พันธะเคมีคือ แรงยึดเหนี่ยวที่อยู่ระหว่างอะตอมซึ่งทำให้อะตอมต่าง ๆ เข้ามาอยู่รวมกันเป็นโมเลกุลได้ การสร้างพันธะเคมีของอะตอมเกิดขึ้นได้ เนื่องจากอะตอมต้องการจะปรับตัวให้ตนเองมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบ 8 หรือให้ใกล้เคียงกับการครบ 8 ให้มากที่สุด (ตามกฎออกเตต) ดังนั้นจึงต้องอาศัยอะตอมอื่น ๆ มาเป็นตัวช่วยให้อิเล็กตรอนเข้ามาเสริม หรือเป็นตัวรับเอาอิเล็กตรอนออกไป และจากความพยายามในการปรับตัวของอะตอมเช่นนี้เองที่ทำให้อะตอมมีการสร้างพันธะเคมีกับอะตอมอื่น ๆ
สูตรโครงสร้างของลิวอิส เป็นสูตรโครงสร้างที่กิลเบิร์ต ลิวอิสได้คิดค้นขึ้นมาเพื่อใช้ในการอธิบายรูปร่างโมเลกุล ซึ่งจะแบ่งได้เป็น 2 ประเภทได้แก่
- สูตรโครงสร้างส่วนที่เป็นจุด เป็นสูตรโครงสร้างที่ใช้จุดแทนอิเล็กตรอนวงนอกสุดของอะตอมที่เกิดพันธะ โดยให้อิเล็กตรอนครบตามกฎออกเตต ยกเว้นบางธาตุซึ่งมีการยกเว้นได้
- สูตรโครงสร้างส่วนที่เป็นเส้น เป็นสูตรโครงสร้างที่ใช้เส้นและจุดแทนอิเล็กตรอนวงนอกสุดของอะตอมที่เกิดพันธะ ซึ่งเส้น 1 เส้นจะแทนอิเล็กตรอน 2 ตัวหรือ 1 คู่ การเขียนสูตรโครงสร้างในลักษณะนี้จะแสดงอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวด้วยหรือไม่ก็ได้
กฏออกเตต
จากการศึกษาธาตุเฉื่อย เช่น He, Ne,Ar,Kr พบว่าเป็นธาตุที่จัดอยู่ในประเภทโมเลกุลอะตอมเดียวทุกสถานะ คือใน 1 โมเลกุลของธาตุเฉื่อยจะมีเพียง 1 อะตอมทั้งสถานะของแข็ง ของเหลว และก๊าซในธรรมชาติเกือบจะไม่พบสารประกอบของธาตุเฉื่อยเลย แสดงว่าธาตุเฉื่อยเป็นธาตุที่เสถียรมาก เกิดปฏิกิริยาเคมีกับธาตุอื่นได้ยาก ทำให้นักวิทยาศาสตร์สนใจค้นคว้าถึงเหตุผลที่ทำให้ธาตุเฉื่อยมีความเสถียร จากการศึกษาโครงสร้างอะตอมของธาตุเฉื่อยพบว่าธาตุเฉื่อยมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนวงนอกสุดเหมือนกัน คือ มี 8 เวเลนต์อิเล็กตรอน (ยกเว้นธาตุ He มี 2 ) เช่น
จากการศึกษาธาตุเฉื่อย เช่น He, Ne,Ar,Kr พบว่าเป็นธาตุที่จัดอยู่ในประเภทโมเลกุลอะตอมเดียวทุกสถานะ คือใน 1 โมเลกุลของธาตุเฉื่อยจะมีเพียง 1 อะตอมทั้งสถานะของแข็ง ของเหลว และก๊าซในธรรมชาติเกือบจะไม่พบสารประกอบของธาตุเฉื่อยเลย แสดงว่าธาตุเฉื่อยเป็นธาตุที่เสถียรมาก เกิดปฏิกิริยาเคมีกับธาตุอื่นได้ยาก ทำให้นักวิทยาศาสตร์สนใจค้นคว้าถึงเหตุผลที่ทำให้ธาตุเฉื่อยมีความเสถียร จากการศึกษาโครงสร้างอะตอมของธาตุเฉื่อยพบว่าธาตุเฉื่อยมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนวงนอกสุดเหมือนกัน คือ มี 8 เวเลนต์อิเล็กตรอน (ยกเว้นธาตุ He มี 2 ) เช่น
2He = 2
10Ne = 2 , 8
18Ar = 2 , 8 , 8
36Kr= 2 , 8 , 18 , 8
เมื่อเปรียบเทียบกับโครงสร้างอะตอมของธาตุอื่น ๆ เช่น H , O , N
1H = 1
8O = 2 , 6
7N = 2 , 5
ธาตุเหล่านี้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 ในธรรมชาติจะไม่สามารถอยู่เป็นอะตอมเดี่ยว ได้ ซึ่งไม่เสถียร ต้องรวมกันเป็นโมเลกุลซึ่งอาจจะมี 2 อะตอมหรือมากกว่า การที่ธาตุเฉื่อยมี 8 เวเลนต์อิเล็กตรอนแล้วทำให้เสถียรกว่าธาตุอื่นๆ ซึ่งมีเวเลนต์อิเล็กตรอนไม่เท่ากับ 8 ทำให้นัก วิทยาศาสตร์เชื่อว่าโครงสร้างของอะตอมที่มี 8 เวเลนต์อิเล็กตรอนเป็นสภาพที่อะตอมเสถียรที่สุด ดังนั้นธาตุต่าง ๆ ที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 จึงพยายามปรับตัวให้มีโครงสร้างแบบธาตุเฉื่อย เช่น โดยการรวมตัวกันเป็นโมเลกุลหรือใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเพื่อทำให้เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8 ส่วนไฮโดรเจนจะพยายามปรับตัวให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2 เหมือนธาตุ He
การที่อะตอมของธาตุต่าง ๆ รวมตัวกันด้วยสัดส่วนที่ทำให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8 นี้ นักวิทยาศาสตร์ได้ตั้งเป็นกฎเรียกว่ากฎออกเตต
ดังนั้นธาตุต่าง ๆ จึงพยายามรวมตัวกัน เพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตต ซึ่งจะทำให้ได้สารประกอบหรือโมเลกุลที่อยู่ในสภาพที่เสถียร สำหรับการรวมตัวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์จะมีการใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอมคู่ร่วมพันธะ อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันถือว่าเป็นอิเล็กตรอนของอะตอมคู่ร่วมพันธะทั้งสอง
เช่น F2 มีสูตรแบบจุดเป็น
อะตอมของ F มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 7
เช่น F2 มีสูตรแบบจุดเป็น
อะตอมของ F มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 7
เมื่อเกิดพันธะโคเวเลนต์มีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ ซึ่งอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 1 คู่นี้ถือว่าเป็นของฟลูออรีนทั้ง 2 อะตอม ทำให้ฟลูออรีนแต่ละอะตอมใน F2มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8
จำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนของธาตุแต่ละชนิดอาจจะแสดงให้เห็นได้ชัดเจนขึ้นโดยการเขียนวงกลมล้อมรอบแต่ละอะตอม จำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่ในวงกลมของธาตุใดก็จัดว่าเป็นของธาตุนั้น เช่น
3.2 พันธะไอออนิก
พันธะไอออนิก ( Ionic bond ) หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวที่เกิดในสารประกอบที่เกิดขึ้นระหว่าง 2 อะตอมอะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีต่างกันมาก อะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีน้อยจะให้อิเล็กตรอนแก่อะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีมาก และทำให้อิเล็กตรอนที่อยู่รอบๆ อะตอมครบ 8 ( octat rule ) กลายเป็นไอออนบวก และไอออนลบตามลำดับ เกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างไอออนบวกและไอออนลบ และเกิดเป็นโมเลกุลขึ้น เช่น การเกิดสารประกอบ NaCl ดังภาพ
ตัวอย่างเช่นโครงสร้างของผลึกโซเดียมคลอไรด์เป็นของแข็ง รูปลูกบาศก์ ใสไม่มีสีในผลึก มีโซเดียมไอออนสลับกับคลอไรด์ไอออน เป็นแถว ๆ ทั้งสามมิติ มีลักษณะคล้ายตาข่าย โดยที่แตละไอออนจะมีไอออนต่างชนิดล้อมรอบอยู่ 6 ไอออน ดังรูป 2 รูป ข้างล่างดังนี้
ลักษณะสำคัญของสารประกอบไอออนิก
1.พันธะไอออนิก เป็นพันธะเคมีที่เกิดจาก ไอออนของโลหะ + ไอออนของอโลหะ เช่น NaCl , MgO , KI แต่อะตอมของโลหะบางชนิด เช่น Al , Be , Hg สามารถสร้างพันธะโคเวเลนต์กับอะตอมของโลหะได้ เช่น Al2Cl6, BeF2, BeCl2, HgCl2เป็นสารประกอบโคเวเลนต์แต่ Al2O3, Hg2Cl2 เป็นสารประกอบไอออนิก
2. พันธะไอออนิก อาจเป็นพันธะเคมีที่เกิดจากธาตุที่มีพลังงานไอออไนเซชันต่ำรวมกับธาตุที่มีพลังงานไอออไนเซชันสูง
3. พันธะไออนิก อาจเป็นพันธะเคมีที่เกดจากไอออนบวกที่เป็นกลุ่มอะตอมของอโลหะ เช่น NH4+กับไอออนลบของอโลหะ เช่น
4. สารประกอบไอออนิกไม่มีสูตรโมเลกุล มีแต่สูตรเอมพิริกัล
5. สารประกอบไอออนิกมีจุดเดือด จุดหลอมเหลวสูง เช่น NaCl จุดหลอมเหลว 8010C
6. สารประกอบไอออนิกในภาวะปกติเป็นของแข็ง ประกอบด้วยไอออนบวก และไอออนลบ ไอออนเหล่านี้ไม่เคลื่อนที่ ดังนั้นจึงไม่นำไฟฟ้า แต่เมื่อหลอมเหลวหรือละลายน้ำ จะแตกตัวเป็นไอออนเคลื่อนที่ได้ เกิดเป็นสารอิเล็กโทรไลต์จึงสามารถนำไฟฟ้าได้
7. สารประกอบไอออนิกชนิดที่ละลายน้ำได้ จะต้องมีการเปลี่ยนแปลงพลังงานเกิดขึ้นเสมอ อาจเป็นแบบคายหรือดูดพลังงาน เช่น KCl 1 โมล ละลายน้ำ ดูดพลังงาน = 17 kJ/mol
8. สารประกอบไอออนิกที่เกิดจากอะตอมโลหะกับอะตอมอโลหะ สร้างเฉพาะพันธะไอออนิกอย่างเดียว เช่น NaCl , MgCl2, K2S , CaO
9. สารประกอบไอออนิกที่เกิดจากโลหะหรือกลุ่มอะตอมอโลหะที่เกิดไอออนบวกกับอโลหะ หรือกลุ่มอะตอมอะโลหะที่เป็นไอออนลบ สารพวกนี้จะมีทั้งพันธะไอออนิก และพันธะโคเวเลนต์ เช่น CaCO3, NH4Cl , CaCO3มีพันธะไอออนิกระหว่างไอออนบวกคือ Ca2+กับไอออนลบคือ [CO3]2-และมีพันธะโคเวเลนต์ในส่วนที่เป็นไอออนลบคือ [CO3]2-ดังนี้
5. สารประกอบไอออนิกมีจุดเดือด จุดหลอมเหลวสูง เช่น NaCl จุดหลอมเหลว 8010C
6. สารประกอบไอออนิกในภาวะปกติเป็นของแข็ง ประกอบด้วยไอออนบวก และไอออนลบ ไอออนเหล่านี้ไม่เคลื่อนที่ ดังนั้นจึงไม่นำไฟฟ้า แต่เมื่อหลอมเหลวหรือละลายน้ำ จะแตกตัวเป็นไอออนเคลื่อนที่ได้ เกิดเป็นสารอิเล็กโทรไลต์จึงสามารถนำไฟฟ้าได้
7. สารประกอบไอออนิกชนิดที่ละลายน้ำได้ จะต้องมีการเปลี่ยนแปลงพลังงานเกิดขึ้นเสมอ อาจเป็นแบบคายหรือดูดพลังงาน เช่น KCl 1 โมล ละลายน้ำ ดูดพลังงาน = 17 kJ/mol
8. สารประกอบไอออนิกที่เกิดจากอะตอมโลหะกับอะตอมอโลหะ สร้างเฉพาะพันธะไอออนิกอย่างเดียว เช่น NaCl , MgCl2, K2S , CaO
9. สารประกอบไอออนิกที่เกิดจากโลหะหรือกลุ่มอะตอมอโลหะที่เกิดไอออนบวกกับอโลหะ หรือกลุ่มอะตอมอะโลหะที่เป็นไอออนลบ สารพวกนี้จะมีทั้งพันธะไอออนิก และพันธะโคเวเลนต์ เช่น CaCO3, NH4Cl , CaCO3มีพันธะไอออนิกระหว่างไอออนบวกคือ Ca2+กับไอออนลบคือ [CO3]2-และมีพันธะโคเวเลนต์ในส่วนที่เป็นไอออนลบคือ [CO3]2-ดังนี้
NH4Cl มีพันธะไอออนิกระหว่างไอออนบวกคือ NH4+กับไอออนลบคือ Cl-และมีพันธะโคเวเลนต์ในส่วนที่เป็นไอออนบวกคือ [NH4]+ดังนี้
การเขียนสูตรของสารประกอบไอออนิก ใช้หลักดังนี้
1. เขียนไอออนบวกของโลหะหรือกลุ่มไอออนบวกไว้ข้างหน้า ตามด้วยไอออนลบของอโลหะ หรือกลุ่มไอออนลบ ยกเว้นสารประกอบไอออนิกที่เป็นเกลืออะซิเตต (CH3COO-) จะเขียนกลุ่มไอออนลบไว้ก่อนแล้วตามด้วยไอออนบวกของโลหะ เช่น CH3COONa , (CH3COO)2Ca
2. ไอออนบวกและไอออนลบ จะรวมกันในอัตราส่วนที่ทำให้ผลรวมของประจุเป็นศูนย์ ดังนั้นจึงต้องหาตัวเลขมาคูณกับจำนวนประจุบนไอออนบวก และไอออนลบให้มีจำนวนประจุเท่ากัน แล้วใส่ตัวเลขเหล่านั้นไว้มุมขวาล่างของแต่ละไอออน ซึ่งทำได้โดยใช้จำนวนประจุบนไอออนบวกและไอออนลบคูณไขว้กัน
3. ถ้ากลุ่มไอออนบวกหรือกลุ่มไอออนลบมีมากกว่า 1 กลุ่ม ให้ใส่วงเล็บ ( ) และใส่จำนวนกลุ่มไว้ที่มุมล่างขวา
1. เขียนไอออนบวกของโลหะหรือกลุ่มไอออนบวกไว้ข้างหน้า ตามด้วยไอออนลบของอโลหะ หรือกลุ่มไอออนลบ ยกเว้นสารประกอบไอออนิกที่เป็นเกลืออะซิเตต (CH3COO-) จะเขียนกลุ่มไอออนลบไว้ก่อนแล้วตามด้วยไอออนบวกของโลหะ เช่น CH3COONa , (CH3COO)2Ca
2. ไอออนบวกและไอออนลบ จะรวมกันในอัตราส่วนที่ทำให้ผลรวมของประจุเป็นศูนย์ ดังนั้นจึงต้องหาตัวเลขมาคูณกับจำนวนประจุบนไอออนบวก และไอออนลบให้มีจำนวนประจุเท่ากัน แล้วใส่ตัวเลขเหล่านั้นไว้มุมขวาล่างของแต่ละไอออน ซึ่งทำได้โดยใช้จำนวนประจุบนไอออนบวกและไอออนลบคูณไขว้กัน
3. ถ้ากลุ่มไอออนบวกหรือกลุ่มไอออนลบมีมากกว่า 1 กลุ่ม ให้ใส่วงเล็บ ( ) และใส่จำนวนกลุ่มไว้ที่มุมล่างขวา
ตารางที่1 ไอออนบวกบางชนิดที่ควรทราบ
ตารางที่2 ไอออนลบบางชนิดที่ควรทราบ
การเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก
1. สารประกอบธาตุคู่(Binary compound) ถ้าสารประกอบเกิดจาก ธาตุโลหะที่มีไอออนได้ชนิดเดียวรวมตัวกับอโลหะ ให้อ่านชื่อโลหะที่เป็นไอออนบวก แล้วตามด้วยชื่ออโลหะที่เป็นไอออนลบโดยลงเสียงพยางค์ท้ายด้วย ไอด์ (ide) เช่น
- ออกซิเจน เปลี่ยนเป็น ออกไซด์ (oxide)
- ไฮโดรเจน เปลี่ยนเป็น ไฮไดรด์ (hydride)
- คลอรีน เปลี่ยนเป็น คลอไรด์ (chloride)
1. สารประกอบธาตุคู่(Binary compound) ถ้าสารประกอบเกิดจาก ธาตุโลหะที่มีไอออนได้ชนิดเดียวรวมตัวกับอโลหะ ให้อ่านชื่อโลหะที่เป็นไอออนบวก แล้วตามด้วยชื่ออโลหะที่เป็นไอออนลบโดยลงเสียงพยางค์ท้ายด้วย ไอด์ (ide) เช่น
- ออกซิเจน เปลี่ยนเป็น ออกไซด์ (oxide)
- ไฮโดรเจน เปลี่ยนเป็น ไฮไดรด์ (hydride)
- คลอรีน เปลี่ยนเป็น คลอไรด์ (chloride)
ตัวอย่าง การอ่านชื่อสารประกอบไอออนิกธาตุคู่
- NaCl อ่านว่า โซเดียมคลอไรด์
- CaI2อ่านว่า แคลเซียมไอโอไดด์
- KBr อ่านว่า โพแทสเซียมโบรไมด์
- NH4Cl อ่านว่า แอมโมเนียมคลอไรด์
- NaCl อ่านว่า โซเดียมคลอไรด์
- CaI2อ่านว่า แคลเซียมไอโอไดด์
- KBr อ่านว่า โพแทสเซียมโบรไมด์
- NH4Cl อ่านว่า แอมโมเนียมคลอไรด์
ถ้าสารประกอบที่เกิดจากธาตุโลหะเดียวกันที่มีไอออนได้หลายชนิด รวมตัวกับอโลหะ ให้อ่านชื่อโลหะที่เป็นไอออนบวกแล้วตามด้วยค่าประจุของไอออนโลหะโดยวงเล็บเป็นเลขโรมัน แล้วตามด้วยอโลหะที่เป็นไอออนลบโดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็นไอด์ (ide) เช่น
- Fe เกิดไอออนได้ 2 ชนิด คือ Fe2+และ Fe3+
- FeCl2อ่านว่า ไอร์ออน (II) คลอไรด์
- FeCl3อ่านว่า ไอร์ออน (III) คลอไรด์
- Cu เกิดไอออนได้ 2 ชนิด คือ Cu+และ Cu2+
- Cu2S อ่านว่า คอปเปอร์ (I) ซัลไฟด์
- CuS อ่านว่า คอปเปอร์ (II) ซัลไฟด์
- FeCl2อ่านว่า ไอร์ออน (II) คลอไรด์
- FeCl3อ่านว่า ไอร์ออน (III) คลอไรด์
- Cu เกิดไอออนได้ 2 ชนิด คือ Cu+และ Cu2+
- Cu2S อ่านว่า คอปเปอร์ (I) ซัลไฟด์
- CuS อ่านว่า คอปเปอร์ (II) ซัลไฟด์
2. สารประกอบธาตุสามหรือมากกว่าถ้าสารประกอบเกิดจากไอออนบวกของโลหะ หรือกลุ่มไอออนบวกรวมตัวกับ กลุ่มไอออนลบ ให้อ่านชื่อไอออนบวกของโลหะ (โลหะนั้นเกิดไอออนบวกได้ชนิดเดียว) หรือกลุ่มไอออนบวก แล้วตามด้วยชื่อกลุ่มไอออนลบ เช่น
- Na2SO4 อ่านว่า โซเดียมซัลเฟต
- CaCO3 อ่านว่า แคลเซียมคาร์บอเนต
- KNO3 อ่านว่า โพแทสเซียมไนเตรต
- Ba(OH)2 อ่านว่า แบเรียมไฮดรอกไซด์
- (NH4)3PO4 อ่านว่า แอมโมเนียมฟอสเฟต
- CaCO3 อ่านว่า แคลเซียมคาร์บอเนต
- KNO3 อ่านว่า โพแทสเซียมไนเตรต
- Ba(OH)2 อ่านว่า แบเรียมไฮดรอกไซด์
- (NH4)3PO4 อ่านว่า แอมโมเนียมฟอสเฟต
ถ้าสารประกอบเกิดจากโลหะที่เกิดไอออนได้หลายชนิดรวมตัวกับกลุ่มไอออนลบ ให้อ่านชื่อไอออนบวกของโลหะแล้ววงเล็บค่าประจุของไอออนบวกนั้น แล้วจึงอ่านชื่อกลุ่มไอออนลบตามหลัง เช่น
- Cr เกิดไอออนได้ 2 ชนิด คือ Cr2+กับ Cr3+
- CrSO4 อ่านว่า โครเมียม (II) ซัลเฟต
- Cr2(SO4)3 อ่านว่า โครเมียม (III) ซัลเฟต
- Hg เกิดไอออนได้ 2 ชนิดคือ Hg22+(Hg+) และ Hg2+
- Hg2(NO3)2 อ่านว่า เมอคิวรี (I) ไนเตรต Hg(NO3)2อ่านว่า เมอคิวรี (II) ไนเตรต
- CrSO4 อ่านว่า โครเมียม (II) ซัลเฟต
- Cr2(SO4)3 อ่านว่า โครเมียม (III) ซัลเฟต
- Hg เกิดไอออนได้ 2 ชนิดคือ Hg22+(Hg+) และ Hg2+
- Hg2(NO3)2 อ่านว่า เมอคิวรี (I) ไนเตรต Hg(NO3)2อ่านว่า เมอคิวรี (II) ไนเตรต
พลังงานกับการเกิดสารประกอบไอออนิก
ในการเกิดสารประกอบไอออนิก จะมีการเปลี่ยนแปลงหลายขั้นตอนย่อย ๆ และแต่ละขั้นตอนย่อยจะมีการเปลี่ยนแปลงพลังงาน เช่น
ในการเกิดสารประกอบไอออนิก จะมีการเปลี่ยนแปลงหลายขั้นตอนย่อย ๆ และแต่ละขั้นตอนย่อยจะมีการเปลี่ยนแปลงพลังงาน เช่น
การเกิดโซเดียมคลอไรด์จากโลหะ Na กับก๊าซ Cl2
Na (s) +1/2 Cl2(g)------> NaCl (s)
การเกิด NaCl มีขั้นตอนต่าง ๆ และพลังงานเกี่ยวข้องดังนี้
ขั้นที่ 1 (DH1= พลังงานการระเหิด)
Na (s) -----------> Na (g) DH1= +109 kJ/mol
ขั้นที่ 1 (DH1= พลังงานการระเหิด)
Na (s) -----------> Na (g) DH1= +109 kJ/mol
ขั้นที่ 2 (DH2= พลังงานสลายพันธะ)
1/2 Cl2(g) -------------> Cl (g) DH2= +121 kJ/mol
1/2 Cl2(g) -------------> Cl (g) DH2= +121 kJ/mol
ขั้นที่ 3 (DH3= พลังงานไอออไนเซชัน)
Na (g) ---------------> Na+(g) + e-DH3= +494 kJ/mol
Na (g) ---------------> Na+(g) + e-DH3= +494 kJ/mol
ขั้นที่ 4 (DH4= พลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอน)
Cl2(g) + e---------------> Cl-(g) DH4= -347 kJ/mol
Cl2(g) + e---------------> Cl-(g) DH4= -347 kJ/mol
ขั้นที่ 5 (DH5= พลังงานแลตทิช)
Na+(g) + Cl-(g)------------> NaCl (s) DH5= -787 kJ/mol
Na+(g) + Cl-(g)------------> NaCl (s) DH5= -787 kJ/mol
เมื่อรวมขั้นที่ 1 ถึง 5 เข้าด้วยกันจะได้
Na (s) + 1/2 Cl2(g)-----------------> NaCl (s) DH = -410 kJ/mol
แสดงว่าการเกิด NaCl เป็นการเปลี่ยนแปลงแบบคายพลังงานเขียนแผนภาพ แสดงขั้นตอนการเปลี่ยนแปลงพลังงานต่าง ๆ ในการเกิดสารประกอบไอออนิกได้ดังนี้
เรียกแผนภาพดังกล่าวว่าBonr - Haber cycle
ในการเกิดสารประกอบไอออนิกจากโลหะและอโลหะนั้น จะมีพลังงานเกี่ยวข้อง 2 แบบ คือ ขั้นที่ 1 , 2 , 3 เป็นแบบดูดพลังงาน ส่วนขั้นตอนที่ 4 และ 5 เป็นแบบคายพลังงาน ดังนั้น
พลังงานในการเกิด NaCl (DH) = DH1+ DH2+ DH3+DH4+ DH5
= (+109) + (+121) + (+494) + (-347) + (-787)
= -410 kJ/mol
= (+109) + (+121) + (+494) + (-347) + (-787)
= -410 kJ/mol
การเกิดสารประกอบไอออนิกจากโลหะกับอโลหะนั้นโดยทั่วไปมีพลังงานเปลี่ยนแปลง 2 แบบคือการเกิดสารประกอบไอออนิกแบบคายพลังงาน จะมีพลังงานในขั้น 1 , 2 , 3 (DH1, DH2และ DH3) ที่ดูดเข้าไปทั้งหมดน้อยกว่า พลังงานที่คายออกมาจากขั้นที่ 4 และ 5 (DH4และ DH5) และ
* การเกิดสารประกอบไอออนิกแบบดูดพลังงาน จะมีพลังงานในขั้น 1 , 2 , 3 (DH1, DH2และ DH3) ที่ดูดเข้าไปทั้งหมดมากกว่า พลังงานที่คายออกมาจากขั้นที่ 4 และ 5 (DH4และ DH5)
ส่วนมากการเกิดสารประกอบไอออนิกมักจะเป็นแบบคายพลังงาน โดยเฉพาะการเกิดสารประกอบไอออนิกของธาตุหมู่ 7A
สมการไอออนิก
เมื่อผสมสารละลายของสารประกอบไอออนิกบางชนิดเข้าด้วยกัน จะได้สารละลายที่มีไอออนของสารทั้งสองปนกันอยู่ ปรากฏเป็นสารละลายใส
เมื่อผสมสารละลายของสารประกอบไอออนิกบางชนิดเข้าด้วยกัน จะได้สารละลายที่มีไอออนของสารทั้งสองปนกันอยู่ ปรากฏเป็นสารละลายใส
เช่น ผสม NaCl (aq) กับ KNO3(aq) เขียนสมการเคมีที่เกิดขึ้นได้ดังนี้
NaCl (aq) + KNO3(aq) ---------> NaNO3(aq) + KCl (aq)
หรือ Na+(aq) + Cl-(aq) + K+(aq) +NO3-(aq) ------------> Na+(aq) + NO3-(aq) + K+(aq) + Cl-(aq)
เมื่อผสมกัน จะมีไอออนอยู่ในสารละลายทั้ง 4 ชนิด แสดงว่า ไม่เกิดผลิตภัณฑ์ที่เป็นของแข็ง จึงอยู่ในสภาพไอออน (มีน้ำล้อมรอบ)
แต่เมื่อผสมสารละลายของสารประกอบไอออนิกบางชนิดเข้าด้วยกัน จะได้ผลิตภัณฑ์เป็นตะกอนเกิดขึ้น เช่น
ผสม NaCl (aq) กับ AgNO3(aq) เขียนสมการเคมีที่เกิดขึ้นได้ดังนี้
NaCl (aq) + AgNO3(aq) -----------------> NaNO3(aq) + AgCl (s)
หรือ Na+(aq) + Cl-(aq) + Ag+(aq) +NO3-(aq) ---------------> Na+(aq) + NO3-(aq) + AgCl(s)
เมื่อผสมกันจะเกิดตะกอนของ AgCl(s)
เขียนสมการแสดงการเกิดตะกอน AgCl ดังนี้
Ag+(aq) + Cl-(aq) ---------------> AgCl(s)
เรียกสมการนี้ว่าสมการไอออนิก
สมการไอออนิก(Ionic equation )คือ สมการเคมีที่เขียนเฉพาะไอออนหรือโมเลกุลของสารที่มีส่วนในการเกิดปฏิกิริยา ส่วนไอออนหรือโมลกุลของสารใดไม่มีส่วนในการเกิดปฏิกิริยาไม่ต้องเขียน สมการไอออนิก จะต้องเป็นสมการที่มีสารใดสารหนึ่งเป็นไอออนร่วมอยู่ด้วยในปฏิกิริยานั้น เช่น
Zn (s) + 2H+(aq) ---------------> Zn2+(aq) + H2(g)
H+(aq) + OH-(aq) --------------------> H2O (l)
หลักการเขียนสมการไอออนิก
1. ให้เขียนเฉพาะส่วนไอออนหรือโมเลกุลของสารทำปฏิกิริยากันเท่านั้น
2. ถ้าสารที่เกี่ยวข้องในปฏิกิริยาเป็นสารที่ไม่ละลายน้ำหรือไม่แตกตัวเป็นไอออนหรือเป็นออกไซด์หรือเป็นก๊าซให้เขียนสูตรโมเลกุลของสารนั้นในสมการได้ ตัวอย่าง ออกไซด์ เช่น CO2, H2O ก๊าซ เช่น H2, NH3สารที่ไม่ละลายน้ำ เช่น CaCO3, AgCl
3. ดุลสมการไอออนิกโดยทำจำนวนอะตอมและจำนวนไอออนของธาตุทุกธาตุ ทั้งทางซ้ายและทางขวาของสมการให้เท่ากัน พร้อมทั้งดุลประจุรวมทั้งทางซ้ายและขวาของสมการให้เท่ากัน
ตัวอย่างที่ 1จงเขียนสมการไอออนิก เมื่อนำสารเหล่านี้ละลายน้ำ KOH , BaCl2, H2SO4
วิธีทำ
KOH ละลายน้ำเขียนสมการไอออนิกได้ดังนี้
KOH (s) ------------------> K+(aq) + OH-(aq)
ฺBaCl2ละลายน้ำเขียนสมการไอออนิกได้ดังนี้
BaCl2----------------> Ba2+(aq) + 2Cl-(aq)
H2SO4ละลายน้ำเขียนสมการไอออนิกได้ดังนี้
H2SO4(aq) ---------------------> 2H+(aq) + SO42-(aq)
ตัวอย่างที่ 2จงเขียนสมการไอออนิกที่เกิดจากการผสมสารละลายแต่ละคู่ต่อไปนี้
ก. AgNO3(aq) กับ CaBr2(aq)
ข. CuSO4(aq) กับ K2S (aq)
วิธีทำ
ก.ขั้นที่ 1
AgNO3(aq) + CaBr2(aq) ------------------> 2AgBr (s) + Ca(NO3)2(aq)
AgNO3(aq) + CaBr2(aq) ------------------> 2AgBr (s) + Ca(NO3)2(aq)
ขั้นที่ 2
2Ag+(aq) + NO3-(aq) + Ca2+(aq) + 2Br-(aq) -------------------> 2AgBr (s) + Ca2+(aq) + 2NO3-(aq)
2Ag+(aq) + NO3-(aq) + Ca2+(aq) + 2Br-(aq) -------------------> 2AgBr (s) + Ca2+(aq) + 2NO3-(aq)
ขั้นที่ 3
2Ag+(aq) + 2Br-(aq) -----------------> 2AgBr (s) สมการไอออนิก
2Ag+(aq) + 2Br-(aq) -----------------> 2AgBr (s) สมการไอออนิก
ข.ขั้นที่ 1
CuSO4(aq) + K2S (aq) --------------> CuS (s) + K2SO4(aq)
CuSO4(aq) + K2S (aq) --------------> CuS (s) + K2SO4(aq)
ขั้นที่ 2
Cu2+(aq) + SO42-(aq) + 2K+(aq)+ S2-(aq) --------------------> CuS (s) + K+(aq) + SO42-(aq)
Cu2+(aq) + SO42-(aq) + 2K+(aq)+ S2-(aq) --------------------> CuS (s) + K+(aq) + SO42-(aq)
ขั้นที่ 3
Cu2+(aq) + S2-(aq) -----------------> CuS (s) สมการไอออนิก
Cu2+(aq) + S2-(aq) -----------------> CuS (s) สมการไอออนิก
3.3 พันธะโคเวเลนต์
พันธะโคเวเลนต์(Covalent bond) มาจากคำว่า co + valence electron ซึ่งหมายถึง พันธะที่เกิดจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน ดังเช่น ในกรณีของไฮโดรเจน ดังนั้นลักษณะที่สำคัญของ พันธะโคเวเลนต์ก็คือการที่อะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่ ๆ- สารประกอบที่อะตอมแต่ละคู่ยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ เรียกว่าสารโคเวเลนต์- โมเลกุลของสารที่อะตอมแต่ละคู่ยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์เรียกว่าโมเลกุลโคเวเลนต์
เนื่องจาก พันธะโคเวเลนต์ เกิดจากการใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกัน ซึ่งอาจจะใช้ร่วมกันเพียง 1 คู่ หรือมากกว่า 1 คู่ก็ได้
- อิเล็กตรอนคู่ที่อะตอมทั้งสองใช้ร่วมกันเรียกว่า “อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ”
- อะตอมที่ใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเรียกว่าอะตอมคู่ร่วมพันธะ
* ถ้าอะตอมคู่ร่วมพันธะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่จะเกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เรียกว่าพันธะเดี่ยวเช่น ในโมเลกุลของไฮโดรเจน
* ถ้าอะตอมคู่ร่วมพันธะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่จะเกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เรียกว่าพันธะคู่เช่น ในโมเลกุลของออกซิเจน
* ถ้าอะตอมคู่ร่วมพันธะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่จะเกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เรียกว่าพันธะสามเช่น ในโมเลกุลของไฮโดรเจน
จากการศึกษาสารโคเวเลนต์จะพบว่า ธาตุที่จะสร้างพันธะโคเวเลนต์ส่วนมากเป็นธาตุอโลหะกับอโลหะ ทั้งนี้เนื่องจากโลหะมีพลังงานไอออไนเซชันค่อนข้างสูง จึงเสียอิเล็กตรอนได้ยาก เมื่ออโลหะรวมกันเป็นโมเลกุลจึงไม่มีอะตอมใดเสียอิเล็กตรอน มีแต่ใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์ อย่างไรก็ตามโลหะบางชนิดก็สามารถเกิดพันธะโคเวเลนต์กับอโลหะได้ เช่น Be เกิดเป็นสารโคเวเลนต์คือ BeCl2เป็นต้น
ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ พิจารณาจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันของอะตอมคู่ร่วมพันธะ ดังนี้
ก. พันธะเดี่ยวเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะทั้งสองใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ ใช้เส้น ( - ) แทนพันธะเดี่ยว เช่น
ก. พันธะเดี่ยวเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะทั้งสองใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ ใช้เส้น ( - ) แทนพันธะเดี่ยว เช่น
การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์
การเขียนสูตรสารประกอบโคเวเลนต์เรียงตามหลักสากล ดังนี้
Si C Sb As P N H Te S At I Br Cl O F
จากความรู้เรื่องกฎออกเตต ทำให้สามารถทำนายสูตรอย่างง่ายของสารได้ โดยใช้ความต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะของแต่ละอะตอมของธาตุคูณไขว้ เช่น
ตัวอย่างที่1สูตรของสารประกอบของธาตุ H กับ S ; H และ S มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 1 และ 6 ตามลำดับ ดังนั้น H และ S ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 1 และ 2 ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย
ตัวอย่าง สูตรของสารประกอบของธาตุ S กับ C ; S และ C มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 6 และ 4 ตามลำดับ ดังนั้น S และ C ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 2 และ 4 ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย
ตัวอย่าง สูตรของสารประกอบของธาตุ N กับ Cl ; N และ Cl มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 5 และ 7 ตามลำดับ ดังนั้น N และ Cl ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 3 และ 1 ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย
ตัวอย่างที่1สูตรของสารประกอบของธาตุ H กับ S ; H และ S มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 1 และ 6 ตามลำดับ ดังนั้น H และ S ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 1 และ 2 ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย
ตัวอย่าง สูตรของสารประกอบของธาตุ S กับ C ; S และ C มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 6 และ 4 ตามลำดับ ดังนั้น S และ C ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 2 และ 4 ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย
ตัวอย่าง สูตรของสารประกอบของธาตุ N กับ Cl ; N และ Cl มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 5 และ 7 ตามลำดับ ดังนั้น N และ Cl ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 3 และ 1 ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย
การเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์(Names of Covalent Compounds)
1.อ่านชื่อธาตุที่อยู่ด้านหน้าก่อนตามด้วยธาตุที่อยู่ด้านหลังโดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็นไ-ด์(ide )2
2.อ่านระบุจำนวนอะตอมของธาตุด้วยเลขจำนวนในภาษากรีก ได้แก่
1 =mono-2=di-3=tri-4=tetra-5=penta-6=hexa-7=octa-8=nona-9=deca-
3.ถ้าธาตุแรกมีอะตอมเดียว ไม่ต้องอ่านระบุจำนวนอะตอมของธาตุนั้นแต่ถ้าธาตุหลังมีเพียงหนึ่งอะตอมก็ต้องระบุจำนวนอะตอมด้วยเสมอ
1.อ่านชื่อธาตุที่อยู่ด้านหน้าก่อนตามด้วยธาตุที่อยู่ด้านหลังโดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็นไ-ด์(ide )2
2.อ่านระบุจำนวนอะตอมของธาตุด้วยเลขจำนวนในภาษากรีก ได้แก่
1 =mono-2=di-3=tri-4=tetra-5=penta-6=hexa-7=octa-8=nona-9=deca-
3.ถ้าธาตุแรกมีอะตอมเดียว ไม่ต้องอ่านระบุจำนวนอะตอมของธาตุนั้นแต่ถ้าธาตุหลังมีเพียงหนึ่งอะตอมก็ต้องระบุจำนวนอะตอมด้วยเสมอ
ตัวอย่างการอ่านชื่อ
CO2อ่านว่าคาร์บอนไดออกไซด์,COอ่านว่าคาร์บอนมอนออกไซด์,
BF3อ่านว่าโบรอนไตรฟลูออไรด์,N2Oอ่านว่าไดไนโตรเจนมอนอกไซด์,
N2O5อ่านว่าไดไนโตรเจนเพนตอกไซด์, P4O10อ่านว่าเตตระฟอสฟอรัสเดคะออกไซด์
OF2อ่านว่าออกซิเจนไดฟลูออไรด์, CCl4อ่านว่าคาร์บอนเตตระคลอไรด์
CO2อ่านว่าคาร์บอนไดออกไซด์,COอ่านว่าคาร์บอนมอนออกไซด์,
BF3อ่านว่าโบรอนไตรฟลูออไรด์,N2Oอ่านว่าไดไนโตรเจนมอนอกไซด์,
N2O5อ่านว่าไดไนโตรเจนเพนตอกไซด์, P4O10อ่านว่าเตตระฟอสฟอรัสเดคะออกไซด์
OF2อ่านว่าออกซิเจนไดฟลูออไรด์, CCl4อ่านว่าคาร์บอนเตตระคลอไรด์
โครงสร้างของโมเลกุลโคเวเลนต์
จากการศึกษาสมบัติและโครงสร้างของสารต่าง ๆ จะพบว่าสารที่มีโครงสร้างต่างกันจะมีสมบัติต่างกัน ถึงแม้ว่าจะมีสูตรโมเลกุลเหมือนกันหรือไม่ก็ตาม เช่น เอทานอล และเมทานอล และเมทอกซีมีเทน ซึ่งมีสูตรโมเลกุลเป็น C2H6เหมือนกัน แต่มีสูตรโครงสร้างต่างกันจึงทำให้สารทั้งสองมีสมบัติต่างกันด้วย
จากการศึกษาสมบัติและโครงสร้างของสารต่าง ๆ จะพบว่าสารที่มีโครงสร้างต่างกันจะมีสมบัติต่างกัน ถึงแม้ว่าจะมีสูตรโมเลกุลเหมือนกันหรือไม่ก็ตาม เช่น เอทานอล และเมทานอล และเมทอกซีมีเทน ซึ่งมีสูตรโมเลกุลเป็น C2H6เหมือนกัน แต่มีสูตรโครงสร้างต่างกันจึงทำให้สารทั้งสองมีสมบัติต่างกันด้วย
จากตัวอย่างทั้งสองนี้แสดงให้เห็นว่า โครงสร้างโมเลกุล (รูปร่างโมเลกุล) มีความสัมพันธ์กับสมบัติของสาร ดังนั้นในการศึกษาสมบัติของสารจึงจำเป็นต้องทราบโครงสร้างโมเลกุลหรือรูปร่างโมเลกุลของสารนั้นด้วย
รูปร่างโมเลกุลโคเวลนต์ การจัดเรียงอะตอมต่าง ๆ ในโมเลกุลโคเวเลนต์มีตำแหน่งและทิศทางที่แน่นอนจึงทำให้โมเลกุลโคเวเลนต์ของสารต่าง ๆ มีรูปร่างแตกต่างกัน สิ่งที่ใช้บอกรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์
จะเป็นอย่างไรนั้น คือ การจัดเวเลนต์อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางของธาตุในโมเลกุลโคเวเลนต์ นอกจากนั้นความยาวพันธะและมุมระหว่างพันธะยังสามารถใช้บอกรูปร่างโมเลกุลได้ด้วย
ความยาวพันธะ(Bond length)คือ ระยะทางระหว่างนิวเคลียสของอะตอมคู่หนึ่งที่มีพันธะต่อกัน
มุมระหว่างพันธะ(Bond angle)คือ มุมที่เกิดจากอะตอมสองอะตอมทำกับอะตอมกลางหรือมุมที่เกิดระหว่างพันธะสองพันธะ เช่น
จะเป็นอย่างไรนั้น คือ การจัดเวเลนต์อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางของธาตุในโมเลกุลโคเวเลนต์ นอกจากนั้นความยาวพันธะและมุมระหว่างพันธะยังสามารถใช้บอกรูปร่างโมเลกุลได้ด้วย
ความยาวพันธะ(Bond length)คือ ระยะทางระหว่างนิวเคลียสของอะตอมคู่หนึ่งที่มีพันธะต่อกัน
มุมระหว่างพันธะ(Bond angle)คือ มุมที่เกิดจากอะตอมสองอะตอมทำกับอะตอมกลางหรือมุมที่เกิดระหว่างพันธะสองพันธะ เช่น
มุม เป็นมุมระหว่างพันธะในโมเลกุล yx2และมุมระหว่างพันธะจะกว้างหรือแคบขึ้นอยู่กับแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวและอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะรอบ ๆ อะตอมกลาง โดยถือหลักว่าโมเลกุลที่เสถียรจะต้องมีพลังงานต่ำ นั่นคือ อะตอมในโมเลกุลต้องจัดเรียงตัวกันเพื่อให้มแรงผลักของคู่อิเล็กตรอนให้น้อยที่สุด
การทำนายรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์โมเลกุลโคเวเลนต์จะมีรูปร่างเป็นอย่างไร พิจารณาจาก
1. จำนวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะรอบอะตอมกลาง (bonding electron)
2. จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวรอบอะตอมกลาง (non bonding electron)
1. จำนวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะรอบอะตอมกลาง (bonding electron)
2. จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวรอบอะตอมกลาง (non bonding electron)
ดังนั้นการทำนายรูปร่างโมเลกุลให้เลือกอะตอมกลาง ซึ่งเป็นอะตอมที่สร้างพันธะได้มากที่สุดก่อน และนับจำนวนพันธะที่อะตอมกลางสร้างได้ และจำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวรอบอะตอมกลางนั้น แรงผลักทั้งหมดของคู่อิเล็กตรอนที่เกิดจากการสร้างพันธะ และไม่ได้สร้างพันธะจะทำให้เกิดรูปร่างโมเลกุลที่แตกต่างกันดังนี้
1. รูปร่างเส้นตรง ( Linear)
โมเลกุล BeCl2มีสูตรโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้
อะตอมกลาง Be ในโมเลกุล BeCl2มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 2 คู่ และทั้งสองคู่เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ซึ่งจะเกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปร่างเส้นตรง มีมุมระหว่างพันธะเป็น 1800 ดังรูป
โมเลกุล BeCl2มีสูตรโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้
อะตอมกลาง Be ในโมเลกุล BeCl2มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 2 คู่ และทั้งสองคู่เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ซึ่งจะเกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปร่างเส้นตรง มีมุมระหว่างพันธะเป็น 1800 ดังรูป
2. รูปร่างสามเหลี่ยมแบนราบ (Trigonal planar) ในโมเลกุล BCl3มีสูตรแบบจุดและแบบเส้นดังนี้
อะตอมกลาง B ในโมเลกุล BCl3มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 3 คู่ และทั้ง 3 คู่เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเดี่ยว 3 พันธะ ซึ่งเกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปสามเหลี่ยมแบนราบ มีมุมระหว่างพันธะเป็น 1200ดังรูป
3. รูปร่างทรงสี่หน้า (Tetarhedral) โมเลกุลมีเธน (CH4) มีโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้
อะตอมกลาง C ในโมเลกุล CH4มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 4 คู่ และทั้ง 4 คู่เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเดี่ยว 4 พันธะ ซึ่งเกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุดทำให้โมเลกุลเป็นรูปทรงสี่หน้า มีมุมระหว่างพันธะเป็น 109.50ดังรูป
4. รูปร่างพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม (Trigonal bipyramiddal) โมเลกุล PCl5มีโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้
อะตอมกลาง P ในโมเลกุล PCl5มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 5 คู่ และทั้ง 5 คู่ เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเดี่ยว 5 พันธะ ซึ่งเกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม มีมุมระหว่างพันธะเป็น 1200และ 900ดังรูป
5. รูปร่างทรงแปดหน้า (Octahedral) ในโมเลกุล SF6มีโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้
อะตอมกลางSในโมเลกุลSF6มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด6คู่ และทั้ง6คู่ เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเดี่ยว6พันธะ ซึ่งเกิดจากการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปทรงแปดหน้า มีมุมระหว่างพันธะเป็น900ดังรูป
อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับรูปร่างโมเลกุล โมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีสูตรคล้ายกัน (คือ มีจำนวนอะตอมเป็นอัตราส่วนเท่ากัน) บางสารก็มีรูปร่างแตกต่างกัน เช่น BeF2และ BeCl2มีรูปร่างโมเลกุลแตกต่างกับ H2O และ H2S จากการพิจารณาพบว่าสิ่งที่ทำให้รูปร่างโมเลกุลของสารเหล่านี้ต่างกันก็คือ จำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางในโมเลกุลว่ามีจำนวนอิเล็กตรอน คู่ร่วมพันธะ และจำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว แตกต่างกันอย่างไร
อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ(Bond pair electrons) คืออิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันเพื่อเกิดพันธะขึ้น
อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว( Lone pair electrons) คืออิเล็กตรอนที่ไม่ได้ใช้เกิดพันธะ
ตามปกติอิเล็กตรอนแต่ละคู่จะออกแรงผลักกัน แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนแต่ละคู่มากน้อยไม่เท่ากัน ซึ่งสามารถเขียนแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ต่าง ๆ จากมากไปหาน้อยได้ดังนี้
e คู่โดดเดี่ยว กับ e คู่โดดเดี่ยว > e คู่โดดเดี่ยว กับ e คู่ร่วมพันธะ > e คู่ร่วมพันธะกับ e คู่ร่วมพันธะ
การพิจารณารูปร่างโมเลกุลที่อะตอมกลางมีจำนวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวแตกต่างกันดังนี้
1. รูปร่างพีระมิดฐานสามเหลี่ยม (Trigonal pyramidal) โมเลกุล NH3มีสูตรโครงสร้างดังนี้
1. รูปร่างพีระมิดฐานสามเหลี่ยม (Trigonal pyramidal) โมเลกุล NH3มีสูตรโครงสร้างดังนี้
อะตอมกลางNในโมเลกุลNH3มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด4คู่ มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ3คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว1คู่ อิเล็กตรอนทั้ง4คู่ รอบอะตอมกลางที่กล่าวนี้จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด โดยพยายามปรับตัวให้อยู่ในแนวเส้นตรงที่ชี้ออกจากอะตอมกลางไปยังมุมทั้ง4ของรูปทรงสี่หน้าคล้ายกับมีเทน(CH4)และเนื่องจากแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะของอะตอมNในNH3มีค่ามากว่าแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ จึงทำให้มุมระหว่างพันธะH - N - Hลดลงเหลือ1070และมีรูปร่างโมเลกุลเป็น รูปพีระมิดฐานสามเหลี่ยม ดังรูป
สรุป
โมเลกุลหรือไอออนโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางมี 3 พันธะ (ไม่คำนึงถึงชนิดพันธะ) และมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ 1 คู่ รูปร่างโมเลกุลหรือไอออนเป็นพีระมิดฐานสามเหลี่ยม (pyramidal)
โมเลกุลหรือไอออนโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางมี 3 พันธะ (ไม่คำนึงถึงชนิดพันธะ) และมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ 1 คู่ รูปร่างโมเลกุลหรือไอออนเป็นพีระมิดฐานสามเหลี่ยม (pyramidal)
2. รูปร่างโมเลกุลแบบมุมงอหรือตัววี โมเลกุลของ H2O มีสูตรโครงสร้างดังนี้
อะตอมกลาง O ในโมเลกุล H2O มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 4 คู่ มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ อิเล็กตรอนทั้ง 4 คู่รอบอะตอมกลางนี้จะผลักกันให้ห่างกันมากที่สุดโดยพยายามปรับตัวให้อยู่ในแนวเส้นตรงที่ชี้ออกจากอะตอมกลางไปยังมุมทั้ง 4 ของรูปทรงสี่หน้าคล้ายกับมีเทน (CH4) และเนื่องจากอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวของ O ทั้ง 2 คู่เกิดแรงผลักมากกว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจึงทำให้มุมระหว่างพันธะ H - O - H มีมุมลดลงเหลือ 1050รูปร่างโมเลกุล จึงไม่เป็นเส้นตรงแต่เป็นรูปมุมงอหรือ รูปตัววี ดังรูป
สรุป
โมเลกุลหรือไอออนโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางมี 2 พันธะ (ไม่คำนึงถึงชนิดของพันธะ) และมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ 2 คู่ รูปร่างโมเลกุลหรือไอออนเป็นมุมงอหรือตัววี ( Bent or V - shaped)
โมเลกุลหรือไอออนโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางมี 2 พันธะ (ไม่คำนึงถึงชนิดของพันธะ) และมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ 2 คู่ รูปร่างโมเลกุลหรือไอออนเป็นมุมงอหรือตัววี ( Bent or V - shaped)
หลักการทำนายรูปร่างโมเลกุลและไอออนโคเวเลนต์1. ต้องทราบเวเลนต์อิเล็กตรอนแต่ละอะตอม หรือทราบเลขอะตอมของธาตุ แล้วจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่าง ๆ ทำให้ทราบเวเลนต์อิเล็กตรอน
2. ต้องทราบสูตรเคมี ของสารที่จะทำนายรูปร่างโมเลกุล
3. นำข้อมูลข้อ 1. และข้อ 2. มาเขียนสูตรโครงสร้างแบบจุด หรือสูตรโครงสร้างแบบลิวอิส ตามโมเลกุลหรือไอออนของสารนั้น
4. พิจารณาดูที่อะตอมกลางของธาตุของสูตรโครงสร้างที่เขียนขึ้น ว่ามีการจัดเรียงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ตลอดจนจำนวนพันธะว่าเป็นอย่างไร เข้าข่ายลักษณะรูปร่างแบบไหนก็ทำนายเป็นรูปร่างโมเลกุลหรือไอออนแบบนั้น
2. ต้องทราบสูตรเคมี ของสารที่จะทำนายรูปร่างโมเลกุล
3. นำข้อมูลข้อ 1. และข้อ 2. มาเขียนสูตรโครงสร้างแบบจุด หรือสูตรโครงสร้างแบบลิวอิส ตามโมเลกุลหรือไอออนของสารนั้น
4. พิจารณาดูที่อะตอมกลางของธาตุของสูตรโครงสร้างที่เขียนขึ้น ว่ามีการจัดเรียงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ตลอดจนจำนวนพันธะว่าเป็นอย่างไร เข้าข่ายลักษณะรูปร่างแบบไหนก็ทำนายเป็นรูปร่างโมเลกุลหรือไอออนแบบนั้น
ข้อสังเกตการทำนายรูปร่างของสารโคเวเลนต์ไม่ควร เขียนสูตรโครงสร้างแบบเส้น เพราะอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจะไม่ปรากฏ ซึ่งจะทำให้ทำนายรูปร่างของสารโคเวเลนต์ผิดได้
ตัวอย่างจงทำนายรูปร่างของสารโคเวเลนต์ของสารต่อไปนี้
ก. Cl2O ข. COCl2
ค. ClO3- ง. PO43-
ก. Cl2O ข. COCl2
ค. ClO3- ง. PO43-
วิธีทำในแต่ละข้อ ทราบสูตรเคมี นอกจากนั้นยังต้องทราบเวเลนต์อิเล็กตรอนของแต่ละธาตุ คือ C , P , O และ Cl มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเป็น 4 , 5 , 6 และ 7 ตามลำดับ
มุมระหว่างพันธะของโมเลกุลโคเวเลนต์ มุมระหว่างพันธะของโมเลกุลโคเวเลนต์ โดยทั่วไปขึ้นอยู่กับจำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวรออบอะตอมกลางเป็นเกณฑ์ นอกจากนั้นยังขึ้นอยู่กับรูปร่างโมเลกุล จำนวนพันธะรอบอะตอมกลางในโมเลกุล จำนวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ และค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีของธาตุ
หลักการพิจารณามุมระหว่างพันธะของโมเลกุลโคเวเลนต์
1. โมเลกุลโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวไม่เท่ากัน โมเลกุลใดอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมาก จะผลักกันมากทำให้มุมระหว่างพันธะแคบ เช่น
1. โมเลกุลโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวไม่เท่ากัน โมเลกุลใดอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมาก จะผลักกันมากทำให้มุมระหว่างพันธะแคบ เช่น
O อะตอมกลางในน้ำ (H2O) มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมากกว่า น้ำจึงมีมุมระหว่างพันธะแคบกว่า NH3ซึ่ง N อะตอมกลาง ใน NH3มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวน้อยกว่า
O อะตอมกลางในน้ำ (H2O) มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมากกว่า S อะตอมกลางใน SO2ดังนั้น มุมระหว่างพันธะใน H2O แคบกว่า มุมระหว่างพันธะใน SO2
2. โมเลกุลโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอน มีแต่อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะรอบอะตอมกลาง มุมระหว่างพันธะขึ้นกับจำนวนพันธะรอบอะตอมกลาง กล่าวคือ โมเลกุลใดมีจำนวนพันธะมากมุมจะแคบกว่าโมเลกุลที่มีจำนวนพันธะน้อย เช่น
โมเลกุลของสารที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวรอบอะตอมกลาง เรียงลำดับจำนวนพันธะรอบอะตอมกลางจากมากไปน้อย คือ SF6> CCl4> BCl3> BeCl2
เรียงลำดับมุมระหว่างพันธะจากน้อยไปมากคือ SF6< CCl4< BCl3< BeCl2
อนึ่งโมเลกุลที่มีรูปร่างเป็นพิระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม เช่น PCl5
เนื่องจากโมเลกุลที่มีรูปร่าง พิระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยมมีค่ามุมหลายค่า คือ มุมระหว่างพันธะที่ฐานเป็น 1200และที่แกนตั้งฉากกับฐานเป็น 900ดังนั้นจึงไม่ควรมาเปรียบเทียบ มุมระหว่างพันธะ กับโมเลกุลโคเวเลนต์อื่น
3. โมเลกุลโคเวเลนต์ใด ๆ ที่มีรูปร่างเหมือนกัน แต่เป็นสารต่างชนิดกัน และอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ มีพันธะรอบอะตอมกลางในโมเลกุลเดียวกันเหมือนกันหมด โมเลกุลของสารเหล่านั้นจะมีมุมระหว่างพันธะเท่ากันเสมอ เช่น โมเลกุล CH4, CCl4, และ SiCl4
ทุกโมเลกุลมีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้าเหมือนกันและอะตอมไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ
ดังนั้น มุมระหว่างพันธะในทุกโมเลกุลจึงกางเท่ากันคือ 109.50
โมเลกุลของสารบางชนิด รูปร่างเหมือนกันหมด และอะตอมกลางต่างไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว แต่พันธะรอบอะตอมกลางในโมเลกุลเดียวกันจะเหมือนกันหรือต่างกันก็ได้ มุมระหว่างพันธะของสารเหล่านั้นเท่ากันเสมอ เช่น โมเลกุลของสารที่มีรูปร่างเป็น เส้นตรง ได้แก่ โมเลกุลของ BeCl2, HCN , CO2, Cl - Be - Cl , H - C N , O = C = O
4. โมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีรูปร่างเหมือนกัน แต่สารต่างชนิดกัน และอะตอมกลางต่างเหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเท่ากัน โมเลกุลของสารเหล่านั้นจะมีมุมระหว่างพันธะต่างกันเสมอ แต่มุมระหว่างพันธะในแต่ละโมเลกุลจะกางเท่าไรนั้นขึ้นอยู่กับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะว่าอยู่ห่างจากอะตอมกลางแค่ไหน ถ้าใกล้อะตอมกลางจะผลักกันมากต้านไม่ให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวผลักลงได้มาก ทำให้มุมกว้างกว่า แต่ถ้าไกลอะตอมกลางมากจะผลักกันน้อย จึงต้านแรงผลักลงของอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวได้น้อย ทำให้มุมแคบลง อย่างไรก็ตามการพิจารณาว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะอยู่ใกล้ไกลอะตอมกลางแค่ไหนนั้นจำเป็นต้องใช้ค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีของธาตุเป็นเกณฑ์ เช่น
พิจารณาโมเลกุล H2S และ H2O ซึ่งต่างก็มีรูปร่างเหมือนกัน คือเป็นมุมงอ แต่เนื่องจากอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ มุมระหว่างพันธะของโมเลกุลของสารทั้งสองเป็นดังนี้
มุมH - O - H กาง 1050มุม H - S -H กาง 93.30
จะเห็นได้ว่ามุม H - O - H ของ H2O กางกว้างกว่ามุม H - S -H ของ H2S เพราะขนาดอะตอม S และ O ต่างกัน และความแตกต่างระหว่างค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีของ O กับ H มากกว่า S กับ H ทำให้กลุ่มหมอกอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะในโมเลกุลของ H2O อยู่ใกล้ O ซึ่งเป็นอะตอมกลาง จึงออกแรงผลักกันมากกว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะในโมเลกุลของ H2S ดังนั้นมุมระหว่างพันธะใน H2O จึงมีขนาดใหญ่กว่ามุมใน H2S
พิจารณาโมเลกุล NH3และ NF3ซึ่งต่างก็มีรูปร่างเหมือนกัน คือเป็น พีระมิดฐานสามเหลี่ยมแต่เนื่องจากอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ มุมระหว่างพันธะของโมเลกุลของสารทั้งสองเป็นดังนี้
มุม H - N - H กาง 1070มุม F - N - F กาง 1020
จะเห็นได้ว่ามุม H - N - H ของ NH3กางกว้างกว่ามุม F - N - F ของ NF3เพราะ F ในโมเลกุล NF3ซึ่งมีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีสูงที่สุด ซึ่งจะดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะได้มาก ทำให้กลุ่มหมอกอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะในโมเลกุลของ NF3อยู่ใกล้ F จึงเกิดแรงผลักน้อย ส่วน NH3มี N เป็นอะตอมกลางมีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีสูงกว่า H จึงดึงดูดกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะในโมเลกุล NH3เข้ามาใกล้ N ทำให้เกิดแรงผลักมาก ดังนั้นมุมระหว่างพันธะใน NH3จึงมีขนาดใหญ่กว่ามุมใน NF3
สรุป- โมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีรูปร่างเหมือนกัน และอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเท่ากัน จะมีมุมระหว่างพันธะต่างกัน พิจารณาได้ดังนี้
- มุมระหว่างพันธะพิจารณาที่ระยะห่างของอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเป็นเกณฑ์ กล่าวคือ ถ้าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะอยู่ห่างอะตอมมากมุมแคบ และอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะอยู่ใกล้อะตอมกลางมุมกว้าง
- มุมระหว่างพันธะเปลี่ยนแปลงตามค่า EN ของอะตอมกลางของธาตุที่ต่างกัน แต่ละอะตอมที่ล้อมรอบอะตอมกลางเหมือนกัน
- มุมระหว่างพันธะเปลี่ยนกลับกับค่า EN ของอะตอมที่ล้อมรอบอะตอมกลางที่ต่างกัน แต่อะตอมกลางเหมือนกัน
- มุมระหว่างพันธะพิจารณาที่ระยะห่างของอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเป็นเกณฑ์ กล่าวคือ ถ้าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะอยู่ห่างอะตอมมากมุมแคบ และอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะอยู่ใกล้อะตอมกลางมุมกว้าง
- มุมระหว่างพันธะเปลี่ยนแปลงตามค่า EN ของอะตอมกลางของธาตุที่ต่างกัน แต่ละอะตอมที่ล้อมรอบอะตอมกลางเหมือนกัน
- มุมระหว่างพันธะเปลี่ยนกลับกับค่า EN ของอะตอมที่ล้อมรอบอะตอมกลางที่ต่างกัน แต่อะตอมกลางเหมือนกัน
สภาพขั้วของโมเลกุล ในพันธะโคเวเลนต์ อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ จะเคลื่อนที่อยู่ระหว่าง อะตอมทั้งสอง ถ้าพบว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะระหว่างอะตอมคู่ใด เคลื่อนที่อยู่ตรงกลางระหว่างอะตอมพอดี แสดงว่าอะตอมคู่นั้นมีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเท่ากัน แต่ถ้าพบว่า อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ เคลื่อนที่อยู่ใกล้อะตอมใดอะตอมหนึ่ง มากกว่าอีกอะตอมหนึ่ง แสดงว่าอะตอมคู่นั้น มีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะไม่เท่ากัน ดังภาพ
(ก) อิเล็กตรอนถูกดึงดูดเท่า ๆ กัน
ค่าที่บอกให้ทราบถึงความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนของธาตุที่สร้างพันธะกันเป็นสารประกอบ เรียกว่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี(Electronegativity)ซึ่งขึ้นอยู่กับจำนวนประจุในนิวเคลียส และระยะระหว่างเวเลนต์อิเล็กตรอนกับนิวเคลียส
ธาตุที่มีจำนวนประจุในนิวเคลียสมาก แต่มีระยะระหว่างเวเลนต์อิเล็กตรอนกับนิวเคลียสห่างกันน้อยจะมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่าธาตุที่มีระยะระหว่างเวเลนต์อิเล็กตรอนกับนิวเคลียสห่างกันมาก
อะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง มีแนวโน้มที่จะแสดงอำนาจไฟฟ้าลบ
อะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำ มีแนวโน้มที่จะแสดงอำนาจไฟฟ้าบวก
ลักษณะสำคัญของพันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว
1. เป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เกิดกับคู่อะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน
2. เป็นพันธะโคเวเลนต์ที่มีการกระจายอิเล็กตรอนให้แต่ละอะตอมเท่ากัน
3. พันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้วอาจจะเกิดกับพันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะเดี่ยว เช่น Cl - Cl พันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะคู่ เช่น O = O และพันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะสาม เช่น N N
4. พันธะโคเวเลนต์ที่ไม่มีขั้วเกิดในโมเลกุลใดเรียกว่า โมเลกุลไม่มีขั้ว (non- polar molecule)
ลักษณะสำคัญของพันธะโคเวเลนต์มีขั้ว
1. พันธะโคเวเลนต์มีขั้วเกิดกับคู่อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่างกัน
2. เป็นพันธะโคเวเลนต์ที่มีการกระจายอิเล็กตรอนในแต่ละอะตอมไม่เท่ากัน
3. พันธะโคเวเลนต์มีขั้วเกิดในโมเลกุลใด โมเลกุลนั้นจะมีขั้วหรืออาจจะไม่มีขั้วก็ได้ แต่ถ้าพันธะโคเวเลนต์มีขั้ว เกิดในโมเลกุลที่มีเพียง 2 อะตอม โมเลกุลนั้นต้องเป็นโมเลกุลมีขั้วเสมอ
เขียนสัญลักษณ์แสดงขั้วของพันธะ
ใช้เครื่องหมาย อ่านว่า เดลตา โดยกำหนดให้ว่า พันธะมีขั้วใดที่อะตอมแสดงอำนาจไฟฟ้าลบ (เป็นอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง) ใช้เครื่องหมายแทนด้วย และพันธะโคเวเลนต์มีขั้วใดที่อะตอมแสดงอำนาจไฟฟ้าบวก (เป็นอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำ ) ใช้เครื่องหมายแทนด้วย เช่น HF และ ClF
สภาพขั้วของพันธะโคเวเลนต์ (Polarity of covalent bond) คือ ความแรงของขั้วของพันธะโคเวเลนต์ กล่าวคือ พันธะโคเวเลนต์ใดที่มีอะตอมของธาตุทั้งสองมีผลต่างของค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีมาก ขั้วของพันธะโคเวเลนต์มีขั้วนั้นจะมีอำนาจขั้วไฟฟ้ามาก คือ มีสภาพขั้วแรง ส่วนพันธะโคเวเลนต์ใดที่มีอะตอมของธาตุทั้งสองมีผลต่างของค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีน้อย ขั้วของพันธะโคเวเลนต์มีขั้วนั้นจะมีอำนาจไฟฟ้าน้อย คือ มีสภาพขั้วต่ำ เช่น
HCl H มี EN = 2.20 Cl มี EN = 3.16
ผลต่างของค่า EN ของอะตอม H กับ Cl = 3.16 - 2.20 = 0.96
FCl F มี EN = 3.98 Cl มี EN = 3.16
ผลต่างของค่า EN ของอะตอม F กับ Cl = 3.98 - 3.16 = 0.82
จะเห็นได้ว่าผลต่างของค่า EN ที่เกิดจากธาตุของพันธะ H - Cl มากกว่าของพันธะ F - Cl ดังนั้นขั้วของพันธะ H - Cl มีสภาพขั้วแรงกว่า ขั้วขอพันธะ F - Cl
จากความรู้เรื่องพันธะโเวเลนต์มีขั้ว และพันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้วสามารถนำมาแบ่งประเภทของโมเลกุลโคเวเลนต์ได้เป็นโมเลกุลมีขั้ว และโมเลกุลไม่มีขั้ว แต่โมเลกุลโคเวเลนต์ใดจะเป็นโมเลกุลมีขั้ว หรือ ไม่มีขั้วนั้นสามารถพิจารณาได้ดังนี้
ก. โมเลกุลที่มีเพียง 2 อะตอม
ถ้าโมเลกุลโคเวเลนต์ใดมีเพียง 2 อะตอม และเป็นอะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน พันธะที่เกิดขึ้นในโมเลกุลเป็นพันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว ดังนั้น โมเลกุลก็จะเป็นโมเลกุลไม่มีขั้วด้วย เช่น H2, O2, N2
ถ้าโมเลกุลโคเวเลนต์ใดมีเพียง 2 อะตอม และเป็นอะตอมของธาตุต่างชนิดกัน พันธะที่เกิดขึ้นในโมเลกุลเป็นพันธะโคเวเลนต์มีขั้ว ดังนั้นโมเลกุลก็จะเป็นโมเลกุลมีขั้วด้วย เช่น HCl , ClF , HI
ข. โมเลกุลที่มี 3 อะตอมหรือมากกว่า
ถ้าโมเลกุลที่เกิดจากพันธะมีขั้ว และมีรูปร่างของโมเลกุลสมมาตร โมเลกุลนั้นจะเป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว เพราะมีผลรวมของทิศทางของแรงดึงดูดอิเล็กตรอนทั้งหมดในโมเลกุลเป็นศูนย์ เช่น
โมเลกุลที่มีรูปร่างสมมาตร
จะต้องเป็นโมเลกุลที่อะตอมกลางไม่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว และอะตอมกลางในโมเลกุลต้องสร้างพันธะชนิดเดียวกันหมด นอกจากนี้โมเลกุลที่มีพันธะชนิดเดียวกัน 4 พันธะแต่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ 2 คู่ ก็จัดเป็นโมเลกุลที่มีรูปร่างสมมาตรชนิดหนึ่ง เช่น มีเทน (CH4) อะตอมกลางคือ C ไม่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว และอะตอม C สร้างพันธะกับอะตอม H ชนิดเดียวกันทั้ง 4 พันธะ คือ C - H ดังนั้น โมเลกุล CH4จึงเป็นโมเลกุลที่มีรูปร่างสมมาตร
หมายเหตุสำหรับโมเลกุลที่มีพันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว และมีพันธะรอบอะตอมตั้งแต่2พันธะขึ้นไป และอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือยู่อย่างน้อย1คู่ โมเลกุลเหล่านี้ จัดเป็นโมเลกุลมีขั้วเล็กน้อย และสิ่งที่แสดงขั้วของโมเลกุลก็คือ อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวที่อะตอมกลาง เช่นO3
โมเลกุลที่มีรูปร่างไม่สมมาตร
จะต้องเป็นโมเลกุลที่อะตอมกลางมีเวเลนต์อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว เช่น โมเลกุลแอมโมเนีย (NH3) มีอะตอม N เป็นอะตอมกลางใช้อิเล็กตรอนสร้างพันธะกับอะตอม H 3 พันธะ แล้วยังเหลือเวเลนต์อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ ดังนั้นโมเลกุลของแอมโมเนียเป็นโมเลกุลที่มีรูปร่างไม่สมมาตร
นอกจากนี้โมเลกุลที่มีรูปร่างไม่สมมาตรอาจจะหมายถึง โมเลกุลที่อะตอมกลางใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนสร้างพันธะทั้งหมด แต่พันธะรอบอะตอมกลางเป็นพันธะต่างชนิดกัน เช่น โมเลกุลคลอโรมีเทน (CH3Cl) มีอะตอมกลางใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนสร้างพันธะกับอะตอม H 3 พันธะ และกับอะตอมของ Cl 1 พันธะ อะตอม C มีพันธะทั้งหมด 4 พันธะเป็นพันธะต่างชนิดกัน ดังนั้นโมเลกุลของคลอโรมีเทนเป็นโมเลกุลมีรูปร่างไม่สมมาตร
3.4 พันธะโลหะ
พันธะโลหะ หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวที่ทำให้อะตอมของโลหะ อยู่ด้วยกันในก้อนของโลหะ โดยมีการใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมของโลหะ โดยที่เวเลนต์อิเล็กตรอนนี้ไม่ได้เป็นของอะตอมหนึ่งอะตอมใดโดยเฉพาะ เนื่องจากมีการเคลื่อนที่ตลอดเวลา ทุกๆอะตอมของโลหะจะอยู่ติดกันกับอะตอมอื่นๆ ต่อเนื่องกันไม่มีที่สิ้นสุด จึงทำให้โลหะไม่มีสูตรโมเลกุล ที่เขียนกันเป็นสูตรอย่างง่าย หรือสัญลักษณ์ของธาตุนั้นเอง
แสดงการเกิดพันธะโลหะ
• นำความร้อนได้ดี
• นำไฟฟ้าได้
• รีดเป็นแผ่นได้ง่าย
• ดึงเป็นเส้นยาว ๆ ได้โดยไม่ขาดง่าย
• จุดหลอมเหลวสูง
• มีความเป็นมันวาว
• เชื่อมต่อกันได้
การที่โลหะมีพันธะโลหะจึงทำให้โลหะมีสมบัติทั่วไป ดังนี้
1. โลหะเป็นตัวนำไฟฟ้าที่ดี เพราะอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ได้ง่าย
2. โลหะมีจุดหลอมเหลวสูง เพราะเวเลนต์อิเล็กตรอนของอะตอมทั้งหมดในก้อนโลหะยึดอะตอมไว้อย่างเหนียวแน่น
3. โลหะสามารถตีแผ่เป็นแผ่นบางๆได้ เพราะมีกลุ่มเวเลนต์อิเล็กตรอนทำหน้าที่ยึดอนุภาคให้เรียงกันไม่ขาดออกจากกัน
4. โลหะมีผิวเป็นมันวาว เพราะกลุ่มอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่โดยอิสระมีปฏิกิริยาต่อแสง จึงสะท้อนแสงทำให้มองเห็นเป็นมันวาว
5. สถานะปกติเป็นของแข็ง ยกเว้น Hg เป็นของเหลว
6. โลหะนำความร้อนได้ดี เพราะอิเล็กตรอนอิสระเคลื่อนที่ได้ทุกทิศทาง
พันธะโลหะ (Metallic bonding) เป็นพันธะภายในโลหะซึ่งเกี่ยวข้องกับ การเคลื่อนย้าย อิเล็กตรอน อิสระระหว่างแลตทิซของอะตอมโลหะ ดังนั้นพันธะโลหะจึงอาจเปรียบได้กับเกลือที่หลอมเหลว อะตอมของโลหะมีอิเล็กตรอนพิเศษเฉพาะในวงโคจรชั้นนอกของมันเทียบกับคาบ (period) หรือระดับพลังงานของพวกมัน อิเล็กตรอนที่เคลื่อนย้ายเหล่านี้เปรียบได้กับทะเลอิเล็กตรอน(Sea of Electrons) ล้อมรอบแลตทิชขนาดใหญ่ของไอออนบวก
พันธะโลหะเทียบได้กับพันธะโควาเลนต์ที่เป็น นอน-โพลาร์ ที่จะไม่มีในธาตุโลหะบริสุทธ์ หรือมีน้อยมากในโลหะผสม ความแตกต่าง อิเล็กโตรเนกาทิวิตีระหว่างอะตอม ซึ่งมีส่วนในปฏิกิริยาพันธะ และอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในปฏิกิริยาจะเคลื่อนย้ายข้ามระหว่างโครงสร้างผลึกของโลหะ พันธะโลหะเขียนสูตรทางเคมีไม่ได้ เพราะไม่ทราบจำนวนอะตอมที่แท้จริง อาจจะมีเป็นล้านๆ อะตอมก็ได้
พันธะโลหะเป็นแรงดึงดูดไฟฟ้าสถิต (electrostatic attraction) ระหว่างอะตอม หรือ ไออนของโลหะ และ อิเล็กตรอนอิสระ(delocalised electrons) นี่คือเหตุว่าทำไมอะตอมหรือชั้นของมันยอมให้มีการเลื่อนไถลไปมาระหว่างกันและกันได้ เป็นผลให้โลหะมีคุณสมบัติที่สามารถตีเป็นแผ่นหรือดึงเป็นเส้นได้
