문서 둘러보기
사이클로알케인
사이클로알케인은 탄소 고리 하나를 가진 포화 탄화수소다. 고리에 가지 사슬이 붙은 구조도 포함하며, 단일 고리 구조의 일반식은 CₙH₂ₙ이다.
페놀류
페놀류는 벤젠이나 다른 아렌 고리에 하이드록시기 –OH가 직접 연결된 화합물 계열이다. –OH가 포화 탄소에 붙은 알코올과 구별하며, 고리와 산소 사이의 직접적인 연결을 확인해 분류한다.
싸이올
싸이올은 R–S–H 구조를 갖는 유기 화합물의 계열이다. 티올이라고도 부르며, 유기 원자단에 연결된 황에 수소가 직접 붙은 구조를 기준으로 알아본다.
유기 황화물
유기 황화물은 R–S–R′ 구조에서 황 원자에 두 유기 원자단이 연결된 화합물 계열이다. 싸이오에터 또는 티오에테르라는 이름으로도 알려져 있으며, 무기 화학의 황화물과 문맥을 구별한다.
나이트릴
나이트릴은 R–C≡N 구조를 갖는 화합물 계열이다. 나머지 원자단이 탄소를 통해 질소와의 삼중 결합에 이어진 구조이며, 나이트릴기와 사이아노기라는 관련 표현을 구조식과 명명 문맥에서 구별해 읽는다.
카복실산 아마이드
카복실산 아마이드는 카복실산의 –OH를 질소가 연결된 원자단으로 바꾼 구조를 갖는 화합물 계열이다. R–C(=O)–NR′R″ 형태로 나타내며, 카보닐 탄소와 질소의 직접 연결이 특징이다.
아민
아민은 암모니아의 수소 하나 이상을 탄화수소 원자단으로 바꾼 구조로 설명하는 유기 화합물의 계열이다. 질소에 연결된 유기 원자단의 수에 따라 일차, 이차, 삼차 아민을 구별한다.
작용기
작용기는 여러 유기 화합물에서 비슷한 화학적 성질을 나타내며 물질 계열의 특징을 설명하는 원자 또는 원자단이다. 탄소 골격과 함께 분자 구조를 읽고 성질을 비교하는 기준으로 사용한다.
에스터
에스터는 옥소산과 알코올 등에서 형식적으로 물이 빠져나간 연결로 설명하는 화합물 계열이다. 유기 화학에서 흔히 다루는 카복실산 에스터는 R–C(=O)–O–R′ 구조를 가진다.
카복실산
카복실산은 카복실기 –C(=O)OH를 가진 유기 화합물의 계열이다. 카르복실산이라고도 하며, 같은 탄소에 카보닐 산소와 –OH가 연결된 구조를 기준으로 알아본다.
에터
에터는 산소 원자에 두 유기 원자단이 연결된 R–O–R′ 형태의 유기 화합물 계열이다. 에테르라고도 부르며, 산소에 수소가 직접 연결된 알코올과 구조를 구별한다.
케톤
케톤은 카보닐 탄소가 두 탄소 원자와 결합한 유기 화합물의 계열이다. 대표 구조는 R–C(=O)–R′이며, 카보닐 탄소에 수소가 직접 붙는 알데하이드와 구별한다.
알데하이드
알데하이드는 카보닐 탄소에 수소가 직접 연결된 유기 화합물의 계열이다. 구조를 보통 R–C(=O)–H 또는 R–CHO로 나타내며, 카보닐기에 붙은 원자가 무엇인지를 기준으로 다른 계열과 구별한다.
알코올
알코올은 하이드록시기 –OH가 포화 탄소에 연결된 유기 화합물의 계열이다. 일상에서 에탄올을 가리키는 말로 쓰이기도 하지만, 화학에서는 하나의 물질보다 넓은 구조적 분류를 뜻한다.
탄화수소
탄화수소는 탄소와 수소만으로 이루어진 화합물이다. 사슬이나 고리 등 다양한 탄소 골격을 가질 수 있으며, 탄소 사이 결합의 종류에 따라 여러 계열로 구분한다.
알카인
알카인은 탄소-탄소 삼중 결합 하나를 갖는 비고리 탄화수소다. 곧은 사슬과 가지 사슬을 포함하며, 이 조건에서 일반식은 CₙH₂ₙ₋₂다.
알케인
알케인은 고리가 없고 탄소 사이에 단일 결합만 있는 포화 탄화수소다. 곧은 사슬과 가지 사슬을 모두 포함하며, 분자식의 일반형은 CₙH₂ₙ₊₂다.
알켄
알켄은 탄소-탄소 이중 결합 하나를 갖는 비고리 탄화수소다. 곧은 사슬이나 가지 사슬일 수 있으며, 이 범위의 일반식은 CₙH₂ₙ이다.
뉴먼 투영식
뉴먼 투영식은 결합축을 따라 분자를 바라본 모습을 그려 앞뒤 원자에 붙은 원자단의 상대적인 배치를 나타내는 방법이다. 앞 원자는 중심점으로, 뒤 원자는 원으로 표현하여 배좌와 비틀림각을 비교하기 쉽게 한다.
배좌
배좌는 분자의 원자들이 공간에 놓인 배열 가운데, 형식적인 단일 결합 주위의 회전 등으로 서로 전환되는 배열을 다루는 개념이다. 분자의 연결 관계가 같아도 결합축 주위의 방향에 따라 서로 다른 모양을 가질 수 있다.
배좌 이성질체
배좌 이성질체는 서로 다른 퍼텐셜 에너지 최솟값에 해당하는 배좌를 갖는 입체 이성질체다. 영어로 conformer라고 하며, 분자의 가능한 모든 순간적인 배열을 무조건 서로 다른 배좌 이성질체로 세는 것은 아니다.
비틀림각
비틀림각은 연결된 네 원자 A–B–C–D에서 평면 ABC와 평면 BCD 사이의 상대적인 방향을 나타내는 각이다. 가운데 결합 B–C를 축으로 양끝 결합이 어떻게 놓이는지 표현하며 분자의 입체 배치를 기술하는 데 사용한다.
E-Z 표기법
E-Z 표기법은 이중 결합 양쪽의 원자단에 우선순위를 부여한 뒤 상대적인 배치를 E 또는 Z로 나타내는 입체화학 표기다. 알켄에서는 각 탄소에 붙은 두 원자단을 따로 비교하고, 양쪽에서 우선순위가 높은 원자단의 위치를 읽는다.
시스-트랜스 이성질체
시스-트랜스 이성질체는 기준이 되는 구조에 대해 원자나 원자단이 같은 쪽 또는 반대쪽에 놓여 구별되는 입체 이성질체다. 이중 결합이나 고리 등에서 나타나는 상대적인 배치를 cis와 trans로 표시한다.
거울상 이성질체
거울상 이성질체는 서로 거울상 관계이면서 공간에서 겹쳐질 수 없는 두 분자 구조를 말한다. 입체 이성질체의 한 관계이며, 영어로 enantiomer라고 한다.
부분입체 이성질체
부분입체 이성질체는 서로 거울상 관계가 아닌 입체 이성질체다. 원자의 연결 관계는 같으면서 공간 배치가 다른 구조들 가운데 거울상 이성질체 쌍에 해당하지 않는 관계를 구별한다.
입체 이성질체
입체 이성질체는 원자의 연결 관계는 같지만 공간 배열이 다른 이성질체다. 같은 분자식과 연결 구조만으로 구별되지 않는 분자들의 입체적인 차이를 다룬다.
카이랄성
카이랄성은 어떤 구조가 자신의 거울상과 겹쳐질 수 없는 기하학적 성질이다. 분자뿐 아니라 공간에 놓인 점이나 물체에도 적용하며, 거울상과 겹쳐지는 경우는 비카이랄이라고 한다.
구조 이성질체
구조 이성질체는 같은 분자식을 가지면서 원자의 연결 관계가 다른 이성질체다. 분자의 입체적인 방향만 다른 경우와 구별하며, 어떤 원자들이 어떤 순서로 결합했는지를 비교해 판단한다.
이성질체
이성질체는 분자식은 같지만 원자의 연결이나 공간 배치가 다른 화학종이다. 원소의 종류와 개수가 같다는 사실만으로 두 물질의 구조와 성질까지 같다고 판단할 수 없음을 보여 준다.
결합각
결합각은 한 원자에서 이웃한 두 원자를 향하는 결합 방향 사이의 각이다. 세 원자의 위치로 정하며, 가운데 원자를 꼭짓점으로 삼아 분자의 공간적인 구조를 표현한다.
결합 길이
결합 길이는 화학 결합을 이루는 두 원자의 중심 사이 거리다. 분자 구조를 수치로 표현하는 기본량이며, 실험이나 계산에서 어떤 거리를 정의했는지에 따라 보고된 값의 의미가 달라질 수 있다.
원자가 전자쌍 반발 이론
원자가 전자쌍 반발 이론은 중심 원자 주위 전자 영역의 반발을 바탕으로 분자의 입체적인 모양을 예측하는 모형이다. 영문 약칭 VSEPR로 부르며, 루이스 구조에서 공간 구조로 해석을 넓힐 때 사용한다.
분자 오비탈
분자 오비탈은 분자 안 전자의 상태를 나타내는 한 전자 파동함수다. 개별 원자에만 속한 오비탈과 달리 분자를 대상으로 구성하며, 결합과 전자 분포를 설명하는 데 사용한다.
원자 오비탈
원자 오비탈은 원자 안 전자의 상태를 설명하는 한 전자 파동함수다. 전자가 지나는 고정된 궤도를 뜻하지 않으며, 그 함수로부터 공간에서 전자를 발견할 확률 분포를 구할 수 있다.
혼성 오비탈
혼성 오비탈은 같은 원자의 원자 오비탈을 선형 결합하여 구성하는 오비탈이다. 원자가 결합 이론에서 결합의 방향을 설명하는 데 사용하며, sp, sp², sp³ 같은 기호로 조합을 구별한다.
원자가 전자
원자가 전자는 원자의 결합과 화학적 성질을 설명할 때 중요하게 다루는 전자다. 주족 원소의 바닥상태 원자에서는 가장 바깥 전자껍질의 전자를 세며, 전자 배치와 주기율표를 연결하는 기준이 된다.
파이 결합
파이 결합은 두 원자 사이의 결합축을 포함하는 마디면을 갖는 공유 결합의 한 형태다. 기호 π로 나타내며, 간단한 이중 결합과 삼중 결합의 공간 구조를 설명할 때 시그마 결합과 함께 사용한다.
시그마 결합
시그마 결합은 두 원자핵을 잇는 축을 중심으로 전자 분포가 형성되는 공유 결합이다. 간단한 분자의 결합을 설명할 때 단일 결합의 기본 형태로 다루며, 기호 σ로 나타낸다.
옥텟 규칙
옥텟 규칙은 많은 주족 원소의 결합을 원자 주위에 여덟 개의 원자가 전자가 배치되는 경향으로 설명하는 규칙이다. 루이스 구조를 그리는 데 유용하지만 모든 원자와 화합물에 예외 없이 적용되는 법칙은 아니다.
비공유 전자쌍
비공유 전자쌍은 루이스 구조에서 원자 사이의 결합을 이루는 데 배정되지 않은 원자가 전자 두 개의 쌍이다. 원자 옆의 점 두 개로 나타내며 공유 전자쌍과 구별한다.
결합 차수
결합 차수는 두 원자 사이 결합의 정도를 수치로 표현하는 개념이다. 단순한 루이스 구조에서는 두 원자가 공유하는 전자쌍의 수로 세며, 더 일반적인 이론에서는 사용하는 모형에 따라 정의와 값이 달라질 수 있다.
루이스 구조
루이스 구조는 원자가 전자와 원자 사이의 결합을 점과 선으로 나타낸 표현이다. 결합에 참여하지 않는 전자쌍과 형식 전하도 표시하여 분자나 이온의 전자 배치를 간단히 설명한다.
형식 전하
형식 전하는 루이스 구조에서 결합 전자를 두 원자에 똑같이 나누어 배정했을 때 각 원자에 부여하는 전하수다. 전기음성도와 무관하게 균등 배분하므로 산화수나 실제 부분 전하와 다를 수 있다.
산화수
산화수는 결합 전자를 일정한 규칙으로 배정했을 때 원자에 부여하는 형식적인 전하수다. 산화와 환원에서 전자 수의 변화를 추적하는 데 쓰며, 공유 결합 속 원자의 실제 부분 전하와는 구별한다.
음이온
음이온은 전체적으로 음의 전하를 띠는 이온이다. 원자 하나가 전자를 얻어 형성될 수도 있고, 탄산 이온처럼 여러 원자가 결합한 전체가 음전하를 가질 수도 있다.
양이온
양이온은 전체적으로 양의 전하를 띠는 이온이다. 원자 하나로 이루어진 양이온에서는 양성자 수보다 전자 수가 적으며, 여러 원자로 이루어진 다원자 양이온도 있다.
핵자
핵자는 양성자와 중성자를 함께 가리키는 이름이다. 원자핵의 구성을 설명할 때 사용하며, 양성자 수와 중성자 수를 합한 핵자 수가 질량수다.
핵종
핵종은 원자 번호와 질량수, 핵의 에너지 상태로 구별하는 원자의 종류다. 같은 원소 안에서도 중성자 수가 다르면 서로 다른 핵종이 되며, 동위원소는 이런 핵종들 사이의 특정한 관계를 나타낸다.
질량수
질량수는 원자핵에 들어 있는 양성자 수와 중성자 수를 합한 값이다. 기호 A로 나타내며, 원자 번호 Z와 중성자 수 N에 대해 A=Z+N의 관계가 있다.
통일 원자 질량 단위
통일 원자 질량 단위는 원자와 분자의 작은 질량을 나타내는 단위다. 기호는 u이며 달톤(Da)과 같은 크기다. 자유로운 탄소-12 원자가 정지한 바닥 상태에서 갖는 질량의 12분의 1로 정의한다.
분자량
분자량은 분자의 질량을 통일 원자 질량 단위에 대해 상대적으로 나타낸 값이다. 상대 분자 질량이라고도 하며 단위가 없는 양이다. 분자식에 들어 있는 원자들의 상대 질량을 합해 계산할 수 있다.
원자량
원자량은 원자의 질량을 통일 원자 질량 단위에 대해 상대적으로 나타낸 값이다. 원소의 평균 원자량은 동위원소의 상대 질량과 존재 비율을 함께 반영하므로 질량수와는 구별한다.
아보가드로 상수
아보가드로 상수는 물질량과 지정한 입자의 개수를 연결하는 상수다. 기호 Nₐ로 나타내며 SI에서 정확히 6.02214076×10²³ mol⁻¹로 정의된다.
수득률
수득률은 실제로 얻은 생성물의 양을 이론적으로 얻을 수 있는 양과 비교한 비율이다. 일반적으로 실제 수득량을 이론 수득량으로 나누고 100을 곱해 백분율로 나타낸다.
한계 반응물
한계 반응물은 주어진 반응물의 양에서 반응식에 따라 만들 수 있는 생성물의 이론적인 양을 제한하는 물질이다. 투입 질량의 크기만 비교하지 않고 반응에 필요한 몰수 비와 함께 판단한다.
화학 반응식
화학 반응식은 반응물과 생성물의 종류 및 상대적인 양을 화학식과 계수로 나타낸 식이다. 일반적인 화학 반응에서는 원소별 원자 수와 전체 전하가 양쪽에서 보존되도록 맞춘다.
화학량론
화학량론은 화학식과 균형 잡힌 반응식으로부터 물질 사이의 양적 관계를 다루는 분야다. 반응식의 계수를 몰수의 비로 사용하고, 몰 질량을 이용해 질량 관계로 바꿀 수 있다.
몰랄 농도
몰랄 농도는 용질의 물질량을 용매의 질량으로 나눈 값이다. 흔히 mol/kg으로 나타내며, 용액 전체의 부피를 분모로 쓰는 몰 농도와 다르다.
질량 분율
질량 분율은 혼합물 전체 질량 가운데 한 성분의 질량이 차지하는 비율이다. 성분 i에 대해 wᵢ=mᵢ/Σmⱼ로 나타내며, 질량 백분율은 이 값에 100을 곱한 것이다.
몰 농도
몰 농도는 용액의 부피에 대한 용질의 물질량의 비다. c=n/V로 계산하며 흔히 mol/L로 나타낸다. 분모는 용매만의 부피가 아니라 용액 전체의 부피다.
몰 분율
몰 분율은 혼합물의 전체 물질량 가운데 한 성분의 물질량이 차지하는 비율이다. 성분 i에 대해 xᵢ=nᵢ/Σnⱼ로 나타내며, 모든 성분의 몰 분율을 더하면 1이 된다.
몰 질량
몰 질량은 물질의 질량을 물질량으로 나눈 값이다. 기호 M으로 나타내며, 질량과 몰수 사이를 변환하는 데 사용한다. 흔히 쓰는 단위는 g/mol이고 SI 단위는 kg/mol이다.
분자식
분자식은 하나의 분자에 포함된 원소의 종류와 원자 수를 나타내는 화학식이다. 원자 수 비만 나타내는 실험식보다 구체적이지만 원자들이 연결된 구조까지 모두 보여 주지는 않는다.
실험식
실험식은 화합물에 들어 있는 원소들의 원자 수 비를 가장 간단한 정수비로 나타낸 화학식이다. 분자 하나에 실제로 들어 있는 원자 수를 그대로 적는 분자식과는 구별한다.
메르센 소수
메르센 소수는 2ⁿ−1의 꼴로 나타나는 소수다. 지수 n이 소수여야 하지만 지수가 소수라는 사실만으로 2ⁿ−1도 소수라고 결론낼 수는 없다.
친화수
친화수는 서로 다른 두 양의 정수에서 각 수의 양의 진약수 합이 상대 수가 되는 쌍이다. 우애수라고도 하며 220과 284가 대표적인 예다.
부족수
부족수는 자기 자신을 제외한 양의 약수들의 합이 원래 수보다 작은 양의 정수다. 전체 양의 약수의 합을 쓰면 σ(n)<2n이다.
풍부수
풍부수는 자기 자신을 제외한 양의 약수들의 합이 원래 수보다 큰 양의 정수다. 전체 양의 약수의 합으로는 σ(n)>2n이라는 조건으로 나타낸다.
완전수
완전수는 자기 자신을 제외한 양의 약수들의 합이 원래 수와 같은 양의 정수다. 모든 양의 약수의 합을 σ(n)이라 쓰면 σ(n)=2n으로 나타낸다.
윌슨의 정리
윌슨의 정리는 1보다 큰 정수 n이 소수일 필요충분조건이 (n−1)!≡−1 (mod n)이라는 정리다. 계승에 1을 더한 값이 n의 배수인지로 표현할 수도 있다.
오일러 정리 (정수론)
정수론의 오일러 정리는 m>1인 정수 m과 서로소인 정수 a에 대해 a^φ(m)≡1 (mod m)이 성립한다는 정리다. φ는 오일러 피 함수다.
오일러 피 함수
오일러 피 함수 φ(n)은 양의 정수 n에 대해 1부터 n까지의 정수 중 n과 서로소인 수의 개수를 나타낸다. 토션트 함수라고도 부른다.
페르마의 소정리
페르마의 소정리는 소수 p와 정수 a에 대해 aᵖ≡a (mod p)가 성립한다는 정리다. a가 p의 배수가 아니면 aᵖ⁻¹≡1 (mod p)로도 나타낼 수 있다.
중국인의 나머지 정리
중국인의 나머지 정리는 법들이 쌍마다 서로소일 때 여러 나머지 조건을 동시에 만족하는 정수가 존재하며, 그 법들의 곱을 법으로 하여 유일하다는 정리다.
베주 항등식
베주 항등식은 동시에 0이 아닌 두 정수 a와 b의 최대공약수를 ax+by의 꼴로 나타낼 수 있다는 정리다. 이때 계수 x와 y도 정수로 택할 수 있다.
모듈러 역원
법 m에서 정수 a의 모듈러 역원은 ax≡1 (mod m)을 만족하는 정수 x다. m>1일 때 역원이 존재하는 필요충분조건은 a와 m이 서로소인 것이다.
합동식
정수의 합동식은 두 정수를 같은 양의 정수로 나누었을 때 나머지가 같다는 관계를 나타낸다. a≡b (mod m)은 a−b가 m의 배수라는 뜻이다.
계차수열
계차수열은 원래 수열에서 이웃한 두 항의 차를 순서대로 모아 만든 수열이다. aₙ에 대해 보통 bₙ=aₙ₊₁−aₙ으로 정의하며 항의 변화량을 살피는 데 쓴다.
상수수열
상수수열은 모든 항이 같은 값을 갖는 수열이다. aₙ=c로 나타내며 실수 상수수열의 극한은 그 일정한 값 c다.
망원급수
망원급수는 부분합을 전개했을 때 중간 항들이 상쇄되어 처음과 끝의 일부 항만 남는 형태의 급수다. 무한히 많은 항을 바로 지우기보다 유한한 부분합을 먼저 정리하고 극한을 구한다.
절대수렴
급수의 각 항에 절댓값을 씌운 급수가 수렴할 때 원래 급수가 절대수렴한다고 한다. 실수나 복소수 급수의 절대수렴은 원래 급수의 수렴을 보장한다.
교대급수
교대급수는 양의 항과 음의 항이 번갈아 나타나는 급수다. 부호가 번갈아 바뀐다는 조건만으로 수렴이 보장되는 것은 아니며 항의 크기가 어떻게 변하는지도 살펴야 한다.
단조수열
단조수열은 항의 번호가 커질 때 값이 한 방향으로만 변하는 수열이다. 감소하지 않는 수열과 증가하지 않는 수열을 포함하며 엄격한 단조성과는 등호 허용 여부를 구별한다.
부분수열
부분수열은 원래 수열에서 일부 항을 순서를 유지하며 골라 만든 수열이다. 선택한 항의 번호가 엄격하게 증가해야 하므로 같은 항을 반복 선택하거나 순서를 뒤바꾸는 것은 허용하지 않는다.
일반항
수열의 일반항은 항의 번호 n을 이용해 n번째 항 aₙ을 나타내는 식이다. 특정한 몇 항을 나열하는 대신 각 번호의 값을 결정하는 규칙을 표현한다.
점화식
점화식은 수열의 항을 앞선 항들과 연결하여 나타내는 식이다. 필요한 초기값과 함께 주어지면 뒤의 항들을 차례로 계산할 수 있다.
발산 (수학)
실수 수열이 발산한다는 것은 유한한 실수 극한값으로 수렴하지 않는다는 뜻이다. 항이 한없이 커지는 경우뿐 아니라 서로 다른 값 사이에서 반복되어 극한이 없는 경우도 포함한다.
수렴 (수학)
실수 수열이 수렴한다는 것은 항의 번호가 커질수록 어떤 실수에 원하는 만큼 가까워지고 그 가까운 상태를 계속 유지한다는 뜻이다. 그 실수를 수열의 극한값이라 한다.
원판
원판은 평면에서 중심으로부터 일정한 반지름 이내에 있는 점들로 이루어진 영역이다. 중심에서 거리가 반지름과 같은 점들만 모은 원의 둘레와 구별한다.
접점
접점은 곡선과 접선 또는 곡면과 접평면이 접하는 위치를 나타내는 점이다. 원에서는 접선이 원과 만나는 한 점을 뜻하며 중심에서 접점으로 그은 반지름은 접선에 수직이다.
겉넓이
겉넓이는 입체를 둘러싼 표면의 넓이다. 표면적이라고도 하며 내부 공간의 크기를 나타내는 부피와 구별한다.
단면 (기하학)
단면은 입체를 평면으로 잘랐을 때 나타나는 도형이다. 절단하는 평면의 위치와 방향에 따라 같은 입체에서도 서로 다른 단면이 생길 수 있다.
전개도
전개도는 입체의 표면을 잘라 평면 위에 펼쳐 나타낸 도형이다. 면의 모양뿐 아니라 서로 붙는 위치를 보여 주며 접었을 때 원래 입체가 되는지를 함께 살펴야 한다.
볼록집합
볼록집합은 집합 안의 임의의 두 점을 잇는 선분 전체가 다시 그 집합 안에 들어가는 집합이다. 평면의 채워진 원판이나 직사각형 영역이 대표적인 예다.
정다면체
정다면체는 합동인 정다각형 면으로 이루어지고 각 꼭짓점에 같은 수의 면이 모이는 규칙적인 다면체다. 볼록한 경우에는 정사면체, 정육면체, 정팔면체, 정십이면체, 정이십면체의 다섯 종류가 있다.
정이십면체
정이십면체는 합동인 정삼각형 스무 개로 둘러싸인 볼록한 입체다. 꼭짓점은 열두 개이며 각 꼭짓점에는 다섯 면이 모인다.
정십이면체
정십이면체는 합동인 정오각형 열두 개로 둘러싸인 볼록한 입체다. 꼭짓점은 스무 개이며 각 꼭짓점에는 세 면이 모인다.
정팔면체
정팔면체는 합동인 정삼각형 여덟 개로 둘러싸인 볼록한 입체다. 꼭짓점은 여섯 개이고 각 꼭짓점에는 네 면이 모인다.
다면체
다면체는 다각형인 평면 조각들로 둘러싸인 입체 또는 그 경계 구조를 가리킨다. 면과 모서리, 꼭짓점의 연결을 통해 형태를 살펴보며 곡면으로 둘러싸인 구와 구별한다.