{"id":80,"date":"2023-07-26T09:38:46","date_gmt":"2023-07-26T09:38:46","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/lewis-hcl-structuur\/"},"modified":"2023-07-26T09:38:46","modified_gmt":"2023-07-26T09:38:46","slug":"lewis-hcl-structuur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/lewis-hcl-structuur\/","title":{"rendered":"Structuur van hcl lewis 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 HCl Lewis-structuur heeft een waterstofatoom (H) en een chlooratoom (Cl) die een enkele binding daartussen bevatten. Er zijn 3 alleenstaande paren op het chlooratoom (Cl).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

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

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

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

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

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in het HCl-molecuul (waterstofchloride)<\/a> te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in een enkel waterstofatoom<\/a> en in het chlooratoom.
(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 chloor kunt vinden met behulp van een periodiek systeem<\/a> .<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in HCl-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 chlooratoom:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Chloor<\/a> is een element in groep 17<\/a> van het periodiek systeem. [2]<\/sup><\/a> Daarom zijn de valentie-elektronen in chloor 7<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Je kunt de 7 valentie-elektronen in het chlooratoom zien, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.<\/p>\n

Dus,<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in HCl-molecuul<\/strong> = valentie-elektronen gedoneerd door 1 waterstofatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 1 chlooratoom = 1 + 7 = 8<\/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 nu HCl (waterstofchloride). Het heeft slechts twee atomen, dus je kunt elk ervan als centraal atoom selecteren. <\/p>\n

\"HCl-stap<\/figure>\n

Laten we aannemen dat het chlooratoom een centraal atoom is (omdat we de waterstof in elke Lewis-structuur buiten moeten houden).<\/p>\n

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

Nu moet je in het HCl-molecuul de elektronenparen tussen het waterstofatoom (H) en het chlooratoom (Cl) plaatsen. <\/p>\n

\"HCl-stap<\/figure>\n

Dit geeft aan dat het waterstofatoom (H) en het chlooratoom (Cl) chemisch aan elkaar gebonden<\/a> zijn in een HCl-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 het diagram van het HCl-molecuul hebben we aangenomen dat het chlooratoom het centrale atoom is. Waterstof is dus het externe atoom.<\/p>\n

We moeten het waterstofatoom daarom stabiel maken.<\/p>\n

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

\"HCl-stap<\/figure>\n

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

Het HCl-molecuul heeft in totaal 8 valentie-elektronen<\/strong> en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 2 valentie-elektronen<\/strong> gebruikt.<\/p>\n

Dus het aantal resterende elektronen = 8 \u2013 2 = 6<\/strong> .<\/p>\n

Je moet deze 6<\/strong> elektronen op het chlooratoom in het bovenstaande diagram van het HCl-molecuul plaatsen. <\/p>\n

\"HCl-stap<\/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 het centrale chlooratoom (Cl) stabiel is of niet.<\/p>\n

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

\"HCl-stap<\/figure>\n

Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het chlooratoom een octet vormt. Dit betekent dat het 8 elektronen heeft.<\/p>\n

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

Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van HCl 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 HCl 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 chlooratomen (Cl) in het HCl-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 kunt u het aantal bindende elektronen<\/a> en niet-bindende elektronen<\/a> voor elk atoom HCl-molecuul zien. <\/p>\n

\"HCl-stap<\/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 chlooratoom (Cl):<\/strong>
Elektronenvalentie = 7 (omdat chloor in groep 17 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 6 <\/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
Kl<\/td>\n =<\/td>\n 7<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6<\/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 het waterstofatoom (H) als het chlooratoom (Cl) een formele lading “nul”<\/strong> hebben.<\/p>\n

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

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