Download as PDF, PPTX
More Related Content
Chap 5 chemical bonding
- 1.
- 2. อะตอมของธาตุต่าง ๆ จะรวมกันเป็นโมเลกุลของ สารประกอบได้นั้นจะต้องมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่าง อะตอมให้อยู่ด้วยกัน แรงยึดเหนี่ยวนี้เรียกว่า พันธะเคมี โมเลกุลหลาย ๆ โมเลกุลมารวมกันเป็นกลุ่มก้อน ได้นั้น จะต้องมีแรงยึดเหนี่ยวกันระหว่างแต่ละโมเลกุล แรงยึดเหนี่ยวนี้เรียกว่า แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล 5-2 ความหมายของพันธะเคมี
- 3. พันธะเคมี แบ่งออกเป็น 1. พันธะไอออนิก(ionic bond) 2. พันธะโคเวเลนต์(covalent bond) 3. พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์(coordinate covalent bond) 4. พันธะโลหะ (metallic bond) 5-3 ชนิดของพันธะเคมี
- 4. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ได้แก่ 1. พันธะไฮโดรเจน(hydrogen bond) 2. แรงแวนเดอร์วาลส์ (Van de Waals forces) 3. แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุล - ไอออน (molecule - ion attractions) 5-4 แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล
- 5. กฎออกเตต (Octet Rule) ในการเกิดสารประกอบส่วนใหญ่อะตอมของธาตุ ต่าง ๆ จะรวมกันด้วยสัดส่วนที่ทาให้อะตอมเหล่านั้นมี อิเล็กตรอนวงนอกสุดครบแปด ซึ่งเหมือนกับโครงสร้าง อะตอมของแก๊สเฉื่อย ทาให้มีความเสถียรเป็นพิเศษ กฎออกเตต เป็นกฎทั่ว ๆ ไป สารประกอบบางตัว อาจเสถียรโดยไม่เป็นไปตามกฎนี้ 5-5
- 6. เกิดจากการที่อะตอมหนึ่งให้อิเล็กตรอนจากระดับ พลังงานนอกสุดไปกลายเป็ น ไอออนบวก(cation) อะตอมหนึ่งรับอิเล็กตรอนมากลายเป็นไอออนลบ (anion)ไอออนบวกและไอออนลบจะดึงดูดกันด้วยแรง ไฟฟ้าสถิต แรงนี้เรียกว่า พันธะไอออนิก 5-6 พันธะไอออนิก (Ionic Bond)
- 7. 7 ไอออนบวก : อะตอมสูญเสียe- 11 23 Na -1e- Na+ จานวน p > e- 1 อนุภาค : การจัดเรียง e- : 2 8 Mg(2 8 2) -2e- Mg2+(2 8) จานวน p > e- : การจัดเรียง e- : 2 8 1 5-7
- 8. 8 ไอออนลบ : อะตอมรับe- เพิ่ม 1735Cl ( 2 8 7) +1e- Cl- (2 8 8) จานวน e- > p 1 อนุภาค 816O (2 6) +2e- O2- (2 8) จานวน e- > p 5-8
- 9.
- 10. อะตอมที่มีอิเล็กตรอนวงนอกอยู่น้อยมีแนวโน้มจะให้ อิเล็กตรอนเกิดไอออนบวกได้ง่ายได้แก่ อะตอมโลหะ อะตอมที่ มีอิเล็กตรอนวงนอกอยู่มากได้แก่อะตอมของอโลหะ มีแนวโน้ม ที่จะรับอิเล็กตรอนจากโลหะเกิดไอออนลบ โลหะ: ชอบให้อิเล็กตรอน ไอออนบวก ยึดกันด้วย พันธะ อโลหะ: ชอบรับอิเล็กตรอน ไอออนลบ ไอออนิก 5-10 สารประกอบที่ประกอบด้วยพันธะไอออนิก เรียกว่า สารประกอบไอออนิก (ionic compound)
- 11. 1. สารประกอบไอออนิก :เป็นของแข็งที่เป็นผลึก 2. จุดหลอมเหลวสูง CCZr COMg CClNa o44 o22 o 3500=mp. 2640=mp. 801=mp. ขึ้นกับแรงยึดเหนี่ยว ระหว่างประจุและขนาด ของไอออนหรือระยะห่าง ระหว่างไอออน มาก สมบัติทั่วไป 5-11 สารประกอบไอออนิก (Ionic compound)
- 12. 3. โครงผลึกเป็นกลางทางไฟฟ้ าเพราะเป็นการ จัดเรียงของไอออนบวกและลบซึ่งล้อมรอบ ซึ่งกันและกันอย่างสมมาตรในโครงผลึก 3 มิติ จึง เป็นพันธะที่ไม่มีทิศทาง เรียกโครงสร้างแบบ rock salt (NaCl-st) 6 : 6 จานวน Cl- ที่ล้อมรอบ Na+ “ด้วยระยะทางที่เท่ากันและใกล้ที่สุด” จานวน Na+ ที่ล้อมรอบ Cl- Na+ Cl- Na+ Cl- Cl- Na+ Cl- Na+ Na+ Cl- Na+ Cl- Na+Cl--st. ต.ย. 5-12
- 13. Cs+Cl- -st. ล้อมรอบซึ่งกันและกัน= 8 : 8 เป็นต้น : สารประกอบไอออนิกจะมีโครงสร้างแบบใด ขึ้นกับอัตราส่วนรัศมีระหว่างไอออนบวกและไอออนลบ 5. ไม่นาไฟฟ้ า ยกเว้น เมื่อหลอมเหลว/ ละลายน้า เพราะ……….……..................................................................... 6. แข็งแต่เปราะ เพราะ…………............................................ ………………………………………………………………. d - H Hd + NaCl Na+ (aq)+ Cl- (aq) H2O d + 4. ส่วนใหญ่ละลายน้าได้ เมื่อมีแรงมากระทบ ทาให้ระนาบใดระนาบหนึ่ง ของผลึกเลื่อนไป เป็นผลทาให้ประจุชนิดเดียวกันอยู่ใกล้กัน ทาให้เกิดแรงผลัก ระหว่างระนาบสูง ---> เปราะ ไอออนบวกและลบในสภาวะของแย็ง ไม่สามารถเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระ 5-13
- 14.
- 15. : เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมของอโลหะ เป็นการใช้ e-ร่วมกันระหว่างอโลหะ 2 อะตอม เพื่อให้วงนอกสุดครบ 8 (หรือครบ 2 กรณี H) Cl2 Cl + Cl Cl - Cl O2 O + O O = O HCl H + Cl H - Cl S + S + S -S-S-S- long chains H2 H + H H - H -dd + 5-15 พันธะโคเวเลนต์ (Covalent Bond)
- 16. : โครงสร้างของธาตุที่อะตอมยึดกันด้วยพันธะ โคเวเลนต์ จะเป็นไปตามกฎ8-N Rule 8-N คือจานวนอะตอมใกล้ที่สุดของแต่ละ อะตอมโดย N = จานวน e- วงนอกสุด ธาตุ N 8-N โครงสร้าง Cl 7 1 โมเลกุลอะตอมคู่, Cl2 S,Se,Te 6 2 โซ่ยาว, long chain As, Sb, Bi 5 3 แผ่น, sheets of atoms C 4 4 โครงร่างตาข่าย 3 มิติ, net work 5-16
- 17. ธาตุที่มี N <4 ไม่สามารถเกิดพันธะ โคเวเลนต์ได้ สรุป เฉพาะ C เท่านั้น (เพชร, mp = 3500oC) ที่ให้โครงสร้าง 3 มิติโดยทุกพันธะเป็นโคเวเลนต์ ซึ่งจัด เป็น พวกโครงร่างตาข่าย ดังนั้นพันธะ โคเวนเลนต์ : เป็นพันธะที่แข็งแรงมาก ถ้าเกิดทุกทิศทางใน 3 มิติ 5-17
- 18. พันธะโคเวเลนต์แบบมีขั้ว พันธะที่เกิดจากอะตอมที่มี ค่า electronegativity(EN) ต่างกัน หมอกอิเล็กตรอน จะหนาแน่นบริเวณใกล้อะตอมหนึ่งมากกว่าอีกอะตอม หนึ่ง ทาให้อะตอมหนึ่งมีประจุค่อนข้างไปทางลบ เล็กน้อย อีกอะตอมหนึ่งมีประจุค่อนข้างไปทางบวก เล็กน้อย พันธะแบบนี้เรียกว่าพันธะโคเวเลนต์แบบมี ขั้ว (polar covalent bond หรือ polar bond) เช่น HCl 5-18 พันธะโคเวเลนต์แบบมีขั้วและแบบไม่มีขั้ว
- 19. พันธะโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้ว (non -polar covalent bond) เกิดจากธาตุที่มีค่า EN เท่ากัน เช่น H2, N2, O2 5-19 พันธะโคเวเลนต์แบบมีขั้วและแบบไม่มีขั้ว
- 20. โมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีพันธะโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้ว โมเลกุลจะไม่มีขั้ว โมเลกุลโคเวเลนต์ชนิดสองอะตอมที่มีพันธะโคเวเลนต์ แบบมีขั้ว โมเลกุลจะมีขั้วด้วย เช่นHCl, HF, HBr โมเลกุลโคเวเลนต์ชนิดมากกว่าสองอะตอมที่มีพันธะ โคเวเลนต์แบบมีขั้ว โมเลกุลอาจจะมีขั้วหรือไม่มีขั้วก็ได้ แล้วแต่รูปร่างของโมเลกุล 5-20 สภาพขั้วของโมเลกุลโคเวเลนต์
- 21. สภาพขั้วของโมเลกุลขึ้นอยู่กับผลรวมเวกเตอร์ทาง คณิตศาสตร์ของทุกพันธะในโมเลกุล ถ้าผลรวม เวกเตอร์หักล้างกันหมด (ผลรวมเวกเตอร์เท่ากันศูนย์) แสดงว่าเป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว เช่น CO2 ถ้าผลรวมเวกเตอร์หักล้างกันไม่หมด (ผลรวมเวกเตอร์ ไม่เท่ากับศูนย์) แสดงว่าโมเลกุลมีขั้ว เช่น H2O, NH3 5-21 สภาพขั้วของโมเลกุลโคเวเลนต์
- 22. พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ (Coordinate Covalent Bond) พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์คือ พันธะโคเวเลนต์ที่ อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันเพื่อเกิดพันธะมาจากอะตอมใด อะตอมหนึ่งเพียงอะตอมเดียว มักใช้ แทน เช่น NH3 + H+ ได้ NH4 + 5-22
- 23. พันธะโลหะ (Metallic Bond) 1.free - electron theory (e- sea model) 2. ทฤษฎีแถบพลังงาน (bond theory) : เป็นทฤษฏีที่อธิบายพันธะเคมีและสมบัติต่าง ๆ ของโลหะได้ดี โลหะ : เป็นผลึก (Metallic crystal) อนุภาคของโลหะจัดเรียงตัวเป็นระเบียบและยึดกัน ด้วยพันธะโลหะ พันธะโลหะ : เป็นแรงดึงดูดระหว่าง ไอออนบวก ของโลหะกับทะเล e- ซึ่งมีประจุลบ e- เหล่านี้ ถูกดึง (ionized) ออกมาจากแต่ละอะตอมของโลหะ 5-23
- 24. : เป็นแรงยึดเหนี่ยวที่แข็งแรง &ไม่มีทิศทาง ฉะนั้นพวกโลหะจึงแข็ง มี mp & bp สูง (โดยทั่วไปสูงกว่า สารประกอบไอออนิก) : e- เหล่านี้เคลื่อนที่อย่างอิสระตลอดเวลาเรียก ทะเล e- : พันธะไม่ได้อยู่ที่อะตอมคู่ใดคู่หนึ่ง เป็นแรงดึงดูด ที่เกิดขึ้นทั้งหมดไปทั้งโครงผลึก ซึ่งต่างจากพันธะ โคเวเลนต์ 5-24
- 25. + + + ++ + + + + + + + + + + ++ + + + + + + + + + + + : แรงนี้จะมากหรือน้อยขึ้นกับปริมาณ e- ในโครงผลึก ขนาดของประจุบวกและขนาดของอะตอม ฉะนั้น โลหะแทรนซิชัน เช่น Fe จึงแข็งกว่าโลหะ หมู่ 1, 2 และโลหะหมู่ 2 (เช่น Be, Mg) จะแข็งกว่า โลหะหมู่ 1 (เช่น Na, Li) 5-25
- 26. ทฤษฏีนี้ สามารถอธิบายสมบัติต่างๆ ของโลหะ ได้ดังนี้ 1.นาความร้อนได้ดี เพราะจากการสั่นอย่างต่อเนื่อง ระหว่าง e- ที่อยู่ถัดกัน ทาให้พลังงานความร้อน กระจายผ่านโครงผลึกอย่างรวดเร็ว 2. นาไฟฟ้ าได้ดี เพราะ…….……….......................................ทะเล e- (ซึ่งเป็นอนุภาคที่มีประจุ) เคลื่อนที่ตลอดเวลา 5-26
- 27. 3. มันวาว (highreflectivity) เพราะ e- ดูดกลืน พลังงานแสงทาให้ e- เหล่านี้ถูกกระตุ้นไปอยู่ ระดับพลังงานสูงขึ้นซึ่งไม่เสถียร จึงกลับลงมา ที่สภาวะเดิมพร้อมกับคายพลังงานออกมา จึงเห็นแสงสะท้อนจากผิวโลหะตลอดเวลา 4. มีความแข็งแกร่ง แต่ไม่เปราะและดึง ยืดเป็น แผ่นบาง ๆ ได้ เพราะ………………...................................ถึงแม้ระนาบของผลึกเลื่อนไป เนื่องจากแรงกระทบ ก็ไม่มีผลต่อแรงยึดเหนี่ยวเนื่องจาก ทะเล e- เคลื่อนที่ไปได้ทุก ๆ ระนาบที่เลื่อนไป 5-27
- 28. Na+ Na+ Na+ e-e- e- Na+ Na+ Na+ e- e- e- Na+ Na+ Na+ e- e- e- แม้ระนาบของ อะตอมเลื่อนไป ก็ไม่มีผลต่อ แรงยึดเหนี่ยว 5. ระหว่างโลหะต่างชนิดกัน เกิดโลหะผสม (alloys) ได้ แต่ขนาดของโลหะต้องไม่ต่างกันมาก เนื่องจาก e- เคลื่อนที่เป็นอิสระไม่ได้ถูกยึดไว้เหมือนพันธะไอออนิก หรือโคเวเลนต์ 5-28
- 29. 2. ทฤษฎีแถบพลังงาน (Bandtheory) : ทฤษฎีนี้ อาศัยพื้นฐานของทฤษฎีโมเลกุลาร์ออร์บิทัล คือ ถ้ามี 2 อะตอมมิกออร์บิทัลรวมกันก็จะได้สองโมเลกุลาร์ ออร์บิทัล โดยออร์บิทัลหนึ่งมีพลังงานสูงเป็ นแบบ ต้านพันธะ (AMO) อีกอันหนึ่งมีพลังงานต่าเป็นแบบ มีพันธะ (BMO) แต่ละโมเลกุลาร์ออร์บิทัลสามารถ บรรจุอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 อิเล็กตรอนโดยมีสปิ น ตรงข้ามกัน 5-29
- 30. เมื่อมีอะตอมมากขึ้นและจานวน MO มากขึ้นระดับพลังงานของ MO จะต่างกันน้อยลง ระดับพลังงานที่ใกล้ชิดกันมากนี้จะดูเสมือน เป็นแถบต่อเนื่องกัน จึงเรียกว่าแถบพลังงาน (energy band) กรณี ของ Li แถบพลังงานได้มาจาก 2s orbital จะเรียกว่าแถบ 2s ตัวอย่าง การบรรจุอิเล็กตรอนของโลหะลิเทียม 5-30
- 31. 31 แถบอนุญาต (allowed band)และช่องต้องห้าม (forbidden gap) 5-31
- 32. ทฤษฎีที่ใช้อธิบายพันธะโคเวเลนต์ ทฤษฎีที่อธิบายการเกิดพันธะโคเวเลนต์ แบ่งออกเป็นสอง ทฤษฎี คือ 1.ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ (Valence Bond Theory, VB ) 2. ทฤษฎีโมเลกุลาร์ออร์บิทัล (Molecular Orbital Theory, MO) 5-32
- 33. 33 ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์เป็นทฤษฎีที่ใช้อธิบายการเกิดพันธะด้วย การซ้อนเหลื่อมกันของออร์บิทัลอะตอม โดยทั่วไปแล้วถ้า อิเล็กตรอนมีสปินเหมือนกันเมื่อเข้าใกล้กันจะมีการผลักกันเกิดขึ้น ทาให้พลังงานเพิ่มขึ้น ถ้าอิเล็กตรอนมีสปินตรงกันข้ามเมื่อเข้าใกล้ กันจะมีการดึงดูดกันเกิดขึ้น ทาให้พลังงานลดลง 5-33 ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ (Valence Bond Theory)
- 34. ในกรณีของอะตอมสองอะตอมที่อิเล็กตรอนมีสปินตรงกันข้าม จะเห็นว่า อะตอมสามารถซ้อนเหลื่อมกันได้ในระดับหนึ่งเท่านั้น ถ้ามี การซ้อนเหลื่อมกันมากกว่านี้พลังงานของโมเลกุลจะเพิ่มขึ้นอย่าง รวดเร็ว ทาให้โมเลกุลที่เกิดขึ้นไม่เสถียร ro คือ ตาแหน่งที่อะตอม ทั้งสองเกิดการซ้อนเหลื่อมกัน แล้วทาให้โมเลกุลที่ได้มีพลังงาน ต่าสุด การซ้อนเหลื่อมของออร์บิทัลจะสอดคล้องกับความแข็งแรงของ พันธะ คือ ถ้ามีอิเล็กตรอนหนาแน่นมากในตาแหน่งที่ซ้อนเหลื่อม (ระหว่างนิวเคลียสของสองอะตอม) พันธะที่เกิดขึ้นก็จะมีความแข็งแรง 5-34
- 35. ข้อดีของทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ คือ ใช้อธิบายการเกิดพันธะเมื่อทราบ รูปร่างโมเลกุลและยังสามารถอธิบายได้ว่าทาไมพันธะเดี่ยวมีความยาว พันธะมากกว่าพันธะคู่ และพันธะคู่มีความยาวพันธะมากกว่าพันธะ สาม รวมถึงอธิบายลาดับความแข็งแรงของพันธะได้อีกด้วย ลาดับความแข็งแรงของพันธะ พันธะสาม > พันธะคู่ > พันธะเดี่ยว ความยาวพันธะ พันธะสาม < พันธะคู่ < พันธะเดี่ยว 5-35
- 36. พันธะเดี่ยวเกิดจากพันธะซิกมา 1 พันธะพันธะคู่เกิดจาก พันธะซิกมา 1 พันธะ และพันธะไพ 1 พันธะ พันธะสามเกิดจาก พันธะซิกมา 1 พันธะ และพันธะไพ 2 พันธะ จะเห็นว่าพันธะคู่ และพันธะสามมีการสร้างพันธะทั้งพันธะซิกมาและไพ จึง แข็งแรงกว่าพันธะเดี่ยว อย่างไรก็ตามพันธะสามมีการสร้าง พันธะซิกมาเท่ากับพันธะคู่แต่มีพันธะไพมากกว่า ดังนั้น จึงแข็งแรงกว่า 5-36
- 37. ในแง่ของความยาวพันธะ จะเห็นว่าพันธะคู่และพันธะสาม สั้นกว่าพันธะเดี่ยว เนื่องจากมีการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้าง เพื่อให้เกิดพันธะไพดังนั้นอะตอมจึงต้องอยู่ชิดกันเพื่อให้ สามารถซ้อนเหลื่อมกันได้ตามแนวข้าง ในขณะที่พันธะเดี่ยวไม่ มีการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้าง อย่างไรก็ดีพันธะสามสั้นกว่า พันธะคู่เนื่องจากมีการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้างถึงสองแกน ในขณะที่พันธะคู่มีการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้างเพียงแกนเดียว 5-37
- 38. 5-38 เช่น F2 (1s22s2 2p5) แผนผังแสดงอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในการสร้างพันธะ เป็นดังนี้ รูปการซ้อนเหลื่อมของ 2pz ออร์บิทัล แสดงได้ดังนี้
- 39. ไฮบริไดเซชัน (Hybridization) ไฮบริไดเซซัน คือปรากฎการณ์ที่ออร์บิทัลในอะตอม เดียวกัน ที่มีระดับพลังงานใกล้เคียงกันเกิดการรวมกันเกิด เป็นไฮบริดออร์บิทัล (hybrid orbital) ซึ่งแต่ละไฮบริด- ออร์บิทัลจะครอบครองพื้นที่เท่ากัน และอยู่ห่างกันมาก ที่สุดเพื่อทาให้พลังงานรวมของออร์บิทัลมีพลังงานน้อย ที่สุด ผลที่เกิดขึ้นก็คือ เกิดไฮบริดออร์บิทัลมีรูปร่างต่าง ๆ กันไป และพลังงานรวมของไฮบริดออร์บิทัลน้อยกว่า ผลรวมพลังงานทั้งหมดของออร์บิทัลอะตอมก่อนการเกิด ไฮบริไดเซซัน 5-39
- 40. เช่น C6 2p 2s พบว่าอะตอมคาร์บอนมี e- เดี่ยวใน2p ออร์บิทัล 2 ตัว ดังนั้นควร เกิดพันธะโคเวเลนต์กับอะตอมอื่นได้เพียง 2 พันธะเท่านั้น แต่ความจริง แล้วคาร์บอนสามารถเกิดได้ 4 พันธะ โดยพิจารณาจากการผสมกันของ s และ p ออร์บิทัลเข้าด้วยกัน เรียก ไฮบริดออร์บิทัล ไฮบริดออร์บิทัล จะมีลักษณะ สมบัติ และระดับพลังงานเท่ากัน ทุกประการ 5-40
- 41. 41 C6 2p 2s sp3 ไฮบริไดเซชัน ระดับพลังงานของออร์บิทัลในสภาวะพื้น (s2p2) ระดับพลังงานของsp3 ไฮบริดออร์บิทัล คาร์บอน เกิดการรวมกันของ s ออร์บิทัล 1 ออร์บิทัล และ p ออร์บิทัล 3 ออร์บิทัล เกิดเป็น sp3 ไฮบริไดเซชัน 5-41
- 42. ประเภทของไฮบริดออร์บิทัล 1. sp -ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s และ p ออร์บิทัลอย่างละหนึ่งออร์บิทัล ได้ไฮบริดออร์บิทัลป็นเส้นตรง ดังรูป 5-42
- 43. ตัวอย่างของ sp -ไฮบริดออร์บิทัล เช่น BeCl2, C2H2 BeCl2 จากแผนผังจะเห็นว่า Be ไม่มีอิเล็กตรอนเดี่ยวที่สามารถนาไปใช้ในการ สร้างพันธะร่วมกับอะตอมของ Cl ได้เลย ดังนั้น จึงเกิดไฮบริไดเซซันเกิด เป็นไฮบริดออร์บิทัลใหม่ที่มีอิเล็กตรอนเดี่ยวสองตัว ดังนั้นสองอะตอม ของ Cl จึงสามารถ เข้ามาสร้างพันธะเป็นโมเลกุล BeCl2 ดังรูป 5-43
- 44.
- 45. C2H2 ; จะเห็นว่าเกิดไฮบริไดเซซันระหว่าง2s กับ 2p ออร์บิทัล หนึ่งได้เป็น sp - ไฮบริดออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนเดี่ยวสองตัว ตัวหนึ่งเกิดพันธะซิกมากับ H และอีกตัวเกิดพันธะซิกมากับ คาร์บอนอีกตัว ส่วน p - ออร์บิทัลเกิดพันธะไพกับคาร์บอน อะตอมอีกตัวได้เป็นโมเลกุลเส้นตรงดังรูป 5-45
- 46. 2. sp2-ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่างs 1ออร์บิทัล และ p 2 ออร์บิทัล ได้ไฮบริดออร์บิทัลป็นสามเหลี่ยมแบนราบ ดังรูป 5-46
- 47. ตัวอย่างของ sp2 -ไฮบริดออร์บิทัล เช่น C2H4, BF3 BF3 อะตอมของ B เกิดการไฮบริไดเซซันระหว่าง s 1ออร์บิทัลและ p 2 ออร์บิทัล ได้sp2-ไฮบริดออร์บิทัล ที่มีอิเล็กตรอนเดี่ยวสามตัว ดังนั้นจึงสามารถสร้าง พันธะกับ F ทั้งสามอะตอมได้ดังรูป 5-47
- 48. C2H4 C2H4 ; จะเห็นว่าเกิดไฮบริไดเซซันระหว่าง2s กับ p สองออร์บิทัลได้เป็น sp2- ไฮบริดออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนเดี่ยวสามตัว โดยสองตัวเกิดพันธะซิกมา กับ H และอีกตัวเกิดพันธะซิกมากับคาร์บอนอีกตัว ส่วน p - ออร์บิทัลเกิด พันธะไพกับคาร์บอนอะตอมอีกตัวได้เป็นโมเลกุลดังรูป 5-48
- 49. 3. sp3 -ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s 1 ออร์บิทัล และ p 3 ออร์บิทัลได้ไฮบริดออร์บิทัลป็นรูปทรงสี่หน้าดังรูป 5-49
- 50. 5-50 ตัวอย่างของ sp3 -ไฮบริดออร์บิทัลเช่น CH4 2s กับ 2p ในอะตอมของ C เกิดการไฮบริไดเซชันได้ sp3 -ไฮบริดออร์บิทัล ที่มีอิเล็กตรอนสี่ตัว ดังนั้นจึงสามารถสร้างพันธะกับ H ทั้งสี่อะตอมได้เป็น โมเลกุลดังรูป
- 51. 4. sp3d -ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s ออร์บิทัล 1 ออร์บิทัล, d ออร์บิทัล 1 ออร์บิทัลและ p ออร์บิทัล 3 ออร์บิทัล ได้ไฮบริดออร์บิทัลป็นรูปคู่พีระมิดร่วมฐานสามเหลี่ยม (trigonal bipyramid) ดังรูป 5-51
- 52. 5-52 ตัวอย่างของ sp3d -ไฮบริดออร์บิทัล เช่น PCl5 3s, 3p และ 3d ในอะตอมของ P เกิดการไฮบริไดเซชันได้ sp3d - ไฮบริด- ออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนเดี่ยวห้าตัว ดังนั้นจึงสามารถสร้างพันธะกับ Cl ทั้ง ห้าอะตอมได้เป็นโมเลกุล ดังรูป
- 53. 5. sp3d2 -ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s ออร์บิทัล 1 ออร์บิทัล, d ออร์บิทัล 2 ออร์บิทัลและ p ออร์บิทัล 3 ออร์บิทัล ได้ไฮบริดออร์บิทัลเป็นรูปทรงแปดหน้า (octahedral) ดังรูป 5-53
- 54. ตัวอย่างของ sp3d2 -ไฮบริดออร์บิทัล เช่น SF6 5-54 3s, 3p และ 3d ในอะตอมของ S เกิดการไฮบริไดเซชันได้ sp3d2 - ไฮบริด- ออร์บิทัล ที่มีอิเล็กตรอนเดี่ยวหกตัว ดังนั้นจึงสามารถสร้างพันธะกับ F ทั้งหกอะตอมได้เป็นโมเลกุล ดังรูป
- 55. ทฤษฏีโมเลกุลาร์ออร์บิทัล 1. อะตอมมิกออร์บิทัล คือบริเวณรอบ ๆนิวเคลียสที่มีโอกาสพบอิเล็กตรอนมาก ที่สุด ซึ่งอิเล็กตรอนเหล่านั้นถูกแบ่งโดยระดับชั้นพลังงาน ระดับพลังงานหลัก, n 1 2 3 4 จานวน e- สูงสุด, 2n2 2 8 18 32 ระดับพลังงานย่อย 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f จานวน e- สูงสุดต่อระดับ พลังงานย่อย 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 การเติมในออร์บิทัล 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 ออร์บิทัลต่อระดับพลังงานย่อย 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 5-55
- 56. 56 ตัวอย่าง รูปร่างของอะตอมมิกออร์บิทัลแบบ sและ แบบ p s orbital p orbital 5-56
- 57. 2. โมเลกุลาร์ออร์บิทัล การซ้อนเหลื่อมกันของออร์บิทัลอะตอม ทาให้เกิดออร์บิทัล โมเลกุลซึ่งแบ่งได้เป็น2 แบบ คือ 1. ออร์บิทัลโมเลกุลแบบสร้างพันธะ (bonding molecular orbital ; BMO) การเกิดออร์บิทัลโมเลกุลแบบนี้จะทาให้ อิเล็กตรอนมีพลังงานลดลง นั่นคือมีความเสถียรมากขึ้น 2. ออร์บิทัลโมเลกุลแบบต้านพันธะ (anti - bonding molecular orbital ; AMO) การเกิดออร์บิทัลโมเลกุลแบบนี้จะทาให้ อะตอมที่ได้มีพลังงานเพิ่มขึ้น นั่นคือมีความเสถียรน้อยลง 5-57
- 58. 5-58 อันตรกิริยาของออร์บิทัลอะตอมที่ทาให้เกิด BMO และAMO แสดงได้ดังรูป ออร์บิทัล - s (s - orbital) ออร์บิทัล - p (p - orbital)
- 59.
- 60. จากรูปแสดงการเกิดออร์บิทัลโมเลกุลจากการซ้อนเหลื่อมกันของออร์บิทัล - p ก.ออร์บิทัล-pทั้งสองเกิดการซ้อนเหลื่อมตามแนวปลายเกิดเป็นพันธะซิกมา ( σ-bond) ข.ออร์บิทัล-p ทั้งสองเกิดการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้างเกิดเป็นพันธะไพ (p-bond) จากรูปจะเห็นว่าออร์บิทัลโมเลกุลแบบสร้างพันธะจะมีพลังงานต่ากว่าแบบ ต้านพันธะเสมอ (* หมายถึงต้านพันธะ) BMO และ AMO ที่ได้จากการรวมกันของออร์บิทัล-s จะแทนด้วยสัญลักษณ์ σs และ σ*s ตามลาดับ BMO และ AMO ที่ได้จากการรวมกันของออร์บิทัล-p จะแทนด้วยสัญลักษณ์ σz, σ*z, px, p*x , py , p*y เมื่อ pz เกิดการซ้อนเหลื่อมตามแนวปลาย px, py เกิดการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้าง 5-60
- 61. โดยทั่วไปแล้วระดับพลังงานของออร์บิทัลโมเลกุลมีลาดับดังนี้ σ1s < σ*1s< σ2s < σ*2s < py, px < σz < p*y , p*x < σ*z ยกเว้น O2 และ F2 ที่ 2σz < 2pPx < 2pPy ซึ่งสามารถแสดงเป็น แผนผังได้ดังนี้ 5-61
- 62. AO = ออร์บิทัลอะตอม MO= ออร์บิทัลโมเลกุล แผนผังดังกล่าวใช้ได้กับกรณีของอะตอมคู่ธาตุเดี่ยว (homonucleardiatomic molecule)เท่านั้น 5-62 ก. กรณีของอะตอมคู่ธาตุเดี่ยว (homonuclear diatomic molecule) สาหรับโมเลกุลทั่วไป สาหรับโมเลกุลของ O2, F2
- 63. การบรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัล 1. ให้นาเวเลนซ์อิเล็กตรอนของแต่ละอะตอมมารวมกันโดยไม่สนใจว่า มาจากอะตอมใด 2. จากนั้นให้บรรจุเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดลงในออร์บิทัลโมเลกุล โดยให้เริ่มบรรจุในออร์บิทัลมีพลังงานต่าก่อนโดยยึดหลักที่ว่า 2.1 หนึ่งออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 ตัว 2.2 อิเล็กตรอนสองตัวในออร์บิทัลเดียวกันต้องมีสปินที่ตรงกันข้าม 3. ถ้ามีสองออร์บิทัลมีพลังงานเท่ากันเช่น px และ py ให้บรรจุ อิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลใดก่อนก็ได้โดยบรรจุตามกฏของฮุนด์ จากนั้น ถ้ามีอิเล็กตรอนเหลือก็ให้บรรจุในออร์บิทัลใดก่อนก็ได้โดยมี สปินตรงข้ามกับอิเล็กตรอนตัวเดิม 5-63
- 64. H มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 1ตัว ดังนั้น 2H จึงมีอิเล็กตรอน 2 ตัว จากแผนผังจะเห็นว่า อิเล็กตรอนทั้งสองถูกบรรจุลงในออร์บิทัลโมเลกุลมีพลังงานต่าสุด นั่นคือ ออร์บิทัลซิกมา (เกิดพันธะซิกมา) หลังจากที่อิเล็กตรอนทั้งสองมารวมอยู่ ในออร์บิทัลโมเลกุลเกิดเป็น H2 จะเห็นว่ามีพลังงานต่ากว่าที่เป็น H อะตอม 5-64 ตัวอย่างการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุล
- 65. อันดับพันธะ อันดับพันธะ หมายถึง จานวนคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันระหว่างอะตอม คานวณได้จากอันดับพันธะ= 1/2 (จานวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลแบบ สร้างพันธะ - จานวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลแบบต้านพันธะ) อันดับพันธะไม่จาเป็นต้องเป็นเลขจานวนเต็ม ยิ่งอันดับพันธะมีค่ามาก โมเลกุลนั้นยิ่งเสถียรแต่ถ้าอันดับพันธะมีค่าเท่ากับศูนย์โมเลกุลนั้น ไม่เสถียรหรือไม่สามารถเกิดได้จริง เช่น H2 มีอันดับพันธะ = 1/2(2-0) = 1 5-65
- 66. สมบัติทางแม่เหล็กไฟฟ้ า พาราแมกเนติก (paramagnetic)มีสมบัติเบี่ยงเบนใน สนามไฟฟ้า เกิดขึ้นได้ถ้าในออร์บิทัลโมเลกุลมีอิเล็กตรอน ที่ไม่เข้าคู่ ไดอะแมกเนติก (diamagnetic) ไม่เบี่ยงเบนในสนามไฟฟ้า เกิดขึ้นในออร์บิทัลโมเลกุลมีอิเล็กตรอนเข้าคู่ออร์บิทัล 5-66
- 67.
- 68.
- 69. ข. ออร์บิทัลโมเลกุลของธาตุต่างชนิดกัน (heteronucleardiatomic molecule) โดยทั่วไปแล้วออร์บิทัลอะตอมของอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี ต่ากว่ามักจะมีค่าพลังงานสูงกว่า ตัวอย่างออร์บิทัลโมเลกุลของธาตุ ต่างชนิดกัน เช่น HF HF : H มี 1 เวเลนซ์อิเล็กตรอน และ F มี 7 เวเลนซ์อิเล็กตรอน จะเห็นว่าอิเล็กตรอนทั้ง 8 ตัวบรรจุอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุลทั้งหมด 4 ออร์บิทัล โดยออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานสูงสุดที่มีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ เป็นชนิดไพออร์บิทัล ซึ่งอิเล็กตรอนในไพออร์บิทัลจะไม่มีส่วน เกี่ยวข้องกับ H อะตอม เรียกออร์บิทัลเหล่านี้ว่า non - bonding orbital ซึ่งแสดงได้ดังรูป 5-69
- 70.
- 71. Valence Shell ElectronPair Repulsion Theory (VSEPR Theory) เป็นทฤษฎีที่ใช้ทานายรูปทรงเรขาคณิตของโมเลกุลและของ ไอออน มีใจความว่า “รูปร่างโมเลกุลหรือไอออนของ สารประกอบโคเวเลนต์จะเป็นอย่างไรนั้น ขึ้นอยู่กับแรงผลัก ระหว่างคู่อิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุดของอะตอมที่ อยู่กลาง โดยอิเล็กตรอนคู่ที่อยู่ล้อมรอบจะจัดเรียงตัวให้อยู่ ห่างกันมากที่สุดเพื่อให้เกิดแรงผลักน้อยที่สุด” ตามทฤษฎีนี้ สามารถเขียนเป็นสูตรทั่วไปสาหรับโมเลกุลได้ดังนี้ 5-71
- 72. AXmEn เมื่อ A =อะตอมกลาง X = อะตอมหรือหมู่อะตอมที่ยึดอยู่กับ A โดยใช้พันธะโคเวเลนต์ E = สัญลักษณ์แทนคู่อิเล็กตรอนที่ไม่ใช้สร้างพันธะ m = จานวนคู่อิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะ n = จานวนคู่อิเล็กตรอนที่ไม่ใช้สร้างพันธะ 5-72
- 73. เช่น จงเขียนสูตรโมเลกุลแบบ AXmEnของ SF4 และ ICl4 - SF4 ICl4 - จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมกลาง 6 7 จานวนอิเล็กตรอนที่เข้าร่วมในการสร้างพันธะ 4 4 จานวนอิเล็กตรอนจากประจุ - 1 รวม 10(5) 12(6) คู่อิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะ 4 4 คู่อิเล็กตรอนที่ไม่ใช้สร้างพันธะ 1 2 สูตรโมเลกุลแบบ AXmEn AX4E1 AX4E2 F SF4 S .. F F F ICl4 - ICl Cl ClCl .. .. 5-73
- 74. สรุปใจความสาคัญของทฤษฎี VSEPR 1. รูปร่างของโมเลกุลหรือไอออนที่ยึดกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ขึ้นกับ ค่าm และ n ทั้งหมดที่มีอยู่ในวงเวเลนซ์ คู่อิเล็กตรอนเหล่านี้จะมีการ จัดเรียงตัวให้อยู่ห่างกันมากที่สุด เพื่อให้เกิดแรงผลักกันน้อยที่สุด 2. การผลักกันของคู่อิเล็กตรอนจะลดลงตามลาดับดังนี้ คู่โดดเดี่ยว-คู่โดดเดี่ยว > คู่โดดเดี่ยว-คู่สร้างพันธะ > คู่สร้างพันธะ-คู่สร้างพันธะ 3. สาหรับ multiple bond ให้ถือว่ามีอิเล็กตรอนที่ร่วมสร้างพันธะอยู่เพียง กลุ่มเดียว 4. การผลักของอิเล็กตรอนต่าง ๆ ต่ออิเล็กตรอนอื่น ๆ คู่โดดเดี่ยว > พหุพันธะ >คู่สร้างพันธะ> อิเล็กตรอนเดี่ยว 5-74
- 75. รูปร่างโมเลกุลและไอออนที่ไม่มีและมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1. AX2 (linear): BeCl2 โมเลกุลที่อะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว Cl Be Cl อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะทั้ง 2 คู่อยู่ที่ปลายด้านตรงข้ามของ แนวเส้นตรงเดียวกัน เพื่อจะได้อยู่ห่างกันมากที่สุด 180o 5-75
- 76. 3. AX4 (tetrahedral): CH4 มีโครงสร้างเป็นรูปทรงเหลี่ยม 4 หน้า C H HH H 109.5o 2. AX3 (triangular planar) : BF3 B F FF 120o มีโครงสร้างเป็นรูปสามเหลี่ยมด้านเท่าแบนราบ อะตอมทั้งสี่อยู่บน ระนาบเดียวกัน 5-76
- 77. 5. AX6 (octahedral): SF6 มุมพันธะมีค่าเท่ากับ 90o ทุกพันธะบนทรงแปดหน้าถือว่าเหมือนกัน เรา จึงไม่สามารถใช้คาว่า แนวแกน และแนวระนาบสาหรับโครงสร้างนี้ได้ S F F F F F F 4. AX5 (trigonal bipyramidal) : PCl5 อะตอมที่อยู่ด้านบนด้านบนและด้านล่างระนาบ 3 เหลี่ยม เรียกว่า อยู่ ในแนวแกน (axial) ส่วนอีก 3 อะตอมที่อยู่ในระนาบ 3 เหลี่ยม เรียกว่า อยู่ในแนวระนาบ (equatorial) P Cl Cl Cl Cl Cl 90o 120o 5-77
- 78. โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว แรงผลักระหว่าง : คู่โดดเดี่ยว-คู่โดดเดี่ยว >คู่โดดเดี่ยว-คู่สร้างพันธะ > คู่สร้างพันธะ-คู่สร้างพันธะ 1. AX2E (V-shaped) : SO2 แรงผลักกันระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ มีมากกว่าแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะด้วยกัน จากการ ทดลองพบว่ามุมระหว่างพันธะ OSO มีค่าน้อยกว่า 120o คือ 119.5o O S O .. .... .. .. .. .. .. .. .. S O O 5-78
- 79. 2. AX3E (trigonalpyramidal) : NH3 อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวผลักคู่ร่วมพันธะได้แรงกว่าแรงผลักระหว่าง อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะด้วยกัน ทาให้ N-H ทั้ง 3 ถูกดันให้เข้าใกล้กันมากขึ้น 3. AX2E2 (V-shaped) : H2O แม้ว่าการจัดเรียงอิเล็กตรอนทั้ง 4 คู่ของน้าจะมีรูปทรง 4 หน้าเช่นเดียวกับ แอมโมเนีย แต่น้ามีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่บนอะตอมออกซิเจนซึ่ง พยายามจัดตัวให้อยู่ห่างกันมากที่สุดกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ทาให้ พันธะ O-H ถูกดันให้เข้าหากันมากกว่าพันธะ N-H ของแอมโมเนีย N HH H .. H O H .. .. .. O H H .. N H H H .. 5-79
- 80. 4. AX4E (squarepyramidal or distorted tetrahedral) : SF4 S F F F F .. S .. F F F F ทรงเหลี่ยมสี่หน้าเบี้ยว โดยอิเล็กตรอนคู่อิสระเลือกที่จะอยู่ใน แนวระนาบ เนื่องจากมุมในแนวระนาบมีค่า 120o ซึ่งเมื่อจัด เรียงตัวแล้วเกิดแรงผลักกันน้อยที่สุด 5-80
- 81. รูปร่างโมเลกุลหรือไอออน ที่ไม่มี และมีอิเล็กตรอนคู่อิสระ 5-81 หมายเหตุสีแดง =อะตอมกลาง สีน้าเงิน = อะตอมกลาง สีเขียว = อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
- 82. โครงสร้างของโมเลกุลที่มีอะตอมกลางมากกว่าหนึ่งอะตอม โดยทั่วไปแล้วเป็นการยากที่จะระบุโครงสร้างที่แน่นอน ของโมเลกุลที่มีอะตอมกลางมากกว่า 1 อะตอมเรามักจะบอกได้ แต่เพียงรูปร่างรอบ ๆ แต่ละอะตอมกลาง เช่น เมทานอล (CH3OH) C O H H H H Tetrahedral Bent 5-82
- 83.
- 84.
- 85. ค่าต่าง ๆ ที่เกี่ยวข้องกับพันธะและโครงสร้างของโมเลกุล 1. มุมพันธะ ขึ้นอยู่กับ - จานวนพันธะโคเวเลนต์ (จานวน e- คู่ร่วมพันธะ) - จานวน e- คู่โดดเดี่ยวรอบอะตอมกลาง A B B I II III ถ้า A มี EN สูงกว่า B แรง III > แรง I ถ้า A มี EN ต่ากว่า B แรง III < แรง I A B Bกว้าง A B Bแคบ 5-85
- 86. ธาตุ F ON Cl Br I S C H P EN 4.0 3.5 3.0 3.2 2.8 2.5 2.5 2.5 2.1 2.1 จากค่าตัวเลข EN Cl > N แต่เมื่อคานึงถึงขนาดอะตอม Cl > N ดังนั้น EN ของ N > Cl ค่า EN ของธาตุบางตัวที่ควรรู้จัก จงเรียงมุมพันธะของโมเลกุลต่อไปนี้จากโมเลกุลที่มีมุมพันธะ กว้างที่สุดไปยังแคบที่สุด ? SbH3 PH3 NH3 AsH3 5-86
- 87. 2. สภาพขั้ว การบอกสภาพขั้ว -พันธะ (พันธะมีขั้ว พันธะไม่มีขั้ว) - โมเลกุล (โมเลกุลมีขั้ว โมเลกุลไม่มีขั้ว) อาศัยผลต่างของ EN (EN) H H EN 2.1 2.1 EN = 0 พันธะไม่มีขั้ว โมเลกุลไม่มีขั้ว 2.1 โมเลกุลที่ประกอบด้วยอะตอมของธาตุเดียวกัน 5-87
- 88. 2.2 โมเลกุลที่ประกอบด้วยอะตอมของธาตุต่างชนิดกัน H Cl EN2.1 3.2 EN = 1.1 พันธะมีขั้ว โมเลกุลมีขั้ว 2.3 โมเลกุลที่อะตอมกลางมีการใช้อิเล็กตรอนวงนอก ทั้งหมดในการสร้างพันธะ C O EN 3.5 2.5 3.5 พันธะมีขั้ว แต่เป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว O 2+1- 1- 5-88
- 89. C C H H Cl Cl EN 2.1 2.53.2 พันธะมีขั้ว โมเลกุลมีขั้ว 2.4 โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลืออยู่ O H H EN 2.1 3.5 2.1 พันธะมีขั้ว โมเลกุลมีขั้ว 5-89
- 90. 3. ความยาวพันธะ ระยะที่อะตอมอยู่ห่างกันน้อยที่สุด (ดึงดูดกันดีที่สุด)เรียกว่า ความยาวพันธะ ความยาวพันธะของพันธะเดี่ยว พันธะคู่ พันธะสาม ของกลุ่มอะตอมที่ คล้ายกันเช่น ความยาวพันธะของ C - C แบบต่าง ๆ โมเลกุล ชนิดของพันธะ ความยาวพันธะ พลังงานพันธะ (pm) (kJ mol-1) H3C-CH3 C-C 154 348 H2C=CH2 C=C 134 614 HCCH CC 120 839 5-90
- 91. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล พันธะไฮโดรเจน (hydrogen bond)เป็นแรงระหว่าง โมเลกุล เกิดจากการดึงดูดของไฮโดรเจนในโมเลกุลหนึ่ง กับธาตุที่มีค่า EN สูงของอีกโมเลกุลหนึ่ง สัญลักษณ์ของ พันธะไฮโดรเจนคือ ............ ตัวอย่าง เช่น 5-91
- 92. พันธะไฮโดรเจนในโมเลกุลของน้า (H2O), HF HFd d H Fd d HF, Hd Hd Hd HdHd Hd d dd 5-92
- 93. เป็นแรงดึงดูดแบบอ่อน ๆ ที่ช่วยยึดโมเลกุลเข้าด้วยกัน จะมีอิทธิพลในโมเลกุลไม่มีขั้วมากกว่าในโมเลกุลมีขั้ว แรงแวนเดอร์วาลส์(Van der Waals forces) 5-93 แรงแวนเดอร์วาลส์ แบ่งออกเป็น 3 ชนิด ดังนี้ 1. แรงไดโพล - ไดโพล (dipole - dipole interaction) 2. แรงเหนี่ยวนา (induced attraction) 3. แรงลอนดอนหรือแรงแผ่กระจาย (London force or disperse attraction)
- 94. สาหรับโมเลกุลที่มีขั้ว : จะเกิดdipole - dipole interaction ระหว่างโมเลกุลที่มีขั้วถาวร H Cl Cl H Cl d d d d d d ......... .........H : ขั้วถาวรเหล่านี้จะยึดกันไปเรื่อย ๆ ระหว่าง โมเลกุลจึงเป็นแรงที่ไม่มีทิศทาง 5-94
- 95. แรงเหนี่ยวนา (induced attraction) เป็นแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลที่มีขั้วถาวรกับโมเลกุล ที่ไม่มีขั้วโมเลกุลที่มีขั้วจะเหนี่ยวนาให้โมเลกุลไม่มี ขั้วเกิดสภาพขั้วขึ้น โดยทั่วไปอะตอมหรือโมเลกุลขนาดใหญ่ จะมี ความสามารถในการเกิดขั้วสูงกว่าอะตอมหรือโมเลกุล ขนาดเล็ก 5-95
- 96. แรงลอนดอน (London force) เป็นแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลที่ไม่มีขั้วกับโมเลกุล ไม่มีขั้วเกิดขึ้นชั่วขณะเนื่องจากความหนาแน่นของ อิเล็กตรอนไม่สม่าเสมอ ทาให้เกิดสภาพขั้วขึ้น 5-96
- 97. : การกระจายของกลุ่มหมอก e-ในชั่ววินาทีหนึ่ง รอบ ๆ อะตอมไม่สมมาตร (ประจุของ e- รอบ ๆ อะตอมไม่สมมาตร) ดังนั้นชั่วขณะหนึ่ง ๆ สนาม ไฟฟ้ าสถิตรอบอะตอมจะเปลี่ยนแปลงตลอดเวลา ทาให้เกิดขั้วขึ้นชั่วขณะและขั้วมีการเปลี่ยนแปลง ตลอดเวลา เรียกว่า dynamic dipole อะตอมหรือ โมเลกุลที่มีขั้วนั้นก็จะเหนี่ยวนาอะตอมข้างเคียง ให้เกิดขั้วขึ้น อะตอมทั้ง 2 จึงเกิดแรงดึงดูดกัน สาหรับโมเลกุลไม่มีขั้ว : แรงยึดเหนี่ยวระหว่าง โมเลกุลที่ไม่มีขั้วนี้เกิดขึ้นได้อย่างไร ? 5-97
- 98. แต่เกิดขึ้นชั่วขณะ และเปลี่ยนแปลงตลอดเวลา จึงเป็นแรงอ่อนๆ (weak electrostatic bond) เรียกว่า แรงลอนดอน เช่น Cl-Cl, F = 1 2 6 polarizability ของอะตอมทั้ง 2 ระยะห่างระหว่างอะตอม polarizability atomic no. 1& 2 = = หรือ ขนาดของอะตอม 5-98
- 99. polarizability หมายถึง ความสามารถของอะตอมที่จะ ถูกทาให้เกิดขั้วได้ง่ายโดยอะตอมขนาดใหญ่จะเกิดขั้วได้ ง่ายกว่าขนาดเล็ก ๆ เพราะ…………………..................... …………………………………………………………… เทียบ freezing pt. He 1 K Xe 133 K F2 51 K I2 387 K แรงยึด เหนี่ยวเพิ่ม ตามขนาด ที่เพิ่ม e- วงนอกอยู่ไกลจากนิวเคลียส สามารถถูกดึงดูดไปด้านใดด้านหนึ่งของอะตอมได้ง่าย ---> เกิดขั้ว ชั่วคราวได้ง่าย 5-99
- 100. แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุล - ไอออน (Molecule- ion attraction) ที่เรียกว่าแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลและไอออนนั้น เพราะว่าโมเลกุล เช่น น้า ดึงดูดกับไอออนของ Na+ และ Cl- ของเกลือ เกลือละลายน้าได้อย่างไร โมเลกุลของน้าเข้ามาแทรกในโมเลกุลของผลึก โดยที่น้า บางโมเลกุลเข้าล้อมรอบไอออนบวกโดยหันด้านที่เป็ น ขั้วลบเข้าหา น้าบางโมเลกุลเข้าล้อมรอบไอออนลบโดย หันด้านที่เป็นขั้วบวกเข้าหา 5-100
- 101. การที่มีจานวนโมเลกุลของน้ามากมายแทรกระหว่าง ผลึก ทาให้ไปบดบังแรงดึงดูดระหว่างไอออนบวก และไอออนลบของผลึกไอออนิก ทาให้แรงดึงดูด ระหว่างขั้วทั้งสองลดลงจนมีค่าน้อยกว่าแรงที่เกิดจาก โมเลกุลของน้าที่ล้อมรอบ ดังนั้นโมเลกุลของน้า จึงสามารถแยกไอออนลบและไอออนบวกออกจากกัน ได้โดยเริ่มดึงไอออนที่อยู่ด้านนอกก่อน 5-101
- 102. 5-102 การบ้าน 1. จงอธิบายความหมายของคาต่อไปนี้ 1.1 พันธะไอออนิก(ionic bond) 1.2 พันธะโคเวเลนต์ (covalent bond) 1.3 เวเลนซ์อิเล็กตรอน 1.4 พลังงานพันธะ 1.5 ความยาวพันธะ 2. จงเขียนสูตรโครงสร้างของไอออนและโมเลกุลต่อไปนี้ พร้อมทั้งบอกจานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดด้วย MgCl2 CCl4 H2O2 PCl3 SO3 2- CaO