{"id":93,"date":"2023-07-26T07:01:52","date_gmt":"2023-07-26T07:01:52","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/lewis-nh4-structuur\/"},"modified":"2023-07-26T07:01:52","modified_gmt":"2023-07-26T07:01:52","slug":"lewis-nh4-structuur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/lewis-nh4-structuur\/","title":{"rendered":"Lewisstructuur nh4+ (ammoniumion) 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 NH4+ (ammoniumion) heeft een stikstofatoom (N) in het midden dat omgeven is door vier waterstofatomen (H). Er zijn vier enkele bindingen tussen het stikstofatoom (N) en elk waterstofatoom (H). Er is een formele lading van +1 op het stikstofatoom (N).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van NH4+, blijf dan bij mij en je krijgt de gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over het tekenen van een Lewis-structuur vanNH4+-ion<\/a> .<\/p>\n

Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur<\/a> van het NH4+-ion.<\/p>\n

Stappen voor het tekenen van de NH4+ Lewis-structuur<\/strong><\/h2>\n

Stap 1: Vind het totale aantal valentie-elektronen in het NH4+-ion<\/strong><\/h3>\n

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in NH4+-ionen te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het stikstofatoom<\/a> en in het waterstofatoom.
(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 waterstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem<\/a> .<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in NH4+-ion<\/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 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

Dus,<\/p>\n

Totaal aantal valentie-elektronen in NH4+-ion<\/strong> = valentie-elektronen gedoneerd door 1 stikstofatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 4 waterstofatomen \u2013 1 (vanwege een +ve lading) = 5 + 1(4) \u2013 1 = 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

(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 NH4 en het bevat stikstof- (N) en waterstofatomen (H). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

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

Hier is het stikstofatoom (N) het centrale atoom en de waterstofatomen (H) de buitenste atomen. <\/p>\n

\"NH4+<\/figure>\n

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

Nu moet je in het NH4-molecuul de elektronenparen<\/a> tussen het stikstofatoom (N) en de waterstofatomen (H) plaatsen. <\/p>\n

\"NH4+<\/figure>\n

Dit geeft aan dat stikstof (N) en waterstof (H) chemisch aan elkaar gebonden<\/a> zijn in een NH4-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 NH4-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

\"NH4+<\/figure>\n

Bovendien berekenden we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig was in het NH4+-ion.<\/p>\n

Het NH4+-ion heeft in totaal 8 valentie-elektronen<\/strong> en al deze valentie-elektronen worden in het bovenstaande diagram gebruikt.<\/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 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<\/a> vormt of niet. <\/p>\n

\"NH4+<\/figure>\n

Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het stikstofatoom een octet vormt. Dit betekent dat het 8 elektronen heeft.<\/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 NH4 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 NH4 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 op de stikstofatomen (N) en op de waterstofatomen (H) die aanwezig zijn in het NH4-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 NH4-molecuul. <\/p>\n

\"NH4+<\/figure>\n

Voor het stikstofatoom (N):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 5 (omdat stikstof in groep 15 zit)
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

\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
NIET<\/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
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<\/tbody>\n<\/table>\n<\/figure>\n

Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat het stikstofatoom (N) een lading van +1<\/strong> heeft en de waterstofatomen een lading van 0<\/strong> .<\/p>\n

Laten we deze ladingen dus op de respectieve atomen van het NH4-molecuul houden. <\/p>\n

\"NH4+<\/figure>\n

Deze totale +1<\/strong> lading op het NH4-molecuul wordt weergegeven in de onderstaande afbeelding. <\/p>\n

\"NH4+<\/figure>\n

In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van het NH4+-ion kun je ook elk paar bindende elektronen (:) voorstellen als een enkele binding (|). Als je dit doet, krijg je de volgende Lewis-structuur van het NH4+-ion. <\/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