Chemical Bonding I: Basic Concepts

1. Chemical Bonding I:Basic Concepts

2. เนื้อหาที่จะเรียน 1 ทฤษฎีลูอิส 2 พันธะโคเวเลนท์ 3 การเขียนโครงสร้างลูอิส 4. เรโซแนนซ์ ข้อยกเว้นของกฎออกเต็ท 6 รูปร่างของโมเลกุล 7 ลำดับและความยาวพันธะ 8 พลังงานพันธะ

3. ทฤษฎีของลูอิส • เวเลนซ์อิเล็กตรอนมีบทบาทสำคัญยิ่งในการเกิดพันธะเคมี • บางครั้งก็เกิดการถ่ายโอนอิเล็กตรอนขึ้นทำให้เกิดเป็นพันธะไอออนิก • ถ้ามีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอมที่เกิดพันธะจะได้พันธะโคเวเลนท์ • อิเล็กตรอนรอบอะตอมที่เกิดพันธะโคเวเลนท์จะมี 8 อิเล็กตรอน

4. •• •• •• •• •• As Bi P Sb N • • • • • • • • • • • • • • • •• •• •• Al Ar • Se •• I • •• • • •• • • •• • •• สัญลักษณ์ลูอิส • สัญลักษณ์ของธาตุ – แสดงถึงนิวเคลียส กับ coree-. • จุดที่อยู่รอบๆสัญลักษณ์ของธาตุ – แสดงเวเลนซ์อิเล็กตรอน • Si • • •

5. ตัวอย่างที่ 1 • •• 2+ 2- •• Ba O Ba O •• • • • •• •• •• จงเขียนโครงสร้างแบบลูอิสของสารประกอบไอออนิก: (a) BaO; (b) MgCl2 ; (c) aluminum oxide. BaO ลูกศรครึ่งซีกหมายถึงมีการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนมีตัวเดียว ลูกศรที่มีสองด้านหมายถึงการเคลื่อนที่ของ 2 อิเล็กตรอน

6. ตัวอย่างที่ 2 •• Cl •• • •• • 2+ - •• Mg Mg 2 Cl •• • •• •• •• Cl •• • •• MgCl2

7. พันธะโคเวเลนซ์

8. H F F F B F B N H + H H F F H - •• N H Cl •• •• H N H •• •• H H H N H H • • พันธะโคออร์ดิเนทโคเวเลนซ์ Cl H +

9. • • • • • •• •• N N C O O •• •• •• •• • • • •• •• • • • • •• •• C O O C O O N N N N •• •• •• •• •• •• •• •• • • พันธะโคเวเลนซ์หลายพันธะ • • • O C O • • • • • • • • • • • • • • • •• N N •• • • • •

10. ความเป็นพาราแมกเนติกของออกซิเจน (O2)

11. พันธะโพลาร์โคเวเลนท์ และ Electrostatic Potential Maps

12. โพลาร์โมเลกุล

13. ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี

14. เปอร์เซ็นต์ความเป็นไอออนิกเปอร์เซ็นต์ความเป็นไอออนิก

15. การเขียนโครงสร้างลูอิสการเขียนโครงสร้างลูอิส • ต้องแสดงเวเลนซ์อิเล็กตรอนทุกตัว • โดยทั่วไปอิเล็กตรอนต้องเข้าคู่กัน • โดยทั่วไปอิเล็กตรอนรอบอะตอมหนึ่งจะต้องมี 8 ยกเว้น H มี 2 อิเล็กตรอน • โมเลกุลอาจจะมีพันธะคู่หรือพันธะสาม โดยมักจะเกิดกับอะตอม C, N, O, S, และ P

16. การเขียนโครงสร้างลูอิสการเขียนโครงสร้างลูอิส • ต้องจำแนกว่าอะตอมใดเป็นอะตอมกลางและอะตอมปลาย H H H C C O H H H โครงสร้างหลักที่มีอะตอมเชื่อมต่อกัน (skeletal structure)

17. การเขียนโครงสร้างลูอิสการเขียนโครงสร้างลูอิส • ไฮโดรเจนจะเป็นอะตอมปลายเสมอ • โดยทั่วไปอะตอมกลางจะมีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีต่ำที่สุด • คาร์บอนจะเป็นอะตอมกลางเสมอ

18. วิธีเขียนโครงสร้างแบบลูอิสวิธีเขียนโครงสร้างแบบลูอิส นับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดในโครงสร้าง วาดโครงสร้างหลัก แทนที่พันธะด้วย 2 อิเล็กตรอน จำแนกอะตอมปลาย ทำให้อะตอมปลายมี 8 อิเล็กตรอนหรือ 2 อิเล็กตรอนสำหรับ H หักอิเล็กตรอนที่ใช้ไปจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมด ดูว่ายังเหลืออิเล็กตรอนอีกหรือไม่

19. หักอิเล็กตรอนที่ใช้ไปจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมด ดูว่ายังเหลืออิเล็กตรอนอีกหรือไม่ ไม่เหลือ เหลือ อะตอมมีอิเล็กตรอนครบ 8 หรือยัง เติมอิเล็กตรอนที่เหลือบนอะตอมกลาง ครบ ไม่ครบ โครงสร้างลูอิสที่น่าพอใจ สร้างพันธะคู่หรือพันธะสามเพื่อให้มีอิเล็กตรอนครบ 8

20. ตัวอย่างการเขียนโครงสร้างลูอิสตัวอย่างการเขียนโครงสร้างลูอิส •• •• ขั้นที่ 4: ใส่e-ที่อะตอมปลาย: O—N—O •• •• •• •• เขียนโครงสร้างลูอิสของ nitronium ion NO2+ ขั้นที่ 1: ผลรวมของเวเลนซ์ e- = 5 + 6 + 6 – 1 = 16 e- ขั้นที่ 2: จำแนกอะตอมกลางและอะตอมปลาย ขั้นที่ 3: เขียนโครงสร้างที่เป็นไปได้: O—N—O

21. ตัวอย่างการเขียนโครงสร้างลูอิส (ต่อ) •• •• O=N=O •• •• •• •• O—N—O •• •• •• •• ขั้นที่ 5: หาจำนวนe-ที่เหลือ 16 – 4 – 12 = 0 ขั้นที่ 6: เขียน multiple bond เพื่อให้ครบ octet +

22. •• •• O=N=O •• •• 1 FC(O) = 6 - 4 – (4) = 0 2 1 FC(N) = 5 - 0 – (8) = +1 2 การหาค่า Formal Charge 1 FC = #valence e- - #lone pair e- - #bond pair e- 2 +

23. •• •• •• O N O •• 1 FC(O≡) = 6 - 2 – (6) = +1 2 1 FC(O—) = 6 - 6 – (2) = -1 2 1 FC(N) = 5 - 0 – (8) = +1 2 โครงสร้างลูอิสแบบอื่น + - + •• •• O—N—O •• •• •• ••

24. - •• + + O≡N—O •• •• •• โครงสร้างลูอิสแบบอื่น • ผลรวมของ FC ก็คือประจุของโมเลกุล • FC จะต้องมีค่าน้อยที่สุด • FC ที่เป็นลบจะเป็นอะตอมที่มีอิเล็กโตรเนกราทิวิตีสูงที่สุด • FC ที่มีประจุแบบเดียวกันแต่อะตอมอยู่ติดกัน จะไม่เสถียร

25. นิสิตลองเขียนโครงสร้างลูอิสนิสิตลองเขียนโครงสร้างลูอิส จงเขียนโครงสร้างลูอิสของ nitrosyl chloride, NOCl - 2+ 2- - 2+ - +

26. + -½ -½ •• •• •• O O O •• •• เรโซแนนซ์ (Resonance) - + - + •• •• •• •• •• •• O O O O O O •• •• •• •• •• ••

27. ข้อยกเว้นของกฎ octet • Odd e- species. N=O •• •• • •• H •• O—H • H—C—H • ••

28. •• •• •• F •• •• F •• + - B B •• - •• •• •• •• F F •• •• F F + •• •• •• •• •• •• •• ข้อยกเว้นของกฎ octet • Incomplete octets. •• •• F •• B •• •• F F •• •• •• •• ionic character

29. •• •• •• F •• Cl •• •• •• •• •• •• F •• •• Cl F •• Cl •• •• •• •• •• S P •• •• •• F F •• •• Cl Cl •• •• F •• •• •• •• •• •• •• •• ข้อยกเว้นของกฎ octet • Expanded octets. •• •• Cl •• P •• •• •• Cl Cl •• •• •• ••

30. Valence Shell กับความเหมาะสมของ FC

31. รูปร่างของโมเลกุล H O H

32. คำศัพท์ที่ควรรู้ • Bond length – distance between nuclei. • Bond angle – angle between adjacent bonds. • VSEPR Theory • Electron pairs repel each other whether they are in chemical bonds (bond pairs) or unshared (lone pairs). Electron pairs assume orientations about an atom to minimize repulsions. • Electron group geometry – distribution of e- pairs. • Molecular geometry – distribution of nuclei.

33. การใช้ลูกโป่งเพื่อธิบายการจัดตัวของอะตอมตามทฤษฎี VSEPR

34. Methane, Ammonia and Water

35. Table1 Molecular Geometry as a Function of Electron Group Geometry

41. การใช้ประยุกต์ทฤษี VSEPR • Draw a plausible Lewis structure. • Determine the number of e- groups and identify them as bond or lone pairs. • Establish the e- group geometry (lone pair or bond pair) • Determine the molecular geometry. • Multiple bonds count as one group of electrons. • More than one central atom can be handled individually.

42. ตัวอย่างโจทย์ เทลลูเรียม (Te) เป็นธาตุที่ไม่ค่อยมีผู้สนใจศึกษามากนัก จากหลักการของ VSEPR จงทำนายสูตรเคมีของสารประกอบหรือไอออนของเทลลูเรียมกับฟลูออรีนที่มีโครงสร้างดังต่อไปนี้ (a) T-shaped (b) angular (c) trigonal pyramidal(d) seesaw (e) square planar (f) Square pyramidal (g) trigonal bipyramidal (h) octahedral

43. ไดโพลโมเมนต์ (Dipole Moments)

44. ไดโพลโมเมนต์ (Dipole Moments)

45. ลำดับของพันธะ (bond order) และความยาวพันธะ (bond length) • Bond Order • Single bond, order = 1 • Double bond, order = 2 • Bond Length • Distance between two nuclei • Higher bond order • Shorter bond • Stronger bond

47. พลังงานพันธะ

49. ตัวอย่างการคำนวณหาเอ็นทาลปีของปฏิกิริยาจากพลังงานพันธะตัวอย่างการคำนวณหาเอ็นทาลปีของปฏิกิริยาจากพลังงานพันธะ ให้คำนวณหา H ของปฏิกิริยาระหว่างมีเทน (CH4) กับคลอรีนซึ่งจะให้ผลิตภัณฑ์ดังสมการ ΔHrxn = ΔH(product bonds) - ΔH(reactant bonds) = ΔH bonds formed - ΔH bonds broken = -770 kJ/mol – (657 kJ/mol) = -113 kJ/mol

50. Focus on Molecules in Space: Measuring Bond Lengths