화학결합과 분자구조 2

전기음성도와 결합극성

화합물의 화학적 성질을 이해하기 위해서는, 이온결합과 공유결합을 알아야 한다. 생체물질인 hydroxyapatite, Ca₁₀(PO₄)₆(OH)₂는 이온결합과 공유결합, 모두를 갖고 있다. 어느 결합이 이온결합이 될지, 공유결합이 될지 어떻게 예상할 수 있을까? 전기음성도와 결합극성에 대해 알아보도록 하자. 공유결합에서 전자의 공유와 이온결합에서 전자의 이동은 결합연속체의 두 말단을 의미한다.

 

전기음성도

금속과 비금속의 이온결합에서는, 하나 이상의 전자들이 금속에서 비금속으로 이동한다. 금속에 비해, 비금속이 상대적으로 전자를 더 많이 끌어당긴다. 공유결합에서는, 크기는 작으면서 전자 친화도가 큰 비금속원자들이 전자를 끌어당기는 힘이 세다. 공유결합에서 공유 전자에 대한 원 자의 인력을 전기음성도(electronegativity)라 한다.

 

이 개념이 단순해 보여도, 정량화하는 것은 매우 어렵다. 이온화에너지나 전자친화도와는 다르게, 전기음성도는 실험적으로 결정되는 에너지변화량이 아니다. 전기음성도 값은 원자크기, 전자친화도, 이온화에너지 등의 여러 요인으로 결정되며, 임의의 단위를 사용한다. 화학결합에서 전기음성도 값이 큰 원소일수록 더 많은 전기 밀도를 끌어당긴다. 전기음성도는 족(group)의 위로 갈수록, 또는 주기의 오른쪽으로 갈수록 커진다. 전기성도 경향은 이온화에너지와 전자친화도와 유사하다. 플루오린은 전기음성도가 가장 큰 원소로, 그 값이 4.0이다. 산소와 질소도 전기음성도가 상대적으로 큰 원소이다. 이들 원소가 공유 결합을 하면, 결합전자쌍은 균등하지 않게 분포하는데, 왜 그럴까?

 

결합극성

전기음성도가 높은 플루오린은 여러 공정에서 중요하게 작용한다. 예로, 치아를 불소처리하면, hydroxyapatite의 -OH 그룹이 플루오린 원자(-F)로 대체되어 fluorapatite가 된다. 플루오린 이 공유결합에서 이온결합으로 바뀌는 것을 이해하기 위해, 분자상태에서의 원자의 전자분포와 개별 원자일 때의 전자분포를 비교하도록 한다.

 

단독으로 떨어져 있는 플루오린 원자는, 핵전하와 전자전하가 서로 완충되기 때문에 전기적으로 중성이다. 하지만 플루오린은 전기음성도가 가장 큰 원소이기 때문에, 플루오린 원자가 수소와 같은 다른 원소와 공유결합 할 경우, 결합전자쌍의 전자분포는 반 이상이 플루오린 원자 쪽으로 치우친 형태가 된다. 따라서 플루오린 원자는 핵전하보다 전기밀도가 커지기 때문에 부분적으로 음전하(partial negative charge)가 되고, 수소 원자는 부분적으로 양전하(partial positive charge)가 된다. 전기음성도가 다른 원자들 간의 공유결합에서는 양전하와 음전하의 중심이 나타나게 되는데, 분자는 양전하 지역과 음전하 지역을 갖기 때문에 전기장을 갖게 된다.

 

양전하와 음전하의 두 점은 쌍극자(dipole)를 이루며, 이 결합을 극성결합(polar bond)이라 한다. 이온처럼 전자가 이동하지 않고, 원자들이 전자를 공유한 상태이기 때문에, 이들 결합을 극성공유 결합(polar covalent bond)이라 한다.

 

공유결합은 무극성(예, F₂와 H₂), 중간극성(예, HF), 그리고 이온성(예, NaF)에 걸쳐 다양한 극성을 갖는다. 이것은 결합원자 간의 전기음성도 차이에 의한 것으로, 전기음성도 차이가 클수록 극성결합을 갖는다. 동시에, 전기음성도 차이가 2.0을 넘으면, 이온결합으로 분류된다. NaF는 전기음성도 차이가 3.0이기 때문에 이온결합이다. 플루오르화탄소인 테플론에서 C-F 결합은 극성공유결합(전기음성도 차=1.5)이고, F-F 결합은 완벽한 공유결합(전기음성도 차 = 0)이다.

 

결합의 극성은 생체적합성에서도 중요하다. 예로 생체물질과 혈액의 반응에서, 혈액세포의 외 벽에 있는 분자의 극성결합 때문에 혈액은 물과 상호작용할 수 있다. 비결정질(amorphous)의 실리카는 많은 수의 SiO₄의 실리카 단위로 구성되어 있다. 비결정질 실리카의 적합성 실험에서 혈 액세포가 파괴된다고 밝혀졌는데, 산소를 이동하는 헤모글로빈에 구멍을 만든다. 비결정질 실리 카 표면은 수많은 Si-O극성결합을 갖는데, 이 결합은 혈액세포의 표면의 양전하와 강하게 결 합한다. 혈액세포에 근접한 실리카 입자는 세포막에 구멍을 내어, 세포를 파괴한다.

 

루이스 구조

화학결합과 화합물 성질 간의 관계를 알고자 한다면, 결합이 어느 원소에서 이루어졌는지 알아야 한다. 루이스 구조는 원소 간의 결합을 나타낼 수 있는 가장 좋은 도구이다. H₂와 F₂와 같은 매우 간단한 분자의 루이스 구조를 그릴 때는, 각각의 원자를 분리해서 결합을 형성할 수 있는 위치에 나타낸다. 이 방법은 어떤 원자가 결합하고 있는지 안다는 가정에서 가능하다. 이원자 분자의 경우에는 선택의 문제는 없지만, 큰 분자에서는 순차적으로 접근하도록 한다. 분자의 가능한 구조를 검토하고 비교하여 어떤 결합이 형성될 수 있을지 예측한다.

 

단순한 분자인 물을 예로 들기에는 적합지 않다. 수소는 옥텟 규칙을 따르지 않기 때문이다.

대신 가장 비슷한 분자인, 이플루오르화산소(oxygen difluoride, OF₂)를 예로 들어보자.

 

Step 1: 분자나 이온의 원자가전자의 총 개수를 센다.
분자를 이루는 각 원자의 원자가전자수의 합을 구한다. (다원자 이온은, 이온의 전하도 고려해야 한다) OF₂의 경우, 플루오린 원자는 각각 7개를, 산소 원자는 6개의 원자가전자를 갖는다. 분자의 원자가전자 총 합은 20이다.

 

Step 2: 분자의 골격구조를 그린다.
화학식의 가장 처음에 나온 원소가 분자의 중심원자이다. 단, 수소가 처음에 적힌 것은 예외이다 (수소는 중심원자가 결코 아니다). 일반적으로, 중심원자는 가장 작은 전기음성도를 갖는다. 가능한 골격이 하나 이상일 경우도 있다. 이런 경우, 화학적 직관에 따른다. 또는 가능한 모든 구 조를 그리고, 어느 것이 타당해 보이는지 평가한다. OF₂에서, 산소가 처음 적혀 있고 전기음성도는 상대적으로 작기 때문에, 중심원자이다. 산소 주위에 두 개의 플루오린 원자를 적는다(플루 오린 원자를 산소의 어느 쪽에 적든 중요치 않다).

 

Step 3: 원자들 사이에 선을 긋는다. 모든 원자들은 단일결합으로 연결된다.
우리는 아직도 얼마나 많은 결합이 분자에 필요한지 모른다. 하지만 중심의 산소 원자와 바깥의 플루오린 원자에 적어도 한 개의 결합이 필요함을 안다.

 

Step 4: Step 3에서 나타내지 않은 원자가전자를 옥텟 규칙을 만족할 때까지 각 원자에 배치한다. 가능한 곳에는 고립전자쌍을 배치한다. 전자를 바깥 원자에 먼저 그린다. 각 결합은 전자 두 개를 뜻하기 때문에, 두 개의 단일결합은 4개의 전자로 세어야 한다. 분자는 20개의 원자가전자를 갖기 때문에, 구조에 쓰일 전자는 16개이다. 전자 6개씩을 플루오린 원자 주변에 그리고, 산소 원자에 4개를 사용한다. 16개의 전자는 모두 고립전자쌍이다.

 

원자가전자가 어떻게 배치되는지 알 수 있다. 원자가전자의 최적의 배열을 결정하기 위해, 각 원자가 옥텟 규칙을 만족하는지 확인한다. OF₂의 경우, 위의 구조는 각각의 원자에 8개의 원자 가전자가 채워져 있기 때문에, 최종구조이다. 하지만 전자 8개를 채우지 못한 원자가 있을 경우 에는 추가 단계가 필요하다.

 

Step 5: 원자가전가가 8을 채우지 못한 원자가 있을 경우, 필요한 위치로 고립전자쌍을 이동하여 다중결합을 만든다.

 

루이스 구조는 그리기 단순하기 때문에, 분자의 결합을 잘 보여준다. 하지만 마지막 단계에서, 이중결합을 어디에 넣을지는 임의적으로 선택된다. 루이스 구조의 틀에서 이런 분자의 결합을 설명하기 위해 공명(resonance) 개념이 개발되었다.

 

공명

EPA의 오염물질 중 하나인 이산화황(sulfur dioxide)을 생각해 보자. 이산화황의 루이스 구조는 어떻게 생겼을까? 황과 산소는 모두 6개의 원자가전자를 갖기 때문에, 이산화황은 총 18개의 원자가전자를 갖는다. 황이 화학식의 처음에 나오고, 전기음성도가 작기 때문에 골격 구조의 중심이다.

1. 결합전자쌍을 황 원자와 각각의 산소 원자 사이에 놓는다.
2. 남은 14개의 원자가전자는 고립전자쌍으로 존재한다.
3. 옥텟을 확인한다. 양쪽 산소 원자는 8개의 원자가전자를 가지지만, 황은 6개의 원자가전자를 갖는다. 황은 전자 2개가 추가로 필요한데, 이중결합을 통해 얻을 수 있다.

두 구조 모두, 중심원자인 황이 한 개의 산소 원자와 더 강한 작용을 한다. 한 개의 루이스 구조만으로는 정확히 설명될 수 없다. 실제 구조는 가능한 모든 루이스 구조를 반영한 것으로, 이것을 공명혼성체(resonance hybrid)라 한다. 양방향 화살표가 두 구조가 번갈아 생김을 뜻하 지 않는다; 이것은 SO₂의 두 구조가 공명구조(resonance structures)임을 뜻한다. 공명구조에서, 원자들의 위치는 동일하다; 전자의 위치가 다를 뿐이다.

 

SO₂의 가능한 두 구조를 다른 시각에서 보자. 양쪽의 공명구조 모두 단일결합 한 개와 이중 결합 한 개를 갖는다. 만약 이것이 사실이라면, 단일결합은 이중결합보다 길 것이다. 그러나 두 길이는 실험적으로 같았다. 게다가, SO₂의 측정된 결합길이는 S-O 단일결합과 S=O 이중결합의 중간이었다. 실험결과에 의하면 두 공명구조는 모두 옳지 않았기 때문에, 실제 구조는 두 공 명구조의 평균이 아닐까 라는 견해가 힘을 얻었다. 실제 구조는 두 공명구조의 혼성체로, 혼합물 은 아니다. 결합은 분자에 걸쳐 퍼져있거나(spread out) 또는 비편재화(delocalized)된 것으로 생각할 수 있다. SO₂는 두 개의 "한 개 반의 결합"을 가지는 것으로 생각된다. 루이스 점 모형으로 모든 분자를 적합하게 설명할 수는 없다.

 

탄산 이온도 세 가지의 공명구조를 갖는다. 실험적 증거에 의하면 CO₃^2-의 세 개의 탄소-산 소 결합은 모두 동일하다.

 

공명구조를 가진 분자는 각각의 공명구조에서 예측되는 것과는 다른 거동을 보이는데, 이것으로 단일결합과 이중결합의 중간형태라는 것을 알 수 있다. 벤젠(C₆H₆)은 공명구조를 갖는 대표적 물질이다. 벤젠은 고리화합물인데, 탄소 원자 6개가 구성된 고리형태라는 사실이 19세기 후반이 돼서야 받아들여졌다. 그러나 벤젠의 구조는 단일결합과 이중결합이 번갈아있는 구조이다. 벤젠이 이런 구조라면, C=C 결합 화합물의 전형적인 반응인 추가반응 (addition reaction)이 나타날 것이다. 하지만 벤젠은 알켄(alkene)보다 반응성이 작으며, 루이스 구조로 예상한 것보다 매우 안정함을 알 수 있다. 이런 결과를 갖는 화합물은 실험을 통해 다음의 사실을 알게 되었다: 여러 개의 공명구조로 표현되는 분자는, 공명구조들 중 하나에서만 기대되는 것보다 더 안정하다(에너지가 낮으며, 반응성이 낮다).

 

오비탈 중첩과 화학결합

루이스 구조로 분자결합을 파악할 수 있긴 하지만, 화학결합이 생성되는 방식과 전자공유에 대한 정보를 알 수는 없다. 가장 좋은 원자모델은 전자를 비편재화된 파동으로 인식하며, 오비탈로 묘사하는 것이다. 전자가 파동처럼 행동한다면, 어떻게 전자가 원자 사이에서 결합을 형성하는지 설명하기 위해, 우리는 원자 간에 파동이 어떻게 상호작용하는지 생각해 봐야 한다.

 

두 개의 파동(또는 오비탈)이 어떻게 서로 상호작용하는지 설명하기 위해, 간섭(interference)에 대해 알 필요가 있다. 간섭은 파동과 입자를 구분할 수 있는 요소이다. 두 입자가 같은 공간을 차지할 때는 서로 충돌하지만, 파동이 같은 공간을 차지할 때는 간섭이 일어난다. 간섭에는 보강(constructive) 간섭과 상쇄(destructive) 간섭이 있다. 보강간섭에서는, 상호작용하는 두 파 동이 서로를 강화하여 더 큰 파동이 된다. 상쇄간섭에서는, 상호작용하는 두 파동이 서로를 상쇄하여 더 작은 파동이 되거나 소멸된다.

 

양자역학모델에서 전자는 파동이기 때문에, 화학결합은 전자의 파동들이 보강간섭을 일으킨 것으로 볼 수 있다. 그러나 각각의 원자에서 발생된 전자 파동이 상호작용하기 위해서는, 같은 공간을 차지해야만 가능하다. 즉 어떤 원자의 원자가오비탈이 상대 원자의 원자가오비탈과 겹칠 (중첩; overlap) 수 있는 위치에 서로 위치해야만 한다. 이 아이디어는 원자가결합모델(valence bond model)의 기초이며, 모든 결합은 원자오비탈의 중첩에 의해 만들어진다. 가장 간단한 분 자인 H₂에 대한 오비탈 중첩(orbital overlap)에 대해 알아보자.

 

수소 원자는 1s 오비탈에 원자가전자 한 개를 갖는다. 이원자 수소 분자를 형성하기 위해서는, 두 수소 원자의 1s 오비탈들이 중첩되어야 한다.

 

1s오비탈은 구모양이기 때문에, 방향성은 없다. 그러나 p 오비탈은 좀 더 복잡한 모양으로, 오 비탈의 상호작용에 의해 다른 기하학구조를 갖는다. 이 때문에 화학적 결합형태도 다르다.

 

N₂를 루이스 점구조로 나타내면, 두 질소 원자 사이에 삼중결합이 만들어진다.

:N≡N:

핵 사이에 음전하가 높은 밀도를 이루면서 두 질소 원자는 서로 강하게 끌어당긴다. 그런데 여섯 개의 전자가 서로를 밀어내지 않고 같은 공간을 어떻게 차지할 수 있을까? 답은 오비탈 모양과 중첩에 있다. 질소 원자의 원자가전자 배열은 2s²2p³이다. 세 개의 2p 오비탈이 모두 한 개씩만 채워져 있기 때문에, 질소 원자의 2p 오비탈은 다른 원자의 2p 오비탈과 중첩하여 결합을 형성할 수 있다. p 오비탈의 모양을 보면 각기 다른 방향에서 중첩이 일어날 수 있다.

 

보강간섭에 의한 결합을 시그마 결합(Sigma bond)이라 한다. 시그마 결합에서는 두 핵을 연결하는 선을 따라서 전자밀도가 증가한다. 이것은 s 오비탈과 p 오비탈 사이, 또는 두 개의 s 오비탈이 중첩되는 결합에서 나타난다.

 

질소 원자의 2px와 2py오비탈을 생각해 보자. 핵을 좀 더 가깝게 그리면, 이들 오비탈은 가로 방향으로 겹친다. 이들 오비탈이 중첩되면 보강간섭이 일어나고, 핵 사이에는 전자밀도가 증가하여 화학결합이 이루어진다. 전자밀도가 위아래 또는 앞뒤로 편재화(localized)될 수 있다. 이런 결합을 파이 결합(pi bond)이라 한다. N₂ 분자는 ‘2px오비탈들의 중첩'과 ‘2py오비탈들의 중첩'에 의해 두 개의 파이 결합을 갖는다. 이렇게 해서 시그마 결합 1개와 파이 결합 2개로 이루어진 삼중결합이 만들어진다.

 

화학결합은 원자오비탈간의 중첩과 상호작용에 의해 형성된다. 그러나 어떤 결합은 원자가결 합모델로 설명할 때 난관에 부딪치기도 한다. 예로 px, py, pz 오비탈은 서로가 90°를 이루기 때문에, H₂O와 OF₂ 등의 분자들의 결합각은 90°이다. 하지만 90°의 결합각은 의외로 매우 드물다. 또한 탄소의 전자배열(1s²2s²2p²)을 보고 CH₂ 또는 CF₂가 만들어지겠구나 하고 예측을 할 수도 있다. 하지만 안정되고 일반적인 탄소화합물은 CH₄또는 CF₄이다. 이것은 원자오비탈의 중첩으로는 설명이 어렵다. 오비탈간의 좀 더 포괄적인 상호작용을 설명하기 위해 원자가결합모델을 확장시킬 필요가 있다.

 

혼성오비탈

오비탈 개념은 원자를 양자역학의 측면에서 다룬 결과이다. s, p, d, f 오비탈은 주기율표의 모양을 이해할 수 있는 합리적 방법을 제공하기 때문이다. 그러나 원자가 결합하여 분자를 형성할 때, 오비탈로는 설명할 수 없을 때가 있다. 예로, 물의 경우 H-O-H는 p 오버탈의 전자가 결합에 참여하기 때문에 결합각이 90°일거라 예측하지만 실제는 그렇지 않다. 하비만 결합이 오비탈의 중첩에 의한 것이라는 생각은 여전히 매력적이다. 여기서 오비탈 혼성(hybridization) 개념이 필요한데, 이 개념은 오비탈 중첩에 의해 분자모양과 주고가 왜 그런지 이해할 수 있도록 돕는다. 둘 이상의 원자들이 결합을 이룰 수 있을 만큼 서로에게 접근하면, 상호작용이 강하여 원자들의 오비탈 모양이 바뀔 수 있다. 탄소와 수소로 이루어진 가장 단순하면서 안정된 이성분화합물인 CH₄의 구조는 아래와 같다.

 

결합 길이와 세기는 실험적으로 측정되는 값으로, CH₄의 네 개의 C-H 결합은 모두 동일하게 측정되었다. 그리고 분자를 회전시켜 분자모양을 측정한 결과, CH₄의 H-C-H 결합각은 모두 109.5°였다. CH₄의 결합을 오비탈 중첩으로 설명하면, 탄소에는 네 개의 동일한 오비탈이 있으며, 이것은 109.5°로 배열되어 있음을 나타낸다. 오비탈은 파동함수로 규칙에 맞춰 변형이 가능하지만, 오비탈의 수는 변하지 않는다. 두 개의 오비탈로 시작한 함수는, 변형 후에도 두 개의 오비탈이어야 한다. 원자 오비탈들의 직선으로 결합할 때, 이 결합모형에 근거하여 새로운 오비탈을 고안할 수 있다. 이것을 혼성오비탈(hybrid orbital)이라 하는데, 두 개 이상의 원자 오비탈이 혼합된 것이라 하여 명명되었다.

 

혼성오비탈을 나타내기 위해 오비탈을 박스로 하여 표현할 수도 있다. s 오비탈과 세 개의 p 오비탈이 섞여 네 개의 새로운 혼성 오비탈이 만들어지는데, 혼성오비탈의 에너지는 모두 같다. 혼성오비탈의 이름은 sp³로, 첨자 3은 p 오비탈이 세 개임을 뜻한다. 네 개의 동등한 sp³ 오비탈에는 전자 네 개가 한 개씩 들어간다. 탄소가 네 개의 동일한 결합을 형성한다는 사실은 혼성오비탈로 쉽게 설명된다. 탄소의 sp³ 오비탈과 수소의 s 오비탈의 중첩에 의해 네 개의 C-H 결합이 형성된다.

 

분자의 모양

루이스 구조로 분자의 결합 수와 결합형태(어느 원자와 결합하는지, 결합 수는 몇 개인지)를 설명할 수는 있지만, 불완전하고 2차원적인 그림을 제공한다. 분자구조를 3차원으로 확장하려면, 원자가 어떤 순서로 연결되고, 공간에 어떻게 배열되어 있는지, 즉, 분자모양(molecular shape)이 어떠한지 검토할 필요가 있다. 분자모양은 분자 성질과 반응성에 영향을 주기 때문이다.

 

분자모양을 알기 위해서는, 루이스 구조를 좀 더 세부적으로 분석할 필요가 있다. 가장 유용한 방법은 원자가껍질 전자쌍반발 이론(valence shell electron pair repulsion (VSEPR) theory)인데, 분자는 중심원자의 원자가껍질에 있는 전자쌍의 반발을 최소화시키기 위한 모양을 갖는다.

 

루이스 구조는 원자 주위의 전자(결합과 고립쌍 모두)를 강조시켜 나타낼 수 있다. 전자쌍이 어느 영역을 차지할 경우, 이 영역들은 가능한 서로 멀리 떨어지려 한다. 이들 영역은 음전하의 중심으로, 같은 전하는 서로를 밀어내기 때문이다. 루이스 구조는 원자가껍질에 있는 전자만을 표현하며, 이 전자 사이에 척력이 발생하는데, VSEPR 이름에 이 내용이 담겨 있다. 이 이론으로 분자 내 전자들을 간단히 표현할 수 있으며, 분자의 기하학구조를 정확히 예상할 수 있다.

 

결합길이가 고정된 값일 경우, 전자쌍을 가진 음전하 영역이 서로 멀리 떨어져 있기 위해서는 기하학적으로 어떤 모양일까? 이에 대한 답은 원자 주위의 전자의 개수와 관련된다. 예로, 전자밀 도의 영역이 두 개일 때는 선형구조가 적합한데, 두 영역이 가장 먼 구조이기 때문이다. 구조 중 사면체(tetrathecral)와 삼각쌍뿔(trigonal bjpyramicdal)은 익숙지 않은 구조일 것이다.

 

분자의 기하학구조는 대칭일 거라 예상할 수 있다. 중심원자 주위의 전자쌍을 중심으로 하여, 루이스 구조를 그린다. 일단, 중심원자 주위의 결합전자과 비결합전자쌍의 수를 센다.

 

중심원자가 단일결합만 갖는 분자구조일 때가 가장 간단하다. 중심원자에 연결된 단일결합의 수를 세고, VSEPR로 예측되는 구조에 맞춰 본다.

 

중심원자가 결합전자쌍과 비결합전자쌍을 가 지면, 전자밀도가 높은 영역의 개수(결합전자쌍+고립전자쌍)를 세고 알맞은 기하학 구조를 찾는다. 우선, 고립전자쌍이 있는 자리가 비워있다. 가정하고 모양이 어떨지 생각한다. 어떤 경우는 가능한 모양이 한 개 이상이다. VSEPR에 의해 전자쌍 간의 척력이 가장 작게 되는 모양을 찾는다. 척력의 순서는 고립쌍-고립쌍 > 고립쌍-결합쌍 > 결합쌍-결합쌍이다. 고립쌍은 한 개의 핵에만 끌리기 때문인데, 고립쌍은 한 개의 핵에만 끌리기 때문인데, 고립쌍은 약하게 편재화 되었기 때문에 좀 더 큰 공간을 차지한다.

 

VSEPR로 분자의 기하학구조를 판단할 때, 다중결합은 전자가 밀집된 한 개의 영역으로 본디 (단일결합과 마찬가지이다). 분자모양을 결정하기 위해, 이중 또는 삼중결합을 하나의 전자쌍처럼 다룬다.

 

VSEPR 이론을 크기가 큰 분자의 기하학구조를 예측하는 데도 이용할 수 있다. 한 개 이상의 중심원자를 가진 분자에서는, 분자의 골격구조를 그리고 위의 절차와 마찬가지로 결합을 예상한 다. 예로, 비닐알코올(H₂C=CHOH)의 구조에 VSEPR 이론을 적용할 때, 루이스 구조가 좋은 시작점이다.

 

두 탄소 원자는 각각 세 개의 다른 원자와 결합하였으며, 고립전자쌍은 없기 때문에, 삼각평면 구조이다. 다음은, 두 삼각평면이 동일평면 상에 있는 지의 여부이다. 이중결합을 형성하는 오 비탈과 혼성에 대해 생각해 보자. 각각의 탄소 원자는 sp² 혼성오비탈(3개의 혼성오비탈)이다.

 

두 개의 혼성오비탈은 수소와 산소 원자의 오비탈과 중첩하여 각각 시그마결합(σ-bond)을 만 들고, 세 번째 혼성오비탈은 상대방 탄소의 sp² 혼성오비탈과 중첩하여 한 개의 시그마결합을 만든다. 하지만 각 탄소에는 혼성화되지 않은 P 오비탈이 한 개씩 남아 있는데, sp² 혼성 평면에 수직이다. 이들 p 오비탈은 서로에게 평행하게 배열되어 있어, 옆으로 중첩이 일어나고 파이결합(π-bond)을 만든다. 시그마결합과 파이결합에 의해 이중결합이 만들어지는데, 탄소원자들과 탄소에 연결된 원자들은 같은 평면에 놓인다. 만약 비닐알코올의 한 쪽 말단이 회전하여 p 오비탈들이 같은 방향을 갖지 못한다면, 파이결합을 하지 못하게 될 것이다.