1. 원자가 전자의 총 수를 계산하십시오 :
* 탄소 (C)에는 4 개의 원자가 전자가 있습니다.
* 황 (S)에는 각각 6 개의 원자가 전자가 있습니다.
* 총 원자가 전자 :4 + (6 * 2) =16
2. 중앙 원자를 결정하십시오 :
* 탄소는 황보다 덜 전기 음성이므로 중심 원자가됩니다.
3. 원자를 단일 결합으로 연결하십시오.
* 탄소와 각 황 원자 사이에 단일 결합을 그립니다.
```
s -c -s
```
4. 나머지 전자 분배 :
* 각 결합은 2 개의 전자를 사용합니다. 우리는 단일 결합에 4 개의 전자를 사용했습니다.
* 우리는 12 개의 전자가 남았습니다 (16-4 =12).
* 나머지 전자를 분배하여 각 원자의 옥트 규칙을 만족 시키십시오 (수소를 제외한 각 원자 주위의 8 개의 전자, 2가 필요합니다).
```
..
:s =c =s :
..
```
5. 옥넷을 확인하십시오 :
* 탄소에는 8 개의 전자 (본드에서 4 개, 고독한 쌍)가 있습니다.
* 각 황 원자에는 8 개의 전자가 있습니다 (2는 결합에서 2 개, 고독한 쌍에서 2 개, 이중 결합에서 4 개)가 있습니다.
이황화 탄소의 최종 루이스 도트 구조는 다음과 같습니다.
```
..
:s =c =s :
..
```
중요한 참고 : 탄소 이황화는 탄소 원자의 반대쪽에 2 개의 황 원자와 선형 분자 기하학을 갖는다.
