บทที่ 5 พันธะเคมี

1. บทที่5 พันธะเคมี ดร.อุษารัตน์ รัตนคำนวณ ภาควิชาเคมี มหาวิทยาลัยแม่โจ้

2. พันธะเคมี (Chemical Bond) พันธะ มากจากคำว่า Bondซึ่งหมายถึง แรงยึดเหนี่ยว ซึ่งอาจเป็นได้ทั้งแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมด้วยกัน และยังรวมถึงแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลด้วยกันให้เป็นกลุ่มก้อน ดังนั้น เราจึงสามารถแบ่งแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคของสารทางเคมีออกเป็น 2 ประเภท คือ 1. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม (ภายในโมเลกุล) ได้แก่ พันธะไอออนิก พันธะโคเวเลนต์ และพันธะโลหะ 2. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ได้แก่ พันธะไฮโดรเจน และแรงแวนเดอร์วาลส์ 1. แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล (แข็งแรงกว่า) 2. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล

3. การเกิดพันธะเคมี • พันธะเคมีเกิดจากอะตอมของธาตุที่มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบไม่เสถียร เนื่องจากมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนไม่ครบแปดตัวจึงไม่สามารถอยู่ตามลำพังได้ และจะรวมกับอะตอมของธาตุอื่นโดยการนำเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาสร้างพันธะร่วมกันเกิดเป็นโมเลกุล การเกิดพันธะเกิดได้โดย อะตอมของธาตุสามารถ: 1. ให้อิเล็กตรอนแก่อะตอมของธาตุอื่น 2. รับอิเล็กตรอนจากอะตอมของธาตุอื่น 3. ใช้อิเล็กตรอนร่วมกับอะตอมของธาตุอื่น

4. เวเลนซ์อิเล็กตรอนกับการเกิดพันธะเคมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนกับการเกิดพันธะเคมี • เวเลนซ์อิเล็กตรอน เป็นอิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานรอบนอกสุดของอะตอม เวเลนซ์อิเล็กตรอนทำให้เกิดพันธะเคมีขึ้นระหว่างธาตุต่างๆ • อะตอมจะไม่อยู่ตามลำพังแต่จะอยู่รวมกันเป็นโมเลกุล เพราะโมเลกุลมีความเสถียรกว่าอะตอมเนื่องจากมีพลังงานต่ำกว่า • อะตอมแก๊สเฉื่อยอยู่ตามลำพังได้เพราะมีสภาพเสถียร นั่นคือมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบ 8 อิเล็กตรอน • อะตอมต่างๆพยายามปรับตัวเองโดยการรวมตัวกับอะตอมอื่น เพื่อให้การจัดเรียงตัวของเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบ 8 ตัว เหมือนกับแก๊สเฉื่อย

5. Noble Gas (8A) valence e 8 valence e= 8 กฎออกเตต (Octet Rule) • The octet rule – อะตอมใดๆมีแนวโน้มที่จะสร้างพันธะจำนวนหนึ่งเพื่อให้อะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบแปดตัวอะตอมที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบแปดตัว มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเหมือนแก๊สเฉื่อยในหมู่ 8A จะมีความเสถียรมาก (ยกเว้น H และ He ตามกฎออกเตทจะมีวาเลนซ์อิเล็กตรอนครบสอง)

6. ประเภทของพันธะเคมี • พันธะเคมีคือแรงดึงดูดที่ยึดอะตอมเข้าด้วยกันเป็นโมเลกุล (An attractive force that holds atoms together to form molecules) • พันธะเคมี แบ่งออกเป็นประเภทหลักๆดังนี้ • พันธะไอออนิก (Ionic Bond) • พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond) • พันธะโลหะ (Metallic Bond) *แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล

7. พันธะไอออนิก (Ionic Bond) • เป็นพันธะที่เกิดจากแรงกระทำระหว่างอะตอม 2 อะตอมที่มีประจุต่างกัน โดยจะเกิดการแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอน ทำให้เกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตระหว่างประจุที่ต่างกัน • พันธะไอออนิกจะเกิดระหว่างโลหะรวมตัวกับอโลหะ และเกิดขึ้นระหว่างธาตุที่มีค่า EN ต่างกันมาก • อะตอมที่มีค่า EN ต่ำ จะให้เวเลนซ์อิเล็กตรอน กลายเป็นไอออนบวก (cation) (โลหะ) • อะตอมที่มีค่า EN สูง จะรับเวเลนซ์อิเล็กตรอน กลายเป็นไอออนลบ (anion) (อโลหะ) • สารประกอบที่เกิดพันธะไอออนิกเรียกวา “สารประกอบไอออนิก”

8. พันธะไอออนิก (Ionic Bond) • โลหะให้อิเล็กตรอนแก่อโลหะ อะตอมของอโลหะกลายเป็นไอออนลบ อะตอมของโลหะกลายเป็นไอออนบวก NaCl • ประจุไฟฟ้าต่างกันจึงเกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ้ายึดเหนี่ยวอะตอมทั้งสองเข้าด้วยกัน

9. - - - - - - - - - - + + Shared electrons พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond) • คือ พันธะที่เกิดจากการที่อะตอมใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่ๆ เพื่อให้เวเลนซ์อิเล็กตรอนครบแปดตัวตามกฎออกเตต (Octet rule) • เป็นพันธะในโมเลกุล ซึ่งธาตุที่เป็นองค์ประกอบมีค่า EN ใกล้เคียงกัน และมีค่า ENค่อนข้างสูง(อะตอมมีค่า EN สูงจึงไม่มีอะตอมใดยอมเสียอิเล็กตรอน) • 1 พันธะ ประกอบด้วย 2 อิเล็กตรอนซึ่งมีสปินตรงข้ามกัน

10. พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond) การเกิดพันธะโควาเลนต์ 1. การสร้างพันธะระหว่างอะตอมชนิดเดียวกัน เกิดเป็นโมเลกุลของธาตุ เช่น H2, O2, O3, S8 2. การสร้างพันธะระหว่างอะตอมต่างชนิดกัน เกิดเป็นโมเลกุลของสารประกอบ เช่น HCl, H2O, NH3 • อิเล็กตรอนที่ใชในการเกิดพันธะ 1 พันธะ (2ē) เรียกวา อิเล็กตรอนคูพันธะ (bonded pair) • คูอิเล็กตรอน (2ē) ที่ไมไดใชในการเกิดพันธะ เรียกวา อิเล็กตรอนคูโดดเดี่ยว (lone pair) • อิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ เรียกว่าอิเล็กตรอนเดี่ยว (single electron)

11. พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond) การเขียนสูตรโครงสร้างโมเลกุลโควาเลนต์ • สูตรโครงสร้างแบบจุด(electron-dot structure) • หรือเรียกว่าโครงสร้างลิวอิส (Lewis structure) เป็นการสร้างพันธะโดยการนำเอาเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาใช้ร่วมกัน การให้หรือ/และรับอิเล็กตรอนของอะตอมทั้งสองอะตอมให้เป็นไปตาม “กฎออกเตต (octet rule)” โดยแสดงเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็นจุด • สูตรโครงสร้างแบบเส้น (graphic structure) • ใช้เส้นตรง 1 เส้น ( — ) แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 1 คู่ • ใช้เส้นตรง 2 เส้น (  ) แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 2 คู่ • ใช้เส้นตรง 3 เส้น (  ) แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 3 คู่ • ให้เขียนไว้ในระหว่างสัญลักษณ์ของธาตุคู่ร่วมพันธะ • อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวที่เหลืออาจเขียนโดยใช้จุดแทน หรือไม่เขียนเลยก็ได้

12. พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond) วิธีเขียนสูตรโครงสร้าง • เขียนอะตอมทั้งหมดที่เกิดพันธะกันให้อยู่ใกล้กัน กรณีที่มีอะตอม 3 ตัว อะตอมที่จะต้องอยู่ตำแหน่งกลาง คือ อะตอมที่มีค่า EN ต่ำ • หาจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมด นำอิเล็กตรอนที่มีอยู่ไปเขียนรอบอะตอมต่างๆ โดยใช้จุดแทนเวเลนซ์อิเล็กตรอนรอบอะตอมเป็นคู่ ๆ โดยจัดให้แต่ละอะตอม มีจำนวนอิเล็กตรอนล้อมรอบครบ 8 ตัว (ยกเว้น H=2, Be=4, B=6) • ไอออนลบ: เพิ่มจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนประจุลบของไอออน • ไอออนบวก: ลบจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนประจุบวกของไอออน • เชื่อมอะตอมด้วยพันธะเดี่ยว โดยใช้ 2 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวแต่ละพันธะ • ในกรณีที่ใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนจนหมดแล้วแต่อะตอมยังไม่ครบ 8 ตัว อาจต้องมีพันธะคู่ หรือพันธะสามเกิดขึ้นด้วย

13. พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond) ตัวอย่างการเขียนสูตรโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้น พันธะที่เกิดขึ้นหนึ่งพันธะแทนด้วยจุด 2 จุด หรือหนึ่งเส้น ()

14. พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond) ตัวอย่างการเขียนสูตรโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้น

15. พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond) • ชนิดของพันธะโควาเลนต์ พิจารณาจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันของอะตอมคู่ร่วมพันธะ ดังนี้ 1. พันธะเดี่ยว (Single bond) 2. พันธะคู่ (Double bond) 3. พันธะสาม (Triple bond)

16. พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond) • พันธะเดี่ยว เป็นพันธะโควาเลนต์ที่ประกอบขึ้นด้วยอิเล็กตรอนคู่เดียว ทั้งสองใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ ใช้เส้น 1 เส้น (  ) แทนหนึ่งพันธะเดี่ยว เช่น H2 (H — H) F2 (F — F)

17. พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond) • พันธะคู่ เป็นพันธะโควาเลนต์ที่เกิดจากอะตอมใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่ ใช้เส้น 2 เส้น (  ) แทนหนึ่งพันธะคู่ เช่นCO2 (O=C=O)

18. พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond) • พันธะสาม เป็นพันธะโควาเลนต์ที่เกิดจากอะตอมใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ ใช้เส้น 3 เส้น () แทนหนึ่งพันธะสาม เช่น

19. หรือ พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond) • พันธะโควาเลนต์ มี 2 แบบ คือ • พันธะโคเวเลนตธรรมดา: อะตอมใชคูอิเล็กตรอนรวมกัน แตละอะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบ 8 (ยกเวน H ) • พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ (Co-ordinate covalent bond): พันธะโคเวเลนต์ที่เกิดขึ้นโดยอะตอมหนึ่งเป็นตัวให้คู่อิเล็กตรอนเพื่อเกิดพันธะ ซึ่งมักเกิดกับโมเลกุลที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ และเมื่อใช้ไปแล้วก็มีจำนวนอิเล็กตรอนวงนอกไม่เกิน 8

20. + + [ ] [ ] .. .. H N H H N ,NH4+ H + H+ H N H H H H H H พันธะโคออร์ดิเนตโควาเลนต์ (Co-ordinate Covalent Bond) ตัวอย่างเช่น แอมโมเนียมไออน (NH4+) ซึ่งเกิดจาก H+ + NH3NH4+ N เป็นฝ่ายให้คู่อิเล็กตรอนกับ H ในการสร้างพันธะ หรือตัวอย่างของ SO2

21. ข้อยกเว้นของกฎออกเตต โมเลกุลโคเวเลนต์ จะมีการจัดเรียงอิเล็กตรอน เป็นไปตามกฎออกเตต ซึ่งทำให้สารประกอบอยู่ในสภาพที่เสถียร แต่อย่างไรก็ตามพบว่าสารประกอบบางชนิดมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามกฎออกเตต จัดเป็นข้อยกเว้นสำหรับกฎออกเตต • พวกที่ไม่ครบออกเตตได้แก่สารประกอบของธาตุในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ เช่น Be, B สามารถสร้างพันธะแล้วทำให้อิเล็กตรอนน้อยกว่าแปด เช่น BF3 BCl3 BeCl2และ BeF2เป็นต้น (ข) พวกที่เกินออกเตตได้แก่ สารประกอบของธาตุที่อยู่ในคาบที่ 3 ของตารางธาตุเป็นต้นไป สามารถสร้างพันธะแล้วทำให้อิเล็กตรอนเกินแปด เช่น PCl5 SF6 เป็นต้น

22. ข้อยกเว้นของกฎออกเตต (ข) พวกเกินออกเตต (ก) พวกไม่ครบออกเตต

23. ข้อแตกต่างของพันธะโควาเลนต์กับพันธะไอออนิกข้อแตกต่างของพันธะโควาเลนต์กับพันธะไอออนิก พันธะโควาเลนต์ พันธะไอออนิก 1. เกิดการแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอน (Electron transferred) 2. อะตอมทั้งสองมีค่า EN แตกต่างกันมากเช่น LiF, MgO • ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน (Elcetrons equally shared) • 2. อะตอมทั้งสองมีค่า ENใกล้เคียงกัน เช่น H2, Cl2, CH4

24. - - - - - + + + - - - - - - - Sea of electrons + + + - - - - - - - - - - - - - - - - อิเล็กตรอนอิสระ (วาเลนซ์อิเล็กตรอน) - - + + + - - - - - - - - + + + - - - - - - - - - - - - - - - + + + - - - - - - - - - - - + + + - - - - พันธะโลหะ (Metallic Bond) คือ แรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่รอบๆก้อนโลหะ เกิดจากอะตอมของโลหะใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน เวเลนซ์อิเล็กตรอนสามารถเคลื่อนที่ไปทุกอะตอมได้ทั่งทั้งก้อนโลหะ • อะตอมของโลหะอยู่ในสภาพไอออนบวก • วาเลนซ์อิเล็กตรอนของโลหะเคลื่อนที่ไปในที่ต่าง ๆ ได้อย่างอิสระ • อิเล็กตรอนอิสระทำหน้าที่ดึงดูดนิวเคลียสของอะตอมต่างๆเข้าด้วยกัน

25. พันธะโลหะ (Metallic Bond) ทำไมอิเล็กตรอนของโลหะถึงเคลื่อนที่ได้ตลอดเวลา? แบบจำลองทะเลอิเล็กตรอน (electron sea model)

26. พันธะโลหะ (Metallic Bond) โลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันที่ต่ำ ดังนั้นจึงยึดอิเล็กตรอน วงนอกสุดไว้อย่างหลวมๆ ทำให้อิเล็กตรอนเหล่านี้เคลื่อนที่ไปมา รอบๆโลหะตลอดเวลา อิเล็กตรอนเหล่านี้ทำหน้าที่คล้ายกาวที่ช่วยยึดไอออนบวกให้อยู่ในตำแหน่งที่คงที่ไว้ด้วยกันอย่างแข็งแรง ความแข็งแรงของพันธะโลหะขึ้นอยู่กับจำนวนอิเล็กตรอนอิสระ จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาก พันธะแข็งแรงมาก

27. พันธะโลหะ (Metallic Bond) • พันธะโลหะ ทำให้โลหะมีสมบัติต่างๆดังนี้ • นำไฟฟ้าและความร้อนได้ดี • มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง • มีลักษณะเป็นเงาและมีความวาวเมื่อถูกแสง • สามารถดึงเป็นเส้น ตีเป็นแผ่น หรือบิดงอได้

28. เรโซแนนซ์ (Resonance) • หมายถึง การใช้สูตรโครงสร้างแบบจุดของลิวอิสตั้งแต่ 2 โครงสร้างขึ้นไปแทนโมเลกุลใดโมเลกุลหนึ่ง • โครงสร้างเรโซแนนซ์ (Resonance structure) คือ สูตรโครงสร้างของที่สารที่สามารถเขียนได้มากกว่า 1 แบบ ซึ่งแต่ละสูตรที่เขียนขึ้นมาจะไม่สอดคล้องกับสูตรโครงสร้างที่แท้จริง • การจะเป็นโครงสร้างเรโซแนนซ์ได้สารต้องมีการจัดเรียงตัวของอะตอมเหมือนกัน ต่างเพียงการกระจายอิเล็กตรอนในพันธะเท่านั้น

29. CO2 O  C  O O = C = O O C  O S O O S O O O O O O O O O3 เรโซแนนซ์ (Resonance) • ตัวอย่างโครงสร้างเรโซแนนซ์ SO2 NO3

30. : : : : : : : .. .. S O O S O O S O O : เรโซแนนซ์ (Resonance) SO2 เรโซแนนซ์ไฮบริด (Resonance hybrid)

31. ค่าต่างๆที่เกี่ยวข้องกับพันธะและโครงสร้างของโมเลกุลค่าต่างๆที่เกี่ยวข้องกับพันธะและโครงสร้างของโมเลกุล • พลังงานพันธะ • พลังงานสลายพันธะและสร้างพันธะ และพลังงานพันธะเฉลี่ย • ความยาวพันธะ • มุมพันธะ • สภาพขั้วของพันธะ

32. พลังงานพันธะ (Bond Energy) พลังงานสลายพันธะและสร้างพันธะ • คือ พลังงานที่ต้องใช้ในการสร้าง หรือสลายพันธะเคมีแต่ละพันธะในโมเลกุล • พันธะเคมีชนิดเดียวกันในโมเลกุลที่ต่างกันอาจมีค่าพลังงานสลายพันธะต่างกัน เช่น C-H • CH4(g)CH3(g)+ H(g)(H-C)CH4= 423 kJ/mol • CH3(g)CH2(g)+ H(g)(H-C)CH3= 368 kJ/mol • CH2(g)CH(g)+ H(g)(H-C)CH2 = 519 kJ/mol • CH(g) C(g)+H(g)(H-C)CH = 335 kJ/mol

33. H2(g) + 436 kJ 2H(g) 2H(g) H2(g) + 436 kJ H2(g) + I2 2HI 2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) พลังงานสลายพันธะและสร้างพันธะ • การสลายพันธะ เป็นการเปลี่ยนแปลงประเภทดูดพลังงาน (endothermic energy) • การสร้างพันธะ เป็นการเปลี่ยนแปลงประเภทคายพลังงาน (exothermic energy) • ในปฏิกิริยาเคมีทั่วไปจะมีทั้งการสลายพันธะเดิมและการสร้างพันธะใหม่จึงมีการดูดพลังงานและคายพลังงานพร้อมๆกัน

34. พลังงานสลายพันธะและสร้างพันธะพลังงานสลายพันธะและสร้างพันธะ • ปฏิกิริยาเคมีใดๆ พลังงานที่เปลี่ยนแปลง (H) มีค่าเท่ากับผลต่างระหว่างพลังงานที่ใช้สลายพันธะเดิมกับพลังงานที่ได้จากการสร้างพันธะใหม่ • พลังงานสลายพันธะเดิม >พลังงานสร้างพันธะใหม่ = ปฏิกิริยาดูดความร้อน (endothermic reaction)(H เป็น +) • พลังงานสลายพันธะเดิม <พลังงานสร้างพันธะใหม่ = ปฏิกิริยาคายความร้อน (exothermic reaction)(H เป็น -)

35. พลังงานพันธะเฉลี่ย (Average Bond Energy) พลังงานพันธะเฉลี่ยเป็นค่าเฉลี่ยของพลังงานสลายพันธะสำหรับพันธะแต่ละชนิดในโมเลกุลต่าง ๆ (เป็นค่าโดยประมาณ)

36. พลังงานที่ใช้สลายพันธะรวมของสารตั้งต้นพลังงานที่ใช้สลายพันธะรวมของสารตั้งต้น พลังงานที่ใช้สร้างพันธะรวมของผลิตภัณฑ์ ความร้อนของปฏิกิริยา (Heat of Reaction) • การเกิดปฏิกิริยาเคมี คือกระบวนการที่มีการทำลายพันธะเดิม (สารตั้งต้น)และสร้างพันธะใหม่ (สารผลิตภัณฑ์) • ความร้อนของปฏิกิริยา (H) คือพลังงานเอนทาลปีของระบบที่เปลี่ยนแปลงไปในรูปความร้อนเมื่อเกิดปฏิกิริยา สามารถหาได้จาก • H เป็นลบ ปฏิกิริยาคายพลังงาน • H เป็นบวก ปฏิกิริยาดูดพลังงาน

37. การคำนวณหาค่าความร้อนของปฏิกิริยาการคำนวณหาค่าความร้อนของปฏิกิริยา จงหาพลังงานที่เปลี่ยนแปลงของปฏิกิริยาต่อไปนี้ CH4(g) + Cl2(g)CH3Cl(g) + HCl(g) พลังงานที่ใช้ในการสลายพันธะ = 4(C-H) + (Cl-Cl) = (4414) + 243 kJ = 1899 kJ พลังงานที่ได้จากการสร้างพันธะ = (C-Cl) + 3(C-H) + (H-Cl) = 339 + (3414) + 431 kJ = 2012 kJ H = 1899 – 2012= -113 kJ H มีเครื่องหมายเป็น ลบ ดังนั้นเป็นปฏิกิริยาคายความร้อน และมีการคายพลังงาน 113 kJ

38. Example 5.1 • ปฏิกิริยาต่อไปนี้เป็นปฏิกิริยาดูดพลังงานหรือคายพลังงาน และจำนวนเท่าใด H2(g) + F2(g) 2HF พลังงานที่ใช้ในการสลายพันธะ = (H-H) + (F-F) = 436 + 159 kJ = 595 kJ พลังงานที่ได้จากการสร้างพันธะ = 2(H-F) = 2 565 kJ = 1130 kJ H = 595 – 1130= -535 kJ H มีเครื่องหมายเป็น ลบ ดังนั้นเป็นปฏิกิริยาคายความร้อน และมีการคายพลังงาน 535 kJ

39. 3H2(g) + N2(g) 2NH3(g) Example 5.2 • เมื่อนำแก๊ส H2 20 กรัม มาทำปฏิกิริยากับ N2 10 กรัม การเปลี่ยนแปลงนี้เป็นปฏิกิริยาดูดพลังงานหรือคายพลังงาน และจำนวนเท่าใด กำหนดให้ (H-H) = 436kJ/mol, (N N) = 945 kJ/mol, (H-N) = 721 kJ/mol H2(g) 20 g = 10 mol N2(g) 10 g = 0.36 mol จากสมการ N2(g) 1 โมล ทำปฏิกิริยาพอดีกับ H2(g) 3 โมล เกิด NH3 2 โมล แสดงว่า N2เป็นสารกำหนดปริมาณ ดังนั้น N2(g) 0.36 โมล ทำปฏิกิริยาพอดีกับ H2(g)30.36 =1.08 โมล เกิด NH3 20.36 = 0.72 โมล

40. H= 3(H-H) + (NN) – 2[3(H-N)] = 3(436) + (945) – 2[3(721)] = –2945 kJ ปฏิกิริยาคายความร้อนออกมา 2945 kJ/1 mol ของ N2(g) แต่จากการทดลองใช้ N2(g) 0.36 โมล ดังนั้น ปฏิกิริยาจะคายพลังงานออกมา = 0.362945 = 1060.2 kJ

41. Bond Bond Length Energy ความยาวพันธะ ความยาวพันธะ หมายถึง คือระยะห่างที่สั้นที่สุดระหว่างนิวเคลียสของอะตอมคู่ที่สร้างพันธะ โดยเป็นตำแหน่งที่อะตอมทั้งสองดึงดูดกันได้ดีที่สุด มีพลังงานต่ำสุดหรือมีเสถียรภาพที่สุด • ความยาวของพันธะสัมพันธ์กับพลังงานพันธะ ดังนี้ “ถ้าความยาวพันธะยิ่งสั้น พลังงานพันธะจะยิ่งมีค่ามาก พลังงานพันธะนั้นเสถียรมาก” • ความยาวพันธะ : พันธะเดี่ยว  พันธะคู่  พันธะสาม • พลังงานพันธะ : พันธะเดี่ยว  พันธะคู่  พันธะสาม

42. 106.0 104.0 • H2O = 104.5 H2S = 92 มุมพันธะ มุมพันธะ คือมุมที่เกิดขึ้น เมื่อลากเส้นผ่านพันธะ 2 พันธะมาตัดที่นิวเคลียสของอะตอมกลาง โมเลกุลที่มีสูตรเคมีคล้ายกัน มุมพันธะอาจไม่เท่ากัน เช่น

43. ทฤษฎีที่ใช้อธิบายพันธะโควาเลนต์ทฤษฎีที่ใช้อธิบายพันธะโควาเลนต์ • ทฤษฎีออร์บิทัลเชิงโมเลกุล (Molecular Orbital Theory, MO) • ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ (Valence Bond Theory) • ออร์บิทัลไฮบริดไดเซชัน (Orbital Hybridization) • ทฤษฎีการผลักคู่อิเล็กตรอนในวงเวเลนซ์ (Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory, VSEPR)

44. อะตอม AO โมเลกุล MO อะตอม AO + 1. ทฤษฎีออร์บิทัลเชิงโมเลกุล (Molecular Orbital Theory, MO) • อธิบายการเกิดพันธะโควาเลนต์โดยใช้ออร์บิทัลของโมเลกุล • ออร์บิทัลเชิงโมเลกุล (MO)คือที่อยู่ของอิเล็กตรอนในโมเลกุล เกิดจากการรวมออร์บิทัลเชิงอะตอม (AO) ตามวิธีผลรวมเชิงเส้นตรง (Linear Combination of Atomic Orbital) • จำนวน MO ที่เกิดขึ้นเท่ากับจำนวน AO ทั้งหมด

45. 1sA 1sB Antibonding 1sA + 1sB Bonding การสร้างออร์บิทัลเชิงโมเลกุล • ออร์บิทัลของโมเลกุลเกิดจากการรวมกันแบบเชิงเส้นตรงหรือการซ้อนเหลื่อมกัน (overlap) ของ AO ซึ่งมีได้สองแบบคือ แบบเสริมหรือแบบทำลาย • แบบเสริมหรือแบบผลบวก (Bonding):เป็นการรวม AO ด้านที่มีเครื่องหมายเหมือนกัน ขนาดออร์บิทัลในแนวเชื่อมระหว่างอะตอมเพิ่มขึ้น เสถียรมากขึ้น • แบบทำลายหรือแบบผลต่าง (Antibonding):เป็นการรวม AO ด้านที่มีเครื่องหมายต่างกัน ขนาดออร์บิทัลในแนวเชื่อมระหว่างอะตอมลดลง เสถียรน้อยลง (พลังงานเพิ่ม) แบบเสริม (Bonding) แบบทำลาย (Antibonding)

46. การสร้างออร์บิทัลเชิงโมเลกุลการสร้างออร์บิทัลเชิงโมเลกุล

47. การสร้างออร์บิทัลเชิงโมเลกุลการสร้างออร์บิทัลเชิงโมเลกุล • รูปร่างของออร์บิทัลเชิงโมเลกุลที่เกิดขึ้นจะเป็นลักษณะการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในโมเลกุล ดังนี้ • ออร์บิทัลเชิงโมเลกุลแบบมีพันธะ (Bonding Molecular Orbital, BMO) เกิดจากการซ้อมเหลื่อมกันของออร์บิทัลเชิงอะตอมแบบเสริม หรือแบบผลบวก โอกาสจะพบอิเล็กตรอนที่บริเวณระหว่างนิวเคลียสมีมากที่สุด • ออร์บิทัลเชิงโมเลกุลแบบต้านพันธะ (Anti-bonding Molecular Orbital, AMO)เกิดจากการซ้อนเหลื่อมกันของออร์บิทัลเชิงอะตอมแบบผลต่าง โอกาสจะพบอิเล็กตรอนตรงกลางเป็นศูนย์ BMO AMO

48. ออร์บิทัลเชิงโมเลกุลใน p-orbital • ใน p-orbital สามารถรวมออร์บิทัลเชิงอะตอมเพื่อให้เกิดออร์บิทัลเชิงโมเลกุลได้โดยซ้อมเหลื่อมแบบผลบวกและผลต่างได้ 2 ลักษณะ คือ รวมตามแนวปลาย () รวมตามแนวข้าง () (ก) (ก) (ข) * (ก) รวมแบบผลต่าง (ข) รวมแบบผลบวก (ข)

49. ชนิดของออร์บิทัลเชิงโมเลกุลชนิดของออร์บิทัลเชิงโมเลกุล • ออร์บิทัลเชิงโมเลกุลที่เกิดขึ้น มี 2 แบบ คือ sigma () และ pi () • sigma () bond: พันธะเคมีที่เกิดโดยการซ้อนเหลื่อมกันของสองออร์บิทัลเชิงอะตอมในลักษณะหัวชนหัวหรือปลายต่อปลาย ซึ่งความหนาแน่นอิเล็กตรอนจะหนาแน่นและอยู่ในแนวเส้นตรงระหว่างสองนิวเคลียสที่เกิดพันธะเคมีกัน • pi () bond:พันธะที่เกิดขึ้นจากการซ้อนเหลื่อมกันด้านข้างของคู่ p ออร์บิทัล โดยที่ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนอยู่ทั้งสองด้านของระนาบที่อยู่ในแนวนิวเคลียส

50. sigma()bond &pi()bond Pi ( ) bonding Sigma () bonding