분자 구조 결정(VSEPR 이론)

VSEPR 이론의 핵심은 중심 원자 주위의 전자쌍들이 서로 반발하여 가능한 한 멀리 떨어지려 한다는 가정에 기반한다. 이 반발력은 전자들이 모두 음전하를 띠고 있기 때문에 발생한다. 이 원리에 따라 전자쌍들의 공간적 배열이 결정되며, 이 배열이 최종적인 분자 구조의 기본 골격을 형성한다.

전자쌍 간 반발력의 크기는 전자쌍의 종류에 따라 다르다. 일반적으로 반발력의 세기는 다음과 같은 순서를 따른다.

이 차이는 비공유 전자쌍이 결합 전자쌍보다 중심 원자에 더 가까이 위치하여 전자 밀도가 높고, 따라서 다른 전자 영역을 더 강하게 밀어내기 때문이다. 이 순서는 비공유 전자쌍이 존재할 때 분자의 결각을 예측하는 데 중요한 역할을 한다.

이 모델에서 '전자쌍' 또는 '전자 영역'은 공유 결합을 형성하는 결합 전자쌍(단일, 이중, 삼중 결합 모두 하나의 영역으로 취급)과 비공유 전자쌍을 모두 포함한다. 따라서 분자의 기하 구조는 먼저 중심 원자 주위의 총 전자 영역 수를 세어 예측한다. 예를 들어, 총 4개의 전자 영역은 기본적으로 사면체형의 전자쌍 배치를 유도한다. 이후 비공유 전자쌍을 결합 전자쌍의 위치로 대체하여 실제 분자의 모양을 도출한다.

중심 원자 주위의 전자 영역은 그 성격에 따라 결합 전자쌍과 비공유 전자쌍으로 구분된다. 이 두 종류의 전자쌍은 모두 전자쌍 반발을 일으키지만, 분자 구조 형성에 미치는 영향은 다르다.

결합 전자쌍은 두 원자 사이의 공유 결합을 형성하는 전자쌍이다. 단일 결합, 이중 결합, 삼중 결합 모두 하나의 결합 전자 영역으로 취급된다. 이들은 중심 원자와 말단 원자를 연결하여 분자의 기본 골격을 만든다. 반면, 비공유 전자쌍(고립 전자쌍)은 중심 원자에만 속해 있으며 다른 원자와 공유되지 않는다. 비공유 전자쌍은 결합 전자쌍보다 더 넓은 공간을 차지하는 경향이 있다[2].

이 차이는 분자의 실제 모양(배치)에 결정적인 영향을 미친다. 예를 들어, 중심 원자 주위에 4개의 전자 영역이 모두 결합 전자쌍이면 분자는 정사면체 구조를 보인다. 그러나 그중 하나가 비공유 전자쌍으로 대체되면, 더 큰 반발력을 가진 비공유 전자쌍이 결합 각을 압축하여 분자의 모양은 삼각뿔형으로 변한다. 다음 표는 전자 영역 수가 4개일 때, 비공유 전자쌍 수에 따른 구조 변화를 보여준다.

따라서 VSEPR 이론에 따라 분자의 3차원 구조를 정확히 예측하려면, 중심 원자 주위의 총 전자 영역 수를 구한 후, 그중 비공유 전자쌍의 수를 식별하여 최종적인 분자 모양을 도출해야 한다.

중심 원자가 두 개의 전자 영역(결합 전자쌍 또는 비공유 전자쌍)을 가질 때, 이 두 영역은 서로 반발하여 가능한 한 멀리 떨어지려고 한다. 이 반발의 결과, 두 전자 영역은 중심 원자를 사이에 두고 정확히 180도 각도를 이루며 배열된다. 이 배열을 선형 구조라고 부른다.

이러한 선형 구조를 가지는 대표적인 분자로는 베릴륨을 중심 원자로 하는 베릴륨 염화물(BeCl₂)이 있다. 베릴륨 원자는 두 개의 염소 원자와 각각 단일 결합을 형성하며, 두 결합 전자쌍만 존재한다. 비공유 전자쌍이 없기 때문에 분자의 모양은 전자 영역의 배열과 일치하는 완전한 직선형이 된다. 다른 예로는 이산화탄소(CO₂)가 있다. 이산화탄소에서 탄소 원자는 두 개의 산소 원자와 각각 이중 결합을 형성한다. VSEPR 이론에 따르면 다중 결합은 하나의 전자 영역으로 취급되므로, 탄소 원자 주위에는 역시 두 개의 전자 영역이 존재하여 선형 구조를 예측할 수 있다.

두 개의 전자 영역을 가진 분자나 이온은 모두 이론적으로 180도의 결합각을 가지는 선형 구조를 예측한다. 그러나 제논의 플루오린화물인 XeF₂와 같은 경우, 중심 원자 주위의 총 전자쌍 수는 5쌍이지만 그중 3쌍은 비공유 전자쌍이고 2쌍만이 플루오린 원자와의 결합에 사용된다. 비공유 전자쌍의 위치를 고려한 전체 전자쌍 배열은 삼각쌍뿔형이지만, 원자들의 배열만을 본다면 두 개의 플루오린 원자가 중심 제논 원자와 180도 각도를 이루는 선형 구조로 나타난다.

중심 원자가 3개의 전자 영역(전자쌍)을 가질 때, 이론적으로는 전자쌍들이 서로 반발하여 최대한 멀리 떨어지려 하므로, 3개의 전자쌍은 중심 원자를 중심으로 평면상에서 120도 각도를 이루며 배열된다. 이는 이상적인 전자쌍 배치인 삼각 평면형에 해당한다.

실제 분자 구조는 이 전자 영역 중 몇 개가 결합 전자쌍이고 몇 개가 비공유 전자쌍인지에 따라 결정된다. 3개의 전자 영역이 모두 다른 원자와의 단일 결합을 형성하면, 분자는 삼각 평면형 구조를 띤다. 대표적인 예로 삼플루오린화 붕소(BF₃) 분자가 있다. 그러나 3개의 전자 영역 중 하나가 비공유 전자쌍이라면, 분자의 기하 구조는 달라진다.

비공유 전자쌍은 결합 전자쌍보다 더 큰 공간을 차지하며 반발력이 더 크다[4]. 따라서 2개의 결합 전자쌍과 1개의 비공유 전자쌍이 있는 경우, 비공유 전자쌍의 강한 반발력으로 인해 두 개의 결합 각도는 이상적인 120도보다 작아진다. 결과적으로 분자는 굽은형(각형) 구조를 나타낸다. 이산화 황(SO₂) 분자나 오존(O₃) 분자가 이에 해당한다.

중심 원자를 둘러싼 전자 영역이 4개일 때, 전자쌍 반발 모델에 기초한 기본 기하 구조는 사면체형이다. 네 개의 전자 영역은 서로 최대한 멀리 떨어지려 하며, 이로 인해 각 전자쌍 사이의 각도는 약 109.5°가 된다. 이 구조는 네 개의 전자 영역이 모두 결합 전자쌍인 경우, 즉 중심 원자가 네 개의 다른 원자와 단일 결합을 형성할 때 나타난다. 대표적인 예는 메테인(CH₄) 분자이다.

그러나 네 개의 전자 영역 중 일부가 비공유 전자쌍일 경우, 분자의 실제 모양은 사면체형에서 벗어난다. 비공유 전자쌍은 결합 전자쌍보다 더 큰 공간을 차지하며 인접한 전자쌍을 더 강하게 밀어내기 때문이다. 이 영향으로 결합각은 기본적인 사면체 각도보다 작아진다.

예를 들어, 암모니아(NH₃) 분자는 중심 질소 원자에 세 개의 결합 전자쌍(각각 수소 원자와 연결됨)과 한 쌍의 비공유 전자쌍을 가진다. 네 개의 전자 영역은 사면체형으로 배열되지만, 분자의 실제 모양은 비공유 전자쌍을 제외한 세 개의 원자만 고려한 삼각뿔형이다. 비공유 전자쌍의 반발력으로 인해 H-N-H 결합각은 109.5°보다 작은 약 107°가 된다.

물(H₂O) 분자의 경우, 중심 산소 원자에 두 개의 결합 전자쌍과 두 쌍의 비공유 전자쌍이 있다. 네 개의 전자 영역은 여전히 사면체형으로 배열되지만, 분자의 실제 모양은 두 개의 수소 원자만 보이는 굽은형이다. 두 쌍의 강력한 비공유 전자쌍의 영향으로 H-O-H 결합각은 더욱 줄어들어 약 104.5°에 이른다.

중심 원자가 5개의 전자 영역(결합 전자쌍 또는 비공유 전자쌍)을 가지는 경우, 전자쌍 사이의 반발을 최소화하기 위해 삼각쌍뿔형 기하 구조를 형성합니다. 이 구조는 3개의 전자쌍이 적도면에서 서로 120도 각도로 배열된 삼각형을 이루고, 나머지 2개의 전자쌍이 이 삼각형 평면의 위아래, 즉 축 방향에 위치하는 형태입니다. 축 방향의 결합 각도는 90도와 180도를 이루며, 적도 방향 결합 각도는 120도입니다.

이 구조에서 비공유 전자쌍의 위치는 분자의 최종 형태를 결정하는 중요한 요인입니다. 비공유 전자쌍은 결합 전자쌍보다 더 큰 공간을 차지하므로, 반발력의 크기는 비공유 전자쌍-비공유 전자쌍 > 비공유 전자쌍-결합 전자쌍 > 결합 전자쌍-결합 전자쌍 순입니다. 이에 따라 비공유 전자쌍은 반발이 가장 작은 위치를 선호하는데, 삼각쌍뿔형에서는 적도 방향 위치가 축 방향 위치보다 더 많은 공간을 제공합니다. 따라서 비공유 전자쌍은 항상 적도 방향에 위치하려는 경향을 보입니다.

비공유 전자쌍의 수에 따라 파생되는 분자 구조는 다음과 같이 예측할 수 있습니다.

삼각쌍뿔형 구조를 가진 분자에서 축 방향 결합과 적도 방향 결합의 길이는 종종 다릅니다. 이는 축 방향의 원자가 적도 방향의 원자보다 중심 원자와 더 멀리 위치하여 반발이 적기 때문입니다. 예를 들어, PCl₅에서 축 방향의 P-Cl 결합 길이는 적도 방향의 P-Cl 결합 길이보다 약간 깁니다.

6개의 전자 영역(결합 전자쌍 또는 비공유 전자쌍)을 가진 중심 원자는 전자쌍 간 반발을 최소화하기 위해 팔면체형의 전자쌍 배치를 채택한다. 이때 6개의 전자쌍은 중심 원자를 중심으로 정팔면체의 꼭짓점 방향으로 배열되며, 각 전자쌍 사이의 각도는 90° 또는 180°이다.

모든 전자 영역이 단일 결합인 경우, 분자의 기하 구조는 팔면체형이 된다. 대표적인 예로 육플루오린화황(SF₆)이 있다. SF₆에서 황 원자는 6개의 플루오린 원자와 단일 결합을 형성하며, 완벽한 팔면체 구조를 보인다. 다른 예시로는 육플루오린화크세논(XeF₆)이나 육플루오린화셀레늄(SeF₆) 등이 있다.

하나의 전자 영역이 비공유 전자쌍으로 대체되면, 분자 구조는 사각뿔형이 된다. 비공유 전자쌍은 결합 전자쌍보다 더 큰 공간을 차지하여 인접한 결합 각도를 약간 줄인다. 예를 들어, 오플루오린화브로민(BrF₅) 분자는 중심 브로민 원자에 5개의 브로민-플루오린 결합과 1개의 비공유 전자쌍이 있어 사각뿔형 구조를 가진다.

두 개의 전자 영역이 비공유 전자쌍인 경우, 분자 구조는 평면 사각형이 된다. 두 개의 비공유 전자쌍은 서로 반대 위치(180° 간격)를 차지하여 남은 4개의 결합 전자쌍이 정사각형의 모서리에 배열되도록 한다. 사플루오린화크세논(XeF₄)이 이 구조의 대표적인 예이다. XeF₄에서 크세논 원자는 4개의 크세논-플루오린 결합과 2개의 비공유 전자쌍을 가지며, 분자는 평면 사각형 기하 구조를 나타낸다.

중심 원자의 전자 영역은 VSEPR 이론에서 분자의 3차원 구조를 예측하는 핵심 개념이다. 이는 중심 원자 주위에 존재하는 모든 결합 전자쌍과 비공유 전자쌍을 하나의 '영역'으로 취급한 것이다. 예를 들어, 암모니아(NH₃) 분자에서 질소 원자는 세 개의 N-H 단일 결합과 한 쌍의 비공유 전자쌍을 가지고 있다. 이 경우, 중심 질소 원자 주위에는 총 네 개의 전자 영역(결합 영역 3개 + 비공유 전자쌍 영역 1개)이 존재한다.

전자 영역의 총 수는 분자의 기본 배치를 결정한다. 각 전자 영역은 서로 반발하여 가능한 한 멀리 떨어지려 하며, 이 반발력의 크기는 전자 영역의 종류에 따라 다르다. 일반적으로 반발력의 세기는 비공유 전자쌍-비공유 전자쌍 > 비공유 전자쌍-결합 전자쌍 > 결합 전자쌍-결합 전자쌍 순으로 강하다[7]. 따라서 전자 영역의 수와 종류를 파악하는 것이 분자의 실제 모양(결합각 포함)을 예측하는 첫 번째 단계이다.

전자 영역의 수에 따른 기본 기하 구조는 다음과 같이 정리할 수 있다.

이 기본 배치에서 비공유 전자쌍 영역을 결합 영역으로 대체하면 분자의 실제 모양이 된다. 예를 들어, 전자 영역이 4개인 경우 기본 배치는 사면체형이다. 만약 네 영역 모두 결합 영역이면 분자는 메테인(CH₄)처럼 사면체 구조를 띤다. 그러나 만약 결합 영역이 세 개이고 비공유 전자쌍 영역이 하나라면, 분자는 암모니아(NH₃)처럼 삼각뿔형 구조를 가지게 된다.

비공유 전자쌍은 결합 전자쌍보다 더 큰 공간을 차지한다. 이는 비공유 전자쌍이 중심 원자에만 국한되어 있고, 결합된 다른 원자에 의해 공간적으로 제한받지 않기 때문이다. 결과적으로 비공유 전자쌍은 결합 전자쌍보다 더 강한 반발력을 발휘하여 분자의 이상적인 기하 구조를 왜곡시킨다.

이 영향은 분자의 결합각을 관찰하면 명확해진다. 예를 들어, 물 분자(H₂O)는 중심 산소 원자가 2개의 결합 전자쌍과 2개의 비공유 전자쌍을 가져 총 4개의 전자 영역을 형성한다. 이상적인 사면체 구조의 결합각은 109.5°이지만, 강한 비공유 전자쌍 간의 반발력이 결합 전자쌍을 더욱 압축시켜 실제 H-O-H 결합각은 약 104.5°로 줄어든다. 이와 유사하게, 암모니아(NH₃)는 3개의 결합 전자쌍과 1개의 비공유 전자쌍을 가지며, 이상적인 삼각뿔 구조의 결합각보다 작은 약 107°의 H-N-H 결합각을 보인다.

비공유 전자쌍의 수가 증가할수록 그 영향은 더욱 커진다. 다음 표는 4개의 전자 영역을 가진 분자들에서 비공유 전자쌍 수에 따른 구조와 결합각의 변화를 보여준다.

이러한 원리는 더 많은 전자쌍을 가진 분자에서도 적용된다. 예를 들어, 삼플루오린화 염소(ClF₃)는 중심 염소 원자가 3개의 결합 전자쌍과 2개의 비공유 전자쌍을 가져 총 5개의 전자 영역을 형성한다. 두 개의 비공유 전자쌍이 서로 최대한 멀리 위치하려는 경향은 분자 구조를 T자형으로 만들고, 결합각을 이상적인 삼각쌍뿔형의 각도(90°, 120°)에서 벗어나게 한다. 따라서 VSEPR 이론에 따르면, 분자의 최종 기하 구조를 정확히 예측하기 위해서는 단순히 전자쌍의 총수가 아니라, 비공유 전자쌍의 수와 그에 따른 반발력의 계층 구조를 반드시 고려해야 한다.

다중 결합은 VSEPR 이론에서 단일 결합과 동일하게 하나의 전자 영역으로 취급된다. 이는 다중 결합을 형성하는 전자쌍들이 공간에서 하나의 영역을 차지하며, 다른 전자 영역들과 반발한다는 개념에 기반한다. 예를 들어, 이중 결합은 두 쌍의 전자를 포함하지만, 구조 예측 시에는 하나의 '영역'으로 계산한다.

그러나 다중 결합은 단일 결합보다 더 큰 공간을 차지하는 경향이 있다. 다중 결합 내의 전자 밀도가 더 높기 때문에, 주변의 다른 전자 영역(다른 결합이나 비공유 전자쌍)에 대한 반발력이 더 강하다. 이로 인해 다중 결합이 포함된 분자의 결합각은 단일 결합만 있는 경우와 차이를 보인다. 예를 들어, 포름알데히드(H₂CO) 분자에서 중심 탄소 원자는 세 개의 전자 영역(탄소-산소 이중 결합 하나, 탄소-수소 단일 결합 두 개)을 가지므로 기본 기하 구조는 삼각 평면형이다. 하지만 이중 결합의 강한 반발력으로 인해 C-H 결합 사이의 각도(H-C-H 각)는 120도보다 약간 작아진다.

다중 결합의 처리를 요약하면 다음과 같다.

따라서 분자의 전체적인 형태(예: 선형, 삼각 평면형 등)는 전자 영역의 총수로 결정되지만, 정확한 결합각은 비공유 전자쌍의 존재뿐만 아니라 다중 결합의 유무와 종류에도 영향을 받는다.

산소 원자를 중심으로 한 물 분자(H₂O)는 4개의 전자 영역을 가집니다. 이 중 2개는 수소 원자와의 결합 전자쌍이고, 2개는 비공유 전자쌍입니다. VSEPR 이론에 따르면, 4개의 전자 영역은 기본적으로 사면체 구조를 이루려고 합니다. 그러나 비공유 전자쌍은 결합 전자쌍보다 더 큰 공간을 차지하므로, 두 개의 비공유 전자쌍이 서로 반발하여 결합각을 줄입니다. 결과적으로 H₂O 분자의 결합각은 이상적인 사면체각(109.5°)보다 작은 약 104.5°의 굽은형 구조를 보입니다.

질소 원자를 중심으로 한 암모니아 분자(NH₃) 역시 4개의 전자 영역을 가집니다. 이 중 3개는 수소 원자와의 결합 전자쌍이고, 1개는 비공유 전자쌍입니다. 비공유 전자쌍의 반발력으로 인해 결합각이 압축되어, 이상적인 사면체각보다 작은 약 107°의 삼각뿔형 구조를 형성합니다. 이 구조는 평면 삼각형이 아닌, 질소 원자가 삼각뿔의 꼭짓점에 위치한 형태입니다.

탄소 원자를 중심으로 한 메테인 분자(CH₄)는 4개의 전자 영역을 모두 수소 원자와의 결합 전자쌍으로 채웁니다. 네 개의 전자쌍이 모두 동일한 결합 전자쌍이므로, 반발력이 균등하게 작용합니다. 이로 인해 CH₄ 분자는 네 개의 수소 원자가 정사면체의 꼭짓점에 배열된 대칭적인 사면체 구조를 가집니다. 결합각은 약 109.5°로, 전자쌍 반발을 최소화하는 이상적인 각도에 가깝습니다.

VSEPR 이론은 단순한 공유 결합 분자뿐만 아니라, 이온과 더 복잡한 분자 구조를 가진 화합물의 기하 구조를 예측하는 데에도 적용된다.

다원자 이온의 경우, 중심 원자 주위의 전자 영역 수를 계산하여 구조를 예측한다. 예를 들어, 암모늄 이온(NH₄⁺)은 중심 질소 원자가 4개의 수소 원자와 결합하여 4개의 전자 영역(모두 결합 전자쌍)을 형성한다. 따라서 사면체 구조를 예측할 수 있으며, 실제 구조도 사면체형이다. 삼산화 황 이온(SO₃²⁻)의 경우, 중심 황 원자는 3개의 산소 원자와 결합하고, 한 쌍의 비공유 전자쌍을 가진다. 총 4개의 전자 영역(결합 3, 비공유 1)이므로, 삼각뿔형 구조를 예측할 수 있다.

비금속 할로젠 화합물이나 비활성 기체 화합물과 같이 중심 원자가 팔전자 규칙을 따르지 않는 경우에도 VSEPR 이론은 유효하다. 예를 들어, 오염화 인(PCl₅)은 중심 인 원자가 5개의 염소 원자와 결합하여 5개의 전자 영역을 가지므로, 삼각쌍뿔형 구조를 가진다. 염화 제논(XeF₄)은 중심 제논 원자가 4개의 결합 전자쌍과 2개의 비공유 전자쌍으로 총 6개의 전자 영역을 가지며, 2개의 비공유 전자쌍이 서로 반대 위치를 차지하는 팔면체 전자쌍 배치에서 유래된 평면 사각형 분자 구조를 예측한다.

VSEPR 이론은 분자의 전체적인 모양을 정성적으로 예측하는 데 탁월한 도구이지만, 몇 가지 근본적인 한계를 지닌다. 가장 큰 한계는 정량적인 정보를 제공하지 못한다는 점이다. 이 이론은 결합각이나 분자 길이의 정확한 수치를 예측할 수 없으며, 단지 구조의 대략적인 기하학적 배열만을 제시한다. 예를 들어, 물 분자의 결합각이 104.5°라는 사실은 VSEPR 이론으로 설명할 수 있지만, 그 정확한 각도를 이론 자체로부터 계산해낼 수는 없다. 이는 전자쌍 사이의 반발력이 모두 동일하지 않으며, 전자쌍의 종류에 따라 반발력의 세기에 차이가 있기 때문이다.

반발력의 세기는 일반적으로 비공유 전자쌍-비공유 전자쌍 > 비공유 전자쌍-결합 전자쌍 > 결합 전자쌍-결합 전자쌍 순으로 강하다. VSEPR 이론은 이 순서를 고려하여 정성적인 구조 변형을 설명하지만, 반발력 차이에서 비롯된 결합각의 미세한 변화를 정량적으로 예측하는 데는 한계가 있다. 또한, 이 이론은 주로 주족 원소의 단순 분자나 이온에 가장 잘 적용되며, 전이 금속 착물이나 자유 라디칼과 같은 특수한 경우에는 적용이 어렵거나 부정확한 결과를 낳을 수 있다.

아래 표는 VSEPR 이론의 주요 한계점을 정리한 것이다.

마지막으로, VSEPR 이론은 분자의 전자 구조에 대한 정보를 제공하지 않는다. 즉, 결합의 에너지나 강도, 분자의 자기적 성질 등을 설명할 수 없다. 이러한 정성적 한계를 극복하기 위해서는 혼성 오비탈 이론이나 분자 궤도 함수 이론과 같은 더 정교한 양자 화학적 모델이 필요하다.

VSEPR 이론은 분자의 기하 구조를 정성적으로 예측하는 데 탁월하지만, 결합이 형성되는 원인이나 결합 각도와 거리의 정량적 세부 사항을 설명하지는 못한다. 이러한 한계를 보완하기 위해 혼성 오비탈 이론이 함께 사용된다. 혼성 오비탈 이론은 원자가 결합 이론의 틀 안에서, 중심 원자의 원자 궤도함수가 혼합되어 새로운 혼성 오비탈을 형성하는 과정을 설명한다. VSEPR 이론이 '최종 모양'을 예측한다면, 혼성 오비탈 이론은 그 모양을 가능하게 하는 '결합의 방향성'이 어떻게 만들어지는지를 설명한다.

두 이론은 서로 일관된 결과를 제공하며, 전자쌍의 배치에 따라 예측되는 혼성 형태가 대응된다. 다음 표는 그 관계를 보여준다.

예를 들어, VSEPR 이론에 따라 메테인(CH₄)의 중심 탄소 원자 주위에 4개의 결합 전자쌍이 있어 사면체 구조를 예측한다. 혼성 오비탈 이론은 이에 맞춰 탄소 원자의 하나의 2s 오비탈과 세 개의 2p 오비탈이 혼성화되어 네 개의 동등한 sp³ 혼성 오비탈을 형성하며, 이들이 수소 원자의 1s 오비탈과 겹쳐 결합을 형성한다고 설명한다. 이는 109.5°의 결합각과 완벽한 사면체 구조를 이론적으로 뒷받침한다.

따라서 두 이론은 분자의 구조를 이해하는 상보적인 도구로 작동한다. VSEPR 이론은 실험적으로 관측된 구조를 간단하고 직관적으로 예측하는 출발점을 제공하며, 혼성 오비탈 이론은 그 예측을 양자역학적 궤도함수 모델과 연결하여 결합의 방향성과 에너지적 안정성을 더 깊이 있게 설명한다. 현대 화학 교육과 연구에서는 이 두 모델을 종합적으로 활용하여 분자의 3차원적 구조와 성질을 파악한다.