{"id":45,"date":"2023-07-26T16:24:52","date_gmt":"2023-07-26T16:24:52","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/geen-lewisstructuur\/"},"modified":"2023-07-26T16:24:52","modified_gmt":"2023-07-26T16:24:52","slug":"geen-lewisstructuur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/geen-lewisstructuur\/","title":{"rendered":"Geen lewis-structuur in 5 stappen (met afbeeldingen)"},"content":{"rendered":"
\"GEEN<\/figure>\n

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

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

GEEN Lewis-structuur heeft een stikstofatoom (N) en een zuurstofatoom (O) dat een dubbele binding daartussen bevat. Het zuurstofatoom (O) heeft 2 alleenstaande paren en het stikstofatoom (N) heeft 1 alleenstaand paar en 1 ongepaard elektron.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van NO (stikstofoxide of stikstofmonoxide), blijf dan bij mij en je krijgt de gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over het tekenen van een Lewis-structuur van NO<\/a> .<\/p>\n

Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur<\/a> van NO.<\/p>\n

Stappen om GEEN Lewis-structuur te tekenen<\/strong><\/h2>\n

Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het NO-molecuul<\/strong><\/h3>\n

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in het NO-molecuul (stikstofmonoxide)<\/a> te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in een enkel stikstofatoom<\/a> en in een 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<\/a> .<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het NO-molecuul<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Stikstof<\/a> is een element in groep 15<\/a> 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<\/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 NO-molecuul<\/strong> = valentie-elektronen gedoneerd door 1 stikstofatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 1 zuurstofatoom = 5 + 6 = 11<\/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

Hier is het gegeven molecuul NO (stikstofmonoxide). Het heeft slechts twee atomen, dus je kunt elk ervan als centraal atoom selecteren. <\/p>\n

\"GEEN<\/figure>\n

Stel dat het stikstofatoom een centraal atoom is.
(Je moet het minst elektronegatieve atoom als het centrale atoom beschouwen).<\/p>\n

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

Nu moet je in het NO-molecuul de elektronenparen<\/a> tussen het stikstofatoom (N) en het zuurstofatoom (O) plaatsen. <\/p>\n

\"GEEN<\/figure>\n

Dit geeft aan dat het stikstofatoom (N) en het zuurstofatoom (O) chemisch aan elkaar gebonden<\/a> zijn in een NO-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 het externe atoom controleren.<\/p>\n

Hier in de schets van het NO-molecuul gingen we ervan uit dat het stikstofatoom het centrale atoom was. Zuurstof is daarom het externe atoom.<\/p>\n

Je moet het zuurstofatoom dus stabiel maken.<\/p>\n

Je ziet in onderstaande afbeelding dat het zuurstofatoom een octet vormt en dus stabiel is. <\/p>\n

\"GEEN<\/figure>\n

Bovendien berekenden we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig was in het NO-molecuul.<\/p>\n

Het NO-molecuul heeft in totaal 11 valentie-elektronen<\/strong> en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 8 valentie-elektronen<\/strong> gebruikt.<\/p>\n

Dus het aantal resterende elektronen = 11 \u2013 8 = 3<\/strong> .<\/p>\n

Je moet deze 3<\/strong> elektronen (dus 1 elektronenpaar en 1 ongepaard elektron) op het stikstofatoom in het bovenstaande diagram van het NO-molecuul plaatsen. <\/p>\n

\"GEEN<\/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 het stikstofatoom (N) stabiel is of niet.<\/p>\n

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

Helaas vormt het stikstofatoom hier geen octet. Stikstof heeft slechts 5 elektronen en is onstabiel. <\/p>\n

\"GEEN<\/figure>\n

Om dit stikstofatoom stabiel te maken, moet je het elektronenpaar van het zuurstofatoom verplaatsen, zodat het stikstofatoom stabieler kan worden. <\/p>\n

\"GEEN<\/figure>\n

Na het verplaatsen van dit elektronenpaar krijgt het stikstofatoom nog 2 elektronen en wordt het totale aantal elektronen dus 7. <\/p>\n

\"GEEN<\/figure>\n

Je kunt zien dat stikstof geen octet vormt (omdat het 7 elektronen heeft). Als je nu probeert het elektronenpaar meer te verplaatsen, dan zullen er 7 + 2 = 9 elektronen zijn.<\/p>\n

En het stikstofatoom heeft niet het vermogen om 9 elektronen vast te houden. Daarom is de bovenstaande Lewis-structuur van NO (met 7 elektronen op het stikstofatoom) stabiel.<\/p>\n

In de bovenstaande Lewis-puntenstructuur van NO kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding<\/a> (|). Als u dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van NO. <\/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