{"id":15,"date":"2023-07-26T22:20:18","date_gmt":"2023-07-26T22:20:18","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/h2o-lewis-structuur\/"},"modified":"2023-07-26T22:20:18","modified_gmt":"2023-07-26T22:20:18","slug":"h2o-lewis-structuur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/h2o-lewis-structuur\/","title":{"rendered":"H2o lewis-structuur in 6 stappen (met afbeeldingen)"},"content":{"rendered":"
\"H2O<\/figure>\n

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

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

De H2O Lewis-structuur heeft een zuurstofatoom (O) in het midden dat wordt omgeven door twee waterstofatomen (H). Er zijn twee enkele bindingen tussen het zuurstofatoom (O) en elk waterstofatoom (H). Er zijn twee eenzame paren op het zuurstofatoom (O).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van H2O, blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een Lewis-structuur van H2O<\/a> tekent.<\/p>\n

Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur<\/a> van H2O.<\/p>\n

Stappen voor het tekenen van de H2O Lewis-structuur<\/strong><\/h2>\n

Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het H2O-molecuul<\/strong><\/h3>\n

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in het H2O-molecuul<\/a> te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het waterstofatoom<\/a> en in 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 en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem<\/a> .<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het H2O-molecuul<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Waterstof is een element uit groep 1<\/a> 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 zuurstofatoom:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Zuurstof<\/a> is een element in groep 16<\/a> van het periodiek systeem. [2]<\/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 H2O-molecuul<\/strong> = valentie-elektronen gedoneerd door 2 waterstofatomen + valentie-elektronen gedoneerd door 1 zuurstofatoom = 1(2) + 6 = 8<\/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<\/a> in het gegeven molecuul aanwezig is, plaats dan altijd waterstof aan de buitenkant.)<\/p>\n

Het gegeven molecuul is hier H2O (water) en het bevat waterstofatomen (H) en \u00e9\u00e9n zuurstofatoom (O). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het waterstofatoom (H) en het zuurstofatoom (O) zien in het periodiek systeem hierboven.<\/p>\n

Als we de elektronegativiteitswaarden van waterstof (H) en zuurstof (O) vergelijken, dan is het waterstofatoom minder elektronegatief<\/a> . Maar volgens de regel moeten we de waterstof buiten houden.<\/p>\n

Hier is het zuurstofatoom (O) het centrale atoom en de waterstofatomen (H) de buitenste atomen. <\/p>\n

\"H2O<\/figure>\n

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

Nu moet je in het H2O-molecuul de elektronenparen<\/a> tussen het zuurstofatoom (O) en de waterstofatomen (H) plaatsen. <\/p>\n

\"H2O<\/figure>\n

Dit geeft aan dat zuurstof (O) en waterstof (H) chemisch aan elkaar gebonden<\/a> zijn in een H2O-molecuul.<\/p>\n

Stap 4: Maak de externe atomen stabiel. Plaats het resterende valentie-elektronenpaar op het centrale atoom.<\/strong><\/h3>\n

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

Hier in het diagram van het H2O-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen waterstofatomen zijn.<\/p>\n

Deze externe waterstofatomen vormen een duplet<\/a> en zijn daarom stabiel. <\/p>\n

\"H2O<\/figure>\n

Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het H2O-molecuul.<\/p>\n

Het H2O-molecuul heeft in totaal 8 valentie-elektronen<\/strong> en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 4 valentie-elektronen<\/strong> gebruikt.<\/p>\n

Dus het aantal resterende elektronen = 8 \u2013 4 = 4<\/strong> .<\/p>\n

Je moet deze 4<\/strong> elektronen op het centrale zuurstofatoom in het bovenstaande diagram van het H2O-molecuul plaatsen. <\/p>\n

\"H2O<\/figure>\n

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

Stap 5: Controleer het octet op het centrale atoom<\/strong><\/h3>\n

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

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

\"H2O<\/figure>\n

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

En dus is het centrale zuurstofatoom stabiel.<\/p>\n

Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van H2O 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 H2O 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 van de waterstofatomen (H) en het zuurstofatoom (O) vinden dat aanwezig is in het H2O-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 H2O-molecuul. <\/p>\n

\"H2O<\/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 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
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
Oh<\/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 zowel waterstofatomen (H)<\/a> als zuurstofatomen (O)<\/a> een formele lading “nul”<\/strong> hebben.<\/p>\n

Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van H2O stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van H2O.<\/p>\n

In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van H2O kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als je dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van H2O. <\/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