{"id":209,"date":"2023-07-25T07:09:59","date_gmt":"2023-07-25T07:09:59","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/aso4-3-lewis-structuur\/"},"modified":"2023-07-25T07:09:59","modified_gmt":"2023-07-25T07:09:59","slug":"aso4-3-lewis-structuur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/aso4-3-lewis-structuur\/","title":{"rendered":"Aso4 3- lewisstructuur in 5 stappen (met afbeeldingen)"},"content":{"rendered":"
\"AsO4<\/figure>\n

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

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

De AsO4 3-Lewis-structuur heeft een arseenatoom (As) in het midden dat wordt omgeven door vier zuurstofatomen (O). Er zijn 1 dubbele binding en 3 enkele bindingen tussen het arseenatoom (As) en elk zuurstofatoom (O). Er zijn 2 alleenstaande paren op een dubbelgebonden zuurstofatoom (O) en 3 alleenstaande paren op een enkelvoudig gebonden zuurstofatoom (O).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de AsO4 3-Lewis-structuur, blijf dan bij mij en je krijgt de gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over het tekenen van een Lewis-structuur van AsO4 3-<\/sup> ion<\/a> .<\/p>\n

Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur<\/a> van het AsO4 3-<\/sup> ion.<\/p>\n

Stappen voor het tekenen van de AsO4 3-Lewis-structuur<\/strong><\/h2>\n

Stap 1: Vind het totale aantal valentie-elektronen in AsO4 3-ion<\/strong><\/h3>\n

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in AsO4 3-ion te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het arseenatoom 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 arseen en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem.<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het AsO4 3-ion<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Arseen is een element in groep 15 van het periodiek systeem. [1]<\/sup><\/a> Daarom zijn de valentie-elektronen in arseen 5<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Je kunt de 5 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het arseenatoom, 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. [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

Totaal valentie-elektronen in AsO4<\/strong> 3-<\/sup><\/strong> ion<\/strong> = valentie-elektronen gedoneerd door 1 arseenatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 4 zuurstofatomen + 3 extra elektronen toegevoegd vanwege 3 negatieve ladingen = 5 + 6(4) + 3 = 32<\/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

Het gegeven ion is hier AsO4 3-ion en het bevat een arseenatoom (As) en zuurstofatomen (O). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het arseen (As) atoom en het zuurstof (O) atoom zien in het periodiek systeem hierboven.<\/p>\n

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

Hier is het arseenatoom (As) het centrale atoom en de zuurstofatomen (O) de buitenste atomen. <\/p>\n

\"AsO4<\/figure>\n

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

In het AsO4-molecuul moeten we de elektronenparen<\/a> tussen het arseenatoom (As) en de zuurstofatomen (O) plaatsen. <\/p>\n

\"AsO4<\/figure>\n

Dit geeft aan dat arseen (As) en zuurstof (O) chemisch aan elkaar gebonden<\/a> zijn in een AsO4-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 AsO4-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen zuurstofatomen zijn.<\/p>\n

Deze externe zuurstofatomen vormen een octet en zijn daarom stabiel. <\/p>\n

\"AsO4<\/figure>\n

Bovendien berekenden we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig was in het AsO4 3-<\/sup> ion.<\/p>\n

Het AsO4 3-<\/sup> ion heeft in totaal 32 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 atoom te houden.<\/p>\n

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

Stap 5: 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 het AsO4 3-<\/sup> ion 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 arseenatomen (As) en de zuurstofatomen (O) in het AsO4-molecuul vinden.<\/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 AsO4-molecuul. <\/p>\n

\"AsO4<\/figure>\n

Voor het arseenatoom (As):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 5 (omdat arseen in groep 15 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 8
Niet-bindende elektronen = 0<\/p>\n

Voor het zuurstofatoom (O):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 6 <\/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
Ace<\/td>\n =<\/td>\n 5<\/td>\n \u2013<\/td>\n 8\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n +1<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
Oh<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6<\/td>\n =<\/td>\n -1<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n<\/figure>\n

Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat het arseenatoom (As) een lading heeft van +1<\/strong> , terwijl het zuurstofatoom een lading heeft van -1<\/strong> .<\/p>\n

Laten we deze ladingen dus op de respectieve atomen van het AsO4-molecuul houden. <\/p>\n

\"AsO4<\/figure>\n

De afbeelding hierboven laat zien dat de Lewis-structuur van AsO4 niet stabiel is.<\/p>\n

We moeten deze ladingen dus minimaliseren door het elektronenpaar van het zuurstofatoom naar het arseenatoom te verplaatsen. <\/p>\n

\"AsO4<\/figure>\n

Nadat het elektronenpaar van het zuurstofatoom naar het arseenatoom is verplaatst, worden de ladingen van arseen en een zuurstofatoom nul. En het is een stabielere Lewis-structuur. (zie afbeelding hieronder). <\/p>\n

\"AsO4<\/figure>\n

Er blijven drie -v<\/strong> ladingen achter op de zuurstofatomen, wat een formele -3<\/strong> lading geeft op het AsO4-molecuul. Deze totale lading van -3<\/strong> op het AsO4-molecuul wordt weergegeven in de onderstaande afbeelding. <\/p>\n

\"AsO4<\/figure>\n

In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van het AsO4 3-ion kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding<\/a> (|). Als je dit doet, krijg je de volgende Lewis-structuur van het AsO4 3-ion. <\/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