1 / 76

พันธะ โคเวเลนต์ Covalent Bond

พันธะ โคเวเลนต์ Covalent Bond. การเปลี่ยนแปลงพลังงานในการเกิดโมเลกุลไฮโดรเจน. พลังงานศักย์ ( kJ/mol). H. H. H. H. 436 kJ/mol. ระยะระหว่างอะตอมของไฮโดรเจน ( pm). 74 pm. นิยาม.

rubaina-manaf
Télécharger la présentation

พันธะ โคเวเลนต์ Covalent Bond

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. พันธะโคเวเลนต์ Covalent Bond

  2. การเปลี่ยนแปลงพลังงานในการเกิดโมเลกุลไฮโดรเจนการเปลี่ยนแปลงพลังงานในการเกิดโมเลกุลไฮโดรเจน พลังงานศักย์ (kJ/mol) H H H H 436 kJ/mol ระยะระหว่างอะตอมของไฮโดรเจน (pm) 74 pm

  3. นิยาม พันธะโคเวเลนต์ ( Covalent bond ) หมายถึง พันธะที่เกิดจากอะตอมคู่หนึ่งใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน โดยเกิดแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับโปรตอนในนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง IE สูง กับ IE สูง หรือ อโลหะ กับ อโลหะ

  4. ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ I I I I I 1 อะตอม I2โมเลกุล I 1 อะตอม O O O O O 1 อะตอม O2โมเลกุล O 1 อะตอม N N N N N 1 อะตอม N2โมเลกุล N 1 อะตอม

  5. I I I2โมเลกุล O O O2โมเลกุล N N N2โมเลกุล I I พันธะเดี่ยว eคู่ร่วมพันธะ 1 คู่ (Single bond) O O พันธะคู่ eคู่ร่วมพันธะ 2 คู่ (Double bond) N N พันธะสาม (Triple bond) eคู่ร่วมพันธะ 3 คู่

  6. O O O O พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ (Coordinate Covalent bond หรือ Dative Covalent bond) พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ พันธะโคเวเลนต์ O O O O O O3

  7. นิยาม พันธะที่เกิดขึ้นโดยอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะมาจากอะตอมของธาตุเดียว ส่วนอีกธาตุหนึ่งไม่ได้ส่งอิเล็กตรอนมาร่วมพันธะแต่มาใช้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวของธาตุอื่น เพื่อให้จำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนครบ 8 ตามกฎออกเตต

  8. การเขียนสูตรแบบเส้นและแบบจุดการเขียนสูตรแบบเส้นและแบบจุด 1. หาอะตอมกลาง 2. วางตำแหน่งของอะตอมของธาตุทั้งหมด 3. เขียนสูตรแบบเส้นและแบบจุด ตามลำดับ

  9. โครงสร้างแบบจุดอิเล็กตรอนโครงสร้างแบบจุดอิเล็กตรอน • การเขียนโครงสร้างลิวอิสหรือโครงสร้างแบบจุดอิเล็กตรอน (Lewis’sdot structure) เป็นวิธีการเขียนเพื่อแสดงวาเลนซ์อิเล็กตรอนและการสร้างพันธะโควาเลนต์ระหว่างอะตอมในโมเลกุล • โครงสร้างลิวอิสของอะตอม • ใช้จุดแทนวาเลนซ์อิเล็กตรอน

  10. H H C H H H HCH H NN N N โครงสร้างลิวอิสของโมเลกุล • โครงสร้างลิวอิสของโมเลกุล • พันธะโควาเลนต์คือการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของสองอะตอม • หนึ่งพันธะประกอบด้วยสองอิเล็กตรอน (2 shared electrons) • แต่ละพันธะแทนด้วยจุด 2 จุด (:) หรือ หนึ่งเส้น () • อิเล็กตรอนที่ใช้ในการสร้างพันธะ เรียกว่า bonding electron • อิเล็กตรอนที่ไม่เกี่ยวข้องกับการสร้างพันธะเรียกว่า non-bonding electron

  11. การเขียนโครงสร้างลิวอิสการเขียนโครงสร้างลิวอิส • กำหนดอะตอมกลาง(ต้องการ valence electron หลายตัว) และการจัดเรียงอะตอมในโมเลกุล • นับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของทุกอะตอมในโมเลกุล • ไอออนลบ: เพิ่มจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนประจุลบของไอออน • ไอออนบวก: ลบจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนประจุบวกของไอออน • เชื่อมอะตอมด้วยพันธะเดี่ยว(ระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมปลาย) โดยใช้ 2 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวแต่ละพันธะ • เติมวาเลนซ์อิเล็กตรอนให้กับอะตอมปลายให้ครบ8 (ยกเว้น H เท่ากับ 2) • เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (อาจมากกว่า 8) • ถ้าจำนวนวาเลนซ์อิเล็กตรอนที่อะตอมกลางไม่ครบ 8 ให้นำอิเล็กตรอนที่ไม่ร่วมพันธะของอะตอมรอบๆ มาสร้างพันธะคู่หรือพันธะสาม • จำนวนวาเลนซ์อิเล็กตรอนรวมต้องเท่ากับที่ได้จากข้อ 1.

  12. หรือ F N F F F N F F F N F F F N F F F N F F F N F F หรือ หรือ ตัวอย่างโครงสร้างลิวอิสของ NF3 1. อะตอมกลางคือ N 2. จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5 + (7x3) = 26 อิเล็กตรอน(จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของ N= 5 F = 7) 3. เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมปลาย 4. เขียนอิเล็กตรอนของอะตอมปลายให้ครบ 8 5. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (26-24 = 2 อิเล็กตรอน)

  13. H C N H C N H C N H C N HCN ตัวอย่าง โครงสร้างลิวอิสของ HCN • อะตอมกลางคือ C • จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของ HCN 1 + 4 + 5 =10 อิเล็กตรอน • เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมที่มีพันธะ • เขียนอิเล็กตรอนของอะตอมปลาย ให้ครบ 8 (หรือ 2) • เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (10-10 = 0)ยังไม่เป็นไปตามกฎออกเตต • นำอิเล็กตรอนที่ไม่ร่วมพันธะของอะตอมรอบๆ (N) มาสร้างพันธะคู่หรือพันธะสาม จนอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนครบแปด

  14. หรือ F N F F F N F F F N F F F N F F F N F F F N F F หรือ หรือ ตัวอย่างโครงสร้างลิวอิสของ NF3 1. อะตอมกลางคือ N 2. จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5 + (7x3) = 26 อิเล็กตรอน(จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของ N= 5 F = 7) 3. เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมปลาย 4. เขียนอิเล็กตรอนของอะตอมปลายให้ครบ 8 5. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (26-24 = 2 อิเล็กตรอน)

  15. H C N H C N H C N H C N HCN ตัวอย่าง โครงสร้างลิวอิสของ HCN • อะตอมกลางคือ C • จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของ HCN 1 + 4 + 5 =10 อิเล็กตรอน • เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมที่มีพันธะ • เขียนอิเล็กตรอนของอะตอมปลาย ให้ครบ 8 (หรือ 2) • เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (10-10 = 0)ยังไม่เป็นไปตามกฎออกเตต • นำอิเล็กตรอนที่ไม่ร่วมพันธะของอะตอมรอบๆ (N) มาสร้างพันธะคู่หรือพันธะสาม จนอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนครบแปด

  16. Cl Be Cl โมเลกุลที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตต 1. อะตอมของธาตุในโมเลกุลที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 ได้แก่ สารประกอบธาตุคู่ของ Be B และ Al เช่น BeCl2 AlF3 F Al F F

  17. F F F P F F Cl Cl Cl S Cl Cl Cl 2. อะตอมของธาตุในโมเลกุลที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนมากกว่า 8 ได้แก่ สารประกอบธาตุคู่ที่มีอะตอมกลางของธาตุตั้งแต่หมู่ 4 ขึ้นไป เช่น PF5 SCl6

  18. O N O O Cl O 3. ออกไซด์ของธาตุบางชนิด เช่น NO2 ClO2

  19. F F S F F ข้อยกเว้นของกฎออกเตด 1. โมเลกุลที่มีอิเล็กตรอนเป็นเลขคี่ เช่น • ClO2 มีอิเล็กตรอนรวม เท่ากับ 19 • NO มีอิเล็กตรอนรวม เท่ากับ 11 • NO2มีอิเล็กตรอนรวม เท่ากับ 17 2. โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 • BF3B มีอิเล็กตรอนเท่ากับ 6 • BeH2 Be มีอิเล็กตรอนเท่ากับ 6 3.โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนมากกว่า 8 • PCl5มีอิเล็กตรอน เท่ากับ 10 • XeF4มีอิเล็กตรอน เท่ากับ 12 • SF4 มีอิเล็กตรอน เท่ากับ 10

  20. ประจุฟอร์มาล: มักใช้กับการพิจารณาสารโคเวเลนต์ซึ่งถือว่าพันธะที่ยึดอะตอมเข้าด้วยกันเป็นผลจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน แม้ว่าบางกรณีสารโคเวเลนต์นั้นจะมีประจุรวมเป็นศูนย์ แต่เมื่อพิจารณาเป็นอะตอม อะตอมแต่ละตัวอาจมีประจุเป็นศูนย์ ในขณะที่บางอะตอมเสมือนว่ามีอิเล็กตรอนเกินมา ก็จะมีประจุเป็นลบ และขณะที่บางอะตอมอาจเสมือนว่าเสียอิเล็กตรอนไป ก็จะมีประจุเป็นบวก ซึ่งเรียกประจุเหล่านี้ว่า ประจุฟอร์มาล (formalcharge)

  21. ประจุฟอร์มาล (Formal charge) ประจุฟอร์มาลเป็นความแตกต่างระหว่างจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมเดี่ยวกับของอะตอมในโครงสร้างลิวอิสเป็นการทำนายการสภาพขั้วของโมเลกุลอย่างคร่าว ๆ การคำนวณประจุฟอร์มาลของอะตอม • V จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมเดี่ยว(อะตอมที่สนใจ) • N จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่ไม่ได้สร้างพันธะ • B จำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดที่สร้างพันธะรอบอะตอมนั้น

  22. H H O HNCC H H O OIO O +2 1 1 OIO O 1 + - ตัวอย่าง จงหาประจุฟอร์มาลของแต่ละอะตอม • [IO3]– • I = 7 – 2 – ½ (6) = +2 • O = 6 – 6 – ½ (2) = -1 ประจุรวม = +2 – 1 – 1 – 1= -1 • [NH3CH2COO]– วิธีลัด ดูจำนวนพันธะเปรียบเทียบกับจำนวนพันธะที่ควรจะมีของแต่ละอะตอม เช่น N มีวาเลนซ์ 5 ควรมีพันธะ 3 พันธะ ถ้ามีเกินจะเป็นบวก ถ้ามีไม่ครบจะเป็นลบ

  23. .. .. .. .. .. .. .. .. O O O O O O .. .. .. .. - คำนวณประจุฟอร์มาลของ O3 0 +1 -1 O = 6 – 4 – ½(4) = 0 O = 6 – 2 – ½(6) = +1 O = 6 – 6 – ½(2) = -1

  24. .. .. .. .. O O S S O O .. .. เรโซแนนซ์ (Resonance) : หมายถึง การใช้โครงสร้างลิวอิสตั้งแต่ 2 โครงสร้างขึ้นไปแทน โมเลกุลใดโมเลกุลหนึ่ง ข้อควรระวัง คือ การจะเป็นโครงสร้างเรโซแนนซ์ได้สารต้องมีการจัดเรียงตัวของอะตอมเหมือนกัน ต่างเพียงการกระจายอิเล็กตรอนในพันธะเท่านั้น เช่น SO2

  25. +1 +1 S O O S O O -1 -1 เรโซแนนซ์(Resonance) ในบางโมเลกุลหรือไอออน สามารถเขียนแบบจำลองของลิวอิสได้มากกว่า 1 แบบ เช่น CO2 และ SO2 เรียกปรากฏการณ์นี้ว่าปรากฏการณ์เรโซแนนซ์โดยต้องมีการจัดเรียงลำดับของอะตอมเหมือนกันเสมอ ต่างกันแต่เพียงการกระจายอิเล็กตรอนในพันธะ +1 -1 +1 -1 OCO O=C=OOCO

  26. +1 +1 O O O O O O -1 -1 O O O 1.278 Å 1.278 Å เรโซแนนซ์ (Resonance) โครงสร้างลิวอิสของ O3จากการทดลองพบว่า ความยาวพันธะระหว่าง O ทั้งสองเท่ากันแสดงว่าโมเลกุล O3 ไม่เกิดพันธะทั้ง 2 แบบ แต่เกิดโครงสร้างที่เรียกว่า โครงสร้างเรโซแนนซ์(Resonance structure)

  27. N N N N N N N N N โครงสร้าง Lewis ที่เป็นไปได้ หลักในการตัดสินว่าโครงสร้างเรโซแนนซ์แบบใด ควรเป็นไปได้มากที่สุดมี หลักการพิจารณาว่าโครงสร้างใดเป็นโครงสร้างที่เป็นไปได้ มากที่สุด มีดังนี้ 1. เป็นไปตามกฎออกเตดมากที่สุด 2. โครงสร้างที่มีประจุฟอร์มาลต่ำที่สุด 3. อะตอมที่มีค่า EN สูงควรมีประจุฟอร์มาลเป็นลบ 4. อะตอมชนิดเดียวกันไม่ควรมีประจุฟอร์มาลตรงข้ามกัน OCO O=C=OOCO CO2 +1 0 -1 0 0 0 -1 0 +1 N3 -2 +1 0 -1 +1 -1 0 +1 -2

  28. การเขียนสูตรโมเลกุลของสารประกอบโคเวเลนต์การเขียนสูตรโมเลกุลของสารประกอบโคเวเลนต์ 1. เขียนสัญลักษณ์ของธาตุเรียงตามลำดับดังนี้ B Si C Sb As P N H Te Se S At I Br Cl O F 2. ระบุจำนวนอะตอมของธาตุในสารประกอบ โดยเขียนตัวเลขไว้มุมล่างขวา 3. ใช้จำนวนอิเล็กตรอนที่แต่ละอะตอมต้องการคูณไขว้กัน และทำให้เป็นอัตราส่วนอย่างต่ำ เช่น CS C2S4CS2 4 2

  29. ตัวอย่างสูตรสารประกอบโคเวเลนต์ตัวอย่างสูตรสารประกอบโคเวเลนต์ NCl3 CO2 NH3 C2H4 HF CH4 H2S PH3 Cl2O ClO3+PO43- H2O

  30. การเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์การเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์ 1. สารประกอบธาตุคู่ ให้อ่านธาตุตัวหน้าก่อนและตามด้วยธาตุตัวหลังโดยเปลี่ยนท้ายพยางค์เป็นไอด์ (-ide) 2. ระบุจำนวนอะตอมของแต่ละธาตุด้วยจำนวนในภาษากรีก ดังนี้ mono- (1), di-(2), tri-(3), tetra-(4), penta-(5), hexa-(6), hepta-(7), octa-(8), nona-(9), deca-(10) 3. ถ้าธาตุตัวหน้ามีอะตอมเดียวไม่ต้องระบุจำนวนอะตอม แต่ธาตุตัวหลังต้องระบุจำนวนอะตอมแม้มีเพียงอะตอมเดียว

  31. ตัวอย่างการเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์ตัวอย่างการเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์ AsF5 อ่านว่า อาร์ซีนิกเพนตะฟลูออไรด์ AlI3อ่านว่า อะลูมิเนียมไตรไอโอไดด์ N2O อ่านว่า ไดไนโตรเจนโมโนออกไซด์ Cl2O7อ่านว่า ไดคลอรีนเฮปตะออกไซด์ CO อ่านว่า คาร์บอนโมโนออกไซด์

  32. พลังงานพันธะ

  33. ความยาวพันธะ หมายถึง ระยะทางระหว่างนิวเคลียสของอะตอมสองอะตอมที่สร้างพันธะกันในโมเลกุล อะตอมแต่ละชนิดอาจเกิดพันธะมากกว่า 1 ชนิด เช่น C กับ C , N กับ N และพันธะแต่ละชนิดจะมีพลังงานพันธะและความยาวพันธะแตกต่างกัน พันธะเดี่ยว > พันธะคู่ > พันธะสาม

  34. พลังงานพันธะ หมายถึง พลังงานที่ใช้ไปเพื่อสลายพันธะระหว่างอะตอมภายในโมเลกุลซึ่งอยู่ในสถานะแก๊สให้แยกออกเป็นอะตอมในสถานะแก๊ส พลังงานพันธะใช้บอกความแข็งแรงของพันธะ พันธะสาม > พันธะคู่ > พันธะเดี่ยว

  35. 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 ต้องมีการสลายพันธะหลายขั้นตอน แต่ละขั้นตอนใช้พลังงานไม่เท่ากัน ดังนั้นพลังงานพันธะจึงใช้ค่าเฉลี่ยแทน เรียกว่า พลังงานพันธะเฉลี่ย

  36. พลังงานพันธะเฉลี่ย (Average Bond Energy) พลังงานพันธะเฉลี่ย เป็นค่าเฉลี่ยของพลังงานสลายพันธะสำหรับพันธะแต่ละชนิดในโมเลกุลต่าง ๆ (เป็นค่าโดยประมาณ)

  37. พลังงานพันธะรวมของสารตั้งต้นพลังงานพันธะรวมของสารตั้งต้น พลังงานพันธะรวมของผลิตภัณฑ์ ความร้อนของปฏิกิริยา (Heat of Reaction) การเกิดปฏิกิริยาเคมี คือกระบวนการที่มีการทำลายพันธะเดิม(สารตั้งต้น) และสร้างพันธะใหม่(สารผลิตภัณฑ์) ความร้อนของปฏิกิริยา (Hrxn) คือพลังงานเอนทาลปีของระบบที่เปลี่ยนแปลงไปในรูปความร้อนเมื่อเกิดปฏิกิริยา สามารถหาได้จาก • DHrxnเป็นลบ ปฏิกิริยาคายพลังงาน • DHrxnเป็นบวก ต้องใช้พลังงานเพื่อให้เกิดปฏิกิริยา (ดูดพลังงาน)

  38. การคำนวณหาค่าความร้อนของปฏิกิริยาการคำนวณหาค่าความร้อนของปฏิกิริยา ตัวอย่างจงหาพลังงานที่เปลี่ยนแปลงของปฏิกิริยาต่อไปนี้ 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)] = (4414 + 243) –(339 + 3414 + 431) kJ/mol =–113 kJ/mol ปฏิกิริยานี้จะคายความร้อนออกมา 113 kJ/mol

  39. การคำนวณ ตัวอย่างที่ 1 กำหนดพลังงานให้ดังนี้ H – H = 436 kJ/mol N N = 945 kJ/mol และ N – H = 391kJ/mol ปฏิกิริยาเคมีต่อไปนี้ดูดหรือคายพลังงานเท่าใด 2NH3(g) N2 (g) + 3H2 (g)

  40. 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 H ปฏิกิริยาดูดพลังงาน = 2346 – 2253 = 93 kJ

  41. รูปร่างโมเลกุล ทำไมต้องศึกษารูปร่างโมเลกุล เพราะสารต่างๆ แม้ว่าจะมีสูตรโมเลกุลเหมือนกันหรือไม่ก็ตามถ้ามีรูปร่างโมเลกุลต่างกัน สมบัติของสารก็แตกต่างกันด้วย รูปร่างของโมเลกุล (รูปทรงทางเรขาคณิต) เกิดจากการจัดตัวของอะตอมภายในโมเลกุลมีผลต่อคุณสมบัติทางกายภาพ (m.p., b.p., density) และเคมี

  42. H O H H H C C C C H H H H H H O H H ตัวอย่างเช่น เอทานอล และ เมทอกซีมีเทน CH3OCH3 CH3CH2OH สมบัติ : ของเหลวไม่มีสี ละลายน้ำได้ดี mp.-117 0C bp. 78.5 0C สมบัติ : แก๊ส ไม่มีสี ไม่ละลายน้ำmp. -138.5 0C bp. -23 0C

  43. จำนวนอะตอมในโมเลกุล จำนวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว มุมระหว่างพันธะและความยาวพันธะ ปัจจัยที่มีผลต่อรูปร่างโมเลกุล

  44. 106.0 104.0 มุมพันธะ มุมพันธะคือมุมที่เกิดขึ้น เมื่อลากเส้นผ่านพันธะ 2 พันธะมาตัดที่นิวเคลียสของอะตอมกลาง • โมเลกุลที่มีสูตรเคมีคล้ายกัน มุมพันธะอาจไม่เท่ากัน • H2O = 104.5 H2S = 92 • การทำนายโครงสร้างของโมเลกุลเช่น มุมพันธะ จำเป็นต้องอาศัยข้อมูลเกี่ยวกับอิเล็กตรอนในโมเลกุล

  45. A B B O O มุมระหว่างพันธะ (Bond angle) คือ มุมที่เกิดจากอะตอมสองอะตอมทำกับอะตอมกลางหรือมุมที่เกิดระหว่างพันธะสองพันธะ มุม เป็นมุมระหว่างพันธะของโมเลกุล AB2 ซึ่งจะแคบหรือกว้างขึ้นอยู่กับแรงผลักระหว่าง Bond Pair Electron และ Lone PairElectron

  46. การทำนายรูปร่างโมเลกุลการทำนายรูปร่างโมเลกุล พิจารณารูปร่างโมเลกุลจาก Valence Shell Electron Pair Repulsion Model (VSEPR) โดยยึดหลักที่ว่า valence electron pair รอบอะตอมจะมีการผลักกันทำให้อิเล็กตรอนแต่ละคู่อยู่ห่างกัน

  47. โมเลกุลที่อะตอมกลางไม่มี อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1. โมเลกุลเป็นเส้นตรง (Linear) : AX2 อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่ แต่ละคู่ผลักกันเพื่อให้ห่างกันมากที่สุด เป็นมุมระหว่างพันธะเท่ากับ 180 oC เช่น BeCl2 HCN CO2 C2H2

  48. 2. โมเลกุลเป็นรูปสามเหลี่ยมแบนราบ(Trigonal planar) : AX3 อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 3 คู่ แต่ละคู่ผลักกันห่างกันมากที่สุด เป็นมุมระหว่างพันธะเท่ากับ 120 oC เช่น BF3 SO3 NO3-

More Related