ذرات مختلفة. على سبيل المثال، في جزيء فلوريد الهيدروجين (HF)، تتداخل ذرة هيدروجين واحدة تقع في المدار s مع ذرة فلور غير متزاوجة، والتي تقع في المدار p، وبالتالي في جزيء HF، تتلقى ذرة الهيدروجين التكوين الإلكتروني هو و تستقبل ذرة الفلور التكوين Ne .

نظرًا لأن ذرات الهيدروجين والفلور المتفاعلة لها شحنات كهربية مختلفة، فإن زوج الإلكترون المشترك الناتج ينزاح إلى ذرة الفلور الأكثر سالبية كهربية، مكونًا الرابطة القطبية التساهمية(في جزيئات المواد البسيطة تكون الرابطة التساهمية غير قطبية).

تمت مناقشة تكوين رابطة تساهمية بسبب زوج الإلكترون المشترك المكون من ذرتين أعلاه. هناك آلية أخرى لتكوين الروابط التساهمية تسمى تنسيقأو المانح المتقبل.

مع آلية تكوين الرابطة التساهمية بين المانح والمستقبل، يتم تكوين رابطة كيميائية بسبب زوج من الإلكترونات (زوج وحيد من الإلكترونات) توفره إحدى الذرات (المانحة)، بينما توفر الذرة الأخرى (المتقبلة) مدارها الحر لهذا الغرض. زوج الإلكترون.

2. اتصالات متعددة

ناقشنا أعلاه الروابط التساهمية التي تستخدم روابط إلكترون واحدة. هناك جزيئات تحتوي على عدة أزواج إلكترونية مشتركة تشكل روابط متعددة.

الأكسجين (O2) موجود في مجموعة VIA ويحتوي على 6 إلكترونات تكافؤ. لإكمال مستوى الطاقة الخارجي، فإنه يحتاج إلى قبول إلكترونين. تتشارك ذرة الأكسجين اثنين من إلكتروناتها مع إلكترونين من ذرة أكسجين أخرى، مما يؤدي إلى تكوين رابطة مزدوجة.

يوجد النيتروجين (N 2) في المجموعة VA وله 5 إلكترونات تكافؤ. لإكمال مستوى الطاقة الخارجي، فإنه يحتاج إلى قبول 3 إلكترونات. تتشارك ذرة النيتروجين ثلاثة من إلكتروناتها مع ثلاثة إلكترونات من ذرة نيتروجين أخرى، مما يؤدي إلى تكوين رابطة ثلاثية.

هذه الرابطة الثلاثية أقوى بكثير من الرابطة الفردية - لذلك يحتوي النيتروجين على جزيء قوي جدًا، ومن هنا يكون نشاط النيتروجين منخفضًا في التفاعلات الكيميائية.

نظرنا إلى:

• الروابط الأيونية المتكونة بين المعادن واللافلزات؛
• روابط تساهمية تتشكل بين اللافلزات.

هل يمكن أن تتكون روابط بين المعدن والمعدن؟ للأسف، المعدن مع المعدن لا يمكن أن يتشكل إلا سبيكة- محلول معدن في آخر .

ناقشنا أعلاه استخدام صيغ لويس لتمثيل الروابط التساهمية في بعض الجزيئات البسيطة - يمكن أن تمثل كتابة صيغ لويس للجزيئات الأكثر تعقيدًا بعض الصعوبات في البداية. في الجدول 1-4 تصور العديد من المواد العضوية. في كل حالة، يتم عرض الذرات غير المرتبطة بشكل منفصل، ثم الجزيئات التي تحتوي الذرات فيها على ثماني الإلكترونات، وأخيرا ما يسمى بصيغ كيكولي.

في صيغ لويس، تحتوي كل دائرة على ثمانية أو اثنين من الإلكترونات، مما يدل على أن الذرة المحاطة بدائرة لديها غلاف خارجي مكتمل من الإلكترونات.

تتطلب كتابة صيغ لويس بعض الممارسة كما أنها إبداعية إلى حد ما، لذا فالتجربة والخطأ أمر جيد في البداية. لا تزال عملية مفيدة

الجدول 14. (انظر الفحص) صيغ لويس وكيكولي لبعض المركبات العضوية

للتبسيط، تم تقسيم صور صيغة لويس إلى عدد من المراحل المتعاقبة. فيما يلي، في وحدة التعلم المبرمج، الخطوات الست التي يجب تذكرها. ثم حاول إكمال التمارين دون النظر إلى الإجابات. يجب أن تكون قادرًا على رسم صيغ لويس للجزيئات العضوية الصغيرة والأنيونات متعددة الذرات.

قواعد كتابة صيغ لويس

سيسمح لك تقسيم العملية إلى مراحل الواردة في هذا القسم بتعلم كيفية تصوير صيغ لويس بسهولة تامة. وهذا يتطلب، خاصة في المراحل النهائية، القليل من الحدس الذي يتم تطويره نتيجة الممارسة.

1. اكتب رموز العناصر التي تتكون منها المادة. عادة ينبغي وضعها بشكل متناظر. وينصح بوضع ذرة الكربون في وسط الصورة، كما يجب وضع الذرات التي يمكن أن تشكل رابطة واحدة فقط، مثل الهيدروجين والهالوجينات، عند الحواف. على سبيل المثال، عند تصوير صيغة ثاني أكسيد الكبريت، يجب أن تكتب:

2. ضع العدد المناسب من إلكترونات التكافؤ حول رموز العناصر. وهذا الرقم يساوي رقم المجموعة في الجدول الدوري الذي يوجد فيه العنصر.

يُشار إلى إلكترونات بعض الذرات بالنقاط، والبعض الآخر بالتقاطعات. على الرغم من أن جميع الإلكترونات متماثلة بالطبع، إلا أن استخدام رموز مختلفة يجعل الصيغة أسهل في الكتابة وأكثر وضوحًا. ضع الإلكترونات واحدًا تلو الآخر على أربعة جوانب من الذرة - الأعلى والأسفل والجوانب. فقط إذا كان هناك أكثر من أربعة إلكترونات، ضعها في أزواج. على سبيل المثال، تحتوي ذرة الكبريت على ستة إلكترونات تكافؤ - زوجان وإلكترونان إضافيان:

3. تكوين روابط تساهمية بسيطة بين الذرات المتجاورة باستخدام إلكترون واحد من كل ذرة:

4. انظر إلى الهيكل الناتج. تأكد من أن كل ذرة لها غلاف إلكتروني كامل. إذا كانت جميع الذرات تحقق قاعدة الثمانيات، فإن صيغة لويس تكون كاملة. إذا لم يكن الأمر كذلك، تابع كما هو موضح في النقطتين 5 و6.

5. قم بتكوين روابط مزدوجة أو ثلاثية بين الذرات المرتبطة بالفعل وحرك إلكترونًا واحدًا أو أكثر من ذرة إلى ذرة بحيث يتم استيفاء قاعدة الثماني.

تتضمن نظرية بنية المركبات العضوية التي وضعها A. M. Butlerov، والتي صاغها العالم عام 1861، الأحكام التالية: 1. لا توجد الذرات بشكل عشوائي في الجزيئات، ولكنها مرتبطة ببعضها البعض بتسلسل معين، وفقًا لتكافؤها. 2. لا تعتمد الخواص الكيميائية للمواد على التركيب النوعي أو الكمي فحسب، بل تعتمد أيضًا على التركيب الكيميائي للجزيئات. 3. تؤثر الذرات أو مجموعات الذرات في الجزيئات بشكل متبادل، بشكل مباشر أو من خلال ذرات أخرى.

صيغ المواد العضوية حسب الفئة

الألكانات - C n H 2n+2

الألكانات الحلقية - C n H 2n

الألكينات - CnH2n

القلدين - C n H 2n-2

الألكينات - CnH2n-2

كحولات أحادية الهيدريك مشبعة - R-OH

الأثيرات – R – O – R’

الأحماض الكربوكسيلية - ر -كوه

الأمينات. المجموعة الوظيفية ر -إن إتش 2

الألدهيدات (الصيغة العامة (R-COH).

تصف صيغة الإلكترون النقطية وصيغة لويس بوضوح بنية الرابطة التساهمية، ولكنها مرهقة وتشغل مساحة كبيرة.

صيغة لويس للمياه.

وفقًا للنظرية الإلكترونية لبنية المادة، تتكون ذرة أي عنصر من نواة ذرية موجبة الشحنة (تتكون من بروتونات ونيوترونات)، تتركز فيها كتلة الذرة بأكملها، وقذيفة إلكترونية من الإلكترونات السالبة كهربيًا، والتي ، مقارنة بالنواة الذرية، ليس لها كتلة تقريبًا.

ونظرًا لكون الذرة ككل محايدة كهربائيًا، فإن شحنة نواة الذرة ستكون مساوية لشحنة الغلاف الإلكتروني، أي أن عدد الإلكترونات سيكون مساويًا لعدد البروتونات.

تمتلك الإلكترونات شحنة كهربائية سالبة والبروتونات لها شحنة كهربائية موجبة.

تتميز المدارات الذرية (AO) بثلاثة أرقام كمومية: العدد الرئيسي n والمدار l=0,1,2... والمغناطيسي m=0,+-1,+-2. القيم ل = 0، 1، 2، 3، 4،... تتوافق مع الحروف s، p، d، f،

المدارات الجزيئية(MO) يصف الإلكترون الموجود في مجال جميع نوى الجزيء ومتوسط ​​مجال الإلكترونات المتبقية.

هناك طريقتان رئيسيتان للتعليم الرابطة التساهمية.

1) يمكن تشكيل زوج من الإلكترونات يشكل رابطة بسبب عدم الاقتران الإلكترونات، متاح في غير متحمس الذرات.

2) يمكن تكوين روابط تساهمية بسبب وجود الإلكترونات المزدوجة في طبقة الإلكترون الخارجية للذرة. وفي هذه الحالة، يجب أن يكون للذرة الثانية مدار حر على الطبقة الخارجية. تسمى الذرة التي توفر زوج الإلكترون الخاص بها لتكوين رابطة تساهمية * بالمتبرع، والذرة التي توفر مدارًا فارغًا تسمى بالمستقبل. تسمى الرابطة التساهمية المتكونة بهذه الطريقة رابطة المانحين والمتقبلين.

4. التأثير المتبادل للذرات في جزيئات المركبات العضوية. آثار النزوح الإلكتروني. التأثيرات الاستقرائية والميزوميرية. تأثير فرط الاقتران. تأثير ستيكي.

تسمى التأثيرات الإلكترونية التحولات في كثافة الإلكترون في الجزيء تحت تأثير البدائل.

التأثير الاستقرائي الإيجابي (+I)، أي. يظهر تأثير إزاحة كثافة الإلكترون بعيدًا عن نفسها بواسطة جذور الألكيل (الميثيل، والإيثيل، والبروبيل، وما إلى ذلك).

معظم المجموعات الوظيفية (الهالوجينات، المجموعة الأمينية، مجموعة النيترو، الكربوكسيل، الكربونيل، مجموعات الهيدروكسيل) تظهر تأثيرًا حثيًا سلبيًا (–I)، أي. تحول كثافة الإلكترون نحو أنفسهم.

التأثير المتوسطي الإيجابي (+M)، أي. يتجلى تأثير إزاحة كثافة الإلكترون بعيدًا عن نفسها من خلال المجموعة الأمينية ومجموعة الهيدروكسيل. تظهر مجموعات النيترو والكربوكسيل والكربونيل تأثيرًا ميزوميريا سلبيًا (–M)، أي. جذب كثافة الإلكترونات لأنفسهم.

يحدث تأثير مشابه للتأثير الميزومري الإيجابي عندما يتم استبدال الهيدروجين الموجود في رابطة متعددة بمجموعة ألكيل. يتم توجيه هذا التأثير نحو الرابطة المتعددة ويسمى الاقتران الفائق (الاقتران الفائق). لكي يظهر تأثير الاقتران المفرط، من الضروري وجود ذرة هيدروجين واحدة على الأقل عند ذرة الكربون المجاورة لنظام باي.

ويكون حجم تأثير فرط الاقتران أعلى، كلما زاد عدد ذرات الهيدروجين الموجودة عند الكربون المرتبط بالنظام غير المشبع.

تأثير ستيكي- تأثير الحجم المكاني للجزيء على سير التفاعل الكيميائي. وبالتالي فإن وجود مجموعات كبيرة في الجزيء بالقرب من الذرات المتفاعلة يمكن أن يمنع هذه الذرات من الاقتراب من بعضها البعض ويبطئ التفاعل أو يجعله مستحيلاً. مثال بسيط: الصيغة الكيميائية هي نفسها، ولكن المواضع النسبية للجزيئات مختلفة (عندما لا يتم تحقيق تكوينات مختلفة عن طريق الدوران العادي: على سبيل المثال، صورة المرآة). وكل هذا يؤثر على خصائص المادة ومعدل التفاعلات الكيميائية. ردود الفعل، الخ.

5. تصنيف التفاعلات التنظيمية حسب الاتجاه والآلية والجزيئية. التفاعلات والكواشف النيوكليوفيلية والكهربائية. مفهوم الجسيمات الوسيطة - الجذور، والكاتيونات الكربونية، والأيونات الكربونية، والأيونات الجذرية. هيكلهم. تفاعلات نقل أحادية التكافؤ.

قد يبدو رسم هياكل لويس النقطية (المعروفة أيضًا باسم هياكل لويس أو مخططات لويس) أمرًا صعبًا، خاصة بالنسبة لأولئك الذين بدأوا للتو في تعلم الكيمياء. ومع ذلك، تساعد هذه الهياكل على فهم تكوين الروابط وإلكترونات التكافؤ في الذرات والجزيئات المختلفة. يعتمد تعقيد المخطط على ما إذا كنت ترسم بنية لويس النقطية لجزيء تساهمي ثنائي الذرة، أو جزيء تساهمي أكثر تعقيدًا، أو جزيئات ذات رابطة أيونية.

خطوات

الجزيئات التساهمية ثنائية الذرة

اكتب الرمز الخاص بكل عنصر.اكتب رمزي الذرتين جنبًا إلى جنب. بهذه الطريقة سوف تتخيل الذرات متصلة بواسطة رابطة تساهمية. اترك مسافة كافية بين الرموز للإشارة إلى الإلكترونات والروابط.

• في الرابطة التساهمية، يتم مشاركة الإلكترونات بين ذرتين. عادة، تحدث الروابط التساهمية بين عنصرين غير معدنيين.

1. تحديد تعدد الرابطة بين ذرتين.يمكن ربط الذرات برابطة مفردة أو مزدوجة أو ثلاثية. يتم تحديد ذلك عادة من خلال قاعدة الثمانيات، أو "ميل" كل ذرة لملء غلاف التكافؤ الخاص بها بـ 8 إلكترونات (وفي حالة الهيدروجين، إلكترونين). لمعرفة عدد الإلكترونات التي ستحتوي عليها كل ذرة، حدد عدد إلكترونات التكافؤ في الجزيء، ثم اضربه في 2 (كل رابطة تحتوي على إلكترونين) وأضف عدد الإلكترونات المنفردة.

   • على سبيل المثال، يحتوي O2 (غاز الأكسجين) على 6 إلكترونات تكافؤ. اضرب 6 في 2 واحصل على 12.
   • لتحديد ما إذا تم استيفاء قاعدة الثمانيات، استخدم النقاط لتمثيل إلكترونات التكافؤ حول كل ذرة. في حالة O 2، تحتوي ذرة الأكسجين الواحدة على 8 إلكترونات (وهكذا يتم استيفاء قاعدة الثمانيات)، والثانية تحتوي على 6 إلكترونات فقط (أي عدم استيفاء قاعدة الثمانيات). وهذا يعني أنه يلزم وجود أكثر من رابطة بين ذرتي أكسجين. ولذلك، فإن الرابطة المزدوجة بين الذرات تتطلب إلكترونين حتى تنطبق قاعدة الثماني على كلتا الذرتين.

2. ارسم الروابط.يتم تمثيل كل رابطة بخط بين ذرتين. للحصول على رابطة واحدة، يمكنك ببساطة توصيل ذرتين بخط. وفي حالة الرابطة المزدوجة أو الثلاثية، يجب رسم خطين أو ثلاثة خطوط على التوالي.

   • على سبيل المثال، في N2 (غاز النيتروجين)، ترتبط ذرتان برابطة ثلاثية. وهكذا، في مخطط لويس، سيتم تصوير هذا الجزيء على شكل ثلاثة خطوط متوازية تربط ذرتين N.

3. قم بتسمية الإلكترونات غير المرتبطة.قد تظل بعض إلكترونات إحدى الذرتين أو كلتيهما غير مرتبطة. وفي هذه الحالة، ينبغي تحديدها بنقاط حول الذرات المقابلة. عادة، لا تحتوي الذرات على أكثر من 8 إلكترونات حرة. تحقق من النتيجة: عد كل نقطة كإلكترون واحد وكل سطر كإلكترونين.

   • على سبيل المثال، في O 2 (غاز الأكسجين)، ترتبط الذرات بخطين متوازيين، ويوجد بالقرب من كل ذرة زوجان من النقاط التي تمثل الإلكترونات الحرة.

4. ارسم التركيب الإلكتروني للذرة المركزية.لكل زوج من الإلكترونات غير المرتبطة، ضع نقطتين صغيرتين حول الذرة المركزية. ارسم كل رابطة بخط يمتد من الذرة. عرض الروابط المزدوجة والثلاثية مع سطرين أو ثلاثة أسطر على التوالي. بهذه الطريقة سوف تظهر لك كيفية ارتباط الذرات الأخرى بالذرة المركزية.

   أضف الذرات المتبقية.سوف تتصل كل ذرة بالذرة المركزية. اكتب الرموز الخاصة بكل ذرة في نهاية الخطوط التي رسمتها من الذرة المركزية. وهذا يدل على أن الإلكترونات موزعة بين الذرة المركزية وهذه الذرات.

5. قم بتسمية الإلكترونات المتبقية.قم بحساب كل رابطة كإلكترونين، والرابطة الثنائية أو الثلاثية كأربعة أو ستة إلكترونات، على التوالي. ثم قم بإضافة أزواج الإلكترونات حول كل ذرة بحيث يتم اتباع قاعدة الثمانيات. تحقق مما إذا كان كل شيء صحيحًا: كل نقطة تقابل إلكترونًا واحدًا، والخط يقابل إلكترونين. يجب أن يكون المجموع 8.

   • بالطبع، الاستثناءات هي تلك الذرات التي تتجاوز قاعدة الثماني، وكذلك ذرة الهيدروجين، التي قد تحتوي على 0 أو 2 إلكترون تكافؤ فقط.
   • عندما يتكون جزيء الهيدروجين، ترتبط ذرتان هيدروجين برابطة تساهمية، وبالتالي لا يحتوي الجزيء على إلكترونات حرة.