แรงยึดเหนี่ยวของสารประกอบโควา เลนต์

1. แรงยึดเหนี่ยวของสารประกอบโควาเลนต์แรงยึดเหนี่ยวของสารประกอบโควาเลนต์

2. แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุลแรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล พันธะโคเวเลนต์ พันธะโลหะ พันธะไอออนิก แรงยึดเหนี่ยว - แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม (ภายในโมเลกุล) - แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล แรงแวนเดอร์วาลส์ พันธะไฮโดรเจน - แรงลอนดอน - แรงระหว่างขั้ว

3. แรงแวนเดอร์วาลส์ (van de Waals Attraction) • แรงแวนเดอร์วาลส์คือแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลแบบอ่อน อาจแบ่งออกได้เป็น • แรงที่เกิดจากการกระทำระหว่างโมเลกุลแบบมีขั้วซึ่งมีไดโพลแบบถาวร(permanent dipole) เรียกว่าdipole-dipole interaction • แรงที่เกิดระหว่างโมเลกุลที่มีขั้วและโมเลกุลอื่นที่ไม่มีขั้วแต่ถูกเหนี่ยวนำให้มีขั้วขึ้นเรียกว่าdipole-induced dipole interaction • แรงระหว่างโมเลกุลที่ไม่มีขั้วด้วยกัน เป็นแรงระหว่างขั้วแบบเหนี่ยว-นำ (induced dipole) หรือขั้วแบบชั่วคราว (temporary fluctuation dipole) มีชื่อเรียกเฉพาะว่าแรงลอนดอน (London Force)

4. + + + + d d d d - - - - d d d d แรงลอนดอน (London force) โมเลกุลชนิดไม่มีขั้วเมื่ออยู่ใกล้กันจะชนกันมีผลทำให้โมเลกุลมีขั้ว ขึ้นมาชั่วคราว และโมเลกุลที่มีขั้วขึ้นมาชั่วคราวจะเหนี่ยวนำให้ โมเลกุลที่ไม่มีขั้วที่อยู่ใกล้กันมีขั้วขึ้นมา โดยการเหนี่ยวนำให้มีอำนาจ ไฟฟ้าตรงกันและเกิดแรงดึงดูดกันขึ้นมา เรียกว่า “แรงลอนดอน”

5. แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลที่ไม่มีขั้ว เรียกว่าแรงลอนดอน หรือแรงแผ่กระจาย - แรงแผ่กระจายจะเพิ่มขึ้นตามขนาดของโมเลกุล (น้ำหนักโมเลกุล) - แรงแผ่กระจายจะขึ้นอยู่กับการจัดเรียงตัวของโมเลกุล - จุดหลอมเหลวและจุดเดือดของโมเลกุลชนิดไม่มีขั้วแปรตามแรงลอนดอน เช่น CO2(MW = 44) และ CCl4(MW = 154) ทั้งคู่จัดเป็นโมเลกุลชนิดไม่มี ขั้ว จุดเดือดจุดหลอมเหลวของ CCl4 จึงสูงกว่า * จะเห็นแรงลอนดอนได้ชัดในพวกแก๊ซเฉื่อย จุดเดือด : He < Ne < Ar < Kr < Xe < Rn แรงลอนดอนและขนาดอะตอม: He < Ne < Ar < Kr < Xe < Rn

6. แรงระหว่างขั้ว (dipole-dipole interaction) เมื่อโมเลกุลโควาเลนต์ชนิดมีขั้วอยู่ใกล้กันและชนกัน มีผลทำให้ โมเลกุลมีขั้วเพิ่มมากขึ้น และไปเหนี่ยวนำให้โมเลกุลชนิดมีขั้วน้อย ให้มีขั้วเพิ่มขึ้นพร้อมกับดึงดูดกัน นอกจากนี้ยังมีแรงลอนดอนด้วย เนื่องจากมีการดึงดูดของอำนาจไฟฟ้าชนิดต่างกัน • * อะตอมหรือโมเลกุลที่มีขนาดใหญ่จะมีความสามารถในการเกิดเป็นโมเลกุลมีขั้วสูงกว่าโมเลกุลขนาดเล็ก • แรงระหว่างขั้วแปรตามมวลโมเลกุล และขนาดโมเลกุล • โมเลกุลที่มีมวลโมเลกุลใกล้เคียงกัน โมเลกุลมีขั้วจะมีจุดเดือดสูงกว่าโมเลกุลไม่มีขั้ว

7. พันธะไฮโดรเจน (Hydrogen bond) • เป็นแรงระหว่างโมเลกุลแบบมีขั้วแต่เกิดระหว่างโมเลกุลซึ่งประกอบด้วย H และ อะตอมอื่นที่มีค่า EN สูงมาก ๆและมีขนาดเล็ก เช่น F O หรือ N ทำให้โมเลกุลมีสภาพขั้วสูงกว่าโมเลกุลปกติแรงยึดเหนี่ยวนี้มีค่ามากกว่าแรงที่เกิดจาก dipole-dipole interaction ส่งผลให้สารที่มีพันธะไฮโดรเจนมีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูงกว่าปกติ • Boiling Point (°C) • H2O 100.0 HF 19.5 • NH3 -33.3  H2S -60.7 • HCl -85.1  CH4 -161.6 d+ d– d+ d– d– Hydrogen bond d+ d+ d– d– d+

8. H .. H .. H F H H H H H O O O O F .. .. F .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. H H .. H พันธะไฮโดรเจน มักเกิดกับโมเลกุลที่มี H atom เกาะกับ atom ที่มีค่า EN สูงๆ และ atom นั้นมี e- คู่โดดเดี่ยวเหลืออยู่ เช่น EN 2.1(H) 4.0(F) EN 2.1(H) 3.5(O) HF มี bp = 19.4 oC H2O มี bp = 100oC

9. พันธะไฮโดรเจน เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลมีขั้วด้วยกัน เป็นแรงยึด เหนี่ยวระหว่างโมเลกุลที่มี H กับอะตอมอื่นที่มี EN สูง เช่น H2O, HF, NH3, CH3OH, C2H5OH สารประกอบไฮโดรเจน กับหมู่ 4 5 6 7 เช่น CH4 SiH4 GeH4 SnH4 จะมีจุดเดือดสูงขึ้น ตามมวลโมเลกุล แรงยึดเหนี่ยวเป็นแรงลอนดอนอย่างเดียว

10. The evidence for hydrogen bonding Boiling point (oC) “Group 4” การเพิ่มขึ้นของจุดเดือดในสารจำพวกไฮไดรด์ (Hydrides)ของสารในกลุ่ม 4 นั้น เนื่องมาจากโมเลกุลมีขนาดใหญ่ขึ้น จึงมีแรงแผ่กระจายมากขึ้น แต่สารเหล่านี้ ไม่มีพันธะไฮโดรเจนเกิดระหว่างโมเลกุล จุดเดือดจึงต่ำมาก ๆ เมื่อเทียบกับน้ำ (H2O)

11. The hydrides of elements in Groups 5, 6 and 7 N, O, F Boiling point (oC) powerful intermolecular forces are described as hydrogen bonds. H2O, HF, NH3

12. ข้อควรทราบ • โมเลกุลโควาเลนต์ที่มีมวลโมเลกุลใกล้เคียงกัน พบว่า จุดเดือดและจุดหลอมเหลว : โมเลกุลที่มีพันธะไฮโดรเจน > โมเลกุลที่มีขั้ว > โมเลกุลที่ไม่มีขั้ว

13. ตัวอย่าง จงเรียงลำดับจุดเดือดของสารต่อไปนี้H2S, H2O, CH4, H2, KBr • จากโจทย์ KBr เป็นของแข็งที่มีพันธะไอออนิก จะมีจุดเดือดสูงที่สุด • น้ำ (H2O) มีพันธะไฮโดรเจนด้วย จึงมีจุดเดือดค่อนข้างสูง • H2S เป็นสารที่มีแรงกระทำแบบโพลาร์โควาเลนต์อยู่ด้วย จึงมีจุดเดือดสูงรองลงมา • ทั้ง CH4และ H2เป็นแก๊สแบบ non polar โดยที่ CH4มีโมเลกุลใหญ่กว่า จะทำให้เกิดขั้วได้ง่ายกว่า H2จึงมีจุดเดือดสูงกว่า • โดยสรุป จุดเดือดของสารเรียงจากต่ำไปหาสูงได้ดังนี้ H2< CH4 < H2S< H2O< KBr

14. H H EN = 0 สภาพขั้ว การบอกสภาพขั้ว - พันธะ (พันธะมีขั้ว พันธะไม่มีขั้ว) - โมเลกุล (โมเลกุลมีขั้วโมเลกุลไม่มีขั้ว) อาศัยผลต่างของ EN (EN) 1. โมเลกุลที่ประกอบด้วยอะตอมของธาตุเดียวกัน EN พันธะไม่มีขั้วโมเลกุลไม่มีขั้ว 2.1 2.1

15. 1- 2+ 1- O O C EN = 1.1 EN พันธะมีขั้ว แต่เป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว 3.5 2.5 3.5 2. โมเลกุลที่ประกอบด้วยอะตอมของธาตุต่างชนิดกัน Cl H EN พันธะมีขั้ว โมเลกุลมีขั้ว 2.1 3.2 3. โมเลกุลที่อะตอมกลางมีการใช้อิเล็กตรอนวงนอกทั้งหมดใน การสร้างพันธะ

16. O .. .. H H EN 2.1 3.5 2.1 Cl H C พันธะมีขั้ว โมเลกุลมีขั้ว C H Cl EN 2.1 2.5 3.2 4. โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลืออยู่ พันธะมีขั้ว โมเลกุลมีขั้ว

17. ขึ้นกับค่าสภาพไฟฟ้าลบของอะตอมทั้งสอง ถ้าอะตอมคู่สร้างพันธะมีค่าสภาพไฟฟ้าลบ ต่างกันมาก ความมีขั้วของพันธะจะมาก การพิจารณาขั้วพันธะและขั้วโมเลกุล • ขั้วพันธะ พันธะที่เกิดจากอะตอมที่มีค่าสภาพไฟฟ้าลบต่างกัน เป็นพันธะมีขั้ว • ขั้วโมเลกุล พิจารณาจากขั้วของพันธะแต่ละขั้วเสียก่อน และหาแรงลัพธ์ ถ้าหักล้างกันหมด จะเป็นไม่มีขั้ว เช่น BCl3(ไม่มีขั้ว) BeF2 CO2 • โมเลกุลที่มีอิเล็กตรอนโดดเดี่ยวเป็นโมเลกุลที่มีขั้ว PH3? CCl4? CHCl3? NH3? CH4? HCl? Cl2O?

18. X A X X ผลของค่า EN ต่อมุมพันธะ* • ค่า EN ของอะตอมปลาย (EN มาก มุมแคบ) • ค่า EN ของอะตอมกลาง (EN มาก มุมกว้าง)

19. # สารโควาเลนต์ที่มีมวลโมเลกุลใกล้เคียงกัน สารที่โมเลกุลมีขั้วจะมีจุดเดือด และจุดหลอมเหลวสูงกว่าสารที่ไม่มีขั้ว เพราะพวกที่โมเลกุลมีขั้วแรงยึดเหนี่ยว ระหว่างโมเลกุลมีค่ามากกว่าโมเลกุลไม่มีขั้ว จึงใช้พลังงานสลายแรงยึดเหนี่ยว ระหว่างโมเลกุลมีขั้วสูงกว่าที่ไม่มีขั้ว

20. พันธะโควาเลนต์กับโครงผลึกร่างตาข่ายพันธะโควาเลนต์กับโครงผลึกร่างตาข่าย โดยทั่วไปพวกโควาเลนต์จะมีจุดหลอมเหลว จุดเดือดตํ่า ไม่นำ ไฟฟ้า แต่พบว่ามีบางชนิดนำ ไฟฟ้าได้ จุดหลอมเหลว จุดเดือดสูง เช่น เพชร กราไฟต์ ซิลิกอนคาร์ไบต์ ซิลิกอนไดออกไซด์ เป็นต้น กราไฟต์ 1. คาร์บอนแต่ละอะตอมจับกับอะตอมอื่น 3 ตัว 2. มีอิเล็กตรอนเหลือ 1 ตัว นำ ไฟฟ้าได้ (ทิศขนานกับชั้น) 3. ความยาวพันธะ 140 pm. 4. ระยะห่างระหว่างชั้น 340 pm. 5. MP. BP. สูง

21. Valence e- ถูกใช้ไปในการสร้าง พันธะทั้งหมด ไม่มี e- เคลื่อนที่ ได้อย่างอิสระ เพชรไม่นำไฟฟ้าเพราะ? เพชร 1. คาร์บอนแต่ละอะตอมจับกับอะตอมอื่น 4 ตัว 2. ไม่มีอิเล็กตรอนเหลือ 3. ความยาวพันธะ 154 pm. 4. ไม่มีระยะระหว่างชั้น 5. MP. BP. สูง

22. พันธะโลหะ คือ แรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกที่เรียงชิดกันกับอิเล็กตรอนที่อยู่โดยรอบ เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมต่างๆ ที่เกิดขึ้นภายในก้อนของโลหะ โดยที่อะตอมต่างๆในก้อนโลหะทั้งหมด ใช้ valence e- ร่วมกัน แบบจำลองทะเลอิเล็กตรอน (electron sea model)

23. ทำไมอิเล็กตรอนของโลหะถึงเคลื่อนที่ได้ตลอดเวลา?ทำไมอิเล็กตรอนของโลหะถึงเคลื่อนที่ได้ตลอดเวลา? แบบจำลองทะเลอิเล็กตรอน (electron sea model)

24. โลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซซันที่ต่ำ ดังนั้นจึงยึดอิเล็กตรอน วงนอกสุดไว้อย่างหลวมๆ ทำให้อิเล็กตรอนเหล่านี้เคลื่อนที่ไปมา รอบๆโลหะตลอดเวลา อิเล็กตรอนเหล่านี้ทำหน้าที่คล้ายกาวที่ช่วยยึดไอออนบวกให้อยู่ในตำแหน่งที่คงที่ไว้ด้วยกันอย่างแข็งแรง ความแข็งแรงของพันธะโลหะขึ้นอยู่กับจำนวนอิเล็กตรอน อิสระและขนาดของไอออนบวก

25. พันธะโลหะกับสมบัติบางประการของโลหะพันธะโลหะกับสมบัติบางประการของโลหะ 1. นำไฟฟ้าและความร้อนได้ดี การที่อิเล็กตรอนสามารถเคลื่อนที่ไปมาในโลหะได้ ทำให้โลหะมีคุณสมบัติเป็นตัวนำความร้อนและไฟฟ้าที่ดี

26. พันธะโลหะกับสมบัติบางประการของโลหะ (ต่อ) 2. สามารถตีเป็นแผ่นหรือดึงเป็นเส้นได้

27. พันธะโลหะกับสมบัติบางประการของโลหะ (ต่อ) 3. มีผิวเป็นมันวาว ผิวหน้าของโลหะเป็นมันวาว เนื่องจากอิเล็กตรอนอยู่ไม่ประจำที่และเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระจะสามารถดูดกลืน และกระจายแสงได้จึงทำให้โลหะสามารถสะท้อนแสงได้

28. แรงระหว่างโมเลกุล (Intermolecular Force) • แรงระหว่างโมเลกุลคือแรงยึดเหนี่ยวทางไฟฟ้าระหว่างโมเลกุลหรือสารประกอบ • Cohesive Force แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลชนิดเดียวกัน • Adhesive Force แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลที่ต่างกัน • ชนิดของแรงระหว่างโมเลกุล