{"id":21,"date":"2023-07-26T21:08:31","date_gmt":"2023-07-26T21:08:31","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/lewis-c2h2-structuur\/"},"modified":"2023-07-26T21:08:31","modified_gmt":"2023-07-26T21:08:31","slug":"lewis-c2h2-structuur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/lewis-c2h2-structuur\/","title":{"rendered":"C2h2 lewis-structuur in 6 stappen (met afbeeldingen)"},"content":{"rendered":"
\"Lewis-structuur<\/figure>\n

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

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

De C2H2 Lewis-structuur heeft een drievoudige binding tussen de twee koolstofatomen (C) en een enkele binding tussen het koolstofatoom (C) en het waterstofatoom (H).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van C2H2, blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een Lewis-structuur van C2H2<\/a> tekent.<\/p>\n

Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur<\/a> van C2H2.<\/p>\n

Stappen voor het tekenen van de C2H2 Lewis-structuur<\/strong><\/h2>\n

Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het C2H2-molecuul<\/strong><\/h3>\n

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in het C2H2-molecuul<\/a> te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die zowel in het koolstofatoom<\/a> als in het waterstofatoom aanwezig zijn.
(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 zowel koolstof als waterstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem<\/a> .<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het C2H2-molecuul<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Koolstof<\/a> is een element in groep 14<\/a> van het periodiek systeem. [1]<\/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 waterstofatoom:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Waterstof is een element uit groep 1<\/a> van het periodiek systeem. [2]<\/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

Dus,<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het C2H2-molecuul<\/strong> = valentie-elektronen gedoneerd door 2 koolstofatomen + valentie-elektronen gedoneerd door 2 waterstofatomen = 4(2) + 1(2) = 10<\/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 hier is C2H2 (of acetyleen of ethyn) en het bevat een koolstofatoom (C) en waterstofatomen (H). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

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

Dus hier zijn de koolstofatomen (C) het centrale atoom en de waterstofatomen (H) de buitenste atomen. <\/p>\n

\"C2H2<\/figure>\n

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

Nu moet je in het C2H2-molecuul de elektronenparen<\/a> tussen de koolstof-koolstofatomen en tussen de koolstof-waterstofatomen plaatsen. <\/p>\n

\"C2H2<\/figure>\n

Dit geeft aan dat deze atomen chemisch aan elkaar gebonden<\/a> zijn in een C2H2-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 C2H2-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

\"C2H2<\/figure>\n

Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het C2H2-molecuul.<\/p>\n

Het C2H2-molecuul heeft in totaal 10 valentie-elektronen<\/strong> en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 6 valentie-elektronen<\/strong> gebruikt.<\/p>\n

Dus het aantal resterende elektronen = 10 \u2013 6 = 4<\/strong> .<\/p>\n

Je moet deze 4<\/strong> elektronen op de twee centrale koolstofatomen in het diagram hierboven van het C2H2-molecuul plaatsen. <\/p>\n

\"C2H2<\/figure>\n

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

Stap 5: Controleer het octet op het centrale atoom. Als het geen byte heeft, converteer dan het alleenstaande paar naar een dubbele binding of drievoudige binding.<\/strong><\/h3>\n

In deze stap moet u controleren of de centrale koolstofatomen (C) stabiel zijn of niet.<\/p>\n

Om de stabiliteit van de centrale koolstofatomen (C) te controleren, moeten we controleren of ze een octet<\/a> vormen of niet.<\/p>\n

Helaas vormen de twee koolstofatomen hier geen octet. De twee koolstofatomen hebben slechts 6 elektronen en zijn onstabiel. <\/p>\n

\"C2H2<\/figure>\n

Om het koolstofatoom stabiel te maken, moet je het eenzame paar omzetten in een dubbele binding, zodat het koolstofatoom 8 elektronen kan hebben (dat wil zeggen \u00e9\u00e9n octet). <\/p>\n

\"C2H2<\/figure>\n

Maar na het omzetten van een paar elektronen vormt \u00e9\u00e9n koolstofatoom een octet, maar het andere koolstofatoom vormt nog steeds geen octet omdat het slechts zes elektronen heeft. <\/p>\n

\"C2H2<\/figure>\n

Opnieuw moeten we een extra paar elektronen omzetten om een drievoudige binding te vormen. <\/p>\n

\"C2H2<\/figure>\n

Na het omzetten van dit elektronenpaar in een drievoudige binding zal het centrale koolstofatoom nog 2 elektronen ontvangen en het totale aantal elektronen zal dus 8 worden. <\/p>\n

\"C2H2<\/figure>\n

Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat de twee koolstofatomen een octet vormen.<\/p>\n

En dus zijn deze koolstofatomen stabiel.<\/p>\n

Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van C2H2 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 C2H2 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 op de koolstofatomen (C) en op de waterstofatomen (H) die aanwezig zijn in het C2H2-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 C2H2-molecuul. <\/p>\n

\"C2H2<\/figure>\n

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

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

Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat zowel koolstofatomen (C)<\/a> als waterstofatomen (H)<\/a> een formele lading “nul”<\/strong> hebben.<\/p>\n

Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van C2H2 stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van C2H2.<\/p>\n

In de bovenstaande Lewis-puntenstructuur van C2H2 kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als u dit wel doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van C2H2. <\/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