งานนำเสนอกำลังจะดาวน์โหลด โปรดรอ

งานนำเสนอกำลังจะดาวน์โหลด โปรดรอ

Chemical Bonding I: Basic Concepts. เนื้อหาที่จะเรียน 1 ทฤษฎีลูอิส 2 พันธะโคเวเลนท์ 3 การเขียนโครงสร้างลูอิส 4. เรโซแนนซ์ 5 ข้อยกเว้นของกฎออกเต็ท 6 รูปร่างของโมเลกุล.

งานนำเสนอที่คล้ายกัน


งานนำเสนอเรื่อง: "Chemical Bonding I: Basic Concepts. เนื้อหาที่จะเรียน 1 ทฤษฎีลูอิส 2 พันธะโคเวเลนท์ 3 การเขียนโครงสร้างลูอิส 4. เรโซแนนซ์ 5 ข้อยกเว้นของกฎออกเต็ท 6 รูปร่างของโมเลกุล."— ใบสำเนางานนำเสนอ:

1 Chemical Bonding I: Basic Concepts

2 เนื้อหาที่จะเรียน 1 ทฤษฎีลูอิส 2 พันธะโคเวเลนท์ 3 การเขียนโครงสร้างลูอิส 4. เรโซแนนซ์ 5 ข้อยกเว้นของกฎออกเต็ท 6 รูปร่างของโมเลกุล 7 ลำดับและความยาวพันธะ 8 พลังงานพันธะ

3 ทฤษฎีของลูอิส  เวเลนซ์อิเล็กตรอนมี บทบาทสำคัญยิ่งในการ เกิดพันธะเคมี  บางครั้งก็เกิดการถ่าย โอนอิเล็กตรอนขึ้นทำ ให้เกิดเป็นพันธะไอออ นิก  ถ้ามีการใช้อิเล็กตรอน ร่วมกันระหว่างอะตอมที่ เกิดพันธะจะได้พันธะ โคเวเลนท์  อิเล็กตรอนรอบอะตอม ที่เกิดพันธะโคเวเลนท์ จะมี 8 อิเล็กตรอน

4 สัญลักษณ์ลูอิส  สัญลักษณ์ของธาตุ – แสดงถึงนิวเคลียส กับ core e -.  จุดที่อยู่รอบๆ สัญลักษณ์ของธาตุ – แสดง เวเลนซ์อิเล็กตรอน Si N P As Sb Bi Al Se Ar I

5 Ba O O Ba BaO ตัวอย่างที่ 1 จงเขียนโครงสร้างแบบลูอิสของ สารประกอบไอออนิก : (a) BaO; (b) MgCl 2 ; (c) aluminum oxide. ลูกศรครึ่งซีกหมายถึงมีการเคลื่อนที่ของ อิเล็กตรอนมีตัวเดียว ลูกศรที่มีสองด้าน หมายถึงการเคลื่อนที่ของ 2 อิเล็กตรอน

6 Mg Cl Cl Cl Mg MgCl 2 ตัวอย่างที่ 2

7 พันธะโคเวเลนซ์

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

9 พันธะโคเวเลนซ์หลายพันธะ C O O C O O C O O C O O N N N N N N N N

10 ความเป็นพาราแมกเนติกของ ออกซิเจน (O 2 )

11 พันธะโพลาร์โคเวเลนท์ และ Electrostatic Potential Maps

12 โพลาร์โมเลกุล

13 ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี

14 เปอร์เซ็นต์ความเป็นไอออนิก

15 การเขียนโครงสร้างลูอิส  ต้องแสดงเวเลนซ์อิเล็กตรอนทุกตัว  โดยทั่วไปอิเล็กตรอนต้องเข้าคู่กัน  โดยทั่วไปอิเล็กตรอนรอบอะตอม หนึ่งจะต้องมี 8 ยกเว้น H มี 2 อิเล็กตรอน  โมเลกุลอาจจะมีพันธะคู่หรือพันธะ สาม โดยมักจะเกิดกับอะตอม C, N, O, S, และ P

16 การเขียนโครงสร้างลูอิส  ต้องจำแนกว่าอะตอมใดเป็นอะตอม กลางและอะตอมปลาย C H H H H C H H O โครงสร้างหลักที่มีอะตอมเชื่อมต่อกัน (skeletal structure)

17 การเขียนโครงสร้างลูอิส  ไฮโดรเจนจะเป็นอะตอมปลาย เสมอ  โดยทั่วไปอะตอมกลางจะมีค่าอิ เล็กโตรเนกาติวิตีต่ำที่สุด  คาร์บอนจะเป็นอะตอมกลางเสมอ

18 วิธีเขียนโครงสร้างแบบลูอิส นับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดในโครงสร้าง วาดโครงสร้างหลัก แทนที่พันธะด้วย 2 อิเล็กตรอน จำแนกอะตอมปลาย ทำให้อะตอมปลายมี 8 อิเล็กตรอนหรือ 2 อิเล็กตรอนสำหรับ H หักอิเล็กตรอนที่ใช้ไปจากเวเลนซ์ อิเล็กตรอนทั้งหมด ดูว่ายังเหลือ อิเล็กตรอนอีกหรือไม่

19 เหลือ ไม่เหลือ เติมอิเล็กตรอนที่เหลือบนอะตอมกลาง อะตอมมีอิเล็กตรอนครบ 8 หรือยัง ครบ โครงสร้างลูอิสที่น่าพอใจ ไม่ครบ สร้างพันธะคู่หรือ พันธะสามเพื่อให้มี อิเล็กตรอนครบ 8

20 เขียนโครงสร้างลูอิสของ nitronium ion NO 2 + ขั้นที่ 1: ผลรวมของเวเลนซ์ e - = – 1 = 16 e - ขั้นที่ 3: เขียนโครงสร้างที่เป็นไปได้ : O—N—O ขั้นที่ 4: ใส่ e - ที่อะตอมปลาย :O—N—O ขั้นที่ 2: จำแนกอะตอมกลางและอะตอม ปลาย ตัวอย่างการเขียนโครงสร้างลูอิส

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

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

23 โครงสร้างลูอิสแบบอื่น O—N—O FC(O≡) = – (6) = FC(N) = – (8) = FC(O—) = – (2) = O N O

24 โครงสร้างลูอิสแบบอื่น  ผลรวมของ FC ก็คือประจุของโมเลกุล  FC จะต้องมีค่าน้อยที่สุด  FC ที่เป็นลบจะเป็นอะตอมที่มีอิเล็กโตรเนกราทิวิ ตีสูงที่สุด  FC ที่มีประจุแบบเดียวกันแต่อะตอมอยู่ติดกัน จะ ไม่เสถียร + O≡N—O - +

25 จงเขียนโครงสร้างลูอิสของ nitrosyl chloride, NOCl นิสิตลองเขียนโครงสร้างลูอิส

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

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

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

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

30 Valence Shell กับความ เหมาะสมของ 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 การใช้ลูกโป่งเพื่อธิบายการจัดตัวของอะตอม ตามทฤษฎี VSEPR

34 Methane, Ammonia and Water

35 Table1 Molecular Geometry as a Function of Electron Group Geometry

36

37

38

39

40

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) เป็นธาตุที่ไม่ค่อยมีผู้สนใจ ศึกษามากนัก จากหลักการของ VSEPR จง ทำนายสูตรเคมีของสารประกอบหรือไอออน ของเทลลูเรียมกับฟลูออรีนที่มีโครงสร้าง ดังต่อไปนี้ (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

45 ลำดับของพันธะ (bond order) และ ความยาวพันธะ (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

46

47 พลังงานพันธะ

48

49 ให้คำนวณหา  H ของปฏิกิริยาระหว่างมีเทน (CH 4 ) กับคลอรีนซึ่งจะให้ผลิตภัณฑ์ดังสมการ ตัวอย่างการคำนวณหาเอ็นทาลปีของ ปฏิกิริยาจากพลังงานพันธะ ΔH rxn =  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


ดาวน์โหลด ppt Chemical Bonding I: Basic Concepts. เนื้อหาที่จะเรียน 1 ทฤษฎีลูอิส 2 พันธะโคเวเลนท์ 3 การเขียนโครงสร้างลูอิส 4. เรโซแนนซ์ 5 ข้อยกเว้นของกฎออกเต็ท 6 รูปร่างของโมเลกุล.

งานนำเสนอที่คล้ายกัน


Ads by Google