Organic Chemistry 1

1. ประวัติและความสำคัญของวิชาเคมีอินทรีย์

 Friedrick Wohler

          

               วิชานี้ ว่าด้วยเรื่องของสารประกอบคาร์บอน ซึ่งพบในธรรมชาติและเป็นส่วนประกอบสำคัญในสิ่งมีชีวิต และยังมีสารอินทรีย์เกี่ยวข้องกับชีวิตประจำวันของเรามากมาย

          ในสมัยก่อน นักเคมียังไม่ค่อยให้ความสำคัญกับวิชาเคมีอินทรีย์มากนัก จนกระทั่ง Friedrick Wohler นักเคมีชาวเยอรมัน ได้สังเคราะห์ยูเรีย ซึ่งเป็นสารอินทรีย์ขึ้นจากสารอนินทรีย์ได้สำเร็จ ต่อมา Kekule, Couper และ M. Butlerov ได้เสนอขึ้นว่า ธาตุคาร์บอนสามารถสร้างพันธะได้ 4 พันธะ และยังสามารถสร้างพันธะด้วยกันเองได้ด้วย

           ปัจจุบันวิชาเคมีอินทรีย์นั้นยังมีความแพร่หลายและก้าวหน้ามาสาขาหนึ่งแม้ว่าจะเป็นสาขาที่ใหม่ที่สุดเนื่องจากในชีวิตประจำวันของเรานั้นสิ่งที่พบเห็นล้วนเกี่ยวข้องกับเคมีอินทรีย์ทั้งสิ้น

2. พันธะเคมี

               2.1 ทฤษฎีพันธะ

               พันธะที่เกี่ยวข้องกับการสร้างพันธะของคาร์บอนนั้นคือ พันธะโคเวเลนต์ ซึ่งธาตุคาร์บอนนั้น มีการจัดเรียงอิเล็กตรอน เป็น 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ 2p_z⁰ โดยจะมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเพียง 2 ตัวเท่านั้น ซึ่งน่าจะสร้างพันธะได้สองพันธะ แต่ในความเป็นจริงกลับสร้างได้ถึงสี่พันธะ เราจะใช้ทฤษฎีพันธะเวเลนต์ ในการอธิบายปรากฎการณ์นี้

               

               

               ทฤษฎีพันธะเวเลนต์ กล่าวว่า ก่อนที่คาร์บอน จะเกิดการสร้างพันธะนั้น ได้มีการผสมกันของอิเล็กตรอนใน 2s และ 2p ก่อน เรียกการผสมนี้ว่า Hybridization ซึ่งมีด้วยกัน 3 รูปแบบได้แก่

                    

1. Hybridization แบบ sp³ เป็นการผสมกันของอิเล็กตรอนใน 2s 1 ออร์บิทัล กับอิเล็กตรอนใน 2p จำนวน 3 ออร์บิทัล โดนหลักการนี้ทำให้เราสามารถอธิบายได้ว่าทำไม่ คาร์บอน จึงมีสี่แขน และทำให้สามารถสร้างพันธะกับไฮโดรเจนทำให้ มีลักษณะโครงสร้างเป็นทรงสี่หน้า ซึ่งจะเกิดพันธะระหว่าง C-H ที่เรียกว่าพันธะซิกมา และเรียกอิเล็กตรอนที่ใช้สร้างว่า อิเล็กตรอนซิกมา

       

 2. Hybridization แบบ sp² เป็นการผสมกันของอิเล็กตรอนใน 2s 1 ออร์บิทัล กับอิเล็กตรอนใน 2p จำนวน 2 ออร์บิทัล สร้างพันธะกับไฮโดรเจ มีลักษณะโครงสร้างเป็นแบบสามหลี่ยมแบนราบ จากการรวมกันแบบนี้ จะเหลือออร์บิทัล 2p อยู่อีก 1 ออร์บิทัลซึ่งจะไม่สร้างพันธะกับไฮโดรเจนได้ ดังนั้นจึงต้องสร้างพันธะกับคาร์บอนที่มีออร์บิทอล 2p เหลืออยู่เหมือนกันการที่ C-C อีกโมเลกุลทำให้เกิดการสร้างพันธะที่เรียกว่า พันธะไพ เรียกอิเล็กตรอนที่ใช้ในการสร้างว่า อิเล็กตรอนไพ ส่วนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่ได้รับการผสม จะสร้างพันธะซิกมากัน

          

      Hybridization  sp³                           Hybridization  sp²                                                                         

 เกิดพันธะเดี่ยวที่ C-H เรียก พันธะซิกมา    เกิดพันธะที่ C-C (sp²) เรียก พันธะซิกมา

                                                                      เกิดพันธะที่ C-C (pz) เรียก พันธะไพ   

 

                        

                               

   

เรื่องที่ 7 : pH pOH

สารละลายในน้ำไม่ว่าจะเป็นกรด เบส หรือกลางย่อมประกอบด้วย H₃O⁺ และ OH^- เสมอโดยมีผลคูณของไอออนทั้งสองเท่ากับ 10^-14 ดังนั้นถ้าทราบ [H₃O⁺] หรือ [H⁺] เพียงอย่างเดียวก็สามารถบอกได้ว่าสารละลายเป็นกรด เบส หรือเป็นกลาง เนื่องจาก [ H₃O⁺] ในสารละลายมีค่าน้อยและเปลี่ยนแปลงในช่วงกว้าง จาก 1 mol dm^-3 (1 M HCI ) ถึง10^-14 mol dm^-3 (1 M NaOH) การเขียนความเข้มข้นด้วยเลขยกกำลังที่ติดลบย่อยไม่สะดวกและผิดพลาดได้ง่าย ซอเรนเสน (Sorensen) จึงเสนอแนะให้ใช้มาตราส่วนใหม่ที่สะดวกกว่าซึ่งเรียกว่า มาตราส่วนpH (pH scale)

โดยนิยามจากการพิสูจน์จาก  Kw = [H3O⁺][ OH^-] ว่า

pH = - log [ H⁺] หรือ 

[ H⁺] = 10^-pH

สรุป        สารละลายกรดมีpH < 7 และ สารละลายเบสมีpH > 7
               ส่วนสารละลายที่เป็นกลางจะมีpH เท่ากับ 7

และ

pOH = - log [OH^-]

[H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7 M นั่นคือ 

pH = pOH = 7 

และ 

pH + pOH = 14

เรื่องที่ 6 : การแตกตัวของกรด-เบส

1.การแตกตัวของกรดแก่-เบสแก่


กรดแก่-เบสแก่จะมีสามารถในการละลายน้ำให้สารละลายที่มีไอออนได้มากมีความแรงของกรดหรือเบสสูง 
ในทางการคำนวณถือว่ากรดแก่และเบสแก่แตกตัวได้ 100% ดังนั้นในการแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่
***มีแต่เฉพาะปฏิกิริยาไปข้างหน้าจีงไม่เกิดสมดุลขี้น เช่น
HClH ⁺ + Cl^-
HNO ₃ H ⁺+ NO₃^-
NaOH Na⁺ + OH^-
KOH K ⁺ + OH^-

2.การแตกตัวของกรดอ่อน-เบสอ่อน

กรดอ่อน-เบสอ่อนเมื่อละลายน้ำจะมีการละลายแตกตัวให้ไอออนในสารละลายได้น้อยคง
เหลือโมเลกุลของกรดอ่อนหรือเบสอ่อนอยู่มาก เกิดการเปลี่ยนแปลงที่ผันกลับได้ คือเกิดสมดุลขึ้นจึงสามารถหาค่าคงที่สมดุลของกรดอ่อน(Ka)หรือค่าคงที่สมดุลของ
เบสอ่อน(Kb)ได้นอกจากนี้ค่าคงที่ดังกล่าวยังสามารถบอกความแรงของกรดหรือเบสได้อีกด้วย
-ถ้า Ka ,Kb มากแสดงว่ากรดอ่อนหรือเบสอ่อนนั้นมีความแรงมาก
-ถ้าKa ,Kb น้อยแสดงว่ากรดอ่อนหรือเบสอ่อนนั้นมีความแรงน้อย

HA +H₂O =H⁺ + A^-Ka = [ H⁺][ A^-]/[ HA]
BOH + H₂O= B⁺ + OH^-
Kb = [ B⁺][ OH^-]/[ BOH]-ในกรณี Monoprotic Acid (HA)HA + H₂O=H₃O⁺ + A^-
Ka = [H₃O⁺ ][ A^-]/[ HA]

3.การแตกตัวของน้ำ

น้ำจัดเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนมากจึงแตกตัวออกเป็นไอออน
ได้น้อยดังสมการ
^{2 H}₂^{O =H}₃^{O++ OH-
K = [H}₃^{O+][ OH-]/[ H}₂^O]2เนื่องจากน้ำแตกตัวได้น้อยมาก ดังนั้นความเข้มข้นของน้ำไม่เปลี่ยนแปลง
โดย[H₂O]บริสุทธิ์=55.56 mol/dm3
จาก K[H₂O]2 = [H 3 O+][OH^-]
จะได้ kw =[H3O⁺][ OH^-]
ที่อุณหภูมิ 250 c kw = 1.0x10^-14

เรื่องที่ 5 : คู่กรด-เบส

สารที่เป็นคู่กรด-เบสกัน H⁺ ต่างกัน 1 ตัว โดยที่ คู่กรดจะมี H⁺ มากกว่าคู่เบส 1 ตัว

ในปฏิกิริยาที่ผันกลับได้จะมีปฏิกิริยาย่อย 2 ชนิด คือ ปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับซึ่งในสารละลายกรดและสารละลายเบสจะมีสารที่เรียกว่าคู่กรด-เบสเสมอไม่ว่าจะเป็นปฏิกิริยาใดโดยพิจารณาจากทฤษฎีกรด-เบสของเบรินสเตด-ลาวรี เช่น

H₂O เป็นคู่กรดของเบสOH^-

NH₃ เป็นคู่เบสของกรด NH₄⁺

           CH₃COOH เป็นคู่กรดของเบสCH₃COO^-

H₂O เป็นคู่เบสของกรด H₃O⁺

เรื่องที่ 4 : ชนิด กรด-เบส

ชนิดของกรด

1.กรด Monoprotic แตกตัว 1 ได้แก่ HNO₃ , HClO₃ , HClO₄ , HCN

2.กรด Diprotic แตกตัว 2 ได้แก่ H₂SO₄ , H₂CO₃

3.กรด Polyprotic แตกตัว 3 ได้แก่ H₃PO₄

การแตกตัวของกรด Polyprotic แต่ละครั้งจะให้ H⁺ ไม่เท่ากัน แตกครั้งแรกจะแตกได้ดีมาก ค่า Ka สูงมากแต่แตกครั้งต่อ ๆ ไปจะมีค่า Ka ต่ำมาก เพราะประจุลบในไอออนดึงดูด H⁺ ไว้ดังสมการ

H₂SO₄ H⁺ + HSO₄^- Ka₁ = 10¹¹

HSO₄^- H⁺ + SO₄^2- Ka₂ = 1.2 x 10^-2

เนื่องมาจากกรด Polyprotic มักมีค่า K₁>>K₂>>K₃ H⁺ ในสารละลายส่วนใหญ่จะได้มาจากการแตกตัวครั้งแรก

ถ้าค่า K₁ มากกว่า K₂ =10³ เท่าขึ้นไปจะพิจารณาค่า pH ของสารละลายกรด Polyprotic ได้จากค่า K₁ เท่านั้น แต่ถ้าค่า K₂ มีค่าไม่ต่ำมาก จะต้องนำค่า K₂ มาพิจารณาด้วย

ชนิดของเบส

เบส แบ่งตาม จำนวน OH^- ในเบส แบ่งได้เป็น 3 ชนิด คือ

1.เบสที่มี OH^- ตัวเดียว เช่น LiOH NaOH KOH RbOH CsOH

2.เบสที่มี OH^- 2 ตัว เช่น Ca(OH)₂ Sr(OH)₂ Ba(OH)₂

3.เบสที่มี OH^- 3 ตัว เช่น Al(OH)₃ Fe(OH)₃

เรื่องที่ 3 : ทฤษฏี กรด-เบส

1.ทฤษฏีของอาเรเนียส - กรด คือ สารประกอบที่มี H และเมื่อละลายน้ำจะแตกตัวให้ H⁺ หรือ H₃O⁺

                                 เบส คือ สารประกอบที่มี OH และเมื่อละลายน้ำจะแตกตัวให้ OH^-

** ข้อจำกัดของทฤษฎีนี้คือ สารประกอบต้องละลายได้ในน้ำ และไม่สามารถอธิบายได้ว่า ทำไมสารประกอบบางชนิดเช่น NH₃ จึงเป็นเบส

2.ทฤษฏีของลาวรี - กรด คือ สารที่สามารถให้โปรตอน (proton donor) แก่สารอื่น

                           เบส คือ สารที่สามารถรับโปรตอน (proton acceptor) จากสารอื่น

ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบสจึงเป็นการถ่ายเทโปรตอนจากกรดไปยังเบสเช่นแอมโมเนียละลายในน้ำ

   NH_3(aq) + H₂O₍₁₎ <=> NH₄⁺ _(aq) + OH^- _(aq)

base 2 ........acid 1 ........   acid 2 ........base 1

**ในปฏิกิริยาไปข้างหน้า NH₃ จะเป็นฝ่ายรับโปรตอนจาก H₂O ดังนั้น NH₃ จึงเป็นเบสและ H₂O เป็นกรด แต่ในปฏิกิริยาย้อนกลับ NH₄⁺ จะเป็นฝ่ายให้โปรตอนแก่ OH^- ดังนั้น NH₄⁺จึงเป็นกรดและ OH^- เป็นเบส อาจสรุปได้ว่าทิศทางของปฏิกิริยาจะขึ้นอยู่กับความแรงของเบส

3.ทฤษฏีของลิวอิส - กรด คือ สารที่สามารถรับอิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยว (electron pair acceptor) 

                                  เบส คือ สารที่สามารถให้อิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยว (electron pair donor) 

**ทฤษฎีนี้ใช้อธิบาย กรด เบส ตาม concept ของ Arrhenius และ Bronsted-Lowry ได้ และมีข้อได้เปรียบคือสามารถอธิบาย กรด เบส ในกรณีที่เกิดปฏิกิริยาระหว่างกัน และได้สารประกอบที่มีพันธะโคเวเลนซ์ เช่น

OH ^- (aq) + CO₂ (aq) HCO₃^- (aq)

BF₃ + NH₃ BF₃-NH₃

เรื่องที่ 2 : สมดุลเคมี

- Mind Map ยังไม่เสร็จนะจ๊ะ -

เรื่องที่ 1 : อัตราการเกิดปฎิกิริยา