• Share
  • Email
  • Embed
  • Like
  • Save
  • Private Content
พันธะเคมี
 

พันธะเคมี

on

  • 12,051 views

 

Statistics

Views

Total Views
12,051
Views on SlideShare
12,030
Embed Views
21

Actions

Likes
3
Downloads
59
Comments
0

1 Embed 21

http://somsrinanong.wordpress.com 21

Accessibility

Categories

Upload Details

Uploaded via as Microsoft PowerPoint

Usage Rights

© All Rights Reserved

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Processing…
Post Comment
Edit your comment

    พันธะเคมี พันธะเคมี Presentation Transcript

    • พันธะเคมี
    • พันธะเคมี กระบวนการต่าง ๆ ในเคมี โมเลกุลมีบทบาทมากกว่าอะตอม ในโมเลกุลต้องมีแรงเหนี่ยวระหว่างอะตอม การที่อะตอมสร้างพันธะเคมีกันเพื่อเกิดเป็นโมเลกุล โมเลกุลที่เกิดขึ้นจะมีพลังงานต่ำกว่าพลังงานรวมของอะตอมเมื่อยังแยกกันอยู่ พันธะเคมีแบ่งตามชนิดของอะตอมได้เป็น 3 ชนิด คือ
    • 1. พันธะโคเวเลนต์ เป็นพันธะในสารประกอบของธาตุที่เป็นอโลหะกับอโลหะชนิดเดียวกันหรือคนละชนิด เช่น Cl2, HCl, HCN เป็นต้น 2. พันธะไอออนิก เป็นพันธะในสารประกอบของธาตุที่เป็นโลหะกับอโลหะ เช่น NaCl, CaCl2,KBr เป็นต้น 3. พันธะโลหะ เป็นพันธะที่ยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมของโลหะชนิดเดียวกันเข้าด้วยกัน
      • หลักการสร้างพันธะเคมี มีดังนี้
      • อะตอมจะใช้เฉพาะเวเลนต์อิเล็กตรอน ( อิเล็กตรอนวงนอกสุด ) ในการสร้างพันธะ
      • 2. เมื่อสร้างพันธะเคมีแล้ว แต่ละอะตอมในโมเลกุลนั้น ๆ จะต้องมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบ 2 หรือ 8 ตัว เหมือนก๊าซเฉื่อย หรือที่เรียกว่า กฎออกเตต
    • พันธะโคเวเลนต์
    • พันธะโคเวเลนต์ คือ พันธะเคมีที่เกิดจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุ ที่เป็นอโลหะร่วมกันตามกฎออกเตต แบ่งออกเป็นพันธะโคเวเลนต์ระหว่างธาตุชนิดเดียวกันกับพันธะโคเวเลนต์ระหว่างธาตุต่างชนิดกัน 2H(g) ; ดูดพลังงาน 436 kJ นั่นคือ พลังงานพันธะของ H - H เท่ากับ 436 กิโลจูล พลังงานพันธะจะบอกความแข็งแรงของพันธะ พันธะที่แข็งแรงมากจะมีพลังงานพันธะมากพันธะที่แข็งแรงน้อยจะมีพลังงานพันธะน้อย 2H(g) H2(g) + 436 kJ ; ดูดพลังงาน 436 kJ H2(g) + 436 kJ
    • พลังงานของปฏิกิริยา คำนวณได้จากพลังงานพันธะโดยอาศัยหลักการที่ว่า สารตั้งต้นทุกตัวต้องดูดพลังงานเพื่อใช้ในการสลายพันธะเดิมออกให้หมด และผลิตภัณฑ์ต้องมีการสร้างพันธะขึ้นมาใหม่จะคายพลังงานออกมา ถ้าระบบดูดพลังงาน > คายพลังงาน ปฏิกิริยาจะดูดพลังงาน = พลังงานที่ดูด - พลังงานที่คาย ถ้าระบบคายพลังงาน > ดูดพลังงาน ปฏิกิริยาจะคายพลังงาน = พลังงานที่คาย - พลังงานที่ดูด
    • พลังงานพันธะ H - H 436 kJ/mol, O = O 498 kJ/mol และ O-H 463 kJ/mol 2H 2 O(g) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H - O - H(g) 2H - H(g) + O=O(g) ดูดพลังงาน = 2 x 2 x (O-H) แทนค่า = 4 x 463 kJ/mol = 1,852 kJ/mol คายพลังงาน = 2(H-H) + O = O = (2 x 436) + 498 kJ/mol = 1,360 kJ/mol ดังนั้น ปฏิกิริยานี้ดูดพลังงาน > คายพลังงาน ดังนั้น ปฏิกิริยานี้ดูดพลังงาน = 1,852 - ,360 = 492 kJ/mol ตัวอย่างเช่น จงหาพลังงานของปฏิกิริยา 2H2O(g) 2H2(g) + O2(g) เมื่อกำหนดให้
    • ความยาวพันธะ ในการเกิดพันธะเคมี อะตอมจะต้องเข้าใกล้กันด้วยระยะเฉพาะระยะใดระยะหนึ่งเกินกว่าระยะนี้ไม่ได้จะเกิดการผลักกันหรือดึงดูดกันน้อยที่สุด และระยะนี้จะทำให้โมเลกุลมีพลังงานต่ำสุดและเสถียรที่สุด ระยะนี้เรียกว่า ความยาวพันธะ ความยาวพันธะของอะตอมชนิดเดียวกัน พันธะเดี่ยว > พันธะคู่ > พันธะสาม เช่น ความยาวพันธะ C - C เท่ากับ 154 พิโกเมตร , C = C เท่ากับ 134 พิโกเมตร , สรุป พลังงานพันธะ ความยาวพันธะ ความแข็งแรงของพันธะ และความเสถียรของพันธะ C C เท่ากับ 120 พิโกเมตร
    • พันะธโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ คือ พันธะโคเวเลนต์ที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมโดยอิเล็กตรอนคู่นี้มาจากอะตอมใดอะตอมหนึ่งไม่ได้มาจากทั้ง 2 อะตอม การเกิดพันธะจะเกิดเมื่อเกิดพันธะโคเวเลนต์ตามปกติ แล้วยังมีอะตอมใดอะตอมหนึ่งที่เวเลนซ์อิเล็กตรอนยังไม่ครบตามกฎออกเตต
    • เรโซแนนซ์ คือ ปรากฏการณ์ที่ไม่สามารถเขียนสูตรเคมีใดสูตรหนึ่ง เพื่อแสดงโครงสร้างและอธิบายสมบัติของสารหนึ่ง ๆ ได้ เช่น โมเลกุลของซัลเฟอร์ไดออกไซด์เกิดจากการรวมตัวระหว่างกำมะถันกับออกซิเจนซึ่งเป็นไปตามกฎออกเตต จากสูตรจะพบว่ากำมะถันสร้างพันธะเดี่ยว 1 พันธะและพันธะคู่ 1 พันธะ ความยาวพันธะควรจะแตกต่างกันเพราะเป็นพันธะคนละชนิดกัน แต่จากการทดลองพบว่าความยาวพันธะทั้งสองเท่ากัน จึงอาจสรุปได้ว่ากำมะถันกับออกซิเจนอะตอมแต่ละอะตอมใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ โดย 1 คู่ เป็นพันธะตามปกติ ส่วนอีกครึ่งหนึ่งมาจากการมีอิเล็กตรอน 1 คู่เคลื่อนที่ไปมาระหว่างอะตอมทั้งสาม
    • รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ ปัจจัยสำคัญในการกำหนดรูปร่าง คือ จำนวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอน คู่โดดเดี่ยวรอบอะตอม หลักการกำหนดรูปร่าง คือ ต้องจัดให้อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว รอบอะตอมวางในที่ว่างที่ลดแรงผลักกันของคู่อิเล็กตรอนเหล่านี้มากที่สุด วิธีทำนายรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ 1. ให้นับจำนวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวว่ามีกี่คู่ 2. จัดคู่อิเล็กตรอนทั้งหมดในที่ว่างให้ลดแรงผลักให้มากที่สุด 3. จัดอะตอมต่าง ๆ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวลงไปรอบ ๆ อะตอมกลาง 4. ดูรูปร่างเฉพาะอะตอมต่าง ๆ รอบอะตอมกลาง ไม่คิดอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
    • แสดงตัวอย่างรูปร่างโมเลกุลของสารโคเวเลนต์บางชนิด BeCl2, BeH2 BF3, BCl3 SO2, SnCl2, NO CH 4 , SiH 4 NH 3 , PBr 3 H 2 O, SCl 2 PCl 5 , PF 5 , PF 3 Cl 2 SF 4 , TeCl 4 BeF 3 , ClF 3 XeF 2 SF 6 , TeF 6 BrF 5 , IF 5 XeF 4 เส้นตรง รูปสามเหลี่ยมแบนราบ มุมงอ รูปทรงเหลี่ยมสี่หน้า รูปพีระมิดฐานสามเหลี่ยม มุมงอ รูปพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม รูปคล้ายไม้กระดานหก รูปตัวที (T) เส้นตรง รูปทรงเหลี่ยมแปดหน้า รูปพีระมิดฐานสี่เหลี่ยม รูปสี่เหลี่ยมแบนราบ AX 2 AX 3 AX 2 E AX 4 AX 3 E AX 2 E 2 AX 5 AX 4 E AX 3 E 2 AX 2 E 3 AX 3 AX 5 E AX 4 E 2 ตัวอย่าง รูปร่างของโมเลกุล สูตร
    • สรุป - โมเลกุลโคเวเลนต์ที่ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจะมีรูปร่างสมมาตร เช่น CH4, BCl3 - โมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจะมีรูปร่างไม่สมมาตร เช่น H2O, NH3
    • ขั้วพันธะโคเวเลนต์ พันธะโคเวเลนต์มีขั้ว เมื่อพันธะโคเวเลนต์นั้นยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมทั้งสองที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่างกัน และพันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้วเมื่ออะตอมทั้งสองมีค่าอิเล็กโทรเนตาติวิตีเท่ากันหรือใกล้เคียง ขั้วพันธะโคเวเลนต์ใช้สัญลักษณ์ และ โดยอะตอมตัวที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีน้อยกว่าใช้ อะตอมตัวที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่าใช้ ขั้วพันธะโคเวเลนต์เป็นเวกเตอร์ที่มีทั้งปริมาณและทิศทางโดยทิศทางจะเขียนไปทางขั้วลบ
    • ขั้วของโมเลกุล เกิดจากผลรวมทางเวกเตอร์ของขั้วของพันธะทุกพันธะในโมเลกุลโคเวเลนต์ โมเลกุลโคเวเลนต์ 2 อะตอม ขั้วของโมเลกุลมีค่าเท่ากับขั้วของพันธะ ตัวอย่างเช่น H - Cl พันธะมีขั้ว โมเลกุลมีขั้ว Cl - Cl พันธะไม่มีขั้ว โมเลกุลไม่มีขั้ว โมเลกุลโคเวเลนต์มากกว่า 2 อะตอม โมเลกุลที่มีรูปร่างสมมาตร ทิศทางของขั้วพันธะทุกพันธะจะหักล้างกันหมดเหลือแต่ปริมาณ ถ้าอะตอมล้อมรอบเหมือนกันหมด ปริมาณของขั้วพันธะจะหักล้างกันหมด ( โมเลกุล - ไม่มีขั้ว ) ถ้าอะตอมล้อมรอบไม่เหมือนกัน ปริมาณของขั้วพันธะจะหักล้างกันไม่หมด ( โมเลกุลมีขั้ว )
    • สรุป เมื่ออะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว โมเลกุลจะมีรูปร่างสมมาตร ถ้าอะตอม ล้อมรอบอะตอมกลางเหมือนกันหมด โมเลกุลจะไม่มีขั้ว เช่น CH 4 , BF 3 , BeCl 2 ,PCl 5 เป็นต้น ถ้าอะตอมล้อมรอบอะตอมกลางไม่เหมือนกัน โมเลกุลมีขั้ว เช่น CHCl 3 เป็นต้น โมเลกุลที่มีรูปร่างไม่สมมาตร ทิศทางของขั้วพันธะทุกพันธะ จะหักล้างกันไม่หมด โมเลกุลชนิดนี้จะมีขั้วแน่น ๆ ไม่ว่าปริมาณจะหักล้างกันหมด หรือไม่ก็ตาม สรุป เมื่ออะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว รูปร่างไม่สมมาตร โมเลกุลมีขั้ว เช่น H 2 O, OF 2 ,NH 3 เป็นต้น
    • แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลโคเวเลนต์ แรงนี้มีผลต่อจุดเดือดและจุดหลอมเหลวของสาร ถ้าสารมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคสูงจะมีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง และสารที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคน้อยจะมีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวต่ำ แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลโคเวเลนต์มี 2 ชนิด คือ 1 . พันธะไฮโดรเจน มีค่ามากที่สุด พบในโมเลกุลที่มีองค์ประกอบดังต่อไปนี้ - โมเลกุลที่มีไฮโดรเจนอะตอมเกาะอยู่กับธาตุที่มีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง ๆ - มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวของธาตุ F, O และ N
    • 2 . แรงแวนเดอร์วาลส์ แบ่งออกเป็น 3 ชนิด คือแรงลอนดอน แรงระหว่างโมเลกุลมีขั้ว แรงระหว่างโมเลกุลมีขั้วกับโมเลกุลไม่มีขั้ว - แรงลอนดอน พบในทุกโมเลกุลโคเวเลนต์ แรงนี้จะแปรผันตามมวลโมเลกุล มีค่าน้อยที่สุด - แรงระหว่างขั้ว เกิดกับโมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีขั้วเท่านั้น แรงนี้มีค่ามากกว่า แรงลอนดอน - แรงระหว่างโมเลกุลมีขั้วและโมเลกุลไม่มีขั้ว
    • ตาราง แสดงการเปรียบเทียบจุดเดือด ของ CH 4 , NH 3 , HF และ H 2 O จากตาราง สารทั้ง 4 ตัวจะมีแรงลอนดอนใกล้เคียงกันเพราะมีมวลโมเลกุลใกล้เคียงกัน NH 3 , HF และ H 2 O มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูงกว่า CH 4 เพราะมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลมากกว่า -182 -78 -83 0 -161 -33 19 100 ไม่มี มี มี มี ไม่มี มี มี มี มี มี มี มี 16 17 20 18 CH 4 NH 3 HF H 2 O จุดหลอมเหลว ( o C) จุดเดือด ( o C) พันธะไฮโดรเจน แรงระหว่างขั้ว แรงลอนดอน มวลโมเลกุล สาร
    • พันธะไอออนิก
    • พันธะไอออนิก คือ พันธะที่ยึดเหนี่ยวระหว่างโลหะและอโลหะเข้าด้วยกันเพื่อเกิดเป็นสารประกอบเช่น โซเดียมคลอไรด์ (NaCl) เป็นต้น สารประกอบไอออนิก มีสมบัติดังนี้ 1. เป็นแรงดึงดูดแบบไฟฟ้าสถิตระหว่างไอออนิกบวกของโลหะและไอออนลบของอโลหะที่มีความแข็งแรงสูง 2. จุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง 3. เมื่อเป็นของแข็งไม่นำไฟฟ้า นำไฟฟ้าได้เมื่อหลอมเหลวหรือเป็นสารละลาย 4. ไม่มีสูตรโมเลกุล มีแต่สูตรเอมพิริคัล 5. ส่วนใหญ่ละลายน้ำได้ ยกเว้นพวกสารประกอบคาร์บอเนต เช่น CaCO 3 พวก สารประกอบซัลเฟต บางตัว เช่น BaSO 4
    • การเกิดพันธะไอออนิก โลหะจะจ่ายอิเล็กตรอนเกิดเป็นอิออนบวก อโลหะจะรับอิเล็กตรอนเกิดเป็นอิออบลบ อิออนบวก จะดึงดูดกับ อิออนลบแล้วทำให้ประจุรวมเป็นกลางหรือเป็นศูนย์ ตัวอย่างเช่น การเกิดโซเดียมคลอไรด์ (NaCl) พลังงานของการเกิดสารประกอบไอออนิก
    • ตัวอย่างเช่น พลังงานของการเกิด NaCl ดังสมการ Na(s) + Cl 2 (g)  NaCl(s) มีการเปลี่ยนแปลงดังนี้ ดูดพลังงาน 109 ดูดพลังงาน 121 ดูดพลังงาน 494 คายพลังงาน 347 คายพลังงาน 787 พลังงานการระเหิด พลังงานสลายพันธะ พลังงานไอออไนเซชัน สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน พลังงานแลตทิช
      • Na(s) Na(g)
      • Cl 2 (g) Cl(g)
      • Na(g) Na+(g)+e-
      • Cl(g)+e- Cl-(g)
      • Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s)
      ดูดหรือคายพลังงาน (kJ/mol) ชื่อพลังงาน สมการเคมี
    • ดูดพลังงานทั้งหมด = 109 + 121 + 494 = 724 กิโลจูลต่อโมล คายพลังงานทั้งหมด = 347 + 787 = 1,134 กิโลจูลต่อโมล ดังนั้น การเกิดสารประกอบไอออนิก NaCl คายพลังงาน = 1,134 - 724 = 410 กิโลจูลต่อโมล
    • สารประกอบไอออนิก เมื่อโลหะทำปฏิกิริยากับอโลหะ ธาตุทั้งสองจะจับกันด้วยพันธะไอออนิกเกิดเป็นสารประกอบไอออนิก สูตรและการเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก สูตรของสารประกอบไอออนิก : เขียนโลหะขึ้นก่อนแล้วตามด้วยอโลหะ โดยผลรวมของประจุต้องเป็นศูนย์ เช่น K + + Cl -  KCl Al 3+ + O 2-  Al 2 O 3 การเรียกชื่อสารประกอบเรียกตามลำดับในสูตร เช่น NH 4 Cl อ่านว่า แอมโมเนียมคลอไรด์ Al 2 (SO 4 ) 3 อ่านว่า อะลูมิเนียมซัลเฟต
    • การละลายน้ำของสารประกอบไอออนิก ประกอบด้วยขั้นตอน 2 ขั้นตอน เช่น การละลายน้ำของคอปเปอร์ (II) ซัลเฟต (CuSO 4 ) ขั้นแรก : CuSO 4 จะแตกตัวเป็นไอออนบวกและไอออนลบ ดังสมการ CuSO 4 (s)  Cu 2+ (g) + SO  (g) ( ดูดพลังงาน , พลังงานแลตทิช ) ขั้นที่ 2 : ไอออนบวกและลบจะรวมตัวกับน้ำ ดังสมการ Cu 2+ (g) + SO  (g)  Cu 2+ (g) + SO (aq) ( คายพลังงาน , พลังงานไฮเดรชัน ) ถ้าดูดพลังงาน > คายพลังงาน การละลายน้ำเป็นแบบดูดพลังงาน = ผลต่างของพลังงาน ถ้าคายพลังงาน > ดูดพลังงาน การละลายน้ำเป็นแบบคายพลังงาน = ผลต่างของพลังงาน
    • สมการไอออนิก คือ สมการที่แสดงเฉพาะไอออนหรือสารที่เกี่ยวข้องในปฏิกิริยาเท่านั้น สารที่ไม่แตกตัวหรือเป็นก๊าซจะแสดงโดยสูตรของสารนั้น วิธีเขียนสมการไอออนิก เขียนได้ดังนี้ 1. จากสมการโมเลกุลปกติ ตัวที่เป็นสารละลายให้แตกเป็นไอออนบวกและไอออนลบ ตัวที่เป็น ของแข็งและก๊าซไม่ต้องแตกตัว 2. พิจารณาว่าตัวใดไม่เปลี่ยนแปลง ให้ตัดทิ้ง 3. รวมไอออนบวกและไอออนลบที่เหลือ ตัวอย่างเช่น Na 2 CO 3 (aq) + BaCl 2 (aq) NaCl(g) + BaCO 3 (s) 2Na + (aq) + CO (aq) + Ba 2+ (aq) + 2Cl - (aq) สมการไอออนิก : Ba 2+ (aq) + CO (aq) BaCO 3 (s) 2Na+(aq) + 2Cl - (aq) + BaCO 3 (s)
    • พันธะโลหะ
    • พันธะโลหะ คือ พันธะระหว่างอะตอมของโลหะโดยเกิดจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอม เคลื่อนที่ไปยังอะตอมอื่น ๆ ทั่วทั้งก้อนโลหะ เป็นพันธะที่แข็งแรงมากจึงทำให้โลหะส่วนใหญ่มีสถานะเป็นของแข็ง มีจุดหลอมเหลวสูง และการเกิดพันธะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ จึงทำให้โลหะนำไฟฟ้าและความร้อนได้ รีดเป็นแผ่นและดึงเป็นเส้นได้
    • รูปร่างโมเลกุล
    • น้อยกว่า 120 องศา NO 2 − , SO 2 , O 3 มุมงอ AX 2 E 1 120 องศา BF 3 , CO 3 2− , NO 3 − , SO 3 สามเหลี่ยมระนาบ AX 3 E 0 180 องศา BeCl 2 , HgCl 2 , CO 2 เส้นตรง AX 2 E 0 - HF , O 2 โมเลกุลอะตอมคู่ AX 1 E n มุมระหว่างพันธะ ตัวอย่าง รูปร่างทางเรขาคณิต การจัดเรียงกลุ่มอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง รูปร่างโมเลกุล ประเภทของโมเลกุล
    • มุมระหว่างพันธะ ตัวอย่าง รูปร่างทางเรขาคณิต การจัดเรียงกลุ่มอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง รูปร่างโมเลกุล ประเภทของโมเลกุล น้อยกว่า 109.5 องศา NH 3 , PCl 3 พีระมิดฐานสามเหลี่ยม AX 3 E 1 109.5 องศา CH 4 , PO 4 3− , SO 4 2− , ClO 4 − ทรงสี่หน้า AX 4 E 0 ในแนวระนาบฐานพีระมิดทำมุมกัน 120 องศา ส่วนส่วนสูงของพีระมิดทำมุม 90 องศากับระนาบ PCl 5 พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม AX 5 E 0 น้อยกว่า 109.5 องศา H 2 O , OF 2 มุมงอ AX 2 E 2
    • 90 องศา SF 6 ทรงแปดหน้า AX 6 E 0 180 องศา XeF 2 , I 3 − เส้นตรง AX 2 E 3 น้อยกว่า 90 องศา ClF 3 , BrF 3 ตัวที AX 3 E 2 ในแนวระนาบฐานพีระมิดทำมุมกันน้อยกว่า 120 องศา ส่วนส่วนสูงของพีระมิดทำมุมน้อยกว่า 90 องศากับระนาบ SF 4 ไม้กระดานหก AX 4 E 1 มุมระหว่างพันธะ ตัวอย่าง รูปร่างทางเรขาคณิต การจัดเรียงกลุ่มอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง รูปร่างโมเลกุล ประเภทของโมเลกุล
    • ในแนวระนาบฐานพีระมิดทำมุมกัน 72 องศา ส่วนส่วนสูงของพีระมิดทำมุมน้อยกว่า 90 องศากับระนาบ XeF 6 พีระมิดฐานห้าเหลี่ยม AX 6 E 1 ในแนวระนาบฐานพีระมิดทำมุมกัน 72 องศา ส่วนส่วนสูงของพีระมิดทำมุม 90 องศากับระนาบ IF 7 พีระมิดคู่ฐานห้าเหลี่ยม AX 7 E 0 90 องศา XeF 4 สี่เหลี่ยมจัตุรัส AX 4 E 2 น้อยกว่า 90 องศา ClF 5 , BrF 5 พีระมิดฐานห้าเหลี่ยม AX 5 E 1 มุมระหว่างพันธะ ตัวอย่าง รูปร่างทางเรขาคณิต การจัดเรียงกลุ่มอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง รูปร่างโมเลกุล ประเภทของโมเลกุล