The covalent bond - Chem ku-kpschem.flas.kps.ku.ac.th/01403311/2017/18-02-311-03.pdf1 ดร. พิเชษฐ อนุรักษ์อุดม 1/2555 1 Inorganic chemistry I

1

ดร. พเชษฐ อนรกษอดม

1/2555

1

Inorganic chemistry I “Molecular structure and bonding models

in covalent molecules”

1

The covalent bond

2

Review on lewis structure

Bonding theory

Valence bond theory

Effective atomic number

Resonance

Formal charge

Hybridization and overlap

Molecular orbital theory

2

References

3

J.E. Huheey, E.A. Keiter, and R.L. Keiter, Inorganic Chemistry; Principles of structure and Reactivity.

D.F. Shriver, P.W. Atkins, and C. H. Langford. , Inorganic Chemistry.

B.E. Douglas, D.H. McDaniel, and J.J. Alexander, Concepts and models of inorganic Chemistry.

3

H : F :

e- เกดจากอโลหะ กบ อโลหะ ใช e- รวมกนเปนค

เชน

H• • H

• • • •

H-F พนธะเด�ยว ( single bond )

:O :: O : • • • • O = O พนธะค ( double bond)

H : C • • • • • • N : H-C = N พนธะสาม ( triple bond ) 4 4

2

1. ถาเกด Covalent bond ข�น Ionic bond จะเกดข�นพรอมกนดวยไมได

2. แตละ bond จะประกอบดวยอเลกตรอน 2 ตวมาเขาคกน

3. Atomic orbitals ของอะตอมท�มาสรางพนธะ กนจะเกดการซอนทบกน

4. โมเลกลสวนใหญจะมอเลกตรอนใน valence shell สงสด 8 ตว

5 5

5. ธาตท�สามารถนาอเลกตรอนใน d-orbital มาใชรวมกนได valence shell จะขยายออกไป ธาตเหลาน�ท�งหมดจะอยใน คาบท� 3 หรอมากกวา (ธาตท�ตอไปจาก Mg) หรอเรยกวามเวเลนทเกน

6. การผลกกนระหวางอเลกตรอน (Valence-shell electron pair repulsion medel, VSEPR model) lp-lp > lp-bp > bp-bp lp คอ lone pair electron bp คอ bond pair electron

7. โมเลกลท�เกดข�นจะตองมพลงงานรวมนอยท�สด

6 6

Properties of covalent compounds

มกเปน gas/liquid ณ อณหภมธรรมดา ถาเปน solid กจะมสมบตออนหรอน�ม

จดเดอด/จดหลอมเหลวต �า เน�องจากมแรงยดระหวางโมเลกลไมแขงแรง ตางจากสารประกอบ ionic ท�ยดกนดวย คลอมบคท�แขงแรง

Covalent compouds เปน non-polar จะละลายในตวทาละลาย non-polar เชน pretrolium ether, benzene แตไมละลายในตวทาละลายท�เปน polar เชน น� า

Covalent compounds ไมนาไฟฟา

สาร จดหลอมเหลว (oC) จดเดอด (oC)

CCl4

NaCl

-22.8

801

76

1440

7

พนธะอออนก (Ionic bond) : เปนพนธะท�เกดจากแรงกระทาระหวางอะตอม 2 อะตอมท�มประจตางกน โดยจะเกดการแลกเปล�ยนอเลกตรอนเกดข�น ทาใหเกดแรงดงดดทางไฟฟาสถตระหวางประจท�ตางกน โดย

atom ท�สญเสย e- จะกลายเปน อออนบวก (Cation) atom ท�รบ e- จะกลายเปน อออนลบ (Anion)

8

พนธะอออนก (Ionic bond)

3

เชน NaCl

Na11

1s 2s 2p 3s 3p 3d Cl9

1s 2s 2p 3s 3p 3d

อาจกลาวไดวากลไกการเกดพนธะไอออนกเกดผานปฏกรยา 2 ข�นตอนดงน�

1. ข�นการแตกไอออนของ Na และการรบอเลกตรอนของ Cl

Na . Na+ + e-

Cl . . . . . . . + e- Cl . . . . . . . . -

2. ไอออนท�เกดข�นมารวมกน

Na+ Cl . . . . . . . . - + Na + Cl .

. . . . . . . -

กรณอ�นท�สามารถเกดพนธะไอออนกได

เชน การเผาแคลเซยมในบรรยากาศออกซเจน

2Ca(s) + O2(g) 2CaO

การเผาลเทยมในอากาศ 4Li(s) + O2(g) 2Li2O

โลหะ (IE ต�ากวา) อโลหะ (IE สงกวา)

พลงงานกบการเกดสารประกอบไอออนก

การศกษาการเปล�ยนแปลงพลงงานในการเกดสารประกอบไอออนก วธการท�พจารณาการเปล�ยนแปลงของพลงงานท�เกดข�น พจารณาจาก

วฏจกรบอรน-ฮารเบอร

4

วฏจกรบอรน – ฮาเบอร

Max Born Fritz Haber

พลงงานกบการเกดสารประกอบไอออนก

Na(s) Na(g) H1 = +107 kJ/mol

½ Cl2(g) Cl(g) H2 = +122 kJ/mol

Na (g) Na+ (g) + e- H3 = +496 kJ/mol

Cl (g) + e- Cl- (g) H4 = - 349 kJ/mol

Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) H5 = - 787 kJ/mol

1

2

3

4

5

E การระเหด

E การสลายพนธะ

IE

EA

E แลตทซ

Na(s) + 1/2Cl2(g) เร�มตน

Na(g) + 1/2Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

Na+ (g) + e- + Cl(g)

Na+(g) + Cl-(g)

NaCl (s) Hf = -411 kJ/mol

H1 = +107 kJ

H2 = +122 kJ

H3 = +496 kJ H4 = -349 kJ

H5 = -787 kJ 1

2

3 4

5

Hf = (+107)+(+122)+(+496)+(-349)+(-787) = - 411 kJ/mol

วฏจกรบอรน – ฮาเบอร

สดทาย

Hf คอ พลงงานรวมของปฏกรยา

พลงงานแลตทซของสารประกอบไอออนก (Lattice Energy of Ionic Compound) ปกตคาพลงงาน IE, EA จะแสดงถงความเปนไปไดท�จะเกดสารประกอบ ไอออนก โดยความเสถยรของสารประกอบไอออนกวดไดจาก พลงงานแลตทซ (Lattice Energy)

นยาม “ พลงงานท�ใชทาใหสารประกอบไอออนกท�เปนของแขง 1 mole กลายเปนไอออนของกาซ ”

Lattice energy (kJ/mol) m.p. (oC)

LiF 1,017 845 LiCl 828 610 LiBr 787 550 LiI 732 450

** พลงงานท�คายออกมา เม�อไอออนในภาวะกาซ ทาปฏกรยากน เกดเปนสารประกอบไอออนกท�เปนของแขง เรยกวา “พลงงานโครงผลก/พลงงานแลตทซ”(U)

5

การคานวณคาพลงงานแลตทซโดยใช Born – Habor Cycle พลงงานแลตทซวดโดยตรงไมได ตองคานวณทางออมโดยใช Born–Habor cycle ซ�งแบงออกเปนข�นตอนยอย ๆ แสดงความสมพนธระหวาง Lattice energy กบ IE, EA และ คณสมบตของไอออนหรอโมเลกลน�นๆ

ตวอยาง จงคานวณคาพลงงานแลตทซของสมการ LiF (s) Li + (g) + F – (g) , DH = ?

จะเขยนไดวา DHof = DHo

1 + DHo2 + DHo

3 + DHo4 + DHo

5 -594.1 kJ = 155.2 kJ + 75.3 kJ + 520 kJ - 328 kJ + DHo

5 ดงน �น DH0

5 = - 1,017 kJ พลงงานแลตทซของ LiF เทากบ -1,017 kJ

?

เราสามารถอธบายการเกด LiF (s) ออกเปนข�นตอนยอย 5 ข�นตอนคอ 1. Li (s) Li (g) DHo

1 = 155.2 kJ (Sublimation) 2. ½ F2 (g) F (g) DHo

2 = 75.3 kJ (Dissociation) 3. Li (g) Li+ (g) + e- DHo

3 = 520 kJ (IE) 4. F (g) + e- F – (g) DHo

4 = - 328 kJ (EA) 5. Li+ (g) + F – (g) LiF (s) DHo

5 = ? Li (s) + ½ F2 (g) LiF (s) DHo

f = - 594.1 kJ

จะเขยนไดวา DHof = DHo

1 + DHo2 + DHo

3 + DHo4 + DHo

5 -594.1 kJ = 155.2 kJ + 75.3 kJ + 520 kJ - 328 kJ + DHo

5 ดงน �น DH0

5 = - 1,017 kJ พลงงานแลตทซของ LiF เทากบ -1,017 kJ 20

การละลายน�าของสารประกอบไอออนก

Cl- ไอออน

Na+ ไอออน

โมเลกลน�า NaCl

o

o o

o

o o

H H H

H

H H

H

H

H H H

H

H O H

H O H

6

21

พลงงานไฮเดรชน (hydration energy) เปนพลงงานท�ปลอย (คาย) ออกมา เม�อ ไอออนบวกและไอออนลบในสถานะกาซท�หลดออกมาจากโครงผลก ของสารประกอบไอออนกถกโมเลกลน� าลอมรอบ เกดเปนแรงยดเหน�ยวระหวาง โมเลกลของน�ากบไอออนบวกและลบ ดงสมการ

Na +(g) + Cl-(g) Na+ (aq) + Cl-(aq) + 764 kJ/mol

พลงงานแลตทช (Lattice energy) เปนพลงงานท�ใชในการสลายโครงผลกของ สารประกอบไอออนกเปนไอออนบวกและไอออนลบในสถานะกาซ(หรอ เปน พลงงานท�คายออกมาเม�อไอออนบวกและไอออนลบในสถานะกาซรวมตวกนเกด เปนโครงผลกของสารประกอบไอออนก Na+ (g) + Cl- (g) NaCl(s) - 768.3 kJ/mol NaCl(s) Na+(g) + Cl-(g) ; = +768.3 kJ/mol

## สารใดมพลงงานไฮเดรชนมากจะย�งละลายน� าไดด

ดดพลงงาน

คายพลงงาน

H2O

22

พลงงานกบการละลายน�าของสารประกอบไอออนก

NaCl(s)

Na+(g) + Cl-(g)

Na+ (aq) + Cl- (aq)

Hlatt = +776 kJ

Hhyd = -771 kJ

Hsoln = +5 kJ (พลงงานของการละลาย)

1

2

ตวอยางของสารท�เกดพนธะไอออนก

23 24

สรปการละลายน�าของสารประกอบไอออนก

Hlattice > Hhydration แสดงวามการดดพลงงาน Hhydration > Hlattice แสดงวามการคายพลงงาน

Hlattice >>> Hhydration แสดงวาสารไอออนกน�นไมคอยละลาย

สารท�ละลายน�าได < 0.1 g/H2O 100 cm3 ท� 25 0C แสดงวาไมละลาย สารท�ละลายน�าได 0.1-1.0 g/H2O 100 cm3 ท� 25 0C แสดงวาละลายไดบางสวน สารท�ละลายน�าได > 1.0 g/H2O 100 cm3 ท� 25 0C แสดงวาละลายไดด

7

พนธะโคเวเลนต (Covalent Bonding)

เปนพนธะท�เกดจากการใชอเลกตรอนวงนอก (Valence electron) 1 คหรอมากกวารวมกนระหวางอะตอม 2 อะตอม เชน H2 , N2 และ Cl2 เปนตน

สวนมากเปนธาตอโลหะกบอโลหะเน�องจากธาตอโลหะมพลงงานไอออไนเซซนคอนขางสง จงเสยอเลกตรอนไดยาก มแตใชอเลกตรอนรวมกนเกดเปนพนธะโคเวเลนต ดงน�นของแขงท�มการยดเกาะแบบน�จะมความแขงแรง จดหลอมเหลวและจดเดอดสง

25

ตวอยาง CH4

H: ม 1 valence e, ตองการอก 1 ตว C: ม 4 valence e, ตองการอก 4 ตว คา Electronegativities ใกลเคยงกน

มการใชอเลกตรอนรวมกนเปนคๆ และมอะตอมตวใดตวหน�งเปนตวใหอเลกตรอนคท�ใชรวมกน สวนอกอะตอมหน�งเขามาใชอเลกตรอนคน�นโดยตวมนเองไมไดสงอเลกตรอนมารวมเลย พนธะชนดน� เรยกวา พนธะโคออดเนตโคเวเลนต เชน NH4

+, BF4-, H2SO4

26

ตวอยางของ สารท�เกดพนธะโคเวเลนต

27 28

พนธะโลหะ (Metallic Bonds)

พนธะโลหะ เกดจากการท�อเลกตรอนในวงนอกของแตละอะตอมหลดออกมารวมกน เกดเปนทะเลอเลกตรอน ซ�งกลมอเลกตรอนน� ถอวาเปนของสวนรวม และอะตอมโลหะจะเปล�ยนไปอยในสภาพไฟฟาบวก แรงดงดดระหวางกลมอเลกตรอนกบไอออนบวก ทาใหพนธะโลหะท�เกดมความแขงแรง

เปนแรงยดเหน�ยวระหวางอะตอมของโลหะ (คา EN ต�า) กบกลมหมอกอเลกตรอนใหอยรวมเปนกอนโลหะ เชน เหลก

8

การเกดพนธะโลหะ 1 . โลหะมคาพลงงานไอออไนเซช�นต�ามาก แสดงวาอเลคตรอนของโลหะจะหลด

ออกไปไดงาย เม�อวาเลนซอเลคตรอนหลดออกไป กจะเหลออนภาคบวกดงน�

2. โลหะมเวเลนซอเลกตรอนนอย ดงน�นอเลกตรอนท�หลดออกไป จะมเพยง 1,2,3 ตวเทาน�น

3. โลหะมคาโคออรดเนช�นนมเบอรสง ซ�งเทากบ 8 หรอ12 หมายความวา อะตอมหน�งจะมอะตอมอ�นลอมรอบ 8 ถง 12 อะตอมดงน�นการนาอเลกตรอนมาใชรวมกนเปนอเลกตรอนคในลกษณะของพนธะโคเวเลนตจงเปนไปไมได

อะตอมโลหะทกอะตอมเปนตวใหอเลกตรอนท�งส�นดงน�นจะไมมอะตอมใดเลยท�ไดรบอเลกตรอน

29

ทฤษฎท�นยมนามาใชอธบายการเกดพนธะโลหะไดแก

ทฤษฎแบบจาลองทะเลอเลกตรอน (electron sea model)

ทฤษฎน�อาศยพ�นฐานท�วาอเลกตรอนวงนอกของโลหะไมอยคงท�เฉพาะกบอะตอมใดอะตอมหน�ง แตจะสามารถเคล�อนท�ไปยงอะตอมอ�นๆ ได โดยอาจจนตนาการไดวาโลหะเปนกลมของไอออนบวกจมอยในทะเลของอเลกตรอนวงนอกท�เคล�อนท�ได

30

นอกจากน�นเน�องจากอเลกตรอนสามารถเคล�อนท�ไดอยางอสระ ทาใหอเลกตรอนไมเปนสมบตของอะตอมใดอะตอมหน�ง พนธะท�เกดข�นจงเปนแบบท�อเลกตรอนไมอยกบท� เพราะฉะน�นระนาบของอะตอมอาจเคล�อนท�บนระนาบอ�นไดงาย ทาใหโลหะสามารถหกงอไดโดยไมแตกออกจากกน

31

ในขณะท�ถาผลกไอออนกมการเคล�อนท� จะเหนวาประจเดยวกนอยตรงกนซ�งแรงผลกระหวางประจท�เหมอนกนจะแรงมากจนผลกไมสามารถเสถยรอยได การแตกหกจงเกดข�น

การเคล�อนท�ของระนาบในผลกไอออนก 32

9

ทฤษฎแถบพลงงาน (bond theory)

ทฤษฎน�อาศยพ�นฐานของทฤษฎโมเลกลารออรบตอล คอถาม 2 อะตอมมกออรบตอลรวมกนกจะไดสองโมเลกลารออรบตอล โดยออรบตอลหน�งมพลงงานสงเปนแบบตานพนธะ (AMO) อกอนหน�งมพลงงานต�าเปนแบบมพนธะ (BMO) แตละโมเลกลารออรบตอลสามารถบรรจอเลกตรอนไดไมเกน 2 อเลกตรอนโดยมสปนตรงขามกน

ตวอยาง การบรรจอเลกตรอนของโลหะลเทยม

33

เม�อมอะตอมมากข�นและจานวน MO มากข�น ระดบพลงงานของ MO จะตางกนนอยลง ระดบพลงงานท�ใกลชดกนมากน�จะดเสมอนเปนแถบตอเน�องกน จงเรยกวาแถบพลงงาน (energy band) กรณของ Li แถบ พลงงานไดมาจาก 2s orbital จะเรยกวาแถบ 2s

แถบอนญาต (allowed band) และชองตองหาม (forbidden gap)

34

พนธะไฮโดรเจน (Hydrogen Bonding) เม�ออะตอมไฮโดรเจนเกดพนธะกบสองอะตอม โดยท�กบอะตอมหน�งจะเกดพนธะโคเวเลนต และอกอะตอมหน�งจะเกดแรงกระทาทางไฟฟาสถต น�นคอ พนธะไฮโดรเจน พนธะไฮโดรเจนจะเปนพนธะท�ออนเม�อเทยบกบพนธะไอออนก พนธะโคเวเลนต หรอพนธะโลหะไฮโดรเจน เชน น� า , ไฮโดรเจนฟลออไรด ในสารประกอบน�อะตอมไฮโดรเจนจะเกดแรงดงดดกบธาตท�มสภาพไฟฟาลบท�สง คอ O และ F ตามลาดบ

พนธะไฮโดรเจนใน H2O และ HF 35

แรงแวนเดอรวาลล (Van der Waals Forces)

แรงดงดดระหวางสองอะตอมใด ๆ ท�ไมเกดพนธะ เรยกวา แรงแวนเดอรวาลล ซ� งเปนแรงอยางออน ๆ ประมาณ หรอนอยกวา 20 kj mol-1 และเปนแรงท�มบทบาทตอการกล�นตวของแกส คลอรน , แกสไฮโดรเจน , แกสคารบอนมอนอกไซด รวมถงแกสเฉ�อย

36

10

Covalent radii

37

อะตอมจะอยรวมกนในสภาพของการเปนสวนหน�งของโมเลกลหรอสวนหน�งของสารประกอบ มนไมไดแยกอยโดดเด�ยวเสมอไป

การวดขนาดของอะตอม X-ray diffraction Electron diffraction Neutron diffraction Microwave spectroscopy Nuclear magnetic resonance

เพ�อความสะดวก เราถอวาอะตอมมลกษณะเปนทรงกลม

37

Covalent radii cont.

38

ของแขง และผลก เชน โลหะ รศมอะตอม (atomic radius); วดระยะระหวางนวเคลยสของ 2

อะตอมท�อยตดกน แลวหารดวย 2 กจะเปนรศมหรอขนาดของอะตอม ธาตอโลหะและโมเลกลอยดวยพนธะโคเวเลนท (อะตอมอยชดกนและซอน

เกยกนสวนหน�ง) รศมโคเวเลนท (covalent radius); วดระยะระหวางนวเคลยสของ 2

อะตอมท�รวมกนเปนโมเลกล แลวหารดวย 2 โมเลกลของธาตท�เปนอโลหะ 2 โมเลกลมาอยชดกน (ไมมการซอนเกยกน)

ไมไดสรางพนธะโคเวเลนทตอกน รศมวนเดอรวาลส (Van de waals radius) มคามากกวารศมโคเว

เลนท; วดระยะระหวางนวเคลยสของ 2 อะตอมในแตละโมเลกลน�น แลวหารดวย 2

ธาตโนเบล; โมเลกลมเพยงอะตอมเดยวจะไมมรศมโคเวเลนท มแตรศมวนเดอรวาลส

38

Covalent radii cont.

39

รศมโคเวเลนท

รศมวนเดอรวาลส

แสดง covalent radius

and Van de

waals radius 39

covalent radius and Van de waals radius

element Covalent radius

(Ao)

Van de waals radius

(Ao)

H

O

N

C

P

Si

0.37

0.73

0.75

0.77

1.10

1.18

1.1

1.5

1.55

1.65-1.7

1.85

2.1

40 40

11

กฎออกเตต (The Octet Rule)

อะตอมท�งหลายจะรบหรอใหหรอใชอเลกตรอนรวมกน เพ�อใหวงนอกสดมอเลกตรอนครบแปด ธาตในหม IA และ IIA และธาตบางตวในหม IIIA จะเกดเปนไอออนบวก โดยการเสยเวเลนซอเลกตรอน หน�ง สอง หรอสามตามลาดบ ธาตในหม VIIA , VIA , ธาตไนโตรเจน และฟอสฟอรส จะเกดเปนไอออนลบ โดยการรบ หน�ง สอง หรอสามอเลกตรอน ตามลาดบ ธาตในหม IIIA , IVA และ VA มแนวโนมจะเกดพนธะโคเวเลนต โดยการใชอเลกตรอนในวงนอกหรอเวเลนตอเลกตรอนรวมกบอะตอมอ�น เพ�อทาใหมอเลกตรอนครบแปด

: อะตอมใดๆมแนวโนมท�จะสรางพนธะจานวนหน�ง (1 พนธะ หรอมากกวา) เพ�อทาใหอะตอมน�นๆ มอเลกตรอนวงนอก ครบ 8 เชน F2 โมเลกล

. . . .

. . + อเลกตรอนวงนอกท�ไมใช ในการเกดพนธะรวมกน

F .

อเลกตรอนวงนอกท�ใช ในการเกดพนธะรวมกน

F . . .

. . . . F .

. . . .

. . F . . .

. . . .

41

กฎขอยกเวน

โมเลกลท�ไมเปนไปตามกฎออกเตต คอโมเลกลท�เม�ออะตอมแตละชนดใชอเลกตรอนรวมกนแลวอเลกตรอนวงนอกสดไมเทากบ 8 ตามกฎออกเตต (ยกเวน H เทากบ 2) ไดแก สารประกอบ Be, B และ Al เชน BeCl2 และ BF3 ซ� ง Be มอเลกตรอนลอมรอบเพยง 4 ตว หรอ B มอเลกตรอนลอมรอบเพยง 6 ตว

42

43

สารบางชนดมอเลกตรอนมากกวา 8 เชน PCl5 ซ� งมอเลกตรอนลอมรอบ 10 อเลกตรอน หรอ SF6 และ XeF4 ท�มอเลกตรอนลอมรอบ 12 อเลกตรอน

กฎออกเตตไมสามารถอธบายการเกดพนธะท�มอเลกตรอนเด�ยว เชน He+ อะตอมกลางของสารประกอบท�มเวเลนซอเลกตรอนมากกวาแปด เชน PCl5 , [Al(H2O)6]

3+ และ IF7 มเวเลนซอเลกตรอนรอบอะตอมกลางเปน 10 , 12 และ 14 ตามลาดบ จงทาใหนกวทยาศาสตรหนมาสนใจควอนตม ทฤษฎและกฎเกณฑทางควอนตมสามารถอธบายพนธะเคม ทานายรปทรงเรขาคณตของโมเลกล และสมบตแมเหลกของโมเลกล ซ�งทฤษฎท�อธบายพนธะโคเวเลนตโดยอาศยกฎเกณฑทางควอนตม ม 2 ทฤษฎ คอ ทฤษฎพนธะเวเลนซ และทฤษฎออรบทลเชงโมเลกล

44

โครงสรางแบบลวอส (Lewis Structures)

การเขยนโครงสรางลวอสหรอโครงสรางแบบจดอเลกตรอน (Lewis’s dot structure) เปนวธการเขยนเพ�อแสดงวาเลนซอเลกตรอนและการสรางพนธะโควาเลนตระหวางอะตอมในโมเลกล

โครงสรางลวอสของอะตอม

ใชจดแทนวาเลนซอเลกตรอน

12

45

Lewis Symbols

Transition Metals

46

47

การเขยนโครงสรางลวอส แบบท� 1

1. กาหนดอะตอมกลาง(ตองการ valence electron หลายตว) และการจดเรยงอะตอมในโมเลกล

2. นบจานวนเวเลนซอเลกตรอนของทกอะตอมในโมเลกล • ไอออนลบ: เพ�มจานวนอเลกตรอนเทากบจานวนประจลบของไอออน • ไอออนบวก: ลบจานวนอเลกตรอนเทากบจานวนประจบวกของไอออน

3. เช�อมอะตอมดวยพนธะเด�ยว(ระหวางอะตอมกลางกบอะตอมปลาย) โดยใช 2 อเลกตรอนในการสรางพนธะเด�ยวแตละพนธะ

4. เตมวาเลนซอเลกตรอนใหกบอะตอมปลายใหครบ8 (ยกเวน H เทากบ 2) 5. เตมอเลกตรอนท�เหลอใหกบอะตอมกลาง (อาจมากกวา 8) 6. ถาจานวนวาเลนซอเลกตรอนท�อะตอมกลางไมครบ 8 ใหนาอเลกตรอนท�ไม

รวมพนธะ (unshared pair electron) ของอะตอมรอบๆ มาสรางพนธะคหรอพนธะสาม

7. จานวนวาเลนซอเลกตรอนรวมตองเทากบท�ไดจากขอ 1. 48

1. อะตอมกลางคอ N

2. จานวนเวเลนซอเลกตรอน = 5 + (7x3) = 26 อเลกตรอน (จานวนเวเลนซอเลกตรอนของ N = 5 F = 7)

3. เขยนพนธะเด�ยวระหวางอะตอมกลางกบอะตอมปลาย

4. เขยนอเลกตรอนของอะตอมปลายใหครบ 8

5. เตมอเลกตรอนท�เหลอใหกบอะตอมกลาง (26-24 = 2 อเลกตรอน)

ตวอยาง โครงสรางลวอสของ NF3

13

49

1. อะตอมกลางคอ C

2. จานวนเวเลนซอเลกตรอนของ HCN 1 + 4 + 5 =10 อเลกตรอน

3. เขยนพนธะเด�ยวระหวางอะตอมกลางกบอะตอมท�มพนธะ

4. เขยนอเลกตรอนของอะตอมปลาย ใหครบ 8 (หรอ 2)

5. เตมอเลกตรอนท�เหลอใหกบอะตอมกลาง (10-10 = 0) ยงไมเปนไปตามกฎออกเตท

6. นาอเลกตรอนท�ไมรวมพนธะของอะตอมรอบๆ (N) มาสรางพนธะคหรอพนธะสาม จนอะตอมกลางมอเลกตรอนครบแปด

ตวอยาง โครงสรางลวอสของ HCN

50

กรณท�โครงสรางของโมเลกลมพนธะค

Sulfur Dioxide, SO2

S O O

S O O

(resonance forms) (resonance hybrid)

S O O

Carbon dioxide, CO2

O=C=O

แบบท� 2

Writing Lewis Formulas:The Octet Rule

Equation: N - A = S

N = number of electrons needed to achieve a noble gas configuration. N usually has a value of 8 for representative elements.

N has a value of 2 for H atoms.

A = number of electrons available in valence shells of the atoms.

S = number of electrons shared in bonds.

A-S = number of electrons in unshared or lone pairs.

Writing Lewis Formulas: More rules….

The central atom in a molecule or polyatomic ion is

determined by: The atom that requires the largest number of electrons to complete

its octet goes in the center.

C vs. N vs. O For two atoms in the same column, the less electronegative (or lowest ionization energy) element goes in the center.

C vs. Si Hydrogen never is the central atom.

52

14

Strategy for Lewis Dot Structures

1) Determine central atom

2) Calculate N (needed electrons)

3) Calculate A (available electrons)

4) Calculate S (shared electrons)

5) Put in shared electrons

6) Arrange unshared electrons.

CH4 Example: methane

N = (4H = 8 e-)+ (1C=8 e-) = 8+8 = 16

A = (4H= 4 e-) + (1C = 4 e-) = 4+4= 8

S = 16-8 = 8 (shared electrons)

A-S = 8-8 = 0 (lone electrons)

Example:

water H2O

N = (2H= 4 e- )+ (1O = 8 e- ) = 12 (needed electrons)

A = (2H = 2e- )+ (1O = 6 e- ) = 8 (available electrons)

S = N-A ; 12 - 8 = 4 (shared electrons)

A-S = 8 - 4 = 4 (lone electrons)

What is the central atom? How does one arrange the electrons?

55

แบบฝกหด

56

Write Lewis electron dot structures for a) GeCl3

- b) FCO2- c) CO3

2- d) AlCl4

- e) NOF

Write Lewis structures for XeF4

PF5

BrF3

TeCl4

ICl2-

56

15

57

FORMAL CHARGES

57

ประจฟอรมาล เปนความแตกตางระหวางจานวนเวเลนซอเลกตรอนของอะตอมเด�ยวกบของอะตอมในโครงสรางลวอส เปนการทานายการสภาพข�วของโมเลกลอยางคราว ๆ

การคานวณประจฟอรมาลของอะตอม

V เวเลนซอเลกตรอนของอะตอมเด�ยว

N เวเลนซอเลกตรอนท�ไมไดสรางพนธะ B เวเลนซอเลกตรอนท�งหมดท�สรางพนธะรอบอะตอมน�น

valence of N = 5

e’s belong to the first N =

e’s belong to the 2nd N =

e’s belong to the 3rd N =

5-[2 + 1/2(6)]

5 - 5 = 0 charge

5-[0 + 1/2(8)]

5 - 4 = +1 charge

5-[4 + 1/2(4)]

5 - 6 = -1 charge

0 +1 -1

1 2 3

58 58

1

2

3

valence of H = 1, N = 5, C = 4

electrons belonging to H No. = 1 - (0 + 2/2) = 0

(0) (+1) (-1)

e’s belonging to N No. = 5 - (0 + 8/2) = +1

e’s belong to C No. = 4 - (2 + 6/2) = -1

Formal Charge

59 59

:O-S=O: .. .. ..

.. or :O=S-O: .. .. ..

..

FCO = 6 - [6 + 1/2(2)] = 6 - [6 + 1] = 6 - 7 = -1

FCS = 6 - [2 + 1/2(6)] = 6 - [2 + 3] = 6 - 5 = +1

FCO = 6 - [4 + 1/2(4)] = 6 - [4 + 2] = 6 - 6 = 0

:O-S=O: :O=S-O: .. .. ..

..

..

..

.. ..

-1 +1 +1 -1

Resonance Structures 60 60

1 2

1

2

0 0

16

Thiocyanate ion, SCN-

61

- มนแสดง resonance เชนเดยวกบ SO2

- อะตอมทกอะตอมของแตละโครงสรางม e- ครบ octet rule และแตละโครงสรางมพนธะ 4 พนธะพอด

- SO2 มโครงสราง resonance ท�สมมล (equivalent) แตไมเหมอนกน (identical)

- SCN- มโครงสราง resonance ไมสมมล (non-equivalent) เหตน�แตละโครงสรางจงมสวนรวมใหกบ hybrid ไมเทากน ตองพจารณาวาโครงสรางใดสาคญท�สด (คาตอบคอตองใช formal charge ในการวเคราะห)

S C N -

S C N -

S C N -

61

0 0 -1 +1 0 -2 -1 0 0

Formal Charge Summary

62 62

63 63

ตวอยาง Thiocyanate ion

.. ..

B [: C = N = S :]- -2 +1 0

.. ..

C [: C = S = N :]- -2 +2 -1

.. ..

A [: N = C = S :]- -1 0 0

A เสถยรท�สด

Formal charge = V – N - ½ B

Resonance

64

สารบางชนดไมสามารถเขยนสตรโครงสรางแบบใดแบบหน�งไดโดยใหมสมบตตรงตามท�เปนจรง BF3, NO3

-, SO2

A

B

B B

1 เสนแทนพนธะเด�ยว 2 เสนแทนพนธะค 3 พนธะระหวาง A กบ B เปนแบบเดยว 4 มม B-A-B กเทากนทกมม

64

ทฤษฎเวเลนซไดนาแนวคดของเรโซแนนซมาเก�ยวของเพ�อท�จะอธบายความเสถยรภาพ และอนดบพนธะท�เปนเศษสวน

แบบจาลองลวอสท�มการจดเรยงลาดบของอะตอมเหมอนกนแต ตางกนท�การกระจายอเลกตรอนในพนธะเรยกวา ปรากฏการณเรโซแนนซ

17

สตรโครงสรางท�เปนจรงจงไมใชสตรใดสตรหน�งใน 3 แบบขางลาง

A

B

B B

A

B

B B

A

B

B B

(I) (II) (III) รปแบบดานบน เรยกวา resonance

แบบผสมท�ง 3 เรยกวา resonance hybrid

สตรแบบ (I), (II), (III) เรยกวา resonance form

เปนแบบท�ม E ต�า และเสถยร

ความแตกตางระหวาง E ของ resonance form and resonance hybrid เรยกวา resonance energy

65 65

วธเขยน resonance

66

1. ตาแหนงของทกอะตอมไมเปล�ยนแปลง แตตาแหนงของ e- เปล�ยน

2. จานวนคของ e- ของทก resonance form จะตองเทาเดม

Resonance( ) Equilibrium ( )

66

หลกในการพจารณาวาโครงสรางใดเปนโครงสรางท �เปนไปได มากท�สด ม หลกการดงน �

67

1. โครงสรางท�มประจฟอรมาลต�าท�สด

2. อะตอมท�มคา EN สงควรมประจฟอรมาลเปนลบ

3. อะตอมชนดเดยวกนไมควรมประจฟอรมาลตรงขามกน

0 +1 -2 -1 +1 -1 -2 +1 0

0 +1 -1 -1 +2 -1 -2 +2 0

Resonance cont.

68

There are three possible structures for CO32- or SO3

2-

The double bond can be placed in one of three places.

When two or more Lewis formulas are necessary to show the bonding in a molecule, we must use equivalent resonance structures to show the molecule’s structure.

Double-headed arrows are used to indicate resonance formulas.

2- 2- 2-

68

S= 6 - 2 – 1/2( 8 ) = 0

Oa = 6 - 6 – 1/2 (2) = -1

O

b = 6 - 4 – 1/2 ( 4 ) = 0

O

c = 6 - 6 – 1/2 ( 2 ) = -1

18

69

There are really no single or double bonds in CO32- or

SO3

2- !

The best Lewis formula of SO32- is:

2-

69

Sulfur Dioxide, SO2

70

S O O

S O O

(I) (II) (III)

S O O

S O O

S O O

(resonance forms) (resonance hybrid)

S O O

70

Carbonate ion, CO32-

71

O

C

O O

O

O O

O

O O

C C

(I) (III) (II)

71

O

C

O O

O

O O

O

O O

C C

Not identical, but equivalent

None alone

X-Ray shows: L C-O > L C=O ,but here, equal length of C and O bonds

L C-O =1.43 Angstrom

L C=O =1.20 Angstrom

L=1.28A

- - - - - -

Equivalent Resonance Forms :

(I) (III) (II)

72 72

19

O

C

O O

O

O O

O

O O

C C

C

O

O

O

- - - - - -

(I) (III) (II)

(resonance hybrid)

(resonance forms) 73 73

-1 -1 -1 -1

-1

-1 -1

N O N O

74 74

75

0 4 - ( 1 / 2 ) ( 8 ) - 0 =

6 - ( 1 / 2 ) ( 4 ) - 4 = 0

Carbon Dioxide, CO2

At OXYGEN

O C O • •

• • • •

• •

At CARBON

76

C atom charge is 0.

6 - ( 1 / 2 ) ( 6 ) - 2 = + 1

6 - ( 1 / 2 ) ( 2 ) - 6 = - 1

Carbon Dioxide, CO2 (2)

O C O • •

• • • •

• •

An alternate Lewis structure is:

AND the corresponding resonance form

+

O C O • •

• • • •

• •

+

20

77

REALITY: Partial charges calculated

by CAChe molecular modeling

system (on CD-ROM).

+1.46 -0.73 -0.73

Carbon Dioxide, CO2 (3)

Which is the predominant resonance structure?

O C O • •

• • • •

• •

OR O C O •

•

• • • •

• •

O C O • •

• • • •

• •

+

+

Answer ? Form without formal charges is BETTER - no +ve charge on O

Benzene, C6H6, is another compound famous for resonance.

Benzene C6H6

2 structures have exactly same energy - blend together as a

resonance hybrid - electron density is spread evenly around the ring

Resonance stabilises a molecule by lowering its total energy

Resonance occurs between structures with the same arrangement of atoms, but

different arrangement of electron pairs 78 78

79

Boron Trifluoride, BF3

What if we form a B—F double bond to satisfy the B atom octet?

80

Boron Trifluoride, BF3 (2)

To have +1 charge on F, with its very high electron affinity is not good. -ve charges best placed on atoms with high EA.

Similarly -1 charge on B is bad

NOT important Lewis structure

fc = 7 - 2 - 4 = +1 Fluorine

F ••

••

F

F

B ••

••

•

•

•

•

•

•

•

•

fc = 3 - 4 - 0 = -1 Boron

+

21

Oxidation number

81

Oxidation number or oxidation state ; ประจของอะตอมของธาตในสารประกอบ

หลกการคานวณหา oxidation number

1. oxidation no. ของ atom ของธาตอสระมคาเปน 0 เชน Ca, Cl2, O2, O3, P4

2. ผลบวกทางพชคณตของ atom ของธาตท�เปนองคประกอบในสารประกอบมคาเปน 0 เชน K2Cr2O7 ผลบวกของ oxidation no. ของ 2K, 2Cr และ 7O รวมเปน 0

3. Oxidation no. ของอออนเด�ยว (monatiomic ion) มคาเทากบประจของอออนน�นและมเคร�องหมายเปนลบ หรอมคาเทากบเลขประจากลมลบดวย 8 เชน พวกธาต halogen อยในกลม VIIA ม oxidation no. เปน 7-8 = -1

ถาอออนน�นมาจากกลมของอะตอม (polyatomic ion) ผลรวมของ oxidation no. ขององคประกอบท�งหมดของอออนมคาเทากนกบประจของอออนน�น

81

เชน MnO4- มประจเปน -1 ผลบวกทางพชคณตของ oxidation no. ของ Mn และ 4 O จะม

คาเทากบ -1 ดวย และถาทราบ oxidation no. ของตวใดตวหน�งกจะหาคาของอกตวหน�งได

4. oxidation no. ของ oxygen ในสารประกอบท�วๆ ไปมคาเปน -2

5. oxidation no. ของ oxygen peroxide มคาเปน -1

6. oxidation no. ของ hydrogen ในสารประกอบท�วๆ ไปมคาเปน +1

7. oxidation no. ของ hydrogen ใน hydride มคาเปน -1

8. oxidation no. ของอะตอมของโลหะกลม IA, and IIA มคาเปน +1 and +2 ตามลาดบ หรอตามเลขประจากลมหรอเทากบเวเลนทอเลกตรอนโดยมเคร�องหมายเปนบวก

9. oxidation no. ของธาตบางชนดท�เปนองคประกอบในสารประกอบม oxidation no. ไดหลายคา แตคาสงสดจะไมเกนเลขประจากลม ยกเวน Ag, Au, Cu and noble gas

82 82

Examples

83

Cl ใน HClO

(1H x +1) + (1Cl x x) +(1O x -2) = 0

x = +1 (ox. no. of Cl)

Mn ใน MnO4-

(1Mn x x) + (4O x -2) = -1 ; x = +7

Cr ใน K2Cr2O7

(2K x 1) + (2Cr x x) + (7O x -2) = 0

x = +6

83

Oxidation numbers ?

84

Cl ใน HClO3 ?

Mn ใน Mn2O3 ?

Cr ใน CrO42- ?

84

22

พลงงานพนธะ (Bond Energy)

85

พลงงานพนธะ หรอ พลงงานสลายพนธะ (Bond dissociation energy, D) คอ พลงงานท�ตองใชในการสลายพนธะเคมแตละพนธะในโมเลกล (มคาเปนบวก)

H2(g) 2H(g) D(H—H) DH = D = 436 kJ/mol C – H(g) C(g) + H(g) DH = D = 410 kJ/mol

พนธะเคมชนดเดยวกนในโมเลกลท�ตางกนอาจมคาพลงงานสลายพนธะตางกน เชน C-H

CH4(g) CH3(g) + H(g) = 436 kJ/mol

CH3(g) CH2(g) + H(g) = 368 kJ/mol

CH2(g) CH(g) + H(g) = 519 kJ/mol

CH(g) C(g) + H(g) = 335 kJ/mol

85

Bond strength = Dissociation energy Example: H2 H. + H.

419 kJ/mol

86 86

1. Bond strengths increase going from single to double to triple bonds.

2. Size, Li2 >Na2>K2

110 72 49

แนวโนม เพ�มข�นตามคาบ

ลดลงตามหม

ยกเวน; V, VI, and VII

Bond strengths นอย เน�องจากผลของ lone pair

kJ/mol

87 87

Bond dissociation energies of diatomic molecules (kj.mol-1)

88

3. Size and Repulsion of lone pair e-

88

23

89 89

Bond dissociation energies of

hydrogen halides in kJ/mol

90 90

More bond dissociation energies (kJ/mol)

91 91 92

(Heat of Reaction)ความรอนของปฏกรยา (Heat of Reaction)

การเกดปฏกรยาเคม คอกระบวนการท�มการทาลายพนธะเดม(สารต�งตน) และสรางพนธะใหม (สารผลตภณฑ) ความรอนของปฏกรยา (Hrxn) คอพลงงานเอนทาลปของระบบท�เปล�ยนแปลงไปในรปความรอนเม�อเกดปฏกรยา สามารถหาไดจาก โดยคาพลงงานการสลายพนธะสามารถดไดจากตารางพลงงานพนธะ

DHrxn เปนลบ ปฏกรยาคายพลงงาน DHrxn เปนบวก ตองใชพลงงานเพ�อใหเกดปฏกรยา (ดดพลงงาน)

24

93

ตวอยาง จงหาพลงงานท�เปล�ยนแปลงของปฏกรยาตอไปน� CH4(g) + Cl2(g) CH3Cl (g) + HCl(g)

(พลงงานพนธะสารต�งตน) = 4D(C-H) + D(Cl-Cl)

(พลงงานพนธะผลตภณฑ ) = D(C-Cl) + 3D(C-H) + D(Cl-H)

DHrxn = 4D(C-H) + D(Cl-Cl) – [D(C-Cl) + 3D(C-H) + D(Cl-H)]

= (4411) + (240) – (327) +( 3411) + (428) kJ/mol = –104 kJ/mol

ปฏกรยาน�จะคายความรอนออกมา 104 kJ/mol

Using Bond Dissociation Enthalpies

E.g. Estimate the heat of formation of H2O(g) from bond dissociation energies. Thus determine:

H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) = ? From the book (Table 9.5):

H – H (g) 2H (g) DH = D1 = 436 kJ ½ O=O O (g) DH = D2 = 494/2 = 247 kJ 2H(g) + O (g) H – O – H (g) DH = -2D3 = -2*459 kJ ---------------------------------------------------------------------------------- H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) = -235 kJ Actual = -241.8 kJ

Can be determined by suming all the energies for the bonds broken and subtract from if the sum of the energies for the bonds formed.

E.g. 2 Estimate the energy change for the chlorination of ethylene:

CH2=CH2(g) + Cl2(g) CH2ClCH2Cl 94

O-H = 459 แตม 2O-H = 459x2 ตดลบคอ คายความรอน 436 + 247 - 913

94

Using Bond Dissociation Enthalpies It may be necessary to include a phase change since many reactions or

reactants are not in the gas phase.

E.g. Determine the heat of formation of CCl4(l).

Solution: The reaction is:

C(gr) + 2Cl2(g) CCl4(l) = ?

Write the reactions and sum energies:

C (gr) C (g) DH1 = 715 kJ

2Cl – Cl (g) 4Cl (g) DH2 = 486

C(g) + 4Cl(g) CCl4 (g) DH3 = -1320

CCl4 (g) CCl4 (l) DH4 = -43

C(gr) + 2Cl2 (g) CCl4 (l) DH = -162 kJ

Actual is - 139 kJ.

95 95 96

Using Bond Energies Using Bond Energies

Estimate the energy of the reaction, Hrxn=?

H—H + Cl—Cl ----> 2 H—Cl

H—H = 436 kJ/mol Cl—Cl = 242 kJ/mol H—Cl = 432 kJ/mol

Sum of H-H + Cl-Cl bond energies = 436 kJ + 242 kJ = +678 kJ

2 mol H-Cl bond energies = (432x2) = 864 kJ 2 mol H-Cl bond energies = (432x2) = 864 kJ

Net = Hrxn = +678 kJ - 864 kJ = -186 kJ Net = Hrxn = +678 kJ - 864 kJ = -186 kJ

25

97 Return 97

s and p, diatomic /heteroatomic molecules

98

E พนธะไดจากท�ง s and p พรอมกน ไมสามารถแยกได

อนตรกรยา s แขงแรง ระยะทางระหวางพนธะจะลดลง ทาใหการเกดพนธะ p ระหวางอะตอมท�งสอง แขงแรงข�น

การเกดพนธะ p ท�แขงแรง ทาใหอนตรกรยา s ระหวางอะตอมเกดพนธะแรงมากข�น

E ของ N-N ของ N2 > thermodynamic E ของพนธะเด�ยว N-N ใน N2H4

98

การหาสวนรวมการเกดพนธะ s and p

99

Es = Es (ds/dm) Es เปนสวนรวมของ s ใหกบ multiple bonds Es เปน E ของพนธะเด�ยวทาง thermodynamic ds ความยาวพนธะของ single bonds dm ความยาวพนธะของ multiple bonds

Example ความยาวพนธะทางการทดลอง single bond of O-O = 148 พโคเมตร double bond of O=O = 121 พโคเมตร และ E ของพนธะเด�ยวทาง

thermodynamic = 143 พโคเมตร

Es = 143 (148/121) = 175 kJ/mol เน�องจาก E การแยกของ O2 = 494 kJ ดงน�นสวนรวมของพนธะ p = 494-175 = 319 kJ/mol 99

ความยาวพนธะ (Bond length)

100

ความยาวพนธะ คอระยะหางระหวางอะตอมคท�สรางพนธะ โดยเปนตาแหนงท�อะตอมท�งสองดงดดกนไดดท�สด มพลงงานต�าสดหรอมเสถยรภาพท�สด ความยาวของพนธะโควาเลนตสมพนธกบพลงงานพนธะ ความยาวพนธะเด�ยว > พนธะค > พนธะสาม

100

26

101

ความยาวพนธะเฉล�ยของโมเลกลตางๆ ระยะระหวางอะตอมท�เขาใกลกนมากท�สดแลวทาใหมเสถยรภาพมากท�สด เน�องจาก

อะตอมอยในสภาพ vibrate อยตลอดเวลาดวยความถ�ประมาณ 1013 รอบ/วนาท ดงน�นระยะหางระหวางอะตอมท�งสองจงไมคงท�แนนอน คาของความยาวพนธะจงตองใช คาเฉล�ย

University of Florida – General Chemistry 102

ความยาวพนธะเฉล�ย

Bond energy: the amount of energy required to break a bond holding two atoms together.

triple bond > double bond > single bond

Bond length: the distance separating the nuclei of two adjacent atoms.

single bond > double bond > triple bond 103 103

x-ray diffraction Molecular spectroscopy 104 104

27

105

Polarization; การท�นวเคลยสของอออนหน�งดงดดกลม e ของอกอออนหน�งจนบดเบ�ยวไปจากลกษณะเดม

Polarization ทาใหพนธะอออนคมลกษณะ covalent ข�น (ถาเกด polarization ไดดหรอไดมาก โอกาสท�จะเปน covalent กมมาก

Fajans’ rules ใชในการประมาณความมากนอยหรอความเปนไปไดของอ

ออนบวกท�จะ polarization อออนลบแลวเกด covalent character ข�นในสารประกอบอออนค

105

Polarization Polarization เพ�มข�นหรอเกดไดดเม�อ

106

1. อออนบวกมขนาดเลกแตมประจมาก สามารถ polarized อออนลบไดดกวาอออนท�มขนาดใหญกวา

2. อออนลบท�มขนาดใหญและประจมาก มโอกาสถก polarized ไดดกวา 3. การจดเรยง e ของอออนบวก

ศกยะของอออน คอ จ.น. ประจของอออน / รศมอออน นอกจากจะหาโดยอาศยความสมพนธระหวางประจกบรศมของอออนแลว อาจหาไดจากประจของอออนลบดวยคา shielding ของ e

อออนบวกท�ม e อยใน d-orbital มคา shielding นอย ไดแก อออนบวกท�เปนหม transition มการจดเรยง e เปนแบบ (n-1)dx s0 จะมความสามารถในการ polarized อออนลบไดดกวาอออนบวกท�มการจดเรยง e เปนแบบ (n-1)s2 (n-1)p6 ns0

ตวอยางเชน Hg2+ (รศม 1.02 oA) polarized ไดดกวา Ca2+ (รศม 1.00 oA) ท�ง ๆ ท�มประจเทากน รศมเกอบเทากน แต Hg2+ e อยใน d-orbital สารประกอบของ Hg2+ จงมสมบตเปน covalent มากกวาสารประกอบ Ca2+

106

107 107

พนธะโคเวเลนตมข�วและไมมข�ว (Polar and Nonpolar Covalent Bonds)

108

การท�จะตดสนวาพนธะโคเวเลนตมข�ว หรอไมมข�วน�น สามารถหาไดจากความแตกตางของคา electronegativity ระหวางพนธะของอะตอม

108

Electronegativity: Ability to attract electrons

Which bonds are polar? C-H, O-H, S-H, P-H ?

28

H3C-H 2.5 2.1

less than 0.5 Non polar covalent

greater than 1.9 ionic Na+ -Cl 0.93 3.16

0.5 to 1.9 polar covalent

+ -

109

1.7

110

111

Exercise:

112

Estimate the type of bond in: BF3 SiF4 CaS2 Ga2S3

BeCl2 is at the limit between ionic and covalent

112

29

สภาพข�วของโมเลกล (Polarity of Molecule)

113

Why are some molecules polar but others are not?

หมายถง โมเลกลโคเวเลนตท�เกดจากพนธะโคเวเลนตท�มอะตอมของธาตท�งสองมผลตางของคา EN มาก ข�วน�นมอานาจไฟฟามาก สภาพข�วแรง แตถา EN ตางกนนอย ข�วน�นมอานาจไฟฟานอย สภาพข�วต�า

114

Bond dipole moment (): เปนผลคณระหวางขนาดของประจกบความยาวพนธะ (หนวยเปน D, Debye)

Dipole moment เปนปรมาณเวกเตอร คอ มท�งขนาดและทศทาง (หา dipole moment ของโมเลกลท�มหลายอะตอมไดจากผลบวกของเวคเตอรของ dipole moment ของแตละพนธะโมเลกล)

114

115

Molecular Polarity Molecular Polarity Molecules will be polar if

a) bonds are polar

AND

b) the molecule is NOT “symmetric”

All above are NOT polar 116

Polar or Nonpolar?

Compare CO2 and H2O. Which one is polar?

30

117

Carbon Dioxide

CO2 is NOT polar even though the CO bonds are polar.

CO2 is symmetrical.

+1.5 -0.75 -0.75

Positive C atom is reason CO2 + H2O gives H2CO3

118

Polar or Nonpolar?

Consider AB3 molecules: BF3, Cl2CO, and NH3.

Polar and non-polar molecules of the type AB3

Molecular Polarity, BF3 Molecular Polarity, BF3 B atom is positive and F atoms are negative.

3B—F bonds in BF3 are polar.

But molecule is symmetrical and NOT polar

Molecular Polarity, HBF2 Molecular Polarity, HBF2

B atom is positive but H & F atoms are negative.

B—F and B—H bonds in HBF2 are polar. But molecule is NOT symmetrical and is polar.

31

Is Methane, CH4, Polar? Is Methane, CH4, Polar?

Methane is symmetrical and is NOT polar.

Is CH3F Polar? Is CH3F Polar?

Molecule is not symmetrical and C—F bond is very polar. Molecule is not symmetrical and so is polar.

Substituted Ethylene Substituted Ethylene

C—F bonds are MUCH more polar than C—H bonds.

Because both C—F bonds are on same side of molecule, molecule is POLAR.

Substituted Ethylene Substituted Ethylene

C—F bonds are MUCH more polar than C—H bonds.

Because both C—F bonds are on opposing ends of

molecule, molecule is NOT POLAR.

32

Examples of Zero Dipole Moment

125

these molecules have polar bonds, but each has a zero dipole moment (symmetrical), non-polar molecules

125 126

Examples of Zero Dipole Moment

bond are polar, but

molecule is still symmetrical

bonds not polar and

symmetrical molecule

bonds not polar and

symmetrical molecule

126

Polar and Nonpolar Molecules

127

these molecules have polar bonds and are polar molecules

127

Polar and Nonpolar Molecules

128

formaldehyde has polar bonds and is a polar molecule

128

33

Bonding spectrum

100% covalent 100% ionic

A+ B- A B A B

Increasing DEN

Increasing polarity Transfer

129 129

หาไดจาก Dipole moment,

130

= ( x e) x l = / l e = ขนาดของประจหรอ electronic charge e = 1.6 x 10 -19 คลอมบ / 4.8 x 10-10 esu l = bond length = dipole moment (esu-cm. or debye, D) 1D = 10 x 10-18 esu-cm. or 3.33 x 10-30 คลอมบ-เมตร dipole moment ของประจ 1 electron ท�อยหางกน 1 oA or 10-8 cm or 4.8 D มคา 0-1 = 0 สารประกอบไมมข�ว > 0 สารประกอบมข�ว = 1 สารประกอบเปนอออนค มคามาก จะมลกษณะของอออนคสง เราเรยก วา partial ionic character)

130

% ความเปน ionic

131

dipole moment of HCl is 1.03 D, bond length 1.27 x 10-10 m. % ionic ????

e = / l

= 1.03 x 3.33 x 10-30 coulomb-m

l = 1.27 x 10-10 m

e = 1.6 x 10-19 coulomb

e = 1.03 x 3.33 x 10-30 coulomb-m

1.27 x 10-10 m

= 2.7 x 10-20 coulomb

= 2.7 x 10-20 coulomb

1.6 x 10-19 coulomb

= 0.17

= 17 % ฉะน�น HCl มความเปน ionic อย 17 %

131

Valence Bond Theory

132 132

34

A single bond consists of 2 electrons of opposite

spin. The electrons are in a Sigma Bond (s).

Sigma Bond - A bond resulting from the overlap of two atomic orbitals from DIFFERENT atoms, resulting in the build-up of electron density along the interatomic axis.

0

+500

H + H

74 pm; - 436 kJ/mol

H + H

133 133

A. The Simplest View - Bonds are formed by the simple overlap of atomic orbitals from two different atoms.

H H

H 1s1 H-H s1s2 H 1s1

I 5 p1 I 5 p1 I-I s5p

2 134 134

Sigma Bond Formation Sigma Bond Formation

135

Two s orbitals overlap

Two p orbitals overlap

135

B. Orbital Hybridization

Cl Be Cl

[Ne] 3s2 3p5 [Ne] 3s2 3p5 [He] 2s2

How do we explain the bonding in BeCl2 using Valence Bond Theory? We must invoke….

136 136

35

137 137

Orbital Hybridization!!!

An Imaginary mixing process in which the orbitals of an atom rearrange to form new atomic orbitals called Hybrid Orbitals.

2s

2p

2p

sp hybrid

s + p

138 138

2s

2p

sp2 hybrids s + 2 p

sp2 hybridization:

Unhybridized p

BF3

139 139

2s

2p

sp3 hybrids s + 3 p

sp3 hybridization: :NH3

Lone Pair

140 140

36

3s

3p

sp3d hybrids s + 3 p + d

sp3d hybridization: PF5

3d Unhybridized d orbitals

141 141

3s

3p

sp3d2 hybrids s + 3 p + 2 d

sp3d2 hybridization: SF6

3d Unhybridized d orbitals

142 142

Summary of Key Hybridizations: sp - linear

sp2 - trigonal planar

sp3 - tetrahedral

sp3d - trigonal bipyramidal

sp3d2 - octahedral

143 143

Sigma (s) bonds = end-to-end overlap

144 144

37

Pi (p) bond = side-by-side overlap

145 145

C - C 1 s bond C = C 1 s bond 1 p bond C C 1 s bond 2 p bonds

146 146

2s

2p

sp2 hybrids s + 2 p

Double Bond Formation: H2C=CH2

Unhybridized p orbital

The sp2 hybrid orbitals form a trigonal plane perpendicular to the unhybridized p-orbital. They form s-bonds while two parallel p-orbitals form p-bonds.

147 147

s bond = end-to-end overlap of the sp2

hybridized orbitals

1 electron from the sp2 hybrid on C, the other from the hydrogen 1s orbital

148 148

38

• •

p bond = side-by-side overlap of the unhybridized p-orbitals

Electron from the unhybridized p-orbital on the C atom

149 149

sp hybridization on each C atom -

H - C C - H

150 150

sp hybrids and unhybridized p-orbitals

151 151

Sigma (s) Bonding in Acetylene

Unhybridized p-orbitals 152 152

39

Pi (p) Bonding in Acetylene

153 153

Sigma Bonding in CO2

154 154

Pi Bonding in CO2

155 155

Molecular orbital Theory

156 156

40

Amplitudes of wave functions added

An analogy between light waves and wave functions () used to describe electron waves from interacting atomic orbitals.

Amplitudes of wave functions subtracted.

NOTE: +/- signs show PHASES of waves, NOT CHARGES!

A + B

A B

A

B

A - B

157 157

A B

In phase 1SA + 1SB = bonding MO s1S

Out of phase 1SA- 1SB = antibonding MO s*1S

158 158

Contours and energies of the bonding and antibonding molecular orbitals (MOs) in H2.

IN PHASE

OUT OF PHASE E-density = blue

Axially symmetric

Axially symmetric

H Atomic orbitals Molecular orbitals of H2

When the lobes of two atomic orbitals (with the same sign) overlap a bonding MO is formed.

Known as Linear combination of atomic orbitals (LCAO)

159 159

MO theory

160

The number of molecular orbitals = the number of atomic orbitals combined

Of the two MO's, one is a bonding orbital (lower energy) and one is an anti-bonding orbital (higher energy)

Electrons enter the lowest orbital available

The maximum # of electrons in an orbital is 2 (Pauli Exclusion Principle)

Electrons spread out before pairing up (Hund's Rule)

160

41

The MO diagram for H2

# BONDING e’s = 2

# ANTIBONDING e’s = 0

BO = (bonding electrons – anti-bonding electrons)

2

161 161

MO Theory of Other Diatomic Molecules

162 162

MO Theory of Other Diatomic Molecules

163 163 164 164

42

165

The diagram for O2 is the general energy-level MO diagram for second-row homonuclear diatomic molecules.

The diagram assumes no interaction between the 2s and 2p atomic orbitals and can be used for O2, F2 and Ne2.

However, for Li2, Be2, B2, C2, N2 the 2s orbital on one atom and the 2p orbital on the other interact. They are closer together in energy so there is some mixing of the 2s and 2p s orbitals.

The s mixing moves the orbitals further apart: σ2s falls and σ2p rises in energy.

165 166 166

ระดบพลงงานของ s กบ p ของอะตอม ต�งแต N ลงไปจะตางกนไมมาก เวลาท�เกด interaction กน ทาใหเกด sp mixing

Configuration of Hetero Nuclear Diatomic Molecule

167

Hig

he

r E

N

167

Energy differences

4. Molecular Orbital Theory

A. Assumptions (1) During bonding, atomic orbitals from DIFFERENT atoms are transformed into new orbitals with different shapes, energies, and electron density distri- butions. (2) This is brought about by the overlap- ping of atomic orbitals among different atoms.

168 168

43

(3) Molecular Orbitals are the allowed states for an electron moving in the electric field generated by two or more nuclei. The Aufbau principle, the Pauli Exclusion principle, and Hund’s Rule of Maximum Multiplicity are all used to fill Molecular Orbitals.

B. Rules

(1) The total number of molecular orbitals is the same as the number of atomic orbitals combined.

169 169

(2) Bonding molecular orbitals have lower energy than the parent atomic orbitals while antibonding orbitals have higher energy than the parent atomic orbitals.

s1s*

1s

s1s

1s

Atomic Orbitals

Atomic Orbitals

Molecular Orbitals 170 170

1s 1s

s1s

s1s*

H H

(3) A molecule is stable with respect to its atoms whenever the number of bonding electrons is greater than the number of antibonding electrons.

171 171

1s 1s

s1s

s1s*

H2 (s1s)2

H2+ (s1s)

1

H2- (s1s)

2 (s1s*)1

172 172

44

1s 1s He2

+ (s1s)2 (s1s

*)1

He2 (s1s)2 (s1s

*)2

173 173

C. Bond Order -

Bond Order = ½(#bonding electrons - # antibonding electrons)

H2 (s1s)2 B.O. = 1/2(2 - 0) = 1

H2+ (s1s)

1 B.O. = 1/2(1 - 0) = 1/2

H2- (s1s)

2(s1s*)1 B.O. = 1/2(2 - 1) = 1/2

He2+ (s1s)

2(s1s*)1 B.O. = 1/2(2 - 1) = 1/2

He2 (s1s)2(s1s

*)2 B.O. = 1/2(2 - 2) = 0 174 174

D. Homonuclear Diatomic Molelcules of n = 2

The n = 2 shell has n2 or 4 atomic orbitals. Therefore, two identical atoms can form 8 molecular orbitals.

1s 1s

2s 2s

2p 2p

Li2 - N2 pattern

175 175

O2 - Ne2 pattern

s1s

s2s s1s

*

s2s*

s2px

s2p*

ppy, ppz

ppy*, ppz

*

O2 is paramagnetic!!

(s1s)2 (s1s*) 2 (s2s)

2 (s2s*) 2 (s2p) 2 (p2p) 2 (p2p*) 2

176 176

45

The molecular orbital diagrams for heteronuclear diatomic molecules similar to those of homonuclear diatomic molecules. However, the atomic orbital energy levels are different, thus causing the molecular orbital diagrams to be unsymmetrical.

CO Molecule

C atom

O atom

2s

2s

177 177

Molecular Orbital Theory heteronuclear diatomic molecules

178 178

179

Energy Level Diagram for NO

180

The Energy Level Diagram for HF

46

181 182

Formation of MO’s in HF

The bond in HF involves the 1s electron of H and the 2p orbital of F A bonding and antibonding MO are produced

ssp and MO’s

The remaining 2p orbitals on F have no overlap with H orbitals. They are termed as ‘nonbonding’ orbitals. These orbitals retain the characteristics of the F 2p atomic orbitals.

Lack of overlap to produce nonbonding orbitals is much more pronounced for side-on bonding

183

Molecular Orbital Diagram for H2O

184

47

185 186

Lewis Structures and Molecular Geometry: VSEPR Theory

• VSEPR theory: valance shell electron pair repulsion theory.

• This is used to predict the shape of the molecules.

• Electrons around the central atom (both bonding and nonbonding pairs) arrange themselves so they can be as far away from each other as possible.

187 187

• BeH2

Examples

188 188

48

• BF3

• CH4

189 189

• NH3

• H2O

Trigonal Pyramidal

Bent 190 190

1. Write the Lewis structure.

2. Count the number of bonded atoms and non-bonded electrons around the central atom.

• 2 legs - linear

• 3 legs - trigonal planer

• 4 legs - tetrahedron

3. Look at the atoms and name the shape.

• These would include: linear, trigonal planer, bent, trigonal pyramid, tetrahedon.

To determine molecular geometry

191 191

Outlines

192

1. Linear Electronic Geometry: AB2 Species 2. Trigonal Planar Electronic Geometry: AB3 Species 3. Tetrahedral Electronic Geometry: AB4 Species 4. Tetrahedral Electronic Geometry: AB3U Species 5. Tetrahedral Electronic Geometry: AB2U2 Species 6. Tetrahedral Electronic Geometry – ABU3 Species 7. Trigonal Bipyramidal Geometry 8. Octahedral Geometry 9. Compounds Containing Double Bonds 10. Compounds Containing Triple Bonds 11. A Summary of Electronic and Molecular Geometries

192

49

VSEPR Theory

193

1 Two regions of high electron density around the central atom.

193

VSEPR Theory

194

2 Three regions of high electron density around the central atom.

194

VSEPR Theory

195

3 Four regions of high electron density around the central atom.

195

VSEPR Theory

196

4 Five regions of high electron density around the central atom.

196

50

VSEPR Theory

197

5 Six regions of high electron density around the central atom.

197

VSEPR Theory

198

Frequently, we will describe two geometries for each molecule.

1. Electronic geometry is determined by the locations of regions of high electron density around the central atom(s).

2. Molecular geometry determined by the arrangement of atoms around the central atom(s).

Electron pairs are not used in the molecular geometry determination just the positions of the atoms in the molecule are used.

198

Molecular Shapes and Bonding

199

In the next sections we will use the following terminology: A = central atom

B = bonding pairs around central atom

U = lone pairs around central atom

For example: AB3U designates that there are 3 bonding pairs and 1

lone pair around the central atom.

199

VSEPR Theory

200

An example of a molecule that has the same electronic and molecular geometries is methane - CH4.

Electronic and molecular geometries are tetrahedral.

200

51

VSEPR Theory

201

An example of a molecule that has different electronic and molecular geometries is water - H2O.

Electronic geometry is tetrahedral.

Molecular geometry is bent or angular.

201

VSEPR Theory

202

1 Lone pair to lone pair is the strongest repulsion.

2 Lone pair to bonding pair is intermediate repulsion.

3 Bonding pair to bonding pair is weakest repulsion.

Mnemonic for repulsion strengths lp/lp > lp/bp > bp/bp

Lone pair to lone pair repulsion is why bond angles in water are less than 109.5o.

202

Linear Electronic Geometry:AB2 Species (No

Lone Pairs of Electrons on A)

203

Some examples of molecules with this geometry are: BeCl

2, BeBr

2, BeI

2, HgCl

2, CdCl

2

All of these examples are linear, nonpolar molecules.

Important exceptions occur when the two substituents are not the same! BeClBr or BeIBr will be linear and polar!

203



204

Electronic Structures

1s 2s 2p Be

3s 3p

Cl [Ne]

Lewis Formulas

204

52



205

Dot Formula

Electronic Geometry

205



206

Molecular Geometry

Polarity

206



207

Valence Bond Theory (Hybridization)

1s 2s 2p Be

1s sp hybrid 2p

3s 3p

Cl [Ne]

207

Linear Electronic Geometry:AB2 Species (No Lone Pairs of Electrons on A)

208 208

53

Trigonal Planar Electronic Geometry: AB3 Species (No Lone Pairs of Electrons on A)

209

Some examples of molecules with this geometry are: BF3, BCl3

All of these examples are trigonal planar, nonpolar molecules.

Important exceptions occur when the three substituents are not the same! BF2Cl or BCI2Br will be trigonal planar and polar!

209


210


Lewis Formulas

1s 2s 2p

B

3s 3p

Cl [Ne]

1s sp2 hybrid

210


211

Dot Formula

Electronic Geometry

211


212

Molecular Geometry Polarity

212

54


213 213


214 214

Tetrahedral Electronic Geometry: AB4 Species

(No Lone Pairs of Electrons on A)

215

Some examples of molecules with this geometry are: CH

4, CF

4, CCl

4,

SiH

4,

SiF

4

All of these examples are tetrahedral, nonpolar molecules.

Important exceptions occur when the four substituents are not the same! CF3Cl or CH2CI2 will be tetrahedral and polar!

215

Tetrahedral Electronic Geometry: AB4 Species (No


216


2s 2p

C [He]

1s

H

Lewis Formulas

four

sp3 hybrid orbitals

C [He]

216

55

Tetrahedral Electronic Geometry: AB4

Species (No Lone Pairs of Electrons on A)

217

Dot Formula Electronic Geometry

217

Tetrahedral Electronic Geometry: AB4

Species (No Lone Pairs of Electrons on A)

218

Molecular Geometry

Polarity

218

Example of Molecules with More Than One Central Atom Alkanes CnH2n+2

219

Alkanes are hydrocarbons with the general formula CnH2n+2.

1. CH4 - methane

2. C2H6 or (H3C-CH3) - ethane 3. C3H8 or (H3C-CH2-CH3) - propane

The C atoms are located at the center of a tetrahedron. Each alkane is a chain of interlocking tetrahedra.

Sufficient H atoms to form a total of four bonds for each C.

219

Example of Molecules with More Than One Central Atom Alkanes CnH2n+2

220 220

56

Tetrahedral Electronic Geometry: AB3U Species (One Lone Pair of Electrons on A)

221

Some examples of molecules with this geometry are: NH3, NF3, PH3, PCl3, AsH3

These molecules are our first examples of central atoms with lone pairs of electrons. Thus, the electronic and molecular geometries are different.

All three substituents are the same but molecule is polar.

NH3 and NF3 are trigonal pyramidal, polar molecules.

221


222


Lewis Formulas

2s 2p

N [He]

2s 2p

F [He]

1s

H 222


223

Dot Formulas

Electronic Geometry

223


224


224

57



225

2s 2p

N [He]

four sp3 hybrids

225

Tetrahedral Electronic Geometry: AB2U2 Species (Two Lone Pairs of Electrons on A)

226

Some examples of molecules with this geometry are: H2O, OF2, H2S

These molecules are our first examples of central atoms with two lone pairs of electrons. Thus, the electronic and molecular geometries are different.

Both substituents are the same but molecule is polar.

Molecules are angular, bent, or V-shaped and polar.

226


227

Electronic Structures Lewis Formulas

2s 2p

O [He]

1s

H

227


228


228

58



229

2s 2p

O [He]

four sp3 hybrids

229

Tetrahedral Electronic Geometry: ABU3 Species (Three Lone Pairs of Electrons on A)

230

Some examples of molecules with this geometry are: HF, HCl, HBr, HI, FCl, IBr

These molecules are examples of central atoms with three lone pairs of electrons. Again, the electronic and molecular geometries are different.

Molecules are linear and polar when the two atoms are different. Cl2, Br2, I2 are nonpolar.

230


231

Dot Formula

Electronic Geometry

231


232

Molecular Geometry Polarity HF is a polar molecule.

232

59



233

2s 2p

F [He]

four sp3 hybrids

233

Trigonal Bipyramidal Electronic Geometry: AB5, AB4U, AB3U2, and AB2U3

234

Some examples of molecules with this geometry are: PF5, AsF5, PCl5, etc.

These molecules are examples of central atoms with five bonding pairs of electrons. The electronic and molecular geometries are the same.

Molecules are trigonal bipyramidal and nonpolar when all five substituents are the same. If the five substituents are not the same polar molecules can

result, AsF4Cl is an example.

234


235


Lewis Formulas

4s 4p

As [Ar] 3d10

2s 2p

F [He]

235


236

Dot Formula

Electronic Geometry

236

60


237

Molecular Geometry

Polarity

237



238

4s 4p 4d

As [Ar] 3d10 ___ ___ ___ ___ ___

five sp3 d hybrids 4d

___ ___ ___ ___ ___

238


239

If lone pairs are incorporated into the trigonal bipyramidal structure, there are three possible new shapes.

1. One lone pair – distorted tetrahedral

2. Two lone pairs - T-shape

3. Three lone pairs – linear

The lone pairs occupy equatorial positions because they are 120o from two bonding pairs and 90o from the other two bonding pairs.

Results in decreased repulsions compared to lone pair in axial position.

239


240

AB4U molecules have:

1. trigonal bipyramid electronic geometry

2. Distorted tetrahedral shaped molecular geometry

3. and are polar

One example of an AB4U molecule is

SF4

Hybridization of S atom is sp3d.

240

61


241

Molecular Geometry

241


242

AB3U2 molecules have:

1. trigonal bipyramid electronic geometry

2. T-shaped molecular geometry

3. and are polar

One example of an AB3U2 molecule is

IF3

Hybridization of I atom is sp3d.

242


243

Molecular Geometry

243


244


1.trigonal bipyramid electronic geometry

2.linear molecular geometry

3.and are nonpolar


XeF2

Hybridization of Xe atom is sp3d.

244

62


245

Molecular Geometry

245

Octahedral Electronic Geometry: AB6, AB5U, and AB4U2

246

Some examples of molecules with this geometry are: SF6, SeF6, SCl6, etc.

These molecules are examples of central atoms with six bonding pairs of electrons.

Molecules are octahedral and nonpolar when all six substituents are the same. If the six substituents are not the same polar

molecules can result, SF5Cl is an example.

246


247


Lewis Formulas

4s 4p

Se [Ar] 3d10

2s 2p

F [He]

247


248

Molecular Geometry

Polarity

248

63



249

4s 4p 4d

Se [Ar] 3d10 __ __ __ __ __

six sp3 d2 hybrids 4d

__ __ __ __

249


250

If lone pairs are incorporated into the octahedral structure, there are two possible new shapes.

1. One lone pair - square pyramidal

2. Two lone pairs - square planar

The lone pairs occupy axial positions because they are 90o from four bonding pairs. Results in decreased repulsions compared to lone pairs in

equatorial positions.

250


251

AB5U molecules have:

1.octahedral electronic geometry

2.Square pyramidal molecular geometry

3.and are polar.

One example of an AB4U molecule is

IF5

Hybridization of I atom is sp3d2.

251


252

Molecular Geometry

252

64


253


1.octahedral electronic geometry

2.square planar molecular geometry

3.and are nonpolar.


XeF4

Hybridization of Xe atom is sp3d2.

253


254


254

Compounds Containing Double Bonds

255

Ethene or ethylene, C2H4, is the simplest organic compound containing a double bond.

Lewis dot formula N = 2(8) + 4(2) = 24 A = 2(4) + 4(1) = 12

S = 12

Compound must have a double bond to obey octet rule.

255


256

Lewis Dot Formula

256

65


257

VSEPR Theory suggests that the C atoms are at center of trigonal planes.

257


258

VSEPR Theory suggests that the C atoms are at center of trigonal planes.

C C

H

H H

H

258


259


C atom has four electrons.

Three electrons from each C atom are in sp2 hybrids.

One electron in each C atom remains in an unhybridized p orbital

2s 2p three sp2 hybrids 2p

C

259


An sp2 hybridized C atom has this shape. Remember there will be one electron in each of the three

lobes.

260

Top view of an sp2 hybrid

260

66


The single 2p orbital is perpendicular to the trigonal planar sp2 lobes. The fourth electron is in the p orbital.

261

Side view of sp2 hybrid

with p orbital included. 261


Two sp2 hybridized C atoms plus p orbitals in proper orientation to form C=C double bond.

262 262


The portion of the double bond formed from the head-on overlap of the sp2 hybrids is designated as a s bond.

263 263


The other portion of the double bond, resulting from the side-on overlap of the p orbitals, is designated as a p bond.

264 264

67


Thus a C=C bond looks like this and is made of two parts, one s and one p bond.

265 265

Compounds Containing Triple Bonds

266

Ethyne or acetylene, C2H2, is the simplest triple bond containing organic compound.

Lewis Dot Formula N = 2(8) + 2(2) = 20

A = 2(4) + 2(1) =10

S = 10

Compound must have a triple bond to obey octet rule.

266


267

Lewis Dot Formula

VSEPR Theory suggests regions of high electron density are 180o apart.

H C C H

267


268


Carbon has 4 electrons.

Two of the electrons are in sp hybrids.

Two electrons remain in unhybridized p orbitals.

2s 2p two sp hybrids 2p

C [He]

268

68


A s bond results from the head-on overlap of two sp hybrid orbitals.

269 269


The unhybridized p orbitals form two p bonds.

270

Note that a triple bond consists of one s and two p bonds.

270


The final result is a bond that looks like this.

271 271

Summary of Electronic & Molecular Geometries

272 272

Documents

The covalent bond - Chem ku-kpschem.flas.kps.ku.ac.th/01403311/2017/18-02-311-03.pdf1 ดร. พิเชษฐ อนุรักษ์อุดม 1/2555 1 Inorganic chemistry I