{"id":46,"date":"2023-07-26T16:22:17","date_gmt":"2023-07-26T16:22:17","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/structuur-n2o-lewis\/"},"modified":"2023-07-26T16:22:17","modified_gmt":"2023-07-26T16:22:17","slug":"structuur-n2o-lewis","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/structuur-n2o-lewis\/","title":{"rendered":"N2o 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 Lewis-structuur van N2O heeft 1 drievoudige binding tussen de twee stikstofatomen (N) en 1 enkele binding tussen het stikstofatoom (N) en het zuurstofatoom (O). Er zijn 3 eenzame paren op het zuurstofatoom (O) en 1 eenzaam paar op het buitenste stikstofatoom (N).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van N2O, blijf dan bij mij en je krijgt de gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over het tekenen van een Lewis-structuur van N2O<\/a> .<\/p>\n

Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur<\/a> van N2O.<\/p>\n

Stappen voor het tekenen van de N2O Lewis-structuur<\/strong><\/h2>\n

Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het N2O-molecuul<\/strong><\/h3>\n

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in het N2O-molecuul<\/a> te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het stikstofatoom<\/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 stikstof en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem<\/a> .<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het N2O-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 het N2O-molecuul<\/strong> = valentie-elektronen gedoneerd door 2 stikstofatomen + valentie-elektronen gedoneerd door 1 zuurstofatoom = 5(2) + 6 = 16<\/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 N2O en het bevat stikstofatomen (N) en \u00e9\u00e9n zuurstofatoom (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

Dus hier is een van de stikstofatomen (N) het centrale atoom en het andere stikstofatoom (N) en het zuurstofatoom (O) de buitenste atomen. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

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

Nu moet je in het N2O-molecuul de elektronenparen<\/a> tussen de twee stikstofatomen (N) en tussen de stikstofatomen (N) en zuurstofatomen (O) plaatsen. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

Dit geeft aan dat deze atomen chemisch aan elkaar gebonden<\/a> zijn in een N2O-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 N2O-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen het stikstofatoom en het zuurstofatoom zijn.<\/p>\n

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

\"N2O<\/figure>\n

Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het N2O-molecuul.<\/p>\n

Het N2O-molecuul heeft in totaal 16 valentie-elektronen<\/strong> en al deze valentie-elektronen worden gebruikt in het bovenstaande diagram van N2O.<\/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 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 centrale stikstofatoom (N) stabiel is of niet.<\/p>\n

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

Helaas vormt het centrale stikstofatoom hier geen octet. Stikstof heeft slechts 4 elektronen en is onstabiel. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

Om dit stikstofatoom stabiel te maken, moet je het elektronenpaar van het buitenste atoom zodanig verschuiven dat het centrale stikstofatoom 8 elektronen kan hebben (dwz \u00e9\u00e9n octet).<\/p>\n

Maar van welke atomen moet het elektronenpaar worden verplaatst?
Stikstof?
Zuurstof? Goud
In \u00e9\u00e9n keer?<\/p>\n

Onthoud dus dat je het elektronenpaar moet verplaatsen van het atoom dat minder elektronegatief is.<\/p>\n

Het minder elektronegatieve atoom heeft inderdaad een grotere neiging om elektronen te doneren.<\/p>\n

Als we hier het stikstofatoom en het zuurstofatoom vergelijken, is het stikstofatoom minder elektronegatief.<\/p>\n

Je moet dus het elektronenpaar van het stikstofatoom verplaatsen. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

Maar na het verplaatsen van een paar elektronen vormt het centrale stikstofatoom nog steeds geen octet, omdat het slechts zes elektronen heeft. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

Opnieuw moeten we een extra paar elektronen van het stikstofatoom verplaatsen. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

Na het verplaatsen van dit elektronenpaar zal het centrale stikstofatoom nog 2 elektronen ontvangen en het totale aantal elektronen zal dus 8 worden. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het centrale stikstofatoom een octet vormt.<\/p>\n

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

Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van N2O 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 N2O 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 stikstofatomen (N) en van het zuurstofatoom (O) in het N2O-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 N2O-molecuul. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

Voor het externe stikstofatoom (N):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 5 (omdat stikstof in groep 15 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 6
Niet-bindende elektronen = 2<\/p>\n

Voor het centrale stikstofatoom (N):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 5 (omdat stikstof 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\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
N (buitenkant)<\/td>\n =<\/td>\n 5<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
N (centraal)<\/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 centrale stikstofatoom (N) een lading heeft van +1<\/strong> en het zuurstofatoom (O) een lading heeft van -1<\/strong> .<\/p>\n

Laten we deze ladingen dus op de respectieve atomen van het N2O-molecuul houden. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

De +1<\/strong> en -1<\/strong> ladingen in de bovenstaande schets zijn geannuleerd en de bovenstaande Lewis-puntstructuur van N2O is de stabiele Lewis-structuur.<\/p>\n

In de bovenstaande Lewis-puntenstructuur van N2O kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als je dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van N2O. <\/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