詳述如下。
第一節
化學概念分析
本研究所使用的自主多模態影音學習系統課程內容，以化學概念「八隅體與 路易士結構」做為研究素材，課程概念分為五小節：八隅體介紹、八隅體規則、
路易士結構的畫法、路易士結構的共振、鍵數、鍵長與鍵能，共17個子概念。以 下依據自主多模態影音學習系統課程影片內容概念進行分析。（概念教學時間區 間與長度、投影片所呈現的方式與內容文字、轉錄授課者口述內容相關整理請參 閱附錄一）
一、八隅體介紹：
1-1 八隅體定義：當一個原子的周圍滿足八個電子，其價層被填滿而安定。
一個原子軌域可容納兩個電子，當原子外圍的1個s軌域及3個p軌域，四 個軌域皆填滿為8個電子趨於穩定，原子一般會透過得到、失去或分享電子來 達成八隅體。
1-2 典型元素的價電子數與其族數相同。
週期表由左而右可分為 18 族，傳統上將週期表分為 A 族與 B 族，A 族
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為主族元素，又稱為典型元素，為 1A 至 8A 共有 8 族，其價電子數與族數相 同，1A 族有 1 顆價電子、2A 族有 2 顆價電子、3A 族有 3 顆價電子、...、
8A族有 8 顆價電子。
價電子為原子核外分布在最外殼層的電子，而原子的化學性質取決於其 最外層的價電子數，週期表中同一縱行的元素即為同一族，同族元素因其價 電子數相同，所以化學性質也相似。
二、八隅體規則：
2-1 八隅體規則：當原子與原子結合時，傾向擁有與惰性氣體相同的八個價 電子數。
典型元素與其他原子共用價電子時，通常達到鈍氣之電子組態，即其最 外層的電子組態為ns2np6，共有8個價電子最為安定。由於氫僅具有一個s軌域，
最多只能置入2顆電子，因此當氫與其他原子共用電子時，只能達到與He相 同的2個價電子數，即達到電子組態1s2 就視同滿足八隅體。而原子藉由得失 電子或與其他原子共用電子的方式，使其與鄰近的惰性氣體具有相同的電子 排列方式，稱為八隅體法則。
2-2 以ⅠA、ⅡA、ⅢA族為中心原子之化合物，中心原子周圍的電子數比八 個少。
由ⅠA、ⅡA、ⅢA族為中心原子所形成的化合物是為離子化合物，以離 子鍵的方式做鍵結，離子鍵為金屬原子與非金屬原子間電子的轉移，陰陽離 子間產生的靜電作用力所形成，ⅠA、ⅡA、ⅢA族元素在形成化合物時，易 失去電子以ⅠA+、ⅡA2+、ⅢA3+ 陽離子形態做鍵結，故以其為中心原子之化 合物未能滿足8個價電子。
2-3 總價電子數為奇數之化合物，不可能滿足八隅體。
兩原子在鍵結成分子時共用一對價電子形成單鍵，在路易士結構中這種
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共用電子對所形成的鍵結稱為鍵結電子對，而分子中未共用的電子對稱為孤 電子對。由於鍵的生成是由兩個價電子共用而成，八隅體即原子滿足8個價電 子的狀態穩定存在，因此當總價電子數為奇數時，必有一個價電子無法成鍵 或成對，不可能滿足八隅體。
2-4 涉及d軌域的鍵結，中心原子周圍之電子數可以超過八個。
原子的軌域需要以三個量子數來描述，主量子數n、角量子數l 和磁量子 數ml。其中主量子數用來描述軌域的大小，表示電子與原子核間的距離，與 電子能量極為相關，當n愈大時，電子具有的能量愈大，所佔的軌域也愈大，
n=1、2、3、4...依序為K、L、M、N...，用來表示電子的主殼層。角量子 數l 則表示軌域的形狀，l 為0、1、2、3、...、(n-1)的正整數，依序可用s、p、
d、f...表示。磁量子數ml 表示軌域方向或副層軌域數，ml =0、±1、±2、±3、
±l ，原子中每一個主殼層都具有一個s軌域，s軌域的電子在原子核周圍呈對 稱的球形分布，而主量子數n=2以上的主殼層才會有p軌域，p軌域包括pX、py、 pZ三種在空間位向上不同的p軌域，軌域形狀呈啞鈴形。而主量子數n=3以上 才會有d軌域，d軌域具有五種在空間位向上不同而能階相同的d軌域。
每一主殼層中含有n2 個原子軌域，每個軌域中最多填入2個電子，由此 可推知，s軌域共可容納2個電子，p軌域共可容納6個電子，d軌域共可容納10 個電子，因此具有d軌域的原子在鍵結時，其周圍的電子數則有可能超過8個 電子才呈現穩定狀態。
2-2～2-4 概念總結
以下為路易士結構中常見到的三種不符合八隅體規則的情況：
(1)以 AⅠ 、 AⅡ 、 AⅢ 族為中心原子之化合物，中心原子周圍的電子數比八個 少。
(2)總價電子數為奇數之化合物，不可能滿足八隅體。
(3)涉及d軌域的鍵結，中心原子周圍之電子數可以超過八個。
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三、路易士結構的畫法：
3-1 路易士結構的畫法：H原子一定排在最旁邊，電負度小的原子通常在中 心。
路易士結構又稱為路易士電子點式，在表示時以一個點代表價殼層中的 一個電子，再將價電子分布在元素符號周圍。在學習路易士結構的畫法時，
有些基本的原則須要遵循，H原子僅有s軌域，最多只能容納2個電子形成單 鍵，無法做為中心原子，因此在排列時置於末端周圍。電負度為原子對於共 用電子對的相對吸引力，電負度大的原子對共用電子對的吸引力愈大，電負 度小的原子對共用電子對的吸引力則愈小，因此電負度較小的原子易和其他 原子共用電子產生鍵結，在路易士結構上多居於中心，為中心原子。現今常 見的元素電負度，是利用原子在鍵結形成分子時兩者間電負度的差異，經由 計算所得的相對電負度。
3-2 路易士結構的畫法：O原子或鹵素通常在外圍，除非在過氧化物或超氧化 物中，O與O彼此通常不連接。
由於氧的電負度為3.5，而鹵素的電負度都偏大，氟為4、氯為3.5，所以 在形成共價鍵結時，氧原子通常位於分子的外圍，但是在與氫鍵結時，由於 氫原子僅具有s軌域，最多只能容納2個電子，相較於氧更不適合做為中心原 子，因此在與氫鍵結的過氧化物或超氧化物中，氧原子相連接做為中心原子。
3-3 路易士結構的畫法：含氧酸中，H原子通常接在O原子上。
在含氧酸的路易士結構中，一般而言H原子會接在O原子上，雖然在滿足 八隅體的前提之下，亦可畫出H未與O連接的結構，然而實際上必須還要考慮 形式電荷（formal charge）的概念，形式電荷有助於得知合理的路易士結構，
形式電荷具有以下原則：
a. 對於中性分子，形式電荷總和為 0 較具有形式電荷來得合理。
b. 形式電荷愈小，則結構愈趨於穩定合理。
25 5+18+1=24個價電子。
0
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3-5 路易士結構的畫法：先將電子分配給外圍原子，剩下的再分配給中心原 子，末端原子通常遵守八隅體。
依據基本的原子排列原則，算出總價電子數後，原子間先以單鍵做鍵結，
2個價電子形成一根鍵，剩下的價電子則先分配給外圍原子，因為外圍原子的 電負度較大易拉電子，所以外圍優先滿足八隅體，待外圍原子滿足八隅體後，
剩下的電子再分配給中心原子，因此中心原子較有可能出現八隅體的例外，
末端原子則通常遵守八隅體。
3-6 路易士結構的畫法：在C、N、O等二週期元素中較可能形成雙鍵或參鍵 的鍵結情形。
路易士結構中原子在排列時，先以2個價電子形成單鍵做鍵結，剩下的電 子再以滿足八隅體做電子的分配，形成分子間的第二根鍵、第三根鍵，稱為π 鍵。π 鍵是由兩個結合原子之軌域（p或d）平行，以側邊對側邊的方式重疊，
形成鍵結的電子雲分布在二核的連心線，即核間軸上下方的對稱位置。原子 間π 鍵的形成，兩原子間距離必須靠得夠近才得以產生鍵結，所以通常發生 在第二週期的C、N、O這些半徑較小、原子距離較近的元素上。
3-7 路易士結構的畫法：綜合概念—例子
路易士結構可用來表示化合物的結構，依據路易士結構畫法的基本原 則，舉例說明。路易士結構畫法的基本原則如下：
(1)H原子一定排在最旁邊，電負度小的原子通常在中心。
(2)O原子或鹵素通常在外圍，除非在過氧化物或超氧化物中，O與O彼此通常 不連接。
(3)含氧酸中，H原子通常接在O原子上。
(4)總價電子數的計算。
(5)先將電子分配給外圍原子，剩下的再分配給中心原子，末端原子通常遵守 八隅體。
(6)在C、N、O等二週期元素中較可能形成雙鍵或參鍵的鍵結情形。
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四、路易士結構的共振：
4-1 路易士結構的共振：有些分子的路易士結構具有兩種或兩種以上的結構 皆能符合路易士結構的電子分配。
對於某些無法僅用單一路易士結構來表示，同時具有兩個或兩個以上皆 能滿足八隅體的路易士結構分子，在表示時以共振結構的形式表示之。不同 的路易士結構是因為π 鍵或未鍵結電子對所配置的位置不同所造成，電子在 兩軌域間不停跳躍，形成π 鍵不定域的狀態，共振結構用來表示將電荷平均 分布在兩個或兩個以上的原子上。然而，事實上共振結構並不存在，真實粒 子的結構也並非這些共振結構所呈現的狀態，在價鍵理論中，由於無法用單 一結構來準確表示物質的結構，因此必須要藉助共振的想法來表達。
五、鍵數、鍵長與鍵能：
5-1 具有共振結構者，鍵數有可能為分數。
鍵數為兩原子間共用價電子成鍵的數目，為鍵的級數亦稱為鍵級。由於 共振結構是將電荷平均分布在兩個或兩個以上的原子上，形成π 鍵不定域的 狀態，故在計算鍵數時，可能會有分數的情況發生。
以O3的共振結構為例，分子中O與O所連接的位置有兩個地方，所形成的 鍵共有三根，一個單鍵和一個雙鍵，因此O與O原子間的鍵數為3÷2=3/2。
圖3-1-2為O3的共振結構：
圖 3-1-2 O3的共振結構
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5-2 鍵數愈多者，鍵能通常較大，鍵能：參鍵＞雙鍵＞單鍵。
5-3 鍵數愈多者，鍵長通常較短，鍵長：單鍵＞雙鍵＞參鍵。
5-3 鍵數愈多者，鍵長通常較短，鍵長：單鍵＞雙鍵＞參鍵。