普通化學

General Chemistry

第 9 週:化學鍵、官能基與分子結構

電負度・Lewis 結構・σ/π 鍵・混成軌域

Chemical Bonding, Functional Groups and Molecular Structure

本週學習目標 Learning Objectives

用電負度差判斷鍵的極性,並排出極性強弱
依五步驟畫出常見分子與多原子離子的 Lewis 結構
區分 σ 鍵與 π 鍵,並說明為何雙鍵不能自由旋轉
由電子群數判斷 sp / sp² / sp³ 混成
認識食品營養常見的官能基,並用它預測分子的極性
能解釋脂溶性維生素與水溶性維生素在體內命運不同的分子理由

本週重點結構決定性質,性質決定命運。一個分子會被儲存還是被排掉,答案寫在它的結構式上。

第 9 週·食品營養錨點：為什麼維生素 A 會中毒，維生素 C 只是尿出去？ Anchor Question

?維生素 A 吃過量會累積在肝臟造成中毒，維生素 C 吃過量卻大多隨尿排掉。光看結構式就能預測嗎？

這一週要用到的化學

電負度與鍵的極性
離子鍵 vs 共價鍵
Lewis 結構
八隅體與其例外

之後在哪裡會再遇到

營養學脂溶性 vs 水溶性維生素、儲存與毒性
生物化學官能基、生物分子的結構
食品化學營養素在加工中的流失途徑

本週結束時，你應該能回答：從一個結構式，你能不能一眼判斷它偏水溶還是偏脂溶？

先猜猜看：視黃醇 C₂₀H₃₀O 只有 1 個 OH；抗壞血酸 C₆H₈O₆ 有 4 個氧。哪個溶於水？

本週知識地圖 Roadmap

段落	在問什麼	關鍵詞
PART 1	電子是共享還是搶走?	電負度・鍵極性
PART 2	分子長什麼樣子?	Lewis 結構・八隅體
PART 3	鍵是怎麼形成的?	σ/π 鍵・混成軌域
PART 4	這對營養學有什麼意義?	官能基・脂溶 vs 水溶

為什麼這一週對食品營養特別重要順反式脂肪酸的差別在 π 鍵;維生素能不能儲存在官能基;油和水互不互溶在極性。這三件事都要先看得懂結構式。

PART 9.1

化學鍵的三種類型

Three Types of Chemical Bonds

為什麼會形成鍵・離子鍵・共價鍵・金屬鍵・離子化合物的性質

為什麼會形成化學鍵? Why Do Bonds Form?

定義化學鍵 (chemical bond):使原子(或離子)結合在一起的強吸引力。

共同驅動力:結合後系統的總能量比分開的原子更低,更穩定
自然界傾向朝「低能量」狀態變化,放出能量
斷鍵必須吸收能量;形成鍵會釋放能量

重點「原子想要八隅體」只是記憶口訣,真正的原因是能量降低。

化學鍵的三大類型 Three Types of Bonds

類型	形成方式	常見組合	例子
離子鍵 ionic bond	電子轉移,正負離子靜電吸引	金屬+非金屬	NaCl、MgO
共價鍵 covalent bond	電子共享	非金屬+非金屬	H₂O、CO₂
金屬鍵 metallic bond	電子離域(電子海)	金屬+金屬	Cu、Fe、合金

分類是連續光譜的簡化:許多鍵介於「純離子」與「純共價」之間(見 7.2 電負度)。

離子鍵的形成:以 NaCl 為例 Formation of NaCl

Na 原子
[Ne]3s¹,易失電子

Cl 原子
[Ne]3s²3p⁵,易得電子

↓ 電子轉移 Na → Cl

Na⁺
[Ne] 組態

Cl⁻
[Ar] 組態

↓ 正負離子靜電吸引

NaCl 離子晶體
每個 Na⁺ 被 6 個 Cl⁻ 包圍(反之亦然)

注意:固態 NaCl 中沒有「NaCl 分子」,化學式代表離子的最簡整數比(式量單位 formula unit)。

離子化合物的性質 Properties of Ionic Compounds

高熔點、高沸點:靜電吸引力強,需大量能量破壞晶格(NaCl 熔點 801 °C)
硬而脆 (brittle):受力使同號離子相鄰 → 互斥 → 沿晶面碎裂
固態不導電:離子被固定在晶格中無法移動
熔融態或水溶液可導電:離子成為可移動的電荷載子
多可溶於水等極性溶劑(依晶格能與水合能競爭而定)

常見誤區「離子化合物導電」須註明狀態 — 固態不導電,熔融或溶解後才導電。

隨堂快問 ①:化學鍵的三種類型 Quick Check 1

個人作答 2 分鐘 → 與鄰座說明你的理由 → 全班表決 → 看解答

1NaCl 固體中,下列敘述何者正確?
A 存在獨立的 NaCl 分子B 化學式代表離子的最簡整數比,沒有 NaCl 分子C 鈉與氯以共價鍵結合D 它由 NaCl 分子堆疊而成

2離子化合物固態不導電、熔融後導電,原因是?
A 固態時沒有離子B 固態時離子被鎖在晶格裡不能移動,熔融後才能自由移動C 熔融時產生了新的電子D 固態時電子被鎖住

3「原子想要八隅體」是一句常見的說法。它不是形成化學鍵的真正原因。真正的原因是什麼?

解答:

1. B — 離子晶體中每個 Na⁺ 被 6 個 Cl⁻ 包圍,沒有配對的「分子」。選 A/D 是最頑固的迷思之一,而且會一路影響後面:如果以為水中有「NaCl 分子」,第 12 週算依數性質時 van’t Hoff 因子就會少算一半。

2. B — 導電需要可自由移動的帶電粒子。選 A 誤以為固態沒有離子——離子一直都在,只是動不了。判斷導電性要問兩件事:有沒有離子、離子能不能動,少問第二個就會答錯。

3. 因為結合後系統的總能量比分開時低 — 八隅體只是一個好用的記憶口訣,真正的驅動力是能量降低:原子結合後更穩定,多餘的能量被放出。所以才會有「斷鍵吸能、成鍵放能」。這一題要先建立一個習慣:口訣與原因不是同一件事。八隅體有很多例外(第 10 週會看到),但「能量降低」沒有例外——記住原因,例外就不再是需要另外背的東西。

PART 9.2

共價鍵與電負度

Covalent Bonding and Electronegativity

電子共享・H₂ 位能曲線・鍵長與鍵能・電負度與鍵的極性

共價鍵:電子共享 Covalent Bond: Sharing Electrons

定義共價鍵 (covalent bond):兩原子共享一對(或多對)電子而形成的鍵;共享電子同時被兩個原子核吸引,使能量降低。

常見於非金屬與非金屬之間(游離能都高,不易轉移電子)
共價化合物多為分子;熔點、沸點一般低於離子化合物
H· + ·H → H:H(每個 H 周圍如同 He 的 2 電子組態)

H₂ 的位能曲線 Potential Energy Curve of H₂

兩 H 原子距離很遠:能量定為 0(無交互作用)
逐漸靠近:吸引力使能量下降
到達能量最低點:此距離 = 鍵長 74 pm
再靠近:核−核互斥,能量急遽上升

重點鍵能 (bond energy):斷開 1 mol 該鍵所需能量。H–H 鍵能 = 436 kJ/mol。

單鍵、雙鍵、參鍵 Single, Double, Triple Bonds

鍵	共享電子對	鍵長 (pm)	鍵能 (kJ/mol)
C–C 單鍵 single bond	1 對	154	346
C=C 雙鍵 double bond	2 對	134	602
C≡C 參鍵 triple bond	3 對	120	835

趨勢同一對原子:鍵數(鍵級)越多 → 鍵長越短、鍵能越大。
注意:雙鍵鍵能 < 2 × 單鍵鍵能(π 重疊效率較低,第 9 週詳述)。

例題 3:鍵長與鍵能比較 Example 3

例題(a) 比較 N–N、N=N、N≡N 的鍵長與鍵能大小。
(b) C–O 與 C=O 何者鍵長較短?CO₂ 中的碳氧鍵屬於哪種?

解:
(a) 鍵長:N–N > N=N > N≡N;鍵能:N≡N > N=N > N–N(945 > 418 > 163 kJ/mol)。N₂ 的參鍵極強,是氮氣化性安定的原因。
(b) C=O 較短(123 pm < 143 pm)。CO₂ 的 Lewis 結構為 O=C=O,兩個碳氧鍵皆為雙鍵。

電負度 Electronegativity

定義電負度 (electronegativity, EN):原子在鍵結中吸引共享電子的能力。由 Pauling 提出的標度最常用(無單位)。

F 最大:EN = 4.0;往左、往下遞減;Cs、Fr 最小約 0.7
常用數值:F 4.0 > O 3.5 > N ≈ Cl 3.0 > C 2.5 > H 2.1
金屬電負度低(易失電子),非金屬電負度高(易吸電子)

辨析電負度是「鍵中」的相對吸引力(計算而得);電子親和力 (electron affinity) 是「孤立氣態原子」得電子的能量變化(可測量)。兩者概念不同!

電負度的週期趨勢 Periodic Trends of EN

同週期由左至右遞增(有效核電荷增加)
同族由上至下遞減(原子半徑增大)
右上角最大(F),左下角最小(Cs、Fr)
鈍氣通常不列(早期認為不成鍵)

電負度趨勢圖(示意)

小 ──────────→ 大
│ ↑ F 4.0
│ 週期表
↓ Cs 0.7
右上大、左下小,與游離能趨勢相同

鍵的極性:連續的光譜 Bond Polarity

非極性共價鍵
nonpolar covalent
均等共享
H–H、Cl–Cl

極性共價鍵
polar covalent
不均等共享
H–Cl、O–H

離子鍵
ionic
電子(近乎)完全轉移
Na⁺Cl⁻

← ΔEN 小 ΔEN 大 →

定義極性鍵中,電負度大的原子帶部分負電荷 δ−,另一端帶部分正電荷 δ+。例:^δ+H–Cl^δ−

ΔEN 判斷準則 Classifying Bonds by ΔEN

ΔEN(電負度差)	鍵的類型	例子
≈ 0(< 0.4)	非極性共價鍵	H–H (0)、C–H (0.4)
0.4 – 1.8	極性共價鍵	H–Cl (0.9)、O–H (1.4)
> 1.8	離子鍵(為主)	NaCl (2.1)、MgO (2.3)

注意界線是人為的近似,並非絕對。最可靠的經驗判斷:金屬+非金屬 → 傾向離子鍵;非金屬+非金屬 → 共價鍵。HF(ΔEN 1.9)仍是共價分子!

例題 4:鍵極性判斷與排序 Example 4

例題(EN:H 2.1、C 2.5、N 3.0、O 3.5、F 4.0、Na 0.9、Cl 3.0)
(a) 將 C–H、O–H、N–H、F–H 依極性由小到大排序,並標出 δ+/δ−。
(b) 判斷 NaF、ICl、Br₂ 各屬何種鍵。

解:
(a) ΔEN:C–H 0.4 < N–H 0.9 < O–H 1.4 < F–H 1.9 → 極性 C–H < N–H < O–H < F–H;皆為 H 端 δ+、另一原子端 δ−。
(b) NaF:金屬+非金屬,ΔEN = 3.1 → 離子鍵;ICl:兩非金屬,ΔEN 小 → 極性共價鍵;Br₂:同元素,ΔEN = 0 → 非極性共價鍵。

離子化合物 vs 共價化合物 Ionic vs. Covalent Compounds

	離子化合物	共價(分子)化合物
組成粒子	正、負離子	分子
常見組合	金屬 + 非金屬	非金屬 + 非金屬
熔點/沸點	高	一般較低
導電性	熔融/水溶液導電	多不導電(酸例外)
例子	NaCl、CaCO₃	H₂O、CO₂、C₆H₁₂O₆

隨堂快問 ②:共價鍵與電負度 Quick Check 2

個人作答 2 分鐘 → 與鄰座說明你的理由 → 全班表決 → 看解答

1下列鍵的極性最大?
A C–HB O–HC C–CD N–H

2由單鍵到參鍵(C–C、C=C、C≡C),下列敘述何者正確?
A 鍵長變長、鍵能變小B 鍵長變短、鍵能變大C 鍵長變短、鍵能變小D 兩者皆不變

3ΔEN 的分界(0.4 / 1.8)是硬性規定嗎?為什麼課本說鍵的極性是「連續的光譜」?

解答:

1. B(O–H) — O 的電負度 3.5 最高,與 H(2.1)差 1.4。N–H 差 1.0、C–H 差 0.4、C–C 為 0。先查兩端電負度再相減,不要靠印象;這個排序在下下週判斷分子極性與氫鍵時要一直用。

2. B — 鍵級越高 → 原子被拉得越近 → 鍵長越短、鍵能越大。三者是綁在一起的一組關係:鍵級 ↑、鍵長 ↓、鍵能 ↑。記住這個連動,W11 用鍵能估算反應熱、W13 比較 O₂ 系列時都能直接套。

3. 不是硬性規定,是方便的參考線 — 電子共享的不均勻程度是連續變化的,從完全均分(C–C)到幾乎完全轉移(NaCl)之間沒有真正的斷點。所以 ΔEN = 1.7 與 1.9 的兩個鍵性質幾乎一樣,卻被分到不同類。分類是為了方便討論,不是自然界的分界 —— 這個態度在後面談「離子性百分比」時很重要。

PART 9.3

Lewis 符號與 Lewis 結構

Lewis Symbols and Lewis Structures

元素點式・八隅體規則・五步驟畫法・多重鍵・多原子離子

Lewis 符號 Lewis Symbols

定義Lewis 符號 (Lewis symbol):以元素符號代表原子核與內層電子,周圍的點代表價電子的表示法。

只畫價電子(主族元素:價電子數 = 族數 A)
四個方位先各放 1 點,再開始配對(Hund 規則精神)
例:Na· ·Mg· ·Ċ·(4 點) :N̈·(5 點) :Ö:(6 點) :F̈:(7 點)

第 1–2 週期元素的 Lewis 符號 Lewis Symbols: Periods 1–2

元素	價電子數	Lewis 符號(文字近似)	成鍵傾向
H	1	H·	形成 1 鍵
C	4	·C·(上下左右各 1)	形成 4 鍵
N	5	:N·(1 對 + 3 單)	3 鍵 + 1 孤對
O	6	:O:(2 對 + 2 單)	2 鍵 + 2 孤對
F	7	:F:(3 對 + 1 單)	1 鍵 + 3 孤對
Ne	8	:Ne:(4 對)	不成鍵

未配對的單電子數 ≈ 傾向形成的共價鍵數 — 這是快速檢查 Lewis 結構的好工具。

八隅體規則 Octet Rule

定義八隅體規則 (octet rule):主族原子成鍵時,傾向藉由得、失或共享電子,使周圍擁有 8 個價電子(如鈍氣組態)。

H 例外:只需 2 個電子(duet,如 He)
周圍電子 = 鍵結電子(每鍵 2 個)+ 未鍵結的孤對電子 (lone pair)
適用大多數第二週期化合物;例外(BF₃、PCl₅、NO 等)第 9 週討論

術語成鍵電子對 (bonding pair):被共享的電子對;孤對電子 (lone pair):未參與鍵結的電子對。

Lewis 結構繪製五步驟 Five Steps for Lewis Structures

① 算總價電子數(各原子價電子相加;陰離子加電荷數、陽離子減電荷數)

↓

② 排骨架:電負度最小者當中心原子(H 永遠在端點),先以單鍵連接

↓

③ 分配剩餘電子:先補滿端原子八隅體(以孤對形式)

↓

④ 剩餘電子放中心原子

↓

⑤ 中心不足八隅體?把端原子孤對移入 → 形成雙鍵/參鍵

例題 5:H₂O 的 Lewis 結構 Example 5

例題畫出水 H₂O 的 Lewis 結構。

解:
① 總價電子:2(1) + 6 = 8 個(4 對)
② 骨架:H–O–H(O 為中心,用去 2 對)
③ H 只需 2 電子,已滿足;剩 2 對
④ 剩餘 2 對放在 O 上成孤對
結構:H–Ö–H(O 上有 2 對孤對)
檢查:O 周圍 = 2 鍵(4e)+ 2 孤對(4e)= 8 ✓;總電子 8 ✓

例題 6:NH₃ 與 CH₄ Example 6

例題畫出氨 NH₃ 與甲烷 CH₄ 的 Lewis 結構,並指出孤對數。

解:
NH₃:價電子 = 5 + 3(1) = 8(4 對)。骨架 3 個 N–H 用 3 對,剩 1 對放 N 上。
→ N 有 3 個鍵 + 1 對孤對(8e ✓)
CH₄:價電子 = 4 + 4(1) = 8(4 對)。骨架 4 個 C–H 恰用完。
→ C 有 4 個鍵、0 孤對(8e ✓)
對照 Lewis 符號:N 有 3 個單電子 → 3 鍵;C 有 4 個單電子 → 4 鍵 ✓

需要多重鍵的情況 When Multiple Bonds Are Needed

步驟 ①–④ 完成後,若中心原子不足 8 電子 → 執行步驟 ⑤
將端原子的孤對「移入」兩原子之間,形成雙鍵或參鍵
移入 1 對 → 雙鍵;移入 2 對 → 參鍵

檢查清單畫完必查三件事:
① 總電子數正確? ② 每個原子滿足八隅體(H 為 2)? ③ 電子沒有多算或漏算?

例題 7:CO₂ 的 Lewis 結構 Example 7

例題畫出二氧化碳 CO₂ 的 Lewis 結構。

解:
① 總價電子:4 + 2(6) = 16 個(8 對)
② 骨架:O–C–O(C 電負度較小,為中心;用 2 對)
③ 剩 6 對補端原子:每個 O 放 3 對 → 用完
④⑤ 檢查中心:C 只有 4 電子,不足!→ 每個 O 各移入 1 對孤對
結構::Ö=C=Ö:(每個 O 上剩 2 對孤對)
檢查:C = 2 雙鍵 = 8e ✓;每個 O = 1 雙鍵 + 2 孤對 = 8e ✓;總電子 16 ✓

例題 8:N₂ 與 HCN Example 8

例題畫出氮氣 N₂ 與氰化氫 HCN 的 Lewis 結構。

解:
N₂:價電子 = 10(5 對)。單鍵 N–N 後各補孤對無法滿足八隅體 → 需參鍵:
:N≡N:(每個 N 各 1 對孤對;各原子 6 + 2 = 8e ✓)
HCN:價電子 = 1 + 4 + 5 = 10(5 對)。骨架 H–C–N(C 為中心)。
H–C 用 1 對、C–N 用 1 對,剩 3 對;補 N 之後 C 僅 4e → N 的 2 對移入成參鍵:
H–C≡N:(N 上 1 對孤對;C = 8e ✓、N = 8e ✓、H = 2e ✓)

隨堂快問 ③:Lewis 結構 Quick Check 3

個人作答 2 分鐘 → 與鄰座說明你的理由 → 全班表決 → 看解答

1畫 Lewis 結構時,第一步應該做什麼?
A 把所有原子用單鍵連起來B 計算價電子總數C 決定中心原子D 補足八隅體

2CO₂ 的 Lewis 結構中,C 與 O 之間是?
A 兩個單鍵B 兩個雙鍵C 一單一參D 兩個參鍵

3NO₃⁻ 有 24 個價電子。這個 24 是怎麼算的?那個負電荷怎麼處理?

解答:

1. B(先數價電子總數) — 價電子總數決定了你手上有多少電子可以分配,是整個流程的預算。選 A/C 的同學跳過了預算就開始畫,最後常常電子不夠或多出來。先數總數,才知道畫完要對帳。

2. B(兩個雙鍵) — O=C=O。若用單鍵,C 只有 4 個電子,不足八隅體。判斷時機:把電子分配完後若中心原子不足八隅體,才把孤對移來形成多重鍵。不要一開始就猜有沒有雙鍵。

3. 24 = 5(N) + 3×6(O) + 1(負電荷) — 陰離子多帶的電子要加進去;若是陽離子則要減掉。這是多原子離子最常見的失分點。口訣:負加正減。少加那 1 個電子,畫出來的結構會少一對孤對,形式電荷也會全錯。

PART 9.4

價鍵理論與混成軌域

Valence Bond Theory and Hybrid Orbitals

軌域重疊・σ 鍵與 π 鍵・sp / sp² / sp³ / sp³d / sp³d²

價鍵理論:軌域重疊 Orbital Overlap

定義價鍵理論 (valence bond theory):當兩原子的半滿價軌域重疊 (overlap),自旋相反的兩個電子配對,即形成共價鍵;重疊越有效,鍵越強。

H₂:兩個 1s 軌域重疊 → 對應第 9 週的位能曲線最低點
HCl:H 的 1s 與 Cl 的 3p 重疊
鍵長 = 重疊達最佳(吸引 vs 斥力平衡)時的核間距

σ 鍵 Sigma (σ) Bonds

定義σ 鍵 (sigma bond):軌域沿核間軸「頭對頭 (end-to-end)」重疊,電子密度集中在兩核連線上。

可由 s–s(H₂)、s–p(HCl)、p–p 頭對頭(F₂)、或混成軌域重疊形成
重疊效率高 → σ 鍵較強
可繞鍵軸自由旋轉(單鍵可旋轉的原因)
所有單鍵都是 σ 鍵;任何鍵的第一條都是 σ

π 鍵 Pi (π) Bonds

定義π 鍵 (pi bond):兩個平行 p 軌域「側對側 (side-by-side)」重疊,電子密度分布於鍵軸上、下(或前後)兩側,鍵軸上為節面。

重疊效率較低 → π 鍵較 σ 鍵弱(C=C 611 < 2 × C–C 345)
π 鍵限制旋轉 → 雙鍵有順反異構(cis/trans)
雙鍵 = 1 σ + 1 π;參鍵 = 1 σ + 2 π

σ 鍵 vs π 鍵 σ vs. π Comparison

	σ 鍵	π 鍵
重疊方式	頭對頭(沿鍵軸)	側對側(平行 p 軌域)
電子密度位置	兩核連線上	鍵軸上下兩側
強度	較強	較弱
旋轉	可自由旋轉	旋轉會破壞重疊
出現場合	每條鍵的第 1 條	雙鍵第 2 條、參鍵第 2、3 條

為什麼需要「混成」? Why Hybridization?

C 的基態:[He]2s²2p² → 只有 2 個半滿軌域,卻要解釋 CH₄ 的 4 個等價鍵
且 s 與 p 軌域方向(球形、互相垂直 90°)無法解釋 109.5° 鍵角

定義混成 (hybridization):同一原子的數個價軌域「混合」成同數目、能量相同、方向符合 VSEPR 幾何的混成軌域 (hybrid orbitals)。

守恆n 個原子軌域混成 → 恰得 n 個混成軌域(軌域數守恆)。混成是數學模型,不是可觀察的物理過程。

sp 混成:BeCl₂ sp Hybridization (Linear)

1 個 s + 1 個 p → 2 個 sp 軌域,夾角 180°
剩 2 個 p 軌域未混成(空)
Be:2s² → 激發 → 2s¹2p¹ → 混成 sp
2 個 sp 各與 Cl 的 3p 重疊 → 2 條 σ 鍵

能量圖(文字示意)
――p ――p (未混成,空)
―↑―sp ―↑―sp
基態 2s² → 激發+混成 → 2 個半滿 sp

直線幾何(2 電子群)↔ sp 混成。CO₂ 的 C 也是 sp。

sp² 混成:BF₃ sp² Hybridization (Trigonal Planar)

1 個 s + 2 個 p → 3 個 sp² 軌域,共平面、夾角 120°
剩 1 個 p 垂直於平面(未混成)
B 的 3 個 sp² 與 3 個 F 形成 σ 鍵
未混成 p 軌域是形成 π 鍵的關鍵(見乙烯)

能量圖(文字示意)
――p(未混成)
―↑―sp² ―↑―sp² ―↑―sp²
3 個半滿 sp²,平面三角指向

sp³ 混成:CH₄ sp³ Hybridization (Tetrahedral)

1 個 s + 3 個 p → 4 個 sp³ 軌域,指向四面體頂點,夾角 109.5°
C:2s²2p² → 激發 → 2s¹2p³ → 混成 → 4 個半滿 sp³
與 4 個 H 的 1s 重疊 → 4 條等價 σ 鍵 ✓

能量圖(文字示意)
基態:―↑↓―2s ―↑―2p ―↑―2p ――2p
↓ 激發+混成
―↑―sp³ ―↑―sp³ ―↑―sp³ ―↑―sp³
4 個等能量半滿軌域

孤對電子也占混成軌域:NH₃、H₂O Lone Pairs in Hybrid Orbitals

NH₃:N 為 4 電子群 → sp³;3 個 sp³ 成 σ 鍵,1 個 sp³ 裝孤對
H₂O:O 為 4 電子群 → sp³;2 個成鍵、2 個裝孤對
混成數看的是電子群數(含孤對),不是只看鍵數 — 與 VSEPR 完全一致

常見錯誤「H₂O 只有 2 條鍵所以是 sp 混成」— 錯!O 有 4 個電子群,是 sp³。

sp³d 混成:PCl₅ sp³d Hybridization

1 s + 3 p + 1 d → 5 個 sp³d 軌域 → 雙三角錐(90°/120°)
P([Ne]3s²3p³)激發後 5 個半滿軌域 → 5 條 σ 鍵
SF₄(AX₄E)、XeF₂(AX₂E₃)亦為 sp³d

能量圖(文字示意)
―↑―×5 sp³d
5 個混成軌域;需第 3 週期以上(有 3d 可用)

註:d 軌域參與混成的模型有爭議,但普化課程仍以此模型對應擴充八隅體。

sp³d² 混成:SF₆ sp³d² Hybridization

1 s + 3 p + 2 d → 6 個 sp³d² 軌域 → 八面體(90°)
S 激發後 6 個半滿軌域 → 與 6 個 F 形成 6 條 σ 鍵
BrF₅(AX₅E)、XeF₄(AX₄E₂)亦為 sp³d²

能量圖(文字示意)
―↑―×6 sp³d²
6 個混成軌域指向八面體頂點

電子群數 → 混成對照表 Electron Groups → Hybridization

電子群數	混成	幾何	夾角	例子
2	sp	直線	180°	BeCl₂、CO₂
3	sp²	平面三角	120°	BF₃、SO₂
4	sp³	四面體	109.5°	CH₄、NH₃、H₂O
5	sp³d	雙三角錐	90°/120°	PCl₅、SF₄
6	sp³d²	八面體	90°	SF₆、XeF₄

口訣電子群數 = 混成軌域數:「2 sp、3 sp²、4 sp³、5 加 d、6 加 d²」。先 VSEPR、後混成,一步到位。

例題 1:判斷混成(基礎) Example 1

例題判斷下列中心原子的混成:(a) CO₂ 的 C (b) H₂O 的 O (c) NH₄⁺ 的 N (d) SO₃ 的 S

解:數電子群 → 對照表:
(a) O=C=O:2 群 → sp
(b) 2 鍵 + 2 孤對 = 4 群 → sp³
(c) 4 鍵 + 0 孤對 = 4 群 → sp³(與 CH₄ 等電子)
(d) 3 鍵 + 0 孤對 = 3 群 → sp²

例題 2:判斷混成(擴充八隅體) Example 2

例題判斷下列中心原子的混成與分子形狀:(a) SF₄ (b) XeF₄ (c) I₃⁻ 的中心 I

解:
(a) SF₄:4 鍵 + 1 孤對 = 5 群 → sp³d;形狀:蹺蹺板
(b) XeF₄:4 鍵 + 2 孤對 = 6 群 → sp³d²;形狀:平面四方
(c) I₃⁻:2 鍵 + 3 孤對 = 5 群 → sp³d;形狀:直線
混成看「電子群總數」,形狀看「拿掉孤對後的原子排列」— 兩者由同一張表出發。

隨堂快問 ④:混成軌域 Quick Check 4

個人作答 2 分鐘 → 與鄰座說明你的理由 → 全班表決 → 看解答

1CH₄ 的碳採用什麼混成?
A spB sp²C sp³D sp³d

2H₂O 的氧是幾群?採用什麼混成?
A 2 群,spB 3 群,sp²C 4 群,sp³D 不混成

3為什麼碳需要「混成」?如果不混成會預測出什麼錯誤結果?

解答:

1. C(sp³) — 4 個電子群 → sp³。對照表只有一條規則:電子群數 2/3/4/5/6 → sp/sp²/sp³/sp³d/sp³d²。先數群,再查表,不要背分子。

2. C(4 群,sp³) — 2 個成鍵 + 2 對孤對 = 4 群。選 A/B 的同學忘了孤對也占混成軌域。這也解釋了為什麼水的鍵角接近四面體角(104.5°)而不是 90°。

3. 不混成會預測 CH₄ 有兩種不同的 C–H 鍵 — 碳基態是 2s²2p²,只有 2 個未成對電子 → 預測只能形成 2 個鍵,且角度 90°。實驗事實是四個完全等價的鍵、109.5°。混成正是為了讓理論對上這個事實而提出的 —— 它是修補,不是憑空的規定。

PART 9.5

官能基與分子的命運

Functional Groups and Molecular Fate

常見官能基・極性的判斷・脂溶 vs 水溶

食品營養常見的官能基 Functional Groups You Will Keep Meeting

官能基	結構	極性	在哪裡遇到
羥基 −OH	O–H	高(可形成氫鍵)	糖、醇、維生素 C
羰基 C=O	C=O	中高	醛糖、酮糖、梅納反應
羧基 −COOH	C(=O)OH	高(且為酸)	脂肪酸、有機酸
胺基 −NH₂	N–H	高(且為鹼)	胺基酸、蛋白質
酯基 −COO−	C(=O)O–C	中	三酸甘油酯、香氣分子
長碳鏈 −CH₂−	C–H	極低(非極性)	脂肪酸尾端

一個很好用的估算看分子裡帶氧/氮的官能基有幾個、純碳氫的部分有多長。前者多 → 偏水溶;後者長 → 偏脂溶。

維生素 A 與維生素 C 的分子對照 Vitamin A vs Vitamin C

視黃醇（維生素 A）C₂₀H₃₀O

20 個碳,只有 1 個 −OH
其餘全是碳氫長鏈與共軛雙鍵
極性極低 → 脂溶
儲存在肝臟與脂肪組織
過量會蓄積 → 可能中毒

抗壞血酸（維生素 C）C₆H₈O₆

只有 6 個碳,卻有 4 個氧
多個 −OH 加上烯二醇結構
高極性、可形成大量氫鍵 → 水溶
不儲存,多餘的隨尿排出
需要每天補充

所以「維生素吃多沒關係」是錯的正確的說法要分兩類:水溶性過量多半排掉(但仍有上限),脂溶性(A、D、E、K)會蓄積,過量真的會中毒。這個差別不是生物學的規定,而是分子結構的必然結果。

隨堂快問 ⑤:官能基與極性 Quick Check 5

個人作答 2 分鐘 → 與鄰座說明你的理由 → 全班表決 → 看解答

1下列哪一個結構特徵最能讓一個分子偏向水溶?
A 長的碳氫鏈B 多個 −OH 與 −COOHC 多個 C=C 雙鍵D 分子量大

2維生素 D 是脂溶性的。下列推論何者正確?
A 它比維生素 C 更安全,可以大量補充B 它會蓄積在體內,過量補充有中毒風險C 它每天都會被排掉,必須天天補D 它不能與油脂一起吃

3同樣是「維生素」,為什麼 A 和 C 的建議攝取方式完全不同?請從結構說起,不要只講「一個脂溶一個水溶」。

解答:

1. B — −OH 與 −COOH 能與水形成氫鍵,大幅提高水溶性。選 A/C 描述的是非極性的特徵(碳氫鏈、碳碳雙鍵),它們讓分子偏脂溶。選 D 把分子量與極性混為一談——蔗糖分子量 342 卻極易溶於水,因為它有 8 個 −OH。

2. B — 脂溶性維生素儲存在脂肪組織,不會隨尿排出。選 A 是最危險的誤解:「脂溶」不等於「安全」,反而是「會累積」。選 D 錯得剛好相反——脂溶性維生素要與油脂一起吃才吸收得好。

3. 看氧與碳的比例 — 維生素 A:20 個碳只有 1 個氧 → 幾乎全是非極性的碳氫骨架 → 無法與水形成足夠的氫鍵 → 溶在脂肪裡 → 儲存在肝與脂肪組織 → 會蓄積。
維生素 C:6 個碳有 4 個氧、多個 −OH → 大量氫鍵 → 溶在水裡 → 隨血液到腎臟被過濾 → 排掉。這一題示範了本課程反覆出現的推理鏈:結構 → 極性 → 溶解性 → 在體內的分布 → 營養學上的建議。五個環節都是化學,而終點是一個實際的飲食判斷。

回到本週的錨點 Anchor Answered

第 9 週開場問的是:為什麼維生素 A 存在肝臟,維生素 C 尿出去?

用這一週的化學回答

答案寫在結構式上。維生素 A(視黃醇 C₂₀H₃₀O)有 20 個碳卻只有 1 個 −OH,其餘是碳氫長鏈與共軛雙鍵。
維生素 C(抗壞血酸 C₆H₈O₆)只有 6 個碳,卻帶著 4 個氧與多個 −OH。
極性差異 → 溶解性差異:A 溶於脂肪,隨脂肪儲存在肝臟;C 溶於水,隨血液到腎臟被過濾排出。
所以建議攝取方式不同:C 要天天補、A 不能亂補——脂溶性維生素過量會蓄積中毒,這是結構決定的,不是規定。

這個情境幫你理解的化學是結構式不是要背的圖案,而是一份性質的預測書。看得懂電負度、官能基與極性,你就能在還沒查資料以前,先推測一個分子會溶在哪裡、會被儲存還是排掉、能不能與油混合。

接下來在哪裡會再用到:營養學脂溶性 vs 水溶性維生素的攝取與毒性　生物化學分子結構與代謝途徑　食品化學順反式脂肪酸、香氣分子的結構　食品加工萃取溶劑的選擇

本週重點總結 Summary

電負度差決定鍵的極性:差越大越極性,極大就成離子鍵
Lewis 結構五步驟:數價電子 → 排骨架 → 補孤對 → 湊八隅體 → 檢查形式電荷
σ 鍵可自由旋轉、π 鍵不行 → 這就是順反異構的來源
電子群數 → 混成:2 群 sp、3 群 sp²、4 群 sp³
官能基帶氧/氮越多越親水,碳氫鏈越長越親脂
脂溶性維生素會蓄積、水溶性會排出——差別在結構,不在規定

帶走一句話先看結構,再談性質。這一週之後,你看到一個分子式就該先問:它親水還是親脂?

重要名詞中英對照 Key Terms

中文	English	中文	English
價鍵理論	valence bond theory	分子軌域	molecular orbital
軌域重疊	orbital overlap	成鍵軌域	bonding orbital
σ 鍵 / π 鍵	sigma / pi bond	反鍵軌域	antibonding orbital
混成軌域	hybrid orbital	鍵級	bond order
混成	hybridization	順磁性	paramagnetism
簡併軌域	degenerate orbitals	反磁性	diamagnetism

課後練習與下週預告 Homework and Next Week

課後練習① Lewis 結構與混成判斷習題各三題。
② 查出維生素 D、E、K 與 B 群的結構式,依「氧/氮官能基數 vs 碳鏈長度」預測水溶或脂溶,再與課本核對。
③ 畫出油酸(順式)與反油酸(反式)的結構,說明差別在哪一種鍵上。

下週:分子極性、共軛與顏色胡蘿蔔為什麼是橙色?煮久了為什麼變色?
本週看的是單一個鍵的極性,下週要看整個分子的形狀如何讓鍵的極性抵消或相加,以及為什麼有些分子會有顏色。

普通化學

本週學習目標 Learning Objectives

第 9 週·食品營養錨點：為什麼維生素 A 會中毒，維生素 C 只是尿出去？ Anchor Question

這一週要用到的化學

之後在哪裡會再遇到

本週知識地圖 Roadmap

化學鍵的三種類型

為什麼會形成化學鍵? Why Do Bonds Form?

化學鍵的三大類型 Three Types of Bonds

離子鍵的形成:以 NaCl 為例 Formation of NaCl

離子化合物的性質 Properties of Ionic Compounds

隨堂快問 ①:化學鍵的三種類型 Quick Check 1

共價鍵與電負度

共價鍵:電子共享 Covalent Bond: Sharing Electrons

H2 的位能曲線 Potential Energy Curve of H2

單鍵、雙鍵、參鍵 Single, Double, Triple Bonds

例題 3:鍵長與鍵能比較 Example 3

電負度 Electronegativity

電負度的週期趨勢 Periodic Trends of EN

鍵的極性:連續的光譜 Bond Polarity

ΔEN 判斷準則 Classifying Bonds by ΔEN

例題 4:鍵極性判斷與排序 Example 4

離子化合物 vs 共價化合物 Ionic vs. Covalent Compounds

隨堂快問 ②:共價鍵與電負度 Quick Check 2

Lewis 符號與 Lewis 結構

Lewis 符號 Lewis Symbols

第 1–2 週期元素的 Lewis 符號 Lewis Symbols: Periods 1–2

八隅體規則 Octet Rule

Lewis 結構繪製五步驟 Five Steps for Lewis Structures

例題 5:H2O 的 Lewis 結構 Example 5

例題 6:NH3 與 CH4 Example 6

需要多重鍵的情況 When Multiple Bonds Are Needed

例題 7:CO2 的 Lewis 結構 Example 7

例題 8:N2 與 HCN Example 8

隨堂快問 ③:Lewis 結構 Quick Check 3

價鍵理論與混成軌域

價鍵理論:軌域重疊 Orbital Overlap

σ 鍵 Sigma (σ) Bonds

π 鍵 Pi (π) Bonds

σ 鍵 vs π 鍵 σ vs. π Comparison

為什麼需要「混成」? Why Hybridization?

sp 混成:BeCl2 sp Hybridization (Linear)

sp² 混成:BF3 sp² Hybridization (Trigonal Planar)

sp³ 混成:CH4 sp³ Hybridization (Tetrahedral)

孤對電子也占混成軌域:NH3、H2O Lone Pairs in Hybrid Orbitals

sp³d 混成:PCl5 sp³d Hybridization

sp³d² 混成:SF6 sp³d² Hybridization

電子群數 → 混成 對照表 Electron Groups → Hybridization

例題 1:判斷混成(基礎) Example 1

例題 2:判斷混成(擴充八隅體) Example 2

隨堂快問 ④:混成軌域 Quick Check 4

官能基與分子的命運

食品營養常見的官能基 Functional Groups You Will Keep Meeting

維生素 A 與維生素 C 的分子對照 Vitamin A vs Vitamin C

隨堂快問 ⑤:官能基與極性 Quick Check 5

回到本週的錨點 Anchor Answered

用這一週的化學回答

本週重點總結 Summary

重要名詞中英對照 Key Terms

課後練習與下週預告 Homework and Next Week

H₂ 的位能曲線 Potential Energy Curve of H₂

例題 5:H₂O 的 Lewis 結構 Example 5

例題 6:NH₃ 與 CH₄ Example 6

例題 7:CO₂ 的 Lewis 結構 Example 7

例題 8:N₂ 與 HCN Example 8

sp 混成:BeCl₂ sp Hybridization (Linear)

sp² 混成:BF₃ sp² Hybridization (Trigonal Planar)

sp³ 混成:CH₄ sp³ Hybridization (Tetrahedral)

孤對電子也占混成軌域:NH₃、H₂O Lone Pairs in Hybrid Orbitals

sp³d 混成:PCl₅ sp³d Hybridization

sp³d² 混成:SF₆ sp³d² Hybridization

電子群數 → 混成對照表 Electron Groups → Hybridization