More Related Content
Similar to พันธะเคมี-(Chemical Bonding)มทร.ล้านนา.pdf
Similar to พันธะเคมี-(Chemical Bonding)มทร.ล้านนา.pdf (6)
พันธะเคมี-(Chemical Bonding)มทร.ล้านนา.pdf
- 2. พันธะเคมี เป็นแรงยึดเหนี่ยวอะตอมชนิดเดียวกันหรือต่างชนิดกันมาอยู่ด้วยกัน เป็นโมเลกุล หรือเป็นการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนของอะตอมต่างๆ ซึ่ง พยายามปรับตัวเองโดยการรวมตัวกับอะตอมอื่น เพื่อให้การจัดเรียง อิเล็กตรอนมีสภาพเสถียร การเกิดพันธะสามารถเกิดได้โดย 1 ให้อิเล็กตรอนแก่อะตอมอื่น 2 รับอิเล็กตรอนจากอะตอมอื่น 3 ใช้อิเล็กตรอนร่วมกับอะตอมอื่น
- 3. การเกิดพันธะเป็นการสร้างแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมแต่ละอะตอมมา รวมกันแล้วกลายเป็นโมเลกุล ซึ่งในการเกิดพันธะหรือเกิดแรงยึดเหนี่ยว ทางเคมีนี้แบ่งออกเป็น 2 ประเภทคือ 1 แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล ได้แก่ พันธะไอออิก พันธะโควาเลนต์ พันธะโคออร์ดิเนตโควาเลนต์ พันธะโลหะ 2 แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลได้แก่ พันธะไฮโดรเจน แรงวันเดอร์วาลส์ แรงดึงดูดระหว่างขั้ว
- 4. กฎออกเตต (Octet rule) ในการเกิดสารประกอบส่วนใหญ่อะตอมของธาตุๆต่างๆ จะรวมกันด้วย สัดส่วนที่ทาให้อะตอมเห่านั้นมีอิเล็กตรอนวงนอกสุดครบแปด โดยการ เปลี่ยนแปลงอิเล็กตรอนเพื่อให้มีโครงสร้างอะตอมคล้ายกับก๊าซเฉื่อย ยกเว้น He ที่มีอิเล็กตรอนครบ 2 เท่านั้น
- 5. เวเลนซ์อิเล็กตรอน(valence electrons) เป็นอิเล็กตรอนชั้นนอกสุดของ อะตอม ซึ่งมีส่วนร่วมในการสร้างพันธะเคมี หมู่ธาตุ e- configuration Valence e- 1A ns1 1 +1 2A ns2 2 +2 3A ns2np1 3 +3 4A ns2np2 4 -4 5A ns2np3 5 -3 6A ns2np4 6 -2 7A ns2np5 7 -1 ประจุ
- 6. ประเภทของพันธะเคมี เป็นพันธะที่เกิดจากแรงกระทาระหว่างอะตอม 2 อะตอมที่มีประจุ ต่างกัน (ประจุบวกกับประจุลบ) โดยจะเกิดการแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอน เกิดขึ้น ทาให้เกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ ้ าสถิตระหว่างประจุที่ต่างกัน บางครั้งก็เรียกว่าพันธะอิเล็กโตรเวเลนต์ (electrovalent bond) การ เกิดพันธะแบบนี้มักเกิดระหว่างอะตอมที่มีค่า IE ต่ากับอะตอมของ ธาตุที่มี EA สูง พันธะไอออนิก (Ionic bond)
- 7. หรือแรงดึงดูดทางไฟฟ ้ าระหว่างไอออนบวกกับไอออนลบ พันธะไอออนิกเกิดขึ้นเมื่อโลหะรวมตัวกับอโลหะ เกิดการแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอนเกิดขึ้น ทาให้เกิดแรงดึงดูด ไฟฟ ้ าสถิตระหว่างประจุที่ต่างกัน โดย อะตอมที่สูญเสีย e- จะกลายเป็น อิออนบวก (Cation) อะตอมที่รับ e- จะกลายเป็น อิออนลบ (Anion) อะตอมของ โลหะ ไอออนบวก (cation,+) อะตอมของ อโลหะ ไอออนลบ (anion, -) ให้ e- รับ e-
- 8. ตัวอย่าง การเกิดสารประกอบไอออนิก NaCl เกิดจากปฏิกิริยาระหว่างอะตอม ของ Na และ Cl ซึ่งโครงสร้างอิเล็กโตรนิกของธาตุทั้งสองเป็นดังนี้ อะตอมโลหะ อโลหะ สารประกอบไอออนิก Na + Cl Na+ [ Cl ]- 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 = 2, 8, 1 17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 = 2, 8, 7 Na+ = 1s2 2s2 2p6 = 2, 8 Cl- = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = 2, 8, 8
- 9. เสีย e- จะเห็นว่ามีการให้และรับอิเล็กตรอนจากโลหะไปยังอโลหะ แล้วทาให้เกิด ไอออนบวกและลบเกิดขึ้น มีโครงสร้างอิเล็กตรอนเหมือนก๊าซเฉื่อย ซึ่งมี ความเสถียร
- 11. สมบัติของสารประกอบไอออนิก 1 การละลาย สารประกอบไอออนิกส่วนมากจะละลายน้า ไม่ละลายในตัว ทาละลายอินทรีย์ 2 การนาไฟฟ้ า - ของแข็งหรือผลึกไม่นาไฟฟ ้ า เพราะไอออนบวกและลบยึดติด กันแน่นด้วยแรงดึงดูดอย่างมาก ไอออนทั้งสองจะไม่เป็นอิสร และไม่เคลื่อนที่จึงไม่นาไฟฟ ้ า - ของเหลวหรือสารละลาย จะนาไฟฟ ้ าได้ดี เพราะไอออนทั้งสอง แยกจากกันเป็นอิสระเคลื่อนที่ได้จึงนาไฟฟ ้ าได้ดี
- 13. 3 จุดเดือด จุดหลอมเหลว สารประกอบไอออนิกมีจุดเดือด จุดหลอมเหลวที่สูง เพราะมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนบวก และลบที่แข็งแรงมาก ซึ่งดึงดูดกันทุกทิศทาง ทาให้การแยก อนุภาคออกจากกันยากต้องใช้พลังงานมากในการหลอม 4 ความเปราะ สารประกอบไอออนิกจะมีความเปราะ เพราะเมื่อ มีการทุบจะทาให้ให้โมเลกุลมีการสั่นสะเทือน ทาให้ไอออน ชนิดเดียวกัน เลื่อนมาอยู่ชิดกัน จึงเกิดแรงผลักกันอย่างรุนแรง ผลึกจึงแตกออกจากกัน
- 14. 5 ไม่มีสูตรโมเลกุล มีเพียงสูตรอย่างง่ายที่แสดงอัตราส่วนอย่าง ต่าของไอออนบวกและลบ 6 เกิดปฏิกิริยาได้รวดเร็ว เมื่ออยู่ในสารละลาย
- 15. พลังงานกับการละลาย การละลายของสารประกอบไอออนิกจะมีพลังงานเกี่ยวข้อง อยู่ 2 อย่างคือ 1 พลังงานโครงผลึก (Lattice energy) 2 พลังงานไฮเดรชัน (hydration energy) พลังงานของการละลาย = ผลต่างของพลังงานโครงผลึกและพลังงานไฮเดรชัน ( ไม่คิดเครื่องหมาย + (ดูด)หรือ – (ลบ) )
- 17. พลังงาน ไฮเดรชัน (Hydration) เป็นพลังงานที่คายออกมาเมื่อไอออนในสถานะก๊าซ 1 โมลรวมตัวกับน้า พลังงานโครงผลึก > พลังงานไอเดรชัน การละลายนั้นจะเป็นแบบดูดความร้อน พลังงานโครงผลึก < พลังงานไฮเดรชัน การละลายนั้นเป็นแบบคายความร้อน พลังงานโครงผลึก >> พลังงานไฮเดรชัน สารนั้นไม่ละลาย พลังงานโครงผลึก << พลังงานไฮเดรชัน สารนั้นละลายน้าได้ดี
- 18. วงจรบอร์น- ฮาเบอร์ (Borm-Haber cycle) การเปลี่ยนแปลงพลังงานในสารประกอบไอออนิกนั้นจะมีอยู่หลายขั้นตอน ซึ่งพลังงานที่เปลี่ยนแปลงจะไม่ขึ้นกับกลไกหารเปลี่ยนแปลง ผลรวมของ พลังงานในแต่ละขั้นตอนจะมีค่าเท่ากับพลังงานของปฏิกิริยารวม ซึ่ง พลังงานในการเกิดพันธะนี้หาได้จาก Born-Haber Cycle พลังงานที่ เกี่ยวข้องในแต่ละขั้นตอนคือ 1 พลังงานในการระเหิด (Sublimation energy, S) 2 พลังงานไอออไนเซชัน (Ionization energy, IE) 3 พลังงานแตกตัว (Dissociation energy, D) 4 พลังงานสัมพรรคภาคอิเล็กตรอน( electron affinity energy, EA) 5 พลังงานแลตทิช (lattice energy, L) 6 พลังงานในการระเหย (Vaporization energy, V)
- 19. สมการ M (s) + ½ X2 (g) MX (s) , H = Hf MX(s) M+ (g) + X- (g) M (s) + ½ X2 (g) M (g) + X(g) S + ½ D L IE EA Hf Hf = S + ½ D + IE + EA + L
- 20. Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) , Hf = -410 kJ/mol Na+ (g) + Cl- (g) NaCl (s) Na (g) + Cl (g) Na (s) + ½ Cl2 (g) Hf L S + ½ D EA IE 1 ผลึกโลหะโซเดียม ระเหิดกลายเป็นอะตอมของโลหะโซเดียมใน สภาวะก๊าซ พลังงานที่ใช้คือ sublimation energy (S) Na (s) Na (g) ; S = 109 kJ/mol
- 21. 2 โมเลกุลของคลอรีน (Cl2) แตกตัวเป็นอะตอมในสภาวะก๊าซ พลังงานที่ใช้คือ dissociation energy (D) แต่สมการใช้พลังงานเพียงครึ่งเดียวดังนั้น Cl2 (g) Cl (g) ; 1/2D = ½(242) = 121 kJ/mol 3 อะตอมของโซเดียม เสียอิเล็กตรอนไป 1 ตัวกลายเป็นไอออน บวก พลังงานที่ใช้คือพลังงาน ionization energy (I) Na (g) Na+ (g) + e- ; IE = 494 kJ/mol 4 อะตอมคลอรีน รับอิเล็กตรอน 1 ตัวกลายเป็น ไอออนลบ ซึ่งจะให้พลังงานออกมาคือ electron affinity energy (E) Cl (g) + e- Cl- (g) ; EA = -347 kJ/mol
- 22. 5 ไอออนทั้งสองที่เป็นก๊าซจะรวมตัวกันเป็น 1 โมล ของผลึกโซเดียมคลอ ไรด์พลังงานที่ได้เป็นพลังงานแลตทิช (lattice energy, L ) Na+ (g) + Cl- (g) NaCl (s) ; L = -787 kJ/mol ดังนั้น พลังงานจากการเกิด NaCl (s) คือ Hf = S + 1/2D + IE + EA + L = 109 + 121 + 494 + (-347) + (-787) = -410 kJ/mol
- 23. การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก ทาให้จานวนประจุบวกเท่ากับประจุลบ โดยการ คูณไขว้ด้วย ประจุ ตัวอย่างเช่น AlCl3 , Al2O3 ,Mg(OH)2 Al กับ O = Al3+ O2- = Al O = Al2O3 3+ 2- Mg กับ OH = Mg2+ (OH)1- = Mg (OH) = Mg(OH)2 2+ 1- Al กับ Cl = Al3+ Cl1- = Al Cl = AlCl3 3+ 1-
- 24. การอ่านชื่อ 1 อ่านชื่อไอออนบวก แล้วตามด้วยไอออนลบ 2 เปลี่ยนคาลงท้ายเป็น –ide (ไอด์) 3 ถ้าไอออนบวกมีประจุหลายค่า ให้เติมวงเล็บด้วยเลขโรมัน (II),(III),(IV) 4 ถ้าไอออนลบเป็นกลุ่มไอออนหรืออนุมูลกรด ให้อ่านชื่ออนุมูลกรดตามหลัง
- 25. ไอออนบวก ไอออนลบ Fe2+ = ไอร์ออน (II) ไอออน Fe3+ = ไอร์ออน(III) ไอออน Cu+ = คอปเปอร์(I) ไอออน Cu2+ = คอปเปอร์(II) ไอออน Sn2+ = ทิน(II) ไอออน Sn4+ = ทิน(IV) ไอออน Ag+ = ซิลเวอร์ไอออน NH4 + = แอมโมเนียมไอออน Zn2+ = ซิงค์ไอออน F- = ฟลูออไรด์ไอออน Cl- = คลอไรด์ไอออน Br- = โบรไมด์ไอออน I- = ไอโดไดด์ไอออน NO3 - = ไนเตรทไอออน NO2 - = ไนไตรไอออน SO3 2- = ซัลไฟด์ไอออน SO4 2- = ซัลเฟตไอออน CO3 2- = คาร์บอเนตไอออน
- 26. เช่น NaCl = โซเดียมคลอไรด์ CaCO3 = แคลเซียมคาร์บอเนต Cu(NO3 )2 = คอปเปอร์(II)ไนเตรท KCN = โปแตสเซียมไซยาไนด์ PbSO4 = เลด(II) ซัลเฟต (NH4 )2 SO4 = แอมโมเนียมซัลเฟต
- 28. จงเขียนสูตรอย่างง่ายของสารประกอบไอออนิกต่อไปนี้ Li กับ Cl Mg กับ O Na+ กับ CO3 2- Na กับ S Al กับ O Mg กับ CO3 2- Be กับ SO4 Ca2+ กับ PO4 3- Mg กับ Cl
- 29. พันธะโควาเลนต์ (Covalent bond) เกิดจากอะตอมของธาตุนาเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาใช้ร่วมกัน เพื่อให้มีการ จัดเรียงอิเล็กตอนคบแปด ตามกฎ ออกเตต โดยอะตอมจะเอาเวเลนซ์มา รวมกันเป็นคู่ ซึ่งได้แก่ สารประกอบที่เกิดจากอะตอมของ อโลหะกับ อโลหะ
- 30. ชนิดของพันธะโควาเลนต์ 1 พันธะเดี่ยว (single bond) พันธะที่เกิดจากการที่อะตอมทั้งสองใช้ อิเล็กตรอนร่วมกัน1 คู่ เขียนแทนด้วย หรือ - แทนอิเล็กตรอน H2 F2
- 31. 2 พันธะคู่ (Double bond) พันธะที่เกิดจากการที่อะตอมทั้งสองใช้ อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่ เขียนแทนด้วย : : หรือ = แทนอิเล็กตรอน
- 32. 3 พันธะสาม (triple bond) พันธะที่เกิดจากการที่อะตอมทั้งสองใช้ อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ เขียนแทนด้วย หรือ = … …
- 33. 1 แบบจุด (dot of formular or Lewis formular) จะเขียนแสดงเฉพาะอิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุดหรือเวเลนซ์ อิเล็กตรอนของแต่ละธาตุ โดยใช้ จุดแทนจานวนอิเล็กตรอน HCl H • • Cl โดยอิเล็กตรอนที่เกิดพันธะ เรียกว่า อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ส่วน อิเล็กตรอนที่ไม่เกิดพันธะ เรียกว่าอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว การเขียนสูตรโครงสร้างแสดงพันธะโควาเลนท์
- 34. 2 สูตรโครงสร้างแบบเส้น จะเขียนสูตรโดยใช้ขีด (-) แทนอิเล็กตรอนคู่ ร่วมพันธะ ส่วนอิเล็กตรอนที่ไม่ใช่คู่ร่วมพันธะจะเขียนหรือไม่เขียนก็ได้ เช่น O H H H2 O
- 35. การเขียนสูตรสารประกอบโคเวเลนต์ 1 เขียนสูตรสารประกอบโคเวเลนต์ เรียงตามหลักสากลคือ Si, C ,Sb ,As ,P, N ,Te, S, At, I, Br, Cl, O, F 2 พิจารณาตามกฎออกเตต ว่าแต่ละธาตุมีเวเลนอิเล็กตรอนที่ยังไม่ครบแปดอีกเท่าไหร่ 3 จานวนอะตอมในสารประกอบหาได้จาก จานวนอิเล็กตรอนที่ต้องการเพิ่ม ของแต่ละอะตอมแล้วจับคูณไขว้ เช่น S กับ H S มีเวเลนอิเล็กตรอน = 6 (รับเพิ่มอีก 2) H มีเวเลนอิเล็กตรอน = 1 (รับเพิ่มอีก1) H : S 1 2 H2 S
- 36. หลักการเขียนสูตรแบบเส้น เลือกอะตอมของธาตุที่มีจานวนพันธะมากที่สุดเป็นอะตอมกลาง แล้ว ล้อมรอบด้วยธาตุที่เหลือ เช่น NH3 N มี 3 พันธะ H มี 1 พันธะ N H H H HCN H มี 1 พันธะ C มี 4 พันธะ N มี 3 พันธะ H N C
- 38. การอ่านชื่อ 1 อ่านชื่อธาตุที่อยู่ข้างหน้าก่อน แล้วตามด้วยชื่อธาตุที่อยู่ข้างหลัง 2 เปลี่ยนคาลงท้ายเป็น -ide (ไอด์) 3 บอกจานวนอะตอมของธาตุแต่ละธาตุด้วยภาษากรีก หรือลาติน ภาษากรีก Mono 1 hexa 6 Di 2 hepta 7 Tri 3 octa 8 Tetra 4 nona 9 Penta 5 daca 10 ภาษากรีก จานวนอะตอม จานวนอะตอม
- 41. สมบัติสารประกอบโคเวเลนต์ 1 มีจุดเดือดจุดหลอมเหลวต่า 2 ไม่นาไฟฟ้ าทั้งในสถานะของแข็ง ของเหลว และก๊าซ 3 ไม่ละลายในตัวทาละลายที่มีขั้ว
- 42. พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ (coordinate covalent bond) พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ เป็นพันธะที่เกิดจากอะตอมใดอะตอม หนึ่งเป็นผู้ให้ e- คู่ เพื่อใช้ร่วมกัน (คู่อิเล็กตรอนที่ใช้ในการเกิดพันธะ มาจากอะตอมใดอะตอมหนึ่งเท่านั้น)
- 44. ขั้วพันธะ พันธะโคเวเลนต์ถ้าแบ่งตามสภาพขั้วสามารถแบ่งได้ 2 ประเภท 1 พันธะโควาเลนท์ไม่มีขั้ว ( non-polar covalent bond) เป็นพันธะที่ เกิดจากอะตอมชนิดเดียวกัน ซึ่งมีค่าอิเล็กโตรเนกาตีวีตี (EN) เท่ากัน นิวเคลียสของอะตอมทั้งสองส่งแรงดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะด้วย แรงที่เท่ากัน ดังนั้นโมเลกุลที่เกิดขึ้นจึงมีค่าdipole moment เป็น ศูนย์ จึงเกิดเป็นโมเลกุลที่ไม่มีขั้ว และพันธะจะไม่มีขั้ว เช่น H2 (H-H) , Cl2 (Cl-Cl) , Br2 (Br-Br)
- 45. 2 พันธะโควาเลนท์มีขั้ว (polar – covalent bond) เป็นพันธะที่เกิดจาก อะตอมของธาตุที่มีค่า EN ต่างกัน มารวมตัวกันด้วยพันธะโควาเลนท์ โดย ธาตุที่มีค่า EN สูงกว่าจะดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะได้มากกว่าทาให้ แสดงขั้วไฟฟ ้ าลบ (-) ส่วนอะตอมที่มีค่า ENต่ากว่าจะแสดงขั้วไฟฟ ้ าบวก (+) ดังนั้นโมเลกุลที่เกิดขึ้นจะมีค่า dipole moment ไม่เท่ากับศูนย์ เช่น โมเลกุล HF H-Cl EN ต่า EN สูง + - H Cl
- 47. โมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีขั้ว (polar molecule) โมเลกุลที่ขั้วของพันธะหักล้างกันไม่หมด จึงแสดงอานาจทางไฟฟ ้ าเป็น บวกและลบ ในโมเลกุล เช่น H2O NH3 ขั้ว โมเลกุล ขั้ว พันธะ
- 48. โมเลกุลโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว (non polar molecule) โมเลกุลที่ขั้วของพันธะหักล้างกันหมด พันธะในโมเลกุลจึงไม่แสดง ทิศทางของขั้ว เช่น CO2 BF3 ความมีขั้วหักล้างกันหมด
- 49. พันธะโลหะ(Metallic bond) เป็นพันธะหรือแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมต่างๆที่เกิดขึ้นภายในก้อน โลหะ อะตอมทั้งหมดจะใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน ดังนั้น จึงเป็นแรง ดึงดูดระหว่างไอออนบวก ที่อยู่กับที่ กับ อิเล็กตรอนที่อยู่รอบๆซึ่งสามารถ เคลื่อนที่ไปรอบๆไอออนบวก ทฤษฏีที่ใช้อธิบายพันธะโลหะเรียกว่า แบบจาลองทะเลอิเล็กตรอน (electron sea model)
- 50. สมบัติของโลหะ 1 นาไฟฟ ้ าได้ดี อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระทั่วทั้งก้อน 2 นาความร้อนได้ดี เมื่อได้รับความร้อนเวเลนต์อิเล็กตรอนจะมี พลังงานสูงขึ้น จึงมีการถ่ายโอนพลังงานต่อเนื่องกันจนทั่วทั้งก้อน 3 จุดเดือดจุดหลอมเหลวสูง 4 ผิวมันวาว 5 ตี รีดเป็นแผ่นได้ 6 ดึงเป็นเส้นได้ 7 มีความหนาแน่นสูง
- 52. พันธะไฮโดรเจน (Hydrogen bond) เป็นพันธะที่เกิดขึ้นอันเนื่องมาจากแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลสอง โมเลกุล ซึ่งแต่ละโมเลกุลนั้นประกอบด้วยอะตอมของไฮโดรเจนสร้างพันธะ โคเวเลนต์กับอะตอมของธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี (EN) สูงมากๆ เช่น F, O และ N
- 53. ใช้สัญลักษณ์พันธะไฮโดรเจนเป็นจุดประ ( ……..) โดยเขียน ไว้ระหว่างอะตอมของธาตุที่เกิดพันธะไฮโดรเจน เช่น พันธะไฮโดรเจนในโมเลกุล HF จะเขียนได้ดังนี้ H — F …………. H — F พันธะไฮโดรเจน พันธะโคเวเลนต์
- 54. พันธะโควาเลนต์ พันธะไฮโดรเจน พันธะไฮโดรเจน • พันธะไฮโดรเจนแข็งแรงน้อยกว่าพันธะไอออนิกและพันธะโควาเลนซ์ เนื่องจากเป็นแรงดึงดูดทางไฟฟ ้ า อ่อนๆ ระหว่างโมเลกุลที่มีขั้ว • แข็งแรงมากกว่าแรงวันเดอร์วาลส์ และแม้จะเป็นแรงอย่างอ่อนแต่ก็มี อิทธิพลต่อสมบัติของสาร เช่น ทาให้จุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูงกว่า ปกติ เช่น การเกิดพันธะไฮโดรเจนในน้า
- 55. แรงแวนเดอร์วาลส์ (Vamder waals force) เป็นแรงดึงดูดกันทางไฟฟ ้ าอย่างอ่อนระหว่างโมเลกุลของสารชนิด เดียวกัน หรือต่างชนิดกัน แต่จะมีอิทธิพลในโมเลกุลไม่มีขั้วมากกว่า โมเลกุลที่มีขั้ว เช่น ก๊าซเฉื่อย (He, Ne, Ar, Kr) และพวกที่ไม่มีขั้วทั่วๆไป เช่น I2 , H2 , CH4 , O2 เป็นต้น
- 56. แรงแวนเดอร์วาลส์ แบ่งออกเป็น 3 ชนิด 1 แรงไดโพล – ไดโพล (dipole- dipole attraction) เป็นแรงดึงดูดระหว่างโมกุลที่มีขั้วที่ถาวรอยู่แล้วทั้งสองโมเลกุล ซึ่ง แรงดึงดูดจะมากหรือน้อยขึ้นอยู่กับสภาพขั้ว I-Cl I-Cl O H H H-Cl dipole-diploe force
- 57. 2 แรงเหนี่ยวนา (Induce attraction) เป็นแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลที่มีขั้วถาวรกับโมเลกุลไม่มีขั้ว โมเลกุล มีขั้วจะเหนี่ยวนาโมเลกุลไม่มีขั้วให้เกิดสภาพขั้วขึ้น O H H O O induction force
- 58. 3 แรงแผ่กระจาย(disperse traction) เป็นรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลที่ไม่มีขั้วกับโมเลกุลไม่มีขั้ว แรงชนิดนี้จะเกิดขึ้นชั่วขณะ เนื่องจากความหนาแน่นของอิเล็กตรอนไม่ สม่าเสมอ ทาให้เกิดสภาพขั้วขึ้น O O O O london force
- 59. พลังงานพันธะ (Bond energy) คือ พลังงานที่ใช้สลายพันธะระหว่างอะตอมภายในโมเลกุล ในสภาวะแก๊สให้กลายเป็นอะตอมเดี่ยว พลังงานของพันธะสาม พันธะคู่ พันธะเดี่ยว เช่น H2 (g) 2H (g)
- 60. ความแข็งแรงของพันธะ พันธะที่มีความแข็งแรงมาก จะใช้พลังงานในการสลายพันธะสูง พันธะที่มี ความแข็งแรงน้อย จะใช้พลังงานในการสลายพันธะต่า พลังงานการสลายพันธะจะบอกให้รู้ถึงความแข็งแรงของพันธะ อะตอมที่มีขนาดใหญ่จะมีพันธะที่แข็งแรงน้อยกว่าอะตอมที่มีขนาดเล็ก พันธะสาม > พันธะสอง > พันธะเดี่ยว โมเลกุลที่มีหลายพันธะ พลังงานพันธะแต่ละพันธะในโมเลกุลนั้นจะมีค่าไม่ เท่ากัน พลังงานพันธะที่ใช้สลายพันธะจึงคิดเป็นพลังงานพันธะเฉลี่ย พลังงานพันธะเฉลี่ย คิดจากค่าเฉลี่ยของพลังงานสลายพันธะทั้งหมดที่มีอยู่ ในพันธะชนิดใดชนิดหนึ่งในหนึ่งโมเลกุล
- 61. เช่นโมเลกุลของก๊าซมีเทน (CH4) H H C H C+ 4H พลังงานพันธะ C-H = 413 kJ H ตัวอย่างพลังงานพันธะเฉลี่ยสาหรับพันธะชนิดต่าง (kJ/mol) C-F (489) C-H (413) O-H (463) C-C (348) C-Cl (339) C-O (358) C=O (745) C=C (614) C-Br (285) C-N (305) Cl-Cl (242) C= C (893)
- 62. ความร้อนของปฏิกิริยา (Heat of Reaction) การเกิดปฏิกิริยาเคมี คือกระบวนการที่มีการทาลายพันธะเดิม (สารตั้งต้น) และสร้างพันธะใหม่(สารผลิตภัณฑ์) พลังงานเอนทาลปี (H) คือ ความร้อนหรือพลังงานของปฏิกิริยาเคมีที่ เปลี่ยนแปลงไป สามารถหาได้จาก H = Hสารตั้งต้น + H สารที่เกิดใหม่ H เป็นลบ (-) ; ปฏิกิริยาคายความร้อน H เป็นบวก (+) ; ปฏิกิริยาดูดความร้อน
- 63. CH4(g) + Cl2(g) CH3Cl(g) + HCl(g) Hสารตั้งต้น ; C-H(+414) + Cl-Cl(+243) = +657 kJ Hสารเกิดใหม่ ; C-Cl(-326)+H-Cl(-431) = -757 kJ H = (+657) + (-757) = -100 kJ/mole ; ปฏิกิริยาคายความร้อน จาก H = Hสารตั้งต้น + H สารที่เกิดใหม่
- 64. ความยาวพันธะ (Bond Length) ความยาวพันธะ คือระยะห่างระหว่างอะตอมคู่ที่สร้างพันธะ โดยเป็น ตาแหน่งที่อะตอมทั้งสองดึงดูดกันได้ดีที่สุด มีพลังงานต่าสุดหรือ มีเสถียรภาพที่สุด ความยาวของพันธะโควาเลนต์สัมพันธ์กับพลังงานพันธะ ความยาวพันธะเดี่ยว พันธะคู่ พันธะสาม พลังงานพันธะเดี่ยว พันธะคู่ พันธะสาม
- 65. โมเลกุล ชนิดของพันธะ ความยาวพันธะ พลังงานพันธะ (pm) (kJ mol-1) H3C-CH3 C-C 154 348 H2C=CH2 C=C 134 614 HCCH CC 120 839
- 66. มุมพันธะ มุมพันธะ คือมุมที่เกิดขึ้น เมื่อลาก เส้นผ่านพันธะ 2 พันธะมาตัดที่ นิวเคลียสของอะตอมกลาง โมเลกุลที่มีสูตรเคมีคล้ายกัน มุมพันธะอาจไม่เท่ากัน H2O = 104.5o H 2S = 92o การทานายโครงสร้างของโมเลกุลเช่น มุมพันธะ จาเป็นต้องอาศัยข้อมูล เกี่ยวกับอิเล็กตรอนในโมเลกุล 106.0 104.0