{"id":129,"date":"2023-07-26T00:00:49","date_gmt":"2023-07-26T00:00:49","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/h2co3-lewis-structuur\/"},"modified":"2023-07-26T00:00:49","modified_gmt":"2023-07-26T00:00:49","slug":"h2co3-lewis-structuur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/h2co3-lewis-structuur\/","title":{"rendered":"H2co3 lewis-structuur in 6 stappen (met afbeeldingen)"},"content":{"rendered":"
\"Lewisstructuur<\/figure>\n

Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?<\/p>\n

Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.<\/p>\n

De H2CO3 Lewis-structuur heeft een koolstofatoom (C) in het midden dat wordt omgeven door een zuurstofatoom (O) en twee OH-groepen. Er is 1 dubbele binding tussen het koolstofatoom (C) en het zuurstofatoom (O) en de rest van de andere atomen hebben een enkele binding. Er zijn twee eenzame paren op de drie zuurstofatomen (O).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van H2CO3, blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een Lewis-structuur van H2CO3<\/a> tekent.<\/p>\n

Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur<\/a> van het H2CO3-molecuul.<\/p>\n

Stappen voor het tekenen van de H2CO3 Lewis-structuur<\/strong><\/h2>\n

Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het H2CO3-molecuul<\/strong><\/h3>\n

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in een H2CO3- molecuul<\/a> te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het waterstofatoom<\/a> , het koolstofatoom en het zuurstofatoom.
(Valentie-elektronen zijn de elektronen die aanwezig zijn in de buitenste baan<\/a> van elk atoom.)<\/p>\n

Hier zal ik je vertellen hoe je gemakkelijk de valentie-elektronen van waterstof, koolstof en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem.<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het H2CO3-molecuul<\/strong><\/p>\n

\u2192 Valentie-elektronen gegeven door het waterstofatoom:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Waterstof is een element uit groep 1 van het periodiek systeem. [1]<\/sup><\/a> Het valentie-elektron in waterstof is dus 1<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Je kunt zien dat er slechts \u00e9\u00e9n valentie-elektron aanwezig is in het waterstofatoom, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.<\/p>\n

\u2192 Valentie-elektronen gegeven door het koolstofatoom:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Koolstof is een element in groep 14 van het periodiek systeem. [2]<\/sup><\/a> Daarom zijn de valentie-elektronen in koolstof 4<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Je kunt de 4 valentie-elektronen in het koolstofatoom zien, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.<\/p>\n

\u2192 Valentie-elektronen gegeven door het zuurstofatoom:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Zuurstof is een element in groep 16 van het periodiek systeem. [3]<\/sup><\/a> Daarom zijn de valentie-elektronen in zuurstof 6<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Je kunt de 6 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het zuurstofatoom, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.<\/p>\n

Dus,<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het H2CO3-molecuul<\/strong> = valentie-elektronen gedoneerd door 2 waterstofatomen + valentie-elektronen gedoneerd door 1 koolstofatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 3 zuurstofatomen = 1(2) + 4 + 6 (3) = 24.<\/strong><\/p>\n

Stap 2: Selecteer het centrale atoom<\/strong><\/h3>\n

Om het centrale atoom te selecteren, moeten we onthouden dat het minst elektronegatieve<\/a> atoom in het centrum blijft.<\/p>\n

(Denk eraan:<\/strong> als er waterstof in het gegeven molecuul aanwezig is, plaats dan altijd waterstof aan de buitenkant.)<\/p>\n

Het gegeven molecuul is hier H2CO3 en het bevat waterstofatoom (H), koolstofatoom (C) en zuurstofatomen (O).<\/p>\n

Dus volgens de regel moeten we de waterstof buitenhouden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Nu kun je de elektronegativiteitswaarden van koolstofatoom (C) en zuurstofatoom (O) zien in het periodiek systeem hierboven.<\/p>\n

Als we de elektronegativiteitswaarden van koolstof (C) en zuurstof (O) vergelijken, dan is het koolstofatoom minder elektronegatief<\/a> .<\/p>\n

Hier is het koolstofatoom (C) het centrale atoom en de zuurstofatomen (O) het buitenste atoom. <\/p>\n

\"H2CO3<\/figure>\n

Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen<\/strong><\/h3>\n

Nu moet je in het H2CO3-molecuul de elektronenparen<\/a> tussen de zuurstof- (O) en waterstofatomen (H) en tussen de zuurstof- (O) en koolstofatomen (C) plaatsen. <\/p>\n

\"H2CO3<\/figure>\n

Dit geeft aan dat deze atomen chemisch met elkaar verbonden<\/a> zijn in een H2CO3-molecuul.<\/p>\n

Stap 4: Maak de externe atomen stabiel<\/strong><\/h3>\n

In deze stap moet je de stabiliteit van de externe atomen controleren.<\/p>\n

Hier in de schets van het H2CO3-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen waterstof- en zuurstofatomen zijn.<\/p>\n

Deze waterstof- en zuurstofatomen vormen respectievelijk een duplet<\/a> en een octet<\/a> en zijn daarom stabiel. <\/p>\n

\"H2CO3<\/figure>\n

Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het H2CO3-molecuul.<\/p>\n

Het H2CO3-molecuul heeft in totaal 24 valentie-elektronen<\/strong> en al deze valentie-elektronen worden in het bovenstaande diagram gebruikt.<\/p>\n

Er zijn dus geen paren elektronen meer om op het centrale koolstofatoom te houden.<\/p>\n

Laten we nu verder gaan met de volgende stap.<\/p>\n

Stap 5: Controleer het octet op het centrale atoom. Als het geen octet heeft, verplaats dan het eenzame paar om een dubbele of drievoudige binding te vormen.<\/strong><\/h3>\n

In deze stap moet u controleren of het centrale koolstofatoom (C) stabiel is of niet.<\/p>\n

Om de stabiliteit van het centrale koolstofatoom (C) te controleren, moeten we controleren of het een octet vormt of niet.<\/p>\n

Helaas vormt het koolstofatoom hier geen octet. Koolstof heeft slechts 6 elektronen en is onstabiel. <\/p>\n

\"H2CO3<\/figure>\n

Om dit koolstofatoom stabiel te maken, moet je het elektronenpaar van het buitenste zuurstofatoom zodanig verschuiven dat het koolstofatoom 8 elektronen kan hebben (dwz \u00e9\u00e9n octet). <\/p>\n

\"H2CO3<\/figure>\n

Na het verplaatsen van dit paar elektronen zal het centrale koolstofatoom nog 2 elektronen ontvangen en het totale aantal elektronen zal dus 8 worden. <\/p>\n

\"H2CO3<\/figure>\n

Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het koolstofatoom een octet vormt omdat het 8 elektronen heeft.<\/p>\n

Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de bovenstaande Lewis-structuur stabiel is of niet.<\/p>\n

Stap 6: Controleer de stabiliteit van de Lewis-structuur<\/strong><\/h3>\n

Nu ben je bij de laatste stap gekomen waarin je de stabiliteit van de Lewis-structuur van H2CO3 moet controleren.<\/p>\n

De stabiliteit van de Lewis-structuur kan worden geverifieerd met behulp van een formeel ladingsconcept<\/a> .<\/p>\n

Kortom, we moeten nu de formele lading vinden van de waterstof- (H), koolstof- (C) en zuurstof- (O) atomen die aanwezig zijn in het H2CO3-molecuul.<\/p>\n

Om de formele belasting te berekenen, moet u de volgende formule gebruiken:<\/p>\n

Formele lading = Valentie-elektronen \u2013 (bindende elektronen)\/2 \u2013 Niet-bindende elektronen<\/strong><\/p>\n

In de onderstaande afbeelding ziet u het aantal bindende elektronen<\/a> en niet-bindende elektronen<\/a> voor elk atoom van het H2CO3-molecuul. <\/p>\n

\"H2CO3<\/figure>\n

Voor het waterstofatoom (H):<\/strong>
Valentie-elektron = 1 (omdat waterstof in groep 1 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 0<\/p>\n

Voor het koolstofatoom (C):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 4 (omdat koolstof in groep 14 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 8
Niet-bindende elektronen = 0<\/p>\n

Voor het dubbelgebonden zuurstofatoom (O):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 4
Niet-bindende elektronen = 4<\/p>\n

Voor het enkelvoudig gebonden zuurstofatoom (O):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 4
Niet-bindende elektronen = 4 <\/p>\n

\n\n\n\n\n\n\n\n
Formele beschuldiging<\/strong><\/td>\n =<\/strong><\/td>\n valentie-elektronen<\/strong><\/td>\n \u2013<\/strong><\/td>\n (Bindende elektronen)\/2<\/strong><\/td>\n \u2013<\/strong><\/td>\n Niet-bindende elektronen<\/strong> <\/td>\n<\/td>\n<\/td>\n<\/tr>\n
H<\/td>\n =<\/td>\n 1<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
VS<\/td>\n =<\/td>\n 4<\/td>\n \u2013<\/td>\n 8\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
O (dubbele hop)<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
O (enkele binding)<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n<\/figure>\n

Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat waterstof- (H), koolstof- (C) en zuurstofatomen (O) een formele lading “nul”<\/strong> hebben.<\/p>\n

Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van H2CO3 stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van H2CO3.<\/p>\n

In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van H2CO3 kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als je dit doet, krijg je de volgende Lewis-structuur van H2CO3. <\/p>\n

\"Lewis-structuur<\/figure>\n

Ik hoop dat je alle bovenstaande stappen volledig hebt begrepen.<\/p>\n

Voor meer oefening en een beter begrip kun je andere Lewis-structuren proberen die hieronder worden vermeld.<\/p>\n