{"id":211,"date":"2023-07-25T06:43:59","date_gmt":"2023-07-25T06:43:59","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/structuur-van-lewis-n2o3\/"},"modified":"2023-07-25T06:43:59","modified_gmt":"2023-07-25T06:43:59","slug":"structuur-van-lewis-n2o3","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/structuur-van-lewis-n2o3\/","title":{"rendered":"N2o3 lewis-structuur in 5 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 Lewis-structuur van N2O3 heeft twee stikstofatomen (N) in het midden die worden omgeven door drie zuurstofatomen (O). De twee zuurstofatomen zijn dubbel gebonden en \u00e9\u00e9n zuurstofatoom is enkelvoudig gebonden aan het stikstofatoom. Er is 1 eenzaam paar op een stikstofatoom (N), 2 eenzame paren op dubbelgebonden zuurstofatomen (O) en 3 eenzame paren op enkelvoudig gebonden zuurstofatomen (O).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van N2O3, blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over hoe je een Lewis-structuur van N2O3<\/a> tekent.<\/p>\n

Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur<\/a> van N2O3.<\/p>\n

Stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van N2O3<\/strong><\/h2>\n

Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het N2O3-molecuul<\/strong><\/h3>\n

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in een N2O3- molecuul<\/a> te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het stikstofatoom 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 stikstof en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem.<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het N2O3-molecuul<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Je kunt de 5 valentie-elektronen in het stikstofatoom 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. [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 N2O3-molecuul<\/strong> = valentie-elektronen gedoneerd door 2 stikstofatomen + valentie-elektronen gedoneerd door 3 zuurstofatomen = 5(2) + 6(3) = 28<\/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 molecuul is hier N2O3 en het bevat stikstofatomen (N) en zuurstofatomen (O). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

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

Hier zijn de stikstofatomen (N) het centrale atoom en de zuurstofatomen (O) de buitenste atomen. <\/p>\n

\"N2O3<\/figure>\n

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

Nu moet je in het N2O3-molecuul de elektronenparen tussen de twee stikstofatomen (N) en tussen de stikstofatomen (N) en zuurstofatomen (O) plaatsen. <\/p>\n

\"N2O3<\/figure>\n

Dit geeft aan dat deze atomen chemisch aan elkaar gebonden<\/a> zijn in een N2O3-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 N2O3-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen zuurstofatomen zijn.<\/p>\n

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

\"N2O3<\/figure>\n

Bovendien berekenden we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig was in het N2O3-molecuul.<\/p>\n

Het N2O3-molecuul heeft in totaal 28 valentie-elektronen<\/strong> en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 26 valentie-elektronen<\/strong> gebruikt.<\/p>\n

Dus het aantal resterende elektronen = 28 \u2013 26 = 2<\/strong> .<\/p>\n

Je moet deze 2<\/strong> elektronen op het centrale stikstofatoom in het diagram hierboven van het N2O3-molecuul plaatsen. <\/p>\n

\"N2O3<\/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 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 de stikstofatomen (N) stabiel zijn of niet.<\/p>\n

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

Helaas vormen de stikstofatomen hier geen octet. Stikstof heeft slechts 6 elektronen en deze zijn onstabiel. <\/p>\n

\"N2O3<\/figure>\n

Om deze stikstofatomen stabiel te maken, moet je de elektronenparen van de buitenste zuurstofatomen verschuiven, zodat de stikstofatomen 8 elektronen kunnen hebben (dwz \u00e9\u00e9n octet). <\/p>\n

\"N2O3<\/figure>\n

Na het verplaatsen van deze elektronenparen krijgen de centrale stikstofatomen 2 extra elektronen en wordt hun totaal aantal elektronen dus 8. <\/p>\n

\"N2O3<\/figure>\n

Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat de stikstofatomen een octet vormen omdat ze 8 elektronen hebben.<\/p>\n

Het is daarom de meest stabiele Lewis-structuur van N2O3.<\/p>\n

In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van N2O3 kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als je dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van N2O3. <\/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