{"id":75,"date":"2023-07-26T10:36:04","date_gmt":"2023-07-26T10:36:04","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/structuur-van-lewis-h2o2\/"},"modified":"2023-07-26T10:36:04","modified_gmt":"2023-07-26T10:36:04","slug":"structuur-van-lewis-h2o2","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/structuur-van-lewis-h2o2\/","title":{"rendered":"H2o2 lewis-structuur in 6 stappen (met afbeeldingen)"},"content":{"rendered":"
\"Lewisstructuur<\/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 H2O2 (waterstofperoxide) heeft een enkele binding tussen de twee zuurstofatomen (O) en tussen het zuurstofatoom (O) en het waterstofatoom (H). Er zijn twee eenzame paren op de twee zuurstofatomen (O).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van Lewis-structuur van H2O2 (waterstofperoxide), blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een structuur van H2O2 (waterstofperoxide) tekent. Lewis van H2O2<\/a> .<\/p>\n

Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur<\/a> van H2O2.<\/p>\n

Stappen voor het tekenen van de H2O2 Lewis-structuur<\/strong><\/h2>\n

Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het H2O2-molecuul<\/strong><\/h3>\n

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in het H2O2-molecuul<\/a> te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het waterstofatoom<\/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 waterstof en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem<\/a> .<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het H2O2-molecuul<\/strong><\/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.[1]<\/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

\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 H2O2-molecuul<\/strong> = valentie-elektronen gedoneerd door 2 waterstofatomen + valentie-elektronen gedoneerd door 2 zuurstofatomen = 1(2) + 6(2) = 14<\/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 is hier H2O2 (of waterstofperoxide) en het bevat waterstofatomen (H) en zuurstofatomen (O). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

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

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

\"H2O2<\/figure>\n

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

Nu moet je in het H2O2-molecuul de elektronenparen<\/a> tussen de zuurstof-zuurstofatomen en tussen de zuurstof-waterstofatomen plaatsen. <\/p>\n

\"H2O2<\/figure>\n

Dit geeft aan dat deze atomen chemisch met elkaar verbonden<\/a> zijn in een H2O2-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 H2O2-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

\"H2O2<\/figure>\n

Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het H2O2-molecuul.<\/p>\n

Het H2O2-molecuul heeft in totaal 14 valentie-elektronen<\/strong> en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 8 valentie-elektronen<\/strong> gebruikt.<\/p>\n

Dus het aantal resterende elektronen = 14 \u2013 8 = 6<\/strong> .<\/p>\n

Je moet deze 6<\/strong> elektronen op de twee centrale zuurstofatomen in het bovenstaande diagram van het H2O2-molecuul plaatsen. <\/p>\n

\"H2O2<\/figure>\n

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

Stap 5: Controleer het octet op het centrale atoom<\/strong><\/h3>\n

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

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

\"H2O2<\/figure>\n

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

En dus zijn de centrale zuurstofatomen stabiel.<\/p>\n

Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van H2O2 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 H2O2 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 waterstofatomen (H) en de zuurstofatomen (O) in het H2O2-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 H2O2-molecuul. <\/p>\n

\"H2O2<\/figure>\n

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

Voor het zuurstofatoom (O):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 4
Niet-bindende elektronen = 4 <\/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
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
Oh<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4<\/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 waterstofatomen (H) als zuurstofatomen (O) een formele lading “nul”<\/strong> hebben.<\/p>\n

Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van H2O2 stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van H2O2.<\/p>\n

In de bovenstaande Lewis-puntenstructuur van H2O2 kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding<\/a> (|). Als je dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van H2O2. <\/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