Download as PDF, PPTX
![ตัวอย่าง จงหาประจุฟอร์มาลของแต่ละอะตอม
[IO3]–
I = 7 – 2 – ½ (6) = +2
O = 6 – 6 – ½ (2) = -1
ประจุรวม = +2 – 1 – 1 – 1 = -1
[NH3CH2COO]–
OIO
O
OIO
O
+21 1
1
H H O
HNCC
H H O
+
-
วิธีลัด ดูจำนวนพันธะเปรียบเทียบกับ
จำนวนพันธะที่ควรจะมีของแต่ละอะตอม
เช่น N มีวำเลนซ์ 5 ควรมีพันธะ 3 พันธะ
ถ้ำมีเกินจะเป็นบวก ถ้ำมีไม่ครบจะเป็นลบ
pp-01/2-57
22](https://image.slidesharecdn.com/random-150909033439-lva1-app6891/75/slide-22-2048.jpg)
![การคานวณหาค่าความร้อนของปฏิกิริยา
ตัวอย่าง จงหาพลังงานที่เปลี่ยนแปลงของปฏิกิริยาต่อไปนี้
CH4(g) + Cl2(g) CH3Cl(g) + HCl(g)
(พลังงานพันธะสารตั้งต้น) = 4D(C-H) + D(Cl-Cl)
(พลังงานพันธะผลิตภัณฑ์ ) = D(C-Cl) + 3D(C-H) + D(Cl-H)
Hrxn = 4D(C-H) + D(Cl-Cl)– [D(C-Cl) + 3D(C-H) + D(Cl-H)]
= (4414 + 243) – (339 + 3414 + 431) kJ/mol =–113 kJ/mol
ปฏิกิริยานี้จะคายความร้อนออกมา 113 kJ/mol
products
D
reactants
D
pp-01/2-57
37](https://image.slidesharecdn.com/random-150909033439-lva1-app6891/75/slide-37-2048.jpg)
More Related Content
โควาเลนต์
- 1. pp-01/2-571 พันธะโคเวเลนต์ ( Covalent Bond) กลุ่มสาระการเรียนรู้วิทยาศาสตร์ รายวิชา เคมีพื้นฐาน ( ว 30221) โรงเรียนเฉลิมพระเกียรติสมเด็จพระศรีนครินทร์ กาญจนบุรี โดยครูสุกัญญา นาคอ้น OO O2 โมเลกุล I I2 โมเลกุล I N2 โมเลกุล N N
- 2.
- 3.
- 4. นิยาม พันธะโคเวเลนต์ ( Covalentbond ) หมายถึง พันธะที่เกิดจากอะตอมคู่หนึ่งใช้อิเล็กตรอน ร่วมกัน โดยเกิดแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับ โปรตอนในนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง IE สูง กับ IE สูง หรือ อโลหะ กับ อโลหะ pp-01/2-57 4
- 5. I 1 อะตอม I O1 อะตอม O O O 1 อะตอม OO O2 โมเลกุล N 1 อะตอม N N 1 อะตอม N N2 โมเลกุล N N ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ I 1 อะตอม I I I2 โมเลกุล I pp-01/2-57 5
- 6. OO O2 โมเลกุล N2 โมเลกุล NN I I O O N N พันธะเดี่ยว (Single bond) พันธะคู่ (Double bond) พันธะสาม (Triple bond) eคู่ร่วมพันธะ 1 คู่ eคู่ร่วมพันธะ 2 คู่ eคู่ร่วมพันธะ 3 คู่ I I2 โมเลกุล I ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ pp-01/2-57 6
- 7. พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ (Coordinate Covalent bondหรือ Dative Covalent bond) O OO พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ พันธะโคเวเลนต์ O O O O O O O3 pp-01/2-57 7
- 8. การเขียนสูตรแบบเส้นและแบบจุด 1. หาอะตอมกลาง 2. วางตาแหน่งของอะตอมของธาตุทั้งหมด 3.เขียนสูตรแบบเส้นและแบบจุด ตามลาดับ pp-01/2-57 8
- 9. โครงสร้างแบบจุดอิเล็กตรอน การเขียนโครงสร้างลิวอิสหรือโครงสร้างแบบจุดอิเล็กตรอน (Lewis’s dot structure)เป็นวิธีการเขียนเพื่อแสดงวาเลนซ์อิเล็กตรอนและการสร้างพันธะโควา เลนต์ระหว่างอะตอมในโมเลกุล โครงสร้างลิวอิสของอะตอม ใช้จุดแทนวาเลนซ์อิเล็กตรอน pp-01/2-57 9
- 10. โครงสร้างลิวอิสของโมเลกุล โครงสร้างลิวอิสของโมเลกุล พันธะโควาเลนต์คือการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของสองอะตอม หนึ่งพันธะประกอบด้วยสองอิเล็กตรอน (2 shared electrons) แต่ละพันธะแทนด้วยจุด 2 จุด (:) หรือ หนึ่งเส้น () อิเล็กตรอนที่ใช้ในการสร้างพันธะ เรียกว่า bonding electron อิเล็กตรอนที่ไม่เกี่ยวข้องกับการสร้างพันธะเรียกว่า non-bondingelectron H H C H H H HCH H N N NNpp-01/2-57 10
- 11. การเขียนโครงสร้างลิวอิส 1. กำหนดอะตอมกลำง(ต้องกำร valenceelectron หลำยตัว) และกำรจัดเรียงอะตอมใน โมเลกุล 2. นับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของทุกอะตอมในโมเลกุล • ไอออนลบ: เพิ่มจำนวนอิเล็กตรอนเท่ำกับจำนวนประจุลบของไอออน • ไอออนบวก: ลบจำนวนอิเล็กตรอนเท่ำกับจำนวนประจุบวกของไอออน 3. เชื่อมอะตอมด้วยพันธะเดี่ยว(ระหว่ำงอะตอมกลำงกับอะตอมปลำย) โดยใช้ 2 อิเล็กตรอนในกำรสร้ำงพันธะเดี่ยวแต่ละพันธะ 4. เติมวำเลนซ์อิเล็กตรอนให้กับอะตอมปลำยให้ครบ8 (ยกเว้น H เท่ำกับ 2) 5. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลำง (อำจมำกกว่ำ 8) 6. ถ้ำจำนวนวำเลนซ์อิเล็กตรอนที่อะตอมกลำงไม่ครบ 8 ให้นำอิเล็กตรอนที่ไม่ร่วมพันธะ ของอะตอมรอบๆ มำสร้ำงพันธะคู่หรือพันธะสำม 7. จำนวนวำเลนซ์อิเล็กตรอนรวมต้องเท่ำกับที่ได้จำกข้อ 1. pp-01/2-57 11
- 12. ตัวอย่าง โครงสร้างลิวอิสของ NF3 1.อะตอมกลางคือ N 2. จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5 + (7x3) = 26 อิเล็กตรอน (จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของ N = 5 F = 7) 3. เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมปลาย 4. เขียนอิเล็กตรอนของอะตอมปลายให้ครบ 8 5. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (26-24 = 2 อิเล็กตรอน) F N F F F N F F F N F F หรือ F N F F F N F F F N F F หรือ หรือ pp-01/2-57 12
- 13. ตัวอย่าง โครงสร้างลิวอิสของ HCN 1.อะตอมกลางคือ C 2. จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของ HCN 1 + 4 + 5 =10 อิเล็กตรอน 3. เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมที่มีพันธะ 4. เขียนอิเล็กตรอนของอะตอมปลาย ให้ครบ 8 (หรือ 2) 5. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (10-10 = 0) ยังไม่เป็นไปตามกฎออกเตต 6. นาอิเล็กตรอนที่ไม่ร่วมพันธะของอะตอมรอบๆ (N) มาสร้างพันธะคู่หรือพันธะสาม จนอะตอมกลางมี อิเล็กตรอนครบแปด H C N H C N H C NH C N HCN pp-01/2-57 13
- 14. ตัวอย่าง โครงสร้างลิวอิสของ NF3 1.อะตอมกลางคือ N 2. จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5 + (7x3) = 26 อิเล็กตรอน (จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของ N = 5 F = 7) 3. เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมปลาย 4. เขียนอิเล็กตรอนของอะตอมปลายให้ครบ 8 5. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (26-24 = 2 อิเล็กตรอน) F N F F F N F F F N F F หรือ F N F F F N F F F N F F หรือ หรือ pp-01/2-57 14
- 15. ตัวอย่าง โครงสร้างลิวอิสของ HCN 1.อะตอมกลางคือ C 2. จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของ HCN 1 + 4 + 5 =10 อิเล็กตรอน 3. เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมที่มีพันธะ 4. เขียนอิเล็กตรอนของอะตอมปลาย ให้ครบ 8 (หรือ 2) 5. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (10-10 = 0) ยังไม่เป็นไปตามกฎออกเตต 6. นาอิเล็กตรอนที่ไม่ร่วมพันธะของอะตอมรอบๆ (N) มาสร้างพันธะคู่หรือพันธะสาม จนอะตอมกลางมี อิเล็กตรอนครบแปด H C N H C N H C NH C N HCN pp-01/2-57 15
- 16. 1. อะตอมของธาตุในโมเลกุลที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8ได้แก่ สารประกอบธาตุคู่ของ Be B และ Al เช่น BeCl2 AlF3 โมเลกุลที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตต Be ClCl Al FF F pp-01/2-57 16
- 17. 2. อะตอมของธาตุในโมเลกุลที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนมากกว่า 8ได้แก่ สารประกอบธาตุคู่ที่มีอะตอมกลางของธาตุตั้งแต่หมู่ 4 ขึ้นไป เช่น PF5 SCl6 P F F F F F S Cl Cl Cl Cl Cl Cl pp-01/2-57 17
- 18. 3. ออกไซด์ของธาตุบางชนิด เช่น NO2 ClO2 NOO Cl OO pp-01/2-57 18
- 19. ข้อยกเว้นของกฎออกเตด 1. โมเลกุลที่มีอิเล็กตรอนเป็นเลขคี่ เช่น ClO2มีอิเล็กตรอนรวม เท่ากับ 19 NO มีอิเล็กตรอนรวม เท่ากับ 11 NO2 มีอิเล็กตรอนรวม เท่ากับ 17 2. โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 BF3 B มีอิเล็กตรอนเท่ากับ 6 BeH2 Be มีอิเล็กตรอนเท่ากับ 6 3. โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนมากกว่า 8 PCl5 มีอิเล็กตรอน เท่ากับ 10 XeF4 มีอิเล็กตรอน เท่ากับ 12 SF4 มีอิเล็กตรอน เท่ากับ 10 F F S F F pp-01/2-57 19
- 20. ประจุฟอร์มาล : มักใช้กับการพิจารณาสารโคเวเลนต์ซึ่งถือว่าพันธะที่ยึด อะตอมเข้าด้วยกันเป็นผลจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน แม้ว่าบางกรณีสารโคเวเลนต์นั้นจะมีประจุรวมเป็นศูนย์ แต่ เมื่อพิจารณาเป็นอะตอมอะตอมแต่ละตัวอาจมีประจุเป็นศูนย์ ในขณะที่บางอะตอมเสมือนว่ามีอิเล็กตรอนเกินมา ก็จะมีประจุเป็นลบ และขณะที่บางอะตอมอาจเสมือนว่าเสียอิเล็กตรอนไป ก็จะมีประจุ เป็นบวก ซึ่งเรียกประจุเหล่านี้ว่า ประจุฟอร์มาล (formal charge) pp-01/2-57 20
- 21. ประจุฟอร์มาล (Formal charge) ประจุฟอร์มาลเป็นความแตกต่างระหว่างจานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมเดี่ยวกับ ของอะตอมในโครงสร้างลิวอิส เป็นการทานายการสภาพขั้วของโมเลกุลอย่างคร่าว ๆ การคานวณประจุฟอร์มาลของอะตอม V จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมเดี่ยว(อะตอมที่สนใจ) N จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่ไม่ได้สร้างพันธะ B จานวนอิเล็กตรอนทั้งหมดที่สร้างพันธะรอบอะตอมนั้น eee BNV 2 1 chargeformal pp-01/2-57 21
- 22. ตัวอย่าง จงหาประจุฟอร์มาลของแต่ละอะตอม [IO3]– I =7 – 2 – ½ (6) = +2 O = 6 – 6 – ½ (2) = -1 ประจุรวม = +2 – 1 – 1 – 1 = -1 [NH3CH2COO]– OIO O OIO O +21 1 1 H H O HNCC H H O + - วิธีลัด ดูจำนวนพันธะเปรียบเทียบกับ จำนวนพันธะที่ควรจะมีของแต่ละอะตอม เช่น N มีวำเลนซ์ 5 ควรมีพันธะ 3 พันธะ ถ้ำมีเกินจะเป็นบวก ถ้ำมีไม่ครบจะเป็นลบ pp-01/2-57 22
- 23. - คานวณประจุฟอร์มาลของ O3 OOO ...... .. .. .. O = 6 – 4 – ½(4) = 0 O = 6 – 2 – ½(6) = +1 O = 6 – 6 – ½(2) = -1 O OO ...... .. .. .. 0 +1 -1 pp-01/2-57 23
- 24. หมายถึง การใช้โครงสร้างลิวอิสตั้งแต่ 2โครงสร้างขึ้นไปแทน โมเลกุลใดโมเลกุลหนึ่ง ข้อควรระวัง คือ การจะเป็นโครงสร้างเรโซแนนซ์ได้สารต้องมีการ จัดเรียงตัวของอะตอมเหมือนกัน ต่างเพียงการกระจาย อิเล็กตรอนในพันธะเท่านั้น เช่น SO2 S O O.. .. .. S O O.. .. .. เรโซแนนซ์ (Resonance) : pp-01/2-57 24
- 25. เรโซแนนซ์ (Resonance) ในบางโมเลกุลหรือไอออน สามารถเขียนแบบจาลองของลิวอิสได้มากกว่า1 แบบ เช่น CO2 และ SO2 เรียกปรากฏการณ์นี้ว่า ปรากฏการณ์เรโซแนนซ์ โดยต้องมีการจัดเรียงลาดับของอะตอม เหมือนกันเสมอ ต่างกันแต่เพียงการกระจายอิเล็กตรอนในพันธะ OCO O = C = O O C O -1 +1-1+1 S O O S O O +1 -1 +1 -1 pp-01/2-57 25
- 26. เรโซแนนซ์ (Resonance) โครงสร้างลิวอิสของ O3 จากการทดลองพบว่าความยาวพันธะระหว่าง O ทั้งสองเท่ากันแสดงว่าโมเลกุล O3 ไม่ เกิดพันธะทั้ง 2 แบบ แต่เกิดโครงสร้างที่เรียกว่า โครงสร้างเรโซแนนซ์ (Resonance structure) O O O +1 -1 O O O +1 -1 O O O 1.278 Å1.278 Å pp-01/2-57 26
- 27. โครงสร้าง Lewis ที่เป็นไปได้ หลักในการตัดสินว่าโครงสร้างเรโซแนนซ์แบบใดควรเป็นไปได้มากที่สุดมี หลักการพิจารณาว่าโครงสร้างใดเป็นโครงสร้างที่เป็นไปได้ มากที่สุด มีดังนี้ 1. เป็นไปตามกฎออกเตดมากที่สุด 2. โครงสร้างที่มีประจุฟอร์มาลต่าที่สุด 3. อะตอมที่มีค่า EN สูงควรมีประจุฟอร์มาลเป็นลบ 4. อะตอมชนิดเดียวกันไม่ควรมีประจุฟอร์มาลตรงข้ามกัน N N N N N N N N N -2 +1 0 -1 +1 -1 0 +1 -2 N3 +1 0 -1 0 0 0 -1 0 +1 CO2 OCO O = C = O O C O pp-01/2-57 27
- 28. การเขียนสูตรโมเลกุลของสารประกอบโคเวเลนต์ 1. เขียนสัญลักษณ์ของธาตุเรียงตามลาดับดังนี้ B SiC Sb As P N H Te Se S At I Br Cl O F 2. ระบุจานวนอะตอมของธาตุในสารประกอบ โดยเขียนตัวเลข ไว้มุมล่างขวา 3. ใช้จานวนอิเล็กตรอนที่แต่ละอะตอมต้องการคูณไขว้กัน และทาให้เป็นอัตราส่วนอย่างต่า เช่น C S C2S4 CS2 4 2 pp-01/2-57 28
- 29. ตัวอย่างสูตรสารประกอบโคเวเลนต์ NCl3 CO2 NH3 C2H4HF CH4 H2S PH3 Cl2O ClO3 + PO4 3- H2O pp-01/2-57 29
- 30. การเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์ 1. สารประกอบธาตุคู่ ให้อ่านธาตุตัวหน้าก่อนและตามด้วย ธาตุตัวหลังโดยเปลี่ยนท้ายพยางค์เป็นไอด์(-ide) 2. ระบุจานวนอะตอมของแต่ละธาตุด้วยจานวนในภาษากรีก ดังนี้ mono- (1), di-(2), tri-(3), tetra-(4), penta-(5), hexa-(6), hepta-(7), octa-(8), nona-(9), deca-(10) 3. ถ้าธาตุตัวหน้ามีอะตอมเดียวไม่ต้องระบุจานวนอะตอม แต่ ธาตุตัวหลังต้องระบุจานวนอะตอมแม้มีเพียงอะตอมเดียวpp-01/2-57 30
- 31. ตัวอย่างการเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์ AsF5 อ่านว่า อาร์ซีนิกเพนตะฟลูออไรด์ AlI3อ่านว่า อะลูมิเนียมไตรไอโอไดด์ N2O อ่านว่า ไดไนโตรเจนโมโนออกไซด์ Cl2O7 อ่านว่า ไดคลอรีนเฮปตะออกไซด์ CO อ่านว่า คาร์บอนโมโนออกไซด์ pp-01/2-57 31
- 32. ความยาวพันธะ หมายถึง ระยะทางระหว่างนิวเคลียสของอะตอมสอง อะตอมที่สร้างพันธะกันในโมเลกุล อะตอมแต่ละชนิดอาจเกิดพันธะมากกว่า 1ชนิด เช่น C กับ C , N กับ N และพันธะแต่ละชนิดจะมีพลังงานพันธะ และความยาวพันธะแตกต่างกัน พันธะเดี่ยว > พันธะคู่ > พันธะสาม pp-01/2-57 32
- 33. พลังงานพันธะ หมายถึง พลังงานที่ใช้ไปเพื่อสลายพันธะระหว่าง อะตอมภายในโมเลกุลซึ่งอยู่ในสถานะแก๊สให้แยก ออกเป็นอะตอมในสถานะแก๊ส พันธะสาม >พันธะคู่ > พันธะเดี่ยว พลังงานพันธะใช้บอกความแข็งแรงของพันธะ pp-01/2-57 33
- 34. CH4 (g) +423 kJ CH3(g) + H (g) CH3 (g) + 368 kJ CH2(g) + H (g) CH2 (g) + 519 kJ CH (g) + H (g) CH (g) + 335 kJ C (g) + H (g) การสลายพันธะชนิดเดียวกันในโมเลกุลที่มีหลายพันธะ ต้องมีการ สลายพันธะหลายขั้นตอน แต่ละขั้นตอนใช้พลังงานไม่เท่ากัน ดังนั้น พลังงานพันธะจึงใช้ค่าเฉลี่ยแทน เรียกว่า พลังงานพันธะเฉลี่ยpp-01/2-57 34
- 35. พลังงานพันธะเฉลี่ย (Average BondEnergy) พลังงานพันธะเฉลี่ย เป็นค่าเฉลี่ยของพลังงานสลายพันธะสาหรับพันธะแต่ละชนิดในโมเลกุลต่าง ๆ (เป็นค่าโดยประมาณ) pp-01/2-57 35
- 36. ความร้อนของปฏิกิริยา (Heat ofReaction) การเกิดปฏิกิริยาเคมี คือกระบวนการที่มีการทาลายพันธะเดิม(สารตั้งต้น) และสร้างพันธะใหม่(สาร ผลิตภัณฑ์) ความร้อนของปฏิกิริยา ( Hrxn) คือพลังงานเอนทาลปีของระบบที่ เปลี่ยนแปลงไปในรูปความร้อน เมื่อเกิดปฏิกิริยา สามารถหาได้จาก DHrxn เป็นลบ ปฏิกิริยาคายพลังงาน DHrxn เป็นบวก ต้องใช้พลังงานเพื่อให้เกิดปฏิกิริยา (ดูดพลังงาน) productsreactants DDHrxn พลังงานพันธะรวม ของผลิตภัณฑ์ พลังงานพันธะรวม ของสารตั้งต้น pp-01/2-57 36
- 37. การคานวณหาค่าความร้อนของปฏิกิริยา ตัวอย่าง จงหาพลังงานที่เปลี่ยนแปลงของปฏิกิริยาต่อไปนี้ CH4(g) +Cl2(g) CH3Cl(g) + HCl(g) (พลังงานพันธะสารตั้งต้น) = 4D(C-H) + D(Cl-Cl) (พลังงานพันธะผลิตภัณฑ์ ) = D(C-Cl) + 3D(C-H) + D(Cl-H) Hrxn = 4D(C-H) + D(Cl-Cl)– [D(C-Cl) + 3D(C-H) + D(Cl-H)] = (4414 + 243) – (339 + 3414 + 431) kJ/mol =–113 kJ/mol ปฏิกิริยานี้จะคายความร้อนออกมา 113 kJ/mol products D reactants D pp-01/2-57 37
- 38. การคานวณ ตัวอย่างที่ 1 กาหนดพลังงานให้ดังนี้ H– H = 436 kJ/mol N N = 945 kJ/mol และ N – H = 391 kJ/mol ปฏิกิริยาเคมีต่อไปนี้ดูดหรือคายพลังงานเท่าใด 2NH3 (g) N2 (g) + 3H2 (g) pp-01/2-57 38
- 39. H 2NH3 (g) N2(g) + 3H2 (g) 2H – N – H N N + 3(H – H) 6(N – H) N N + 3(H – H) 6 x 391 945 + 3 x 436 2346 kJ 2253 kJ ปฏิกิริยาดูดพลังงาน = 2346 – 2253 = 93 kJpp-01/2-57 39
- 40. รูปร่างโมเลกุล ทาไมต้องศึกษารูปร่างโมเลกุล เพราะสารต่างๆ แม้ว่าจะมีสูตรโมเลกุลเหมือนกันหรือไม่ก็ตาม ถ้ามีรูปร่างโมเลกุลต่างกัน สมบัติของสารก็แตกต่างกันด้วย รูปร่างของโมเลกุล(รูปทรงทางเรขาคณิต) เกิดจากการจัดตัว ของอะตอมภายในโมเลกุลมีผลต่อคุณสมบัติทางกายภาพ (m.p., b.p., density) และเคมี pp-01/2-57 40
- 41. ตัวอย่างเช่น เอทานอล และ เมทอกซีมีเทน H CC O H H H H H CH3CH2OH O CC H H H H H H CH3OCH3 สมบัติ : ของเหลวไม่มีสี ละลาย น้าได้ดี mp.-1170C bp. 78.5 0C สมบัติ : แก๊ส ไม่มีสี ไม่ละลายน้า mp. -138.50C bp. -23 0C pp-01/2-57 41
- 42.
- 43. มุมพันธะ มุมพันธะ คือมุมที่เกิดขึ้น เมื่อลาก เส้นผ่านพันธะ2 พันธะมาตัดที่ นิวเคลียสของอะตอมกลาง โมเลกุลที่มีสูตรเคมีคล้ายกัน มุมพันธะอาจไม่เท่ากัน H2O = 104.5 H2S = 92 การทานายโครงสร้างของโมเลกุลเช่น มุมพันธะ จาเป็นต้องอาศัยข้อมูลเกี่ยวกับอิเล็กตรอนใน โมเลกุล 106.0 104.0 pp-01/2-57 43
- 44. มุมระหว่างพันธะ (Bond angle) คือมุมที่เกิดจากอะตอมสองอะตอมทากับอะตอมกลางหรือ มุมที่เกิดระหว่างพันธะสองพันธะ A BB O Oมุม เป็นมุมระหว่างพันธะของโมเลกุล AB2 ซึ่งจะแคบหรือกว้าง ขึ้นอยู่กับแรงผลักระหว่าง Bond Pair Electron และ Lone Pair Electronpp-01/2-57 44
- 45. การทานายรูปร่างโมเลกุล พิจารณารูปร่างโมเลกุลจาก Valence ShellElectron Pair Repulsion Model (VSEPR) โดยยึดหลักที่ว่า valence electron pair รอบอะตอมจะมีการผลักกันทาให้ อิเล็กตรอนแต่ละคู่อยู่ห่างกัน pp-01/2-57 45
- 46. 1. โมเลกุลเป็นเส้นตรง (Linear): AX2 อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่ แต่ละคู่ผลักกัน เพื่อให้ห่างกันมากที่สุด เป็นมุมระหว่างพันธะเท่ากับ 180 oC เช่น BeCl2 HCN CO2 C2H2 โมเลกุลที่อะตอมกลางไม่มี อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว pp-01/2-57 46
- 47. 2. โมเลกุลเป็นรูปสามเหลี่ยมแบนราบ(Trigonal planar): AX3 อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 3 คู่ แต่ละคู่ผลักกันห่าง กันมากที่สุด เป็นมุมระหว่างพันธะเท่ากับ 120 oC เช่น BF3 SO3 NO3 - pp-01/2-57 47
- 48. 3. โมเลกุลเป็นรูปทรงเหลี่ยมสี่หน้า (Tetrahedral): AX4 อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 4 คู่ แต่ละคู่ผลักกันห่าง มากที่สุด เป็นมุมระหว่างพันธะเท่ากับ 109.5 oC เช่น CH4 SiCl4 SO4 2- NH4 + pp-01/2-57 48
- 49. 4. โมเลกุลเป็นรูปพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม (Trigonal bipyramidal): AX5 อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 5 คู่ แต่ละคู่ผลักกันห่าง มากที่สุด เป็นมุมระหว่างพันธะเท่ากับ 90 oC และ 120 oC เช่น PCl5 SbI5 pp-01/2-57 49
- 50. 5. โมเลกุลเป็นรูปทรงแปดหน้า (Octahedral): AX6 อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 6 คู่ แต่ละคู่ผลักกันห่าง มากที่สุด เป็นมุมระหว่างพันธะเท่ากับ 90 o และ 180 o เช่น SF6 SiF6 2- pp-01/2-57 50
- 51. ถ้าโมเลกุลมี lone pairs 1 ที่อะตอมกลางการทานายรูปร่างของ โมเลกุลจะซับซ้อน เพราะมีแรงผลักของ electron pairs เข้ามาเกี่ยวข้อง 1. แรงผลักระหว่าง lone pair กับ lone pair 2. แรงผลักระหว่าง lone pair กับ bonding pair 3. แรงผลักระหว่าง bonding pair กับ bonding pair โดยที่ แรง 1 > แรง 2 > แรง 3 โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว pp-01/2-57 51
- 52. 1. โมเลกุลเป็นรูปตัววีหรือมุมงอ (V-Shapeor Bent) : AX2E และ AX2E2 อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดด เดี่ยว 1 หรือ 2 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด ยิ่งอิเล็กตรอน คู่โดดเดี่ยวมาก มุมระหว่างพันธะยิ่งน้อย เช่น SO2 SnCl2 H2O Cl2O SH2 SO2 H2O 119.50 มุมงอ(V-shape) มุมงอ(bent) pp-01/2-57 52
- 53. 2. โมเลกุลเป็นรูปพีระมิดฐานสามเหลี่ยม (Trigonal pyramidal): AX3E อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 3 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดด เดี่ยว 1 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด มุมระหว่างพันธะ น้อยกว่า 109.5 0 เช่น NH3 NCl3 SO3 2- PH3 pp-01/2-57 53
- 54. 3. โมเลกุลเป็นรูปทรงสี่หน้าบิดเบี้ยว (Distorted tetrahedralหรือ seesaw) : AX4E อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 4 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดด เดี่ยว 1 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด มุมระหว่างพันธะ น้อยกว่า 180 0 เช่น SF4 TeCl4 XeO2F2 SeF4 pp-01/2-57 54
- 55. 4. โมเลกุลเป็นรูปตัวที (T- Shaped) : AX3E2 อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 3 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดด เดี่ยว 2 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด มุมระหว่างพันธะน้อย กว่า 90 0 และ 180 0 เช่น ClF3 BrF3 pp-01/2-57 55
- 56. 5. โมเลกุลเป็นเส้นตรง (Linear): AX2E3 อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 3 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด มุมระหว่างพันธะเป็น 180 0 เช่น XeF2 I3 - ICl2 - pp-01/2-57 56
- 57. 6. โมเลกุลเป็นรูปทรงพีระมิดฐานสี่เหลี่ยม (Square pyramidal): AX5E อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 5 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด มุมระหว่างพันธะน้อยกว่า 90 0 และ 180 0 เช่น BrF5 IF5 XeOF4 pp-01/2-57 57
- 58. 7. โมเลกุลเป็นรูปสี่เหลี่ยมแบนราบ (Squareplanar) : AX4E2 อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 4 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด มุมระหว่างพันธะ 90 0 และ 180 0 เช่น XeF4 BrF4 - pp-01/2-57 58
- 59. หลักการพิจารณามุมระหว่างพันธะ 1. กรณีอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมุมระหว่างพันธะขึ้นกับ จานวนพันธะรอบอะตอมกลาง ยิ่งมีมากมุมยิ่งเล็กลง 2.กรณีอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวไม่เท่ากัน โมเลกุลใดมี อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมากมุมยิ่งเล็กลง 3. กรณีอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเท่ากัน - ถ้าอะตอมกลางชนิดเดียวกัน พิจารณาจากอะตอมที่มาจับ ถ้าค่า EN มาก มุมจะเล็กลง - ถ้าอะตอมกลางต่างชนิดกัน พิจารณาอะตอมกลาง ถ้าค่า EN มาก มุม จะห่างมาก pp-01/2-57 59
- 60. สภาพขั้วของพันธะ (Bond Polarity) สภาพขั้วของพันธะคือ การอธิบายการกระจายตัวของอิเล็กตรอนที่ใช้ในการสร้าง พันธะระหว่างอะตอม สภาพขั้วของพันธะโควาเลนต์ขึ้นอยู่กับ ค่า EN ของอะตอมทั้งสอง ถ้าค่า EN ของ อะตอมทั้งสองต่างกัน การกระจายตัวของอิเล็กตรอนในบริเวณระหว่างอะตอมทั้ง สองจะไม่สม่าเสมอ ซึ่งจะเรียกว่า พันธะโควาเลนต์แบบมีขั้ว X+Y- เมื่อ EN ของ Y X + - H F+ H F pp-01/2-57 60
- 61. สภาพขั้วของโมเลกุล (Polarity ofMolecule) สภาพขั้วของโมเลกุลคือสภาพขั้วสุทธิ(net dipole)ของพันธะทุกพันธะในโมเลกุล สภาพขั้วของโมเลกุลหาได้โดยการรวมสภาพขั้วของพันธะทุกพันธะแบบเวคเตอร์ pp-01/2-57 61
- 62.
- 63. H F H F + - โมเมนต์ขั้วคู่(Dipole Moments) ภายในโมเลกุลของสารประกอบ ถ้าอะตอมมีค่า EN ต่างกัน มีการดึง อิเล็กตรอนทาให้เกิดขั้วขึ้น ตัวอย่าง แสดงทิศทางการดึงของ e- แสดงขั้ว (polar bond) 2.1 4.0 H F pp-01/2-57 63
- 64.
- 65. HH O.... OO C HH CC Cl Cl H H CC Cl Cl dipolemoment สุทธิ = 1. 87 (เป็น polar molecule) Cis (polar) = 1. 89 Trans = 0 โมเลกุล H2O โมเลกุล CO2 โมเลกุล C2H2Cl2 ขั้วของโมเลกุล คานวณจากผลรวมแบบ vector ของขั้วของพันธะ เป็น non-polar molecule = 0 pp-01/2-5765
- 66. สภาพขั้วของโมเลกุลโคเวเลนต์ หมายถึง โมเลกุลโคเวเลนต์ที่เกิดจากพันธะโคเวเลนต์ ที่มีอะตอมของธาตุทั้งสองมีผลต่างของค่า ENมาก ขั้ว นั้นมีอานาจไฟฟ้ามาก สภาพขั้วแรง แต่ถ้า EN ต่างกัน น้อย ขั้วนั้นมีอานาจไฟฟ้าน้อย สภาพขั้วต่า pp-01/2-57 66
- 67. พันธะมีขั้วและพันธะไม่มีขั้ว พันธะมีขั้ว คือ พันธะที่เกิดจากอะตอมของธาตุต่างชนิดกัน มีค่าEN ไม่เท่ากัน มายึดกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ เป็นโมเลกุลมีขั้วหรือไม่มีขั้วก็ได้ ขึ้นกับรูปร่างโมเลกุล พันธะไม่มีขั้ว คือ พันธะที่เกิดจากอะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน มีค่า EN เท่ากัน มายึดกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ เป็นโมเลกุลไม่มีขั้วpp-01/2-57 67
- 68. โมเลกุลมีขั้วและโมเลกุลไม่มีขั้ว โมเลกุลไม่มีขั้ว 1. โมเลกุลของธาตุชนิดเดียวกัน เช่นH2 Cl2 P4 2. โมเลกุลของสารประกอบที่เกิดจากธาตุ 2 ชนิด โดยมี อะตอมหนึ่งเป็นอะตอมกลาง และอะตอมอีกธาตุหนึ่งอยู่ โดยรอบ โดยมีรูปร่างโมเลกุลที่สมมาตร ทาให้สภาพขั้วของ พันธะหักล้างกันหมด เช่น BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6 3. โมเลกุลของสารประกอบไฮโดรคาร์บอนทั้งหมดpp-01/2-57 68
- 69. โมเลกุลมีขั้ว 1. โมเลกุลที่มี 2อะตอม ของธาตุต่างชนิดกัน เช่น HCl NO CO HF 2. โมเลกุลที่อะตอมกลางเกิดพันธะโคเวเลนต์กับอะตอม ข้างเคียงชนิดเดียวกัน และมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลืออยู่ เช่น NH3 H2O PCl3 3. โมเลกุลที่อะตอมกลางเกิดพันธะโคเวเลนต์กับอะตอม ข้างเคียงต่างชนิดกัน เช่น HCN CHCl3 HCHO pp-01/2-57 69
- 70.
- 71.
- 72. ความแรงของสภาพขั้วของพันธะและโมเลกุลโคเวเลนต์ พิจารณาจากผลต่างของค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี (EN) ถ้า ผลต่างมากกว่าสภาพขั้วจะแรงกว่า เช่น H F H Cl ผลต่างค่า EN = 1.78 ผลต่างค่า EN = 0.96 HF มีสภาพขั้วแรงกว่า HCl ทาให้มีจุดเดือดสูงกว่าด้วยpp-01/2-57 72