{"id":84,"date":"2023-07-26T08:47:49","date_gmt":"2023-07-26T08:47:49","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/lewis-ch3cl-structuur\/"},"modified":"2023-07-26T08:47:49","modified_gmt":"2023-07-26T08:47:49","slug":"lewis-ch3cl-structuur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/lewis-ch3cl-structuur\/","title":{"rendered":"Ch3cl 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 CH3Cl heeft een koolstofatoom (C) in het midden dat wordt omgeven door drie waterstofatomen (H) en \u00e9\u00e9n chlooratoom (Cl). Er bestaat een enkele binding tussen koolstofatomen (C) en chlooratomen (Cl), evenals tussen koolstofatomen (C) en waterstofatomen (H). Er zijn 3 alleenstaande paren op het chlooratoom (Cl).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van CH3Cl, blijf dan bij mij en je krijgt de gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over het tekenen van een Lewis-structuur van CH3Cl<\/a> .<\/p>\n

Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur<\/a> van CH3Cl.<\/p>\n

Stappen voor het tekenen van de CH3Cl Lewis-structuur<\/strong><\/h2>\n

Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het CH3Cl-molecuul<\/strong><\/h3>\n

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in een CH3Cl- molecuul<\/a> te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het koolstofatoom<\/a> , het waterstofatoom en 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 koolstof, waterstof en chloor kunt vinden met behulp van een periodiek systeem<\/a> .<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het CH3Cl-molecuul<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Koolstof<\/a> is een element in groep 14<\/a> van het periodiek systeem. [1]<\/sup><\/a> Daarom zijn de valentie-elektronen in koolstof 4<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Je kunt de 4 valentie-elektronen in het koolstofatoom zien, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.<\/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. [2]<\/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. [3]<\/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 CH3Cl-molecuul<\/strong> = valentie-elektronen gedoneerd door 1 koolstofatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 3 waterstofatomen + valentie-elektronen gedoneerd door 1 chlooratoom = 4 + 1(3) + 7 = 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 CH3Cl en het bevat koolstofatoom (C), waterstofatomen (H) en chlooratoom (Cl).<\/p>\n

Dus volgens de regel moeten we de waterstof buitenhouden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Nu kunt u de elektronegativiteitswaarden van het koolstofatoom (C) en het chlooratoom (Cl) zien in het periodiek systeem hierboven.<\/p>\n

Als we de elektronegativiteitswaarden van koolstof (C) en chloor (Cl) vergelijken, dan is het koolstofatoom minder elektronegatief<\/a> .<\/p>\n

Hier is het koolstofatoom (C) het centrale atoom en het chlooratoom (Cl) het buitenste atoom. <\/p>\n

\"CH3Cl<\/figure>\n

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

Nu moet je in het CH3Cl-molecuul de elektronenparen<\/a> tussen de koolstofatomen (C) en chlooratomen (Cl) en tussen de koolstofatomen (C) en waterstofatomen (H) plaatsen. <\/p>\n

\"CH3Cl<\/figure>\n

Dit geeft aan dat deze atomen chemisch aan elkaar gebonden<\/a> zijn in een CH3Cl-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 CH3Cl-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen waterstofatomen en chlooratomen zijn.<\/p>\n

Deze waterstof- en chlooratomen vormen respectievelijk een duplet<\/a> en een octet<\/a> en zijn daarom stabiel. <\/p>\n

\"CH3Cl<\/figure>\n

Bovendien berekenden we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig was in het CH3Cl-molecuul.<\/p>\n

Het CH3Cl-molecuul heeft in totaal 14 valentie-elektronen<\/strong> en al deze valentie-elektronen worden gebruikt in het bovenstaande diagram van CH3Cl.<\/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<\/strong><\/h3>\n

In deze stap moet u controleren of het centrale koolstofatoom (C) stabiel is of niet.<\/p>\n

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

\"CH3Cl<\/figure>\n

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

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

Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van CH3Cl 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 CH3Cl 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 vinden van de koolstof- (C), waterstof- (H) en chloor- (Cl) atomen die aanwezig zijn in het CH3Cl-molecuul.<\/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 CH3Cl-molecuul. <\/p>\n

\"CH3Cl<\/figure>\n

Voor het koolstofatoom (C):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 4 (omdat koolstof in groep 14 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 8
Niet-bindende elektronen = 0<\/p>\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\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
VS<\/td>\n =<\/td>\n 4<\/td>\n \u2013<\/td>\n 8\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/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 koolstofatoom (C), het waterstofatoom (H) als het chlooratoom (Cl) een formele lading “nul”<\/strong> hebben.<\/p>\n

Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van CH3Cl stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van CH3Cl.<\/p>\n

In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van CH3Cl kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als u dit wel doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van CH3Cl. <\/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