ดาวน์โหลดงานนำเสนอ
งานนำเสนอกำลังจะดาวน์โหลด โปรดรอ
1
Chemical Bonding I: Basic Concepts
Chemistry 140 Fall 2002 Chemical Bonding I: Basic Concepts Iron rusts Natural gas burns Represent chemical reactions by chemical equations. Relationship between reactants and products is STOICHIOMETRY Many reactions occur in solution-concentration uses the mole concept to describe solutions
2
เนื้อหาที่จะเรียน 1 ทฤษฎีลูอิส 2 พันธะโคเวเลนท์
1 ทฤษฎีลูอิส 2 พันธะโคเวเลนท์ 3 การเขียนโครงสร้างลูอิส 4. เรโซแนนซ์ ข้อยกเว้นของกฎออกเต็ท 6 รูปร่างของโมเลกุล 7 ลำดับและความยาวพันธะ 8 พลังงานพันธะ
3
ทฤษฎีของลูอิส เวเลนซ์อิเล็กตรอนมีบทบาทสำคัญยิ่งในการเกิดพันธะเคมี
บางครั้งก็เกิดการถ่ายโอนอิเล็กตรอนขึ้นทำให้เกิดเป็นพันธะไอออนิก ถ้ามีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอมที่เกิดพันธะจะได้พันธะโคเวเลนท์ อิเล็กตรอนรอบอะตอมที่เกิดพันธะโคเวเลนท์จะมี 8 อิเล็กตรอน
4
สัญลักษณ์ลูอิส สัญลักษณ์ของธาตุ – แสดงถึงนิวเคลียส กับ core e-.
จุดที่อยู่รอบๆ สัญลักษณ์ของธาตุ – แสดงเวเลนซ์อิเล็กตรอน • Si • • • N •• • P As Sb Bi •• Al • Se Ar I
5
Chemistry 140 Fall 2002 ตัวอย่างที่ 1 จงเขียนโครงสร้างแบบลูอิสของสารประกอบไอออนิก: (a) BaO; (b) MgCl2 ; (c) aluminum oxide. Ba • O •• •• O Ba 2+ 2- BaO ลูกศรครึ่งซีกหมายถึงมีการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนมีตัวเดียว ลูกศรที่มีสองด้านหมายถึงการเคลื่อนที่ของ 2 อิเล็กตรอน Binary ionic compounds. Note the types of arrows used to move electrons – fishhooks for single e-. Write the Lewis symbol for each atom Determine how many e- each atom must gain or lose. Use multiples of one or both ions to balance the number of electrons.
6
ตัวอย่างที่ 2 Mg • Cl •• •• Cl Mg 2+ - 2 MgCl2
7
พันธะโคเวเลนซ์
8
พันธะโคออร์ดิเนทโคเวเลนซ์
Chemistry 140 Fall 2002 พันธะโคออร์ดิเนทโคเวเลนซ์ N H + N •• H •• Cl - H Cl F B F N H • H F B F N H H Note double headed arrow for two electron movement +
9
พันธะโคเวเลนซ์หลายพันธะ
• • • C O • •• • • O • C • O • • • • • • • • • • C O •• C O •• • • N • •• •• N • • N •• • • N • •• N ••
10
ความเป็นพาราแมกเนติกของออกซิเจน (O2)
11
พันธะโพลาร์โคเวเลนท์ และ Electrostatic Potential Maps
12
โพลาร์โมเลกุล
13
ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี
14
เปอร์เซ็นต์ความเป็นไอออนิก
15
การเขียนโครงสร้างลูอิส
ต้องแสดงเวเลนซ์อิเล็กตรอนทุกตัว โดยทั่วไปอิเล็กตรอนต้องเข้าคู่กัน โดยทั่วไปอิเล็กตรอนรอบอะตอมหนึ่งจะต้องมี 8 ยกเว้น H มี 2 อิเล็กตรอน โมเลกุลอาจจะมีพันธะคู่หรือพันธะสาม โดยมักจะเกิดกับอะตอม C, N, O, S, และ P
16
การเขียนโครงสร้างลูอิส
ต้องจำแนกว่าอะตอมใดเป็นอะตอมกลางและอะตอมปลาย H H H C C O H H H โครงสร้างหลักที่มีอะตอมเชื่อมต่อกัน (skeletal structure)
17
การเขียนโครงสร้างลูอิส
Chemistry 140 Fall 2002 การเขียนโครงสร้างลูอิส ไฮโดรเจนจะเป็นอะตอมปลายเสมอ โดยทั่วไปอะตอมกลางจะมีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีต่ำที่สุด คาร์บอนจะเป็นอะตอมกลางเสมอ H can only accommodate two electrons H and O are common exceptions to rule 2 Organic compounds are not compact nor symmetrical.
18
วิธีเขียนโครงสร้างแบบลูอิส
นับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดในโครงสร้าง วาดโครงสร้างหลัก แทนที่พันธะด้วย 2 อิเล็กตรอน จำแนกอะตอมปลาย ทำให้อะตอมปลายมี 8 อิเล็กตรอนหรือ 2 อิเล็กตรอนสำหรับ H หักอิเล็กตรอนที่ใช้ไปจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมด ดูว่ายังเหลืออิเล็กตรอนอีกหรือไม่
19
อะตอมมีอิเล็กตรอนครบ 8 หรือยัง เติมอิเล็กตรอนที่เหลือบนอะตอมกลาง ครบ
หักอิเล็กตรอนที่ใช้ไปจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมด ดูว่ายังเหลืออิเล็กตรอนอีกหรือไม่ ไม่เหลือ เหลือ อะตอมมีอิเล็กตรอนครบ 8 หรือยัง เติมอิเล็กตรอนที่เหลือบนอะตอมกลาง ครบ ไม่ครบ โครงสร้างลูอิสที่น่าพอใจ สร้างพันธะคู่หรือพันธะสามเพื่อให้มีอิเล็กตรอนครบ 8
20
ตัวอย่างการเขียนโครงสร้างลูอิส
เขียนโครงสร้างลูอิสของ nitronium ion NO2+ ขั้นที่ 1: ผลรวมของเวเลนซ์ e- = – 1 = 16 e- ขั้นที่ 2: จำแนกอะตอมกลางและอะตอมปลาย ขั้นที่ 3: เขียนโครงสร้างที่เป็นไปได้: O—N—O ขั้นที่ 4: ใส่ e- ที่อะตอมปลาย: O—N—O ••
21
ตัวอย่างการเขียนโครงสร้างลูอิส (ต่อ)
ขั้นที่ 5: หาจำนวน e- ที่เหลือ 16 – 4 – 12 = 0 ขั้นที่ 6: เขียน multiple bond เพื่อให้ครบ octet + •• O—N—O •• O=N=O
22
การหาค่า Formal Charge
Chemistry 140 Fall 2002 การหาค่า Formal Charge 1 FC = #valence e- - #lone pair e- - #bond pair e- 2 •• O=N=O + FC(O) = – (4) = 0 2 1 The formal charge on an atom in a Lewis structure is the number of valence e- in the free atom minus the number of e- assigned to that atom in the Lewis structure. FC(N) = – (8) = +1 2 1
23
โครงสร้างลูอิสแบบอื่น
•• •• •• O N O + + - O—N—O •• •• •• •• FC(O≡) = – (6) = +1 2 1 FC(N) = – (8) = +1 2 1 FC(O—) = – (2) = -1 2 1
24
โครงสร้างลูอิสแบบอื่น
ผลรวมของ FC ก็คือประจุของโมเลกุล FC จะต้องมีค่าน้อยที่สุด FC ที่เป็นลบจะเป็นอะตอมที่มีอิเล็กโตรเนกราทิวิตีสูงที่สุด FC ที่มีประจุแบบเดียวกันแต่อะตอมอยู่ติดกัน จะไม่เสถียร + •• O≡N—O -
25
นิสิตลองเขียนโครงสร้างลูอิส
จงเขียนโครงสร้างลูอิสของ nitrosyl chloride, NOCl 2+ 2- - 2+ - - +
26
เรโซแนนซ์ (Resonance)
Chemistry 140 Fall 2002 เรโซแนนซ์ (Resonance) + - - + •• •• •• •• •• •• O O O •• •• O O O •• •• •• •• O •• + -½ Many Lewis structures may be written for a given structure.. Ozone has two good possibilities, but neither gives the correct structure that has two equivalent O-O bonds.
27
ข้อยกเว้นของกฎ octet Odd e- species. N=O H O—H H—C—H •• •• • •• •• •
Chemistry 140 Fall 2002 ข้อยกเว้นของกฎ octet Odd e- species. N=O •• •• • •• H •• • O—H H—C—H H • ••
28
ข้อยกเว้นของกฎ octet Incomplete octets. B F B F F B F F + - - +
•• B F - + •• B F - •• + •• F •• B •• F F •• •• •• •• •• ionic character
29
ข้อยกเว้นของกฎ octet Expanded octets. F Cl Cl S P P Cl Cl •• •• •• ••
30
Valence Shell กับความเหมาะสมของ FC
Chemistry 140 Fall 2002 Valence Shell กับความเหมาะสมของ FC It is not clear which is the more correct representation.
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)
Chemistry 140 Fall 2002 ไดโพลโมเมนต์ (Dipole Moments) Ana electrical condenser (or capacitor) consists of a pair of electrodes separated by a medium that does not conduct electricity. When the field is off the molecules orient randomly. When the filed is on the molecules align with the field. The alignment can be detected.
44
ไดโพลโมเมนต์ (Dipole Moments)
Chemistry 140 Fall 2002 ไดโพลโมเมนต์ (Dipole Moments) HCl is a polar molecule
45
ลำดับของพันธะ (bond order) และความยาวพันธะ (bond length)
Single bond, order = 1 Double bond, order = 2 Bond Length Distance between two nuclei Higher bond order Shorter bond Stronger bond
47
พลังงานพันธะ
49
ตัวอย่างการคำนวณหาเอ็นทาลปีของปฏิกิริยาจากพลังงานพันธะ
Chemistry 140 Fall 2002 ตัวอย่างการคำนวณหาเอ็นทาลปีของปฏิกิริยาจากพลังงานพันธะ 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 You can use bond energies in exactly the same way you can use enthalpies of formation. Enthalpy of formation is more accurately known and bond energy is usually an average, but it can be used effectively if formation data is unavailable.
50
Focus on Molecules in Space: Measuring Bond Lengths
งานนำเสนอที่คล้ายกัน
