甲烷或CH4是一种自然产生的气体，在地球上相对丰富，使其成为一种经济高效的燃料。由于燃烧时释放更多的光和热，它比煤、化石燃料或汽油更适合用于能源生产。
这就是为什么甲烷生产过剩使其成为一种影响地球温度和气候系统的温室气体(GHG)的原因之一。
路易斯结构是一个原子中有多少价电子的图示。
此外，该图还有助于确定原子之间的键是如何形成分子，最终形成化合物的。
路易斯图是以原子周围的点和预测键形成的线的形式显示价电子。
这些线还决定了是否形成了单键、双键或三键，有助于预测中心原子的杂化。
价电子
价电子是那些参与成键并存在于原子最外层的电子。
这些是参与成键的电子它们要么在原子间被捐赠，要么在原子间被接受。
一个原子最多可以有8个价电子。
要知道碳原子的价电子数，首先要找出它的原子序数，即6。所以碳的电子排布是1s2 2s2 2p2。
由于p层需要容纳6个电子，因此缺少4个电子。因此，碳原子的价电子数为4。
然而，另一方面，氢原子的原子序数使它的电子排布是1s1。
由于只缺少一个电子，氢原子的价电子数是一个。
八隅体规则
这个定律说，一个原子周围能被吸引的最大价电子是8个。
如果我们遵循这个规律，就很容易看出碳原子缺少4个价电子，而氢原子只需要1个价电子。
CH4的路易斯结构被画出来以满足所有原子对价电子的需求。
CH4的Lewis结构
碳和氢原子的路易斯结构说-要形成一个CH4分子，共有8个价电子参与共用键以满足另外8个价电子的需要。
在这里，我们将逐步学习如何绘制CH4分子的路易斯点结构。
首先，找出一个CH4分子所需要的价电子总数，也就是16个。
接下来，单个CH4分子需要搜索电子以达到稳定状态。
一个CH4分子是8个，因为碳原子和氢原子各需要4个。
下一步是找出单个CH4分子中原子形成键的总数和类型。
每个碳原子和氢原子(C-H)之间形成一个共享共价键。
最后，寻找中心原子，通常是一个分子中的单个原子。甲烷(CH4)就是碳。
现在，画出甲烷(CH4)的刘易斯结构，如下所示
甲烷(CH4)的几何结构
甲烷(CH4)的单分子是四面体，任何原子上都没有孤对。这一现象用价壳电子对排斥理论(VSEPR)解释。
这个理论被用来预测分子的几何结构以及形成这种形状的原因。
对于甲烷(CH4)分子，该理论认为由于CH4的结构不存在扭曲，因此它是一种理想的弯曲状分子或四面体，氢-碳-氢原子(H-C-H)之间的键角为109.5°。
由于在CH4分子中形成的键的对称形状，其原子上的电荷是均匀分布的，没有极化发生。甲烷分子是非极性分子。
为了更好的理解，可以参考文章上写的CH4极性．
由于中心原子和侧原子之间存在孤对和键长，分子内理想键角的畸变发生。
从路易斯结构可以看出，碳原子和四个氢原子共用的电子数相等。
这就是为什么甲烷的结构在自然界中高度稳定的原因。
甲烷(CH4)杂化
杂化是一个数学过程，在同一个原子中混合和重叠至少两个原子轨道，以产生完全不同的轨道和相同的能量，称为新杂化轨道。
如果我们在甲烷(CH4)中寻找碳原子杂化，它是sp3。
这是由于碳的1个2s轨道和3个2p轨道混合重叠，形成4个能量相等、形状相似的新杂化轨道。
此外，新的4个sp3杂化轨道具有25%的s轨道特征，而75%的p轨道特征。
除此之外，这四个氢原子还利用这四个新的杂化轨道来产生碳-氢(C-H) sigma键。
已知共价键中存在一个sigma键(σ)，而没有π (π)键。
所以，这就是在没有键的甲烷分子中形成4个sigma键的方式sigma键进一步促进了碳原子的杂化。
另外，请查看有关CH4分子间作用力．
CH4的分子轨道图
分子轨道图有助于确定分子中如何发生混合和重叠，从而得出杂交类型。
如图所示，碳的四个sp3杂化轨道与氢的四个1s原子轨道混合重叠。
每个碳和氢键(C-H)的形成都是由于碳的唯一的sp3杂化轨道与氢的1s轨道的正面重叠。
这可以从只有sigma键发生正面重叠而π键发生横向重叠的事实得到证实。
由于不存在π键，甲烷(CH4)分子内只发生正面重叠。
从图中，你可以看到顶部的四个轨道都是空的碳和氢的相位发生了变化。
要把一个电子放到这些轨道上，碳原子和氢原子之间的成键能就需要降低。
另一方面，底部的四个轨道都被填满了，因为它们的能量低于非成键能级。
能量最低的分子轨道均匀地分布在整个分子中。
结论
甲烷(CH4)分子的刘易斯结构是由碳原子和氢原子之间的四个共享共价键绘制的。
此外，由于只有sigma键存在，碳的1个2s轨道和3个2p轨道产生4个杂化轨道，因此CH4的杂化为sp3。
有趣的是，不管是否有sigma键，新的杂化轨道获得了p轨道的主要特征。
此外，键角是109.5°的理想四面角，因为原子上没有孤对电子。
