พันธะเคมี ( Chemical bond)

1. พันธะเคมี (Chemical bond)

2. สารต่างๆ ในธรรมชาติอาจอยู่เป็นโมเลกุลหรือผลึก เกิดจาก อะตอม 2 อะตอมขึ้นไป นำแวเลนซ์อิเล็กตรอนมา สร้างพันธะเคมีร่วมกันจึงเกิดเป็นแรงยึดเหนี่ยว ซึ่งกันและกันทำให้สารมีความเสถียร มากขึ้น H2 H2O NH3 CH4

3. เนื้อหาเรื่องพันธะเคมีเนื้อหาเรื่องพันธะเคมี • พันธะเคมีชนิดต่าง ๆ • ปริมาณที่เกี่ยวข้องกับพันธะและโครงสร้าง • พลังงานของพันธะเคมีและความร้อนของการเกิดปฏิกิริยา • ความยาวพันธะมุมพันธะ • สภาพขั้วของพันธะ • ทฤษฎีที่ใช้อธิบายพันธะโควาเลนต์ • โครงสร้างของลิวอิส (Lewis Structure) และทฤษฎี VSEPR • ทฤษฎีที่ใช้ในการอธิบายพันธะโลหะ • แรงระหว่างพันธะ

4. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคของสารเพื่อให้อะตอมรวมกันเป็นโมเลกุลหรือให้โมเลกุลรวมกันเป็นกลุ่มก้อนแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคของสารเพื่อให้อะตอมรวมกันเป็นโมเลกุลหรือให้โมเลกุลรวมกันเป็นกลุ่มก้อน นิยามพันธะเคมี โมเลกุล-โมเลกุล อะตอม-อะตอม ไอออน-ไอออน

5. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลแบ่งออกเป็น 2 ประเภท 1. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมหรือไอออนของธาตุ 1.1 พันธะไอออนิก 1.2 พันธะโคเวเลนต์ 1.3 พันธะโลหะ 2. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล 2.1 แรงแวนเดอร์วาลส์ ได้แก่ แรงลอนดอน แรงดึงดูดระหว่างขั้ว 2.2 พันธะไฮโดรเจน

6. พันธะโคเวเลนต์ Covalent Bond

8. การเปลี่ยนแปลงพลังงานในการเกิดโมเลกุลไฮโดรเจนการเปลี่ยนแปลงพลังงานในการเกิดโมเลกุลไฮโดรเจน นักเรียนคิดว่าไฮโดรเจน 2 อะตอมรวมตัวเป็นโมเลกุล จะเปลี่ยนแปลงพลังงานอย่างไร? พลังงานศักย์ (kJ/mol) H H H H 436 kJ/mol ระยะระหว่างอะตอมของไฮโดรเจน (pm) 74 pm

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

11. 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

12. 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

13. พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ (Coordinate Covalent bond หรือ Dative Covalent bond) นิยาม พันธะที่เกิดขึ้นโดยอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะมาจากอะตอมของธาตุเดียว ส่วนอีกธาตุหนึ่งไม่ได้ส่งอิเล็กตรอนมาร่วมพันธะแต่มาใช้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวของธาตุอื่น เพื่อให้จำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนครบ 8 ตามกฎออกเตต

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

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

16. โครงสร้างแบบจุดอิเล็กตรอนโครงสร้างแบบจุดอิเล็กตรอน • การเขียนโครงสร้างลิวอิสหรือโครงสร้างแบบจุดอิเล็กตรอน (Lewis’s dot structure) เป็นวิธีการเขียนเพื่อแสดงวาเลนซ์อิเล็กตรอนและ การสร้างพันธะโควาเลนต์ระหว่างอะตอมในโมเลกุล โครงสร้างลิวอิสของอะตอม • ใช้จุดแทนวาเลนซ์อิเล็กตรอน

17. กฎออกเตด(Octet Rule) • กฎออกเตดอะตอมที่มีวาเลนซ์อิเล็กตรอนครบแปด* (มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเหมือนแก๊สเฉื่อยในหมู่8A)จะมีความเสถียรมาก โดยไม่สำคัญว่าอิเล็กตรอนดังกล่าวจะเป็นของอะตอมเองหรือได้มาจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกับอะตอมอื่น(พันธะโควาเลนต์) • ใช้ได้ดีกับธาตุใน s และ p block • ใช้ได้ดีกับสารประกอบอินทรีย์ • มีข้อยกเว้นมาก โดยเฉพาะกับอะตอม Be B และ Al • ตามกฎออกเตด H และ Heจะมีวาเลนซ์ • อิเล็กตรอนครบสอง valence e 8 valence e= 8 Noble Gas (8A)

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

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

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

21. 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

22. 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

23. 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.

24. 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)

25. 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

26. ประจุฟอร์มอล : มักใช้กับการพิจารณาสารโคเวเลนต์ซึ่งถือว่าพันธะที่ยึดอะตอมเข้าด้วยกันเป็นผลจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน แม้ว่าบางกรณีสารโคเวเลนต์นั้นจะมีประจุรวมเป็นศูนย์ แต่เมื่อพิจารณาเป็นอะตอม อะตอมแต่ละตัวอาจมีประจุเป็นศูนย์ ในขณะที่บางอะตอมเสมือนว่ามีอิเล็กตรอนเกินมา ก็จะมีประจุเป็นลบ และขณะที่บางอะตอมอาจเสมือนว่าเสียอิเล็กตรอนไป ก็จะมีประจุเป็นบวก ซึ่งเรียกประจุเหล่านี้ว่า ประจุฟอร์มอล (formal charge)

27. ประจุฟอร์มอล (Formal charge) ประจุฟอร์มอล เป็นค่าความแตกต่างระหว่างจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมแต่ละอะตอม กับจำนวนอิเล็กตรอนที่อะตอมมีอยู่ในสูตรโครงสร้างลิวอิส เป็นการทำนายการสภาพขั้วของโมเลกุลอย่างคร่าว ๆ การคำนวณประจุฟอร์มอลของอะตอม • V จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่พิจารณา • Nจำนวนของอิเล็กตรอนที่ไม่ได้สร้างพันธะของอะตอมที่พิจารณา • B จำนวนอิเล็กตรอนที่สร้างพันธะรอบๆ อะตอมที่พิจารณา

28. การพิจารณาประจุฟอร์มอล และโครงสร้างลิวอิส สำหรับโมเลกุลที่เป็นกลาง โครงสร้างลิวอิสที่ไม่มีประจุฟอร์มอล จะเป็นที่ยอมรับมากกว่าโครงสร้างที่มีประจุฟอร์มอล โครงสร้างลิวอิสที่มีค่าประจุฟอร์มอลสูง เช่น +2 +3 หรือ -2 -3 ขึ้นไป จะมีความเป็นไปได้น้อยกว่าแบบที่มีประจุฟอร์มอลต่ำ ในโครงสร้างที่มีประจุฟอร์มอลเท่ากัน โครงสร้างที่แสดงค่าของ ประจุฟอร์มอลลบอยู่ที่ตำแหน่งอะตอมที่มีค่า EN สูง จะเป็นโครงสร้าง ที่ถูกต้องมากกว่า

29. H H O HNCC H H O OIO O +2 1 1 OIO O 1 + - ตัวอย่าง จงหาประจุฟอร์มอลของแต่ละอะตอม • [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

30. .. .. .. .. .. .. .. .. O O O O O O .. .. .. .. - คำนวณประจุฟอร์มอลของ O3 0 +1 -1 O = 6 – 4 – ½(4) = 0 O = 6 – 2 – ½(6) = +1 O = 6 – 6 – ½(2) = -1

31. N N N N N N N N N โครงสร้าง Lewis ที่เป็นไปได้ หลักในการตัดสินว่าโครงสร้างเรโซแนนซ์แบบใด ควรเป็นไปได้มากที่สุดมี หลักการพิจารณาว่าโครงสร้างใดเป็นโครงสร้างที่เป็นไปได้ มากที่สุด มีดังนี้ 1. เป็นไปตามกฎออกเตดมากที่สุด 2. โครงสร้างที่มีประจุฟอร์มอลต่ำที่สุด 3. อะตอมที่มีค่า EN สูงควรมีประจุฟอร์มอลเป็นลบ 4. อะตอมชนิดเดียวกันไม่ควรมีประจุฟอร์มอลตรงข้ามกัน 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

32. .. .. .. .. O O S S O O .. .. เรโซแนนซ์ (Resonance) : หมายถึง โมเลกุลหรือไอออนบางชนิด เราไม่สามารถเขียนสูตรโครงสร้างเพียงหนึ่งสูตรได้ เพื่อให้มีสมบัติต่างๆ ตรงกับข้อมูลที่ได้จากการทดลอง ซึ่งมีการใช้โครงสร้างลิวอิสตั้งแต่ 2 โครงสร้างขึ้นไปแทน โมเลกุลใดโมเลกุลหนึ่ง ข้อควรระวังคือ การจะเป็นโครงสร้างเรโซแนนซ์ได้สารต้องมีการจัดเรียงตัวของอะตอมเหมือนกัน ต่างเพียงการกระจายอิเล็กตรอนในพันธะเท่านั้น เช่น SO2

33. +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

34. +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)

35. 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

36. ตัวอย่างสูตรสารประกอบโคเวเลนต์ตัวอย่างสูตรสารประกอบโคเวเลนต์ NCl3 CO2 NH3 C2H4 HF CH4 H2S PH3 Cl2O CCl4PCl3 H2O

37. 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

38. ตัวอย่างการเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์ตัวอย่างการเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์ AsF5 อ่านว่า อาร์ซีนิกเพนตะฟลูออไรด์ AlI3อ่านว่า N2Oอ่านว่า Cl2O7อ่านว่า COอ่านว่า อะลูมิเนียมไตรไอโอไดด์ ไดไนโตรเจนโมโนออกไซด์ ไดคลอรีนเฮปตะออกไซด์ คาร์บอนโมโนออกไซด์

39. พลังงานพันธะ

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

41. พลังงานพันธะ หมายถึง พลังงานที่ใช้ไปเพื่อสลายพันธะระหว่างอะตอมภายในโมเลกุลซึ่งอยู่ในสถานะแก๊สให้แยกออกเป็นอะตอมในสถานะแก๊ส พลังงานพันธะใช้บอกความแข็งแรงของพันธะ พันธะสาม > พันธะคู่ > พันธะเดี่ยว

42. 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

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

44. พลังงานพันธะรวมของสารตั้งต้นพลังงานพันธะรวมของสารตั้งต้น พลังงานพันธะรวมของผลิตภัณฑ์ ความร้อนของปฏิกิริยา (Heat of Reaction) การเกิดปฏิกิริยาเคมี คือกระบวนการที่มีการทำลายพันธะเดิม(สารตั้งต้น) และสร้างพันธะใหม่(สารผลิตภัณฑ์) ความร้อนของปฏิกิริยา (Hrxn) คือพลังงานเอนทาลปีของระบบที่เปลี่ยนแปลงไปในรูปความร้อนเมื่อเกิดปฏิกิริยา สามารถหาได้จาก • Hrxnเป็นลบ ปฏิกิริยาคายพลังงาน • Hrxnเป็นบวก ต้องใช้พลังงานเพื่อให้เกิดปฏิกิริยา (ปฏิกิริยาดูดพลังงาน)

45. 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

46. 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)

47. 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

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

49. 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

50. จำนวนอะตอมในโมเลกุล จำนวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว มุมระหว่างพันธะและความยาวพันธะ ปัจจัยที่มีผลต่อรูปร่างโมเลกุล