บทที่ 3 พันธะเคมี
กฎออกเตต (Octet Rule)
จากการศึกษาเกี่ยวกับธาตุเฉื่อย เช่น He ,
Ne , Ar , Kr พบว่าเป็นธาตุที่จัดอยู่ในประเภทโมเลกุลอะตอมเดียวทุกสถานะ
คือใน 1 โมเลกุลของธาตุเฉื่อยจะมีเพียง 1 อะตอมทั้งสถานะของแข็ง ของเหลว
และก๊าซในธรรมชาติเกือบจะไม่พบสารประกอบของธาตุเฉื่อยเลย
แสดงว่าธาตุเฉื่อยเป็นธาตุที่เสถียรมาก เกิดปฏิกิริยาเคมีกับธาตุอื่น ๆ ได้ยาก
การที่ก๊าซเฉื่อยมีความเสถียรมาก
ทำให้นักวิทยาศาสตร์สนใจที่จะค้นคว้าถึงเหตุผลที่ทำให้ธาตุเฉื่อยมีความเสถียร
และจากการศึกษาโครงสร้างอะตอมของธาตุเฉื่อยพบว่าธาตุเฉื่อยมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนวงนอกสุดเหมือนกัน
คือ มี 8 เวเลนต์อิเล็กตรอน (ยกเว้นธาตุ He มี 2
เวเลนต์อิเล็กตรอน) 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 ๆ ได้ ซึ่งแสดงว่าไม่เสถียร
ต้องรวมกันเป็นโมเลกุลซึ่งอาจจะมี 2 อะตอมหรือมากกว่า การที่ธาตุเฉื่อยมี 8
เวเลนต์อิเล็กตรอนแล้วทำให้เสถียรกว่าธาตุอื่น ๆ
ซึ่งมีเวเลนต์อิเล็กตรอนไม่เท่ากับ 8
ทำให้นักวิทยาศาสตร์เชื่อว่าโครงสร้างของอะตอมที่มี 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
เมื่อเกิดพันธะโคเวเลนต์มีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน
1 คู่ ซึ่งอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 1 คู่นี้ถือว่าเป็นของฟลูออรีนทั้ง 2 อะตอม
ทำให้ฟลูออรีนแต่ละอะตอมใน F2มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ
8
จำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนของธาตุแต่ละชนิดอาจจะแสดงให้เห็นได้ชัดเจนขึ้นโดยการเขียนวงกลมล้อมรอบแต่ละลอะตอม
จำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่ในวงกลมของธาตุใดก็จัดว่าเป็นของธาตุนั้น เช่น
ข้อยกเว้นสำหรับกฎออกเตต
ดังที่ได้กล่าวมาแล้วว่าอะตอมของธาตุต่าง ๆ
มักจะรวมตัวกันเป็นสารประกอบเพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตต
ซึ่งจะทำให้สารประกอบนั้นอยู่ในสภาพที่เสถียร เช่น H2O
, PCl3, NH3, CO2แต่อย่างไรก็ตามเมื่อมีการศึกษาให้กว้างขวางออกไปก็พบว่าสารประกอบบางชนิดมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามกฎออกเตต
บางชนิดมีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 และบางชนิดมีเวเลนต์อิเล็กตรอนมากกว่า 8
ซึ่งสารต่าง ๆ เหล่านี้แม้ว่าจะไม่เป็นไปตามกฎออกเตต แต่ก็อยู่ในภาวะที่ไม่เสถึยร
จัดว่าเป็นข้อยกเว้นสำหรับกฎออกเตต ซึ่งสรุปได้ดังนี้
ก. พวกที่ไม่ครบออกเตต
ได้แก่สารประกอบของธาตุในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ
ที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 4 เช่น4Be และ5B
4Be = 2
, 2 เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2
5B = 2 ,
3 เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 3
ธาตุ Be และ B
เมื่อเกิดเป็นสารประกอบโคเวเลนต์ทั่ว ๆ ไปจะไม่ครบออกเตต
ตัวอย่างเช่น BF3,
BCl3, BeCl2และ BeF2เป็นต้น
* ใน BF3ธาตุ B
จะมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 6 ซึ่งไม่ครบออกเตต ในขณะที่ธาตุ F
ครบออกเตต
* ใน BeCl2ธาตุ Be
จะมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 4 ซึ่งไม่ครบออกเตต ในขณะที่ธาตุ Cl
ครบออกเตต
แต่ถ้าธาตุเหล่านี้เกิดเป็นสารประกอบเชิงซ้อน
บางชนิดจะเป็นไปตามกฎออกเตต เช่น BF4-,
BCl3.NH3
•ใน BF4-ทั้ง B และ F ต่างก็มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8
เป็นไปตามกฎออกเตต
•ใน BCl3.NH3ทั้ง B , Cl , N และ F ต่างก็เป็นไปตามกฎออกเตต
ข. พวกที่เกินกฎออกเตต
ตามทฤษฎีสารประกอบของธาตุที่อยู่ในคาบที่ 3
ของตารางธาตุเป็นต้นไป สารมารถสร้างพันธะแล้วทำให้อิเล็กตรอนเกิน 8 ได้
(ตามกฎการจัดอิเล็กตรอน 2n2ในคาบที่ 3
สามารถมีอิเล็กตรอนได้เต็มที่ถึง 18 อิเล็กตรอน)
แต่อย่างไรก็ตามพวกที่เกินออกเตตมักจะพบในสารประกอบบางตัวของ P , S และโลหะทรานซิชัน เช่นใน PCl5, SF6, Fe(CN)63-, Co(NH3)62+,
SiF62-และ Icl3เป็นต้น
•ใน PCl5ธาตุ P เกิดพันธะกับ Cl รวม 5
พันธะจึงมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 10 ซึ่งเกินออกเตต ( 1 พันธะหรือ 1
เส้นประกอบด้วย 2 อิเล็กตรอน) สำหรับ PCl3หรือสารประกอบอื่น
ๆ ของธาตุ P ส่วนมากเป็นไปตามกฎออกเตต
•ใน SF6ธาตุ S เกิดพันธะกับ F รวม 6
พันธะจึงมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 12 ซึ่งเกินออกเตต แต่ใน SF2หรือสารประกอบอื่น ๆ ของธาตุ S ส่วนมากเป็นไปตามกฎออกเตต
•ใน ICl3ธาตุ I เกิดพันธะกับ Cl รวม 3
พันธะและมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ จึงรวมเป็น 10 อิเล็กตรอน ซึ่งเกินออกเตต
แต่ ICl หรือสารประกอบอื่น ๆ ของ I ส่วนใหญ่เป็นไปตามกฎออกเตต
•ใน Co(NH3)62+ธาตุ Co
เกิดพันธะกับ N ใน NH3รวม
6 พันธะจึงมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 12 ซึ่งเกินออกเตต
นอกจากสารประกอบที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตตดังที่ได้กล่าวมาแล้ว
ยังมีสารประกอบอื่น ๆ อีกบางชนิดซึ่งไม่เป็นไปตามกฎออกเตต เช่น
ออกไซด์บางตัวของธาตุไนโตรเจน ( NO และ NO2)และออกไซด์ของคลอรีน (ClO2) เป็นต้น ธาตุเหล่านี้
(N และ Cl) สามารถมีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่
หรืออิเล็กตรอนเดี่ยว (Unpaired electron) ซึ่งทำให้แสดงสมบัติเป็น
paramagnetic ได้
•ใน NO ธาตุ N มีเพียง 7 อิเล็กตรอนซึ่งไม่เป็นไปตามกฎออกเตต
•ใน NO2ธาตุ N เกิดพันธะกับธาตุ O แต่มีอิเล็กตรอนเพียง 7
ซึ่งไม่ครบออกเตต
•ใน ClO2ธาตุ Cl
เกิดพันธะกับธาตุ O แต่มีอิเล็กตรอนเพียง 7
ซึ่งไม่ครบออกเตต
ประโยชน์ของกฎออกเตต
กฎออกเตต นอกจากจะใช้สำหรับเขียนสูตรโครงสร้างสารแล้ว
ยังสามารถใช้ช่วยทำนายสัดส่วนจำนวนอะตอมของธาตุที่ทำปฏิกิริยากัน
และทำนายสูตรของสารประกอบต่าง ๆ ได้ ตัวอย่างเช่น
1.
ทำนายว่าสารประกอบระหว่างธาตุคลอรีนกับธาตุฟลูออรีน ควรจะมีสูตรเป็น ClF
เนื่องจากธาตุ Cl และ F
ต่างก็เป็นธาตุหมู่ที่ 7 จึงมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 7 ทั้ง Cl
และ F ต่างก็ต้องการอีก 1
อิเล็กตรอนจึงจะครบออกเตต ดังนั้นจึงสร้างพันธะ 1 พันธะ แสดงว่า Cl กับ F ควรจะรวมกันเป็นสารประกอบโดยใช้อย่างละ 1
อะตอม
2. กรณีสารประกอบฟอสฟอรัสกับคลอรีน
โดยอาศัยกฎออกเตตจะทำนายได้ว่าสูตรของสารประกอบควรจะเป็น
PCl3เพราะ ธาตุ P เป็นธาตุหมู่ที่ 5 มี 5
เวเลนต์อิเล็กตรอน ต้องการอีก 3 อิเล็กตรอน หรือต้องเกิด 3 พันธะ จึงจะครบออกเตต
ในขณะที่ Cl เป็นธาตุหมูที่ 7 มี 7 เวเลนต์อิเล็กตรอน
ต้องการอีกเพียง 1 อิเล็กตรอนหรือต้องการเกิดเพียง 1 พันธะก็จะครบออกเตต
เพื่อให้ทั้ง P และ Cl
ครบออกเตต จึงต้องใช้ Cl 3 อะตอมต่อ P 1 อะตอม สูตรของสารประกอบจึงเป็น PCl3
3. กรณีของสารประกอบระหว่างไนโตรเจนกับไฮโดรเจน
โดยใช้กฎออกเตต
จะทำนายได้ว่าสารประกอบควรจะเป็น NH3
ธาตุ N มี 5
เวเลนต์อิเล็กตรอน ต้องการอีก 3 อิเล็กตรอนจึงจะครบออกเตตซึ่งก็ทำได้โดยการเกิด 3
พันธะ ส่วนธาตุ H มี 1 เวเลนต์อิเล็กตรอนต้องการอีก 1
อิเล็กตรอนจึงจะครบ 2 อิเล็กตรอนเหมือนธาตุ He ซึ่งก็ทำได้โดยการเกิด
1 พันธะ
ดังนั้น N 1
อะตอมต้องการ 3 พันธะ จึงต้องรวมกับ H 3 อะตอม
ซึ่งแต่ละอะตอมต้องการ 1 พันธะ เพื่อให้ทั้ง N และ H ครบออกเตต สูตรของสารประกอบจึงเป็น NH3
4. กรณีสารประกอบระหว่างคาร์บอนกับคลอรีน
โดยใช้กฎออกเตต
จะทำนายได้ว่าสูตรของสารประกอบควรจะเป็น CCl4
ธาตุ C มี 4
เวเลนต์อิเล็กตรอน ต้องการอีก 4 อิเล็กตรอนจึงจะครบออกเตต ดังนั้นจึงต้องเกิด 4
พันธะ ส่วน ธาตุ Cl มี 7 เวเลนต์อิเล็กตรอน ต้องการอีก 1
อิเล็กตรอนจึงจะครบออกเตต ดังนั้นจึงต้องเกิด 1 พันธะ
เพราะฉะนั้น C 1
อะตอม ต้องการ 4 พันธะ จึงต้องรวมกับ Cl 4 อะตอม
ซึ่งแต่ละอะตอมต้องการ 1 พันธะ จึงจะทำให้ C และ Cl ครบออกเตต
สูตรของสารประกอบจึงเป็น CCl4
5. กรณีสารประกอบระหว่างคาร์บอนกับกำมะถัน
โดยใช้กฎออกเตต
จะทำนายได้ว่าสูตรของสารประกอบควรจะเป็น CS2
ธาตุ C มี 4
เวเลนต์อิเล็กตรอน ต้องการอีก 4 อิเล็กตรอนจึงจะครบออกเตต ดังนั้นจึงเกิด 4 พันธะ
ส่วนธาตุ S มี 6 มีเวเลนต์อิเล็กตรอนต้องการอีก 2
อิเล็กตรอนจึงจะครบออกเตต ดังนั้นจึงเกิด 2 พันธะ
เพราะฉะนั้น C 1
อะตอมต้องการ 4 พันธะ จึงต้องรวมกับ S 2 อะตอม
ซึ่งแต่ละอะตอมต้องการ 2 พันธะ เพื่อให้ทั้ง C และ S ครบออกเตต
สูตรของสารประกอบจึงเป็น CS2
พันธะไอออนิก คือ พันธะที่เกิดขึ้นจากอะตอมโลหะ
และอโลหะ โดยอะตอมโลหะจะทำหน้าที่ในการให้อิเล็กตรอนแก่อะตอมอโลหะ ทำให้เกิด
ไอออนบวก(cation)และไอออนลบ(anion) ดังนั้น
พันธะไอออนิกจึงเกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตระหว่างไอออนบวกและไอออนลบ
การเขียนสูตร และการเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก
1. การเขียนสูตรเอมพิริคัลของสารประกอบไอออนิก
เราจะต้องรู้ประจุของไอออนแต่ละชนิดในสารประกอบ เช่น NaCl
(โซเดียมคลอไรด์) ประกอบด้วย Na+ และ Cl-
ซึ่งมีอัตราส่วน 1 : 1 หรือ MgCl2
(แมกนีเซียมคลอไรด์) ประกอบด้วย Mg2+ และ Cl- ซึ่งมีอัตราส่วน 1 : 2
2. การเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก
ต้องอ่านชื่อไอออนบวกก่อน แล้วจึงตามด้วยไอออนลบ ดังนี้
2.1 ถ้าไอออนบวกมีเลขประจุได้เพียงค่าเดียว
เช่น Na+
(โซเดียมไอออน),K+ (โพแทสเซียมไอออน),
Ba2+ (แบเรียมไอออน)และ Mg2+ให้อ่านชื่อไอออนโดยไม่ต้องใส่เลขโรมัน(แมกนีเซียมไอออน)
เป็นต้น
2.2 ถ้าไอออนบวกมีเลขประจุได้มากกว่า 1 ค่า
เช่น ธาตุพวกโลหะทรานสิชัน ให้อ่านชื่อไอออนแล้วตามด้วยเลขประจุของไอออน เช่น Fe2+ (ไอร์ออน (II)ไอออน),Fe3+
(ไอร์ออน (III)ไอออน) เป็นต้น
2.3 ไอออนลบที่มีออกซิเจนเป็นองค์ประกอบ
จะใช้คำลงท้ายเป็น
ลักษณะสำคัญของสารประกอบไอออนิก
1. พันธะไอออนิกเกิดจากไอออนของธาตุโลหะ
และธาตอโลหะ เช่น Li+และ Cl- (LiCl)
2. พันธะไอออนิก เกิดจากกลุ่มอะตอมที่เป็นไอออนบวก
และกลุ่มอะตอมของไอออนลบ เช่น NH4+และ Cl- (NH4Cl) และ K+และ NO3- (KNO3)
3.
โดยทั่วไปสารประกอบไอออนิกจะมีแต่สูตรเอมพิริคัล ไม่มีสูตรโมเลกุล
4.
มีจุดเดือก จุดหลอมเหลวสูง
5. ในสภาพของแข็งจะไม่นำไฟฟ้า
แต่เมือหลอมเหลวหรือเกิดการละลายจะนำไฟฟ้าได้
6. การละละายน้ำ
สารประกอบไอออนิกโดยทั่วไปจะละลายน้ำได้ดี และไม่ละลายในตัวทำละลายอินทรีย์
ดังนั้น น้ำทะเลจึงมีรสเค็ม เพราะมีเกลือละลายอยู่เป็นจำนวนมากนั่นเอง
พันธะโคเวเลนต์ (Covalent
bond) หมายถึง พันธะเคมีที่เกิดจากอะตอมของธาตุใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน
การเกิดพันธะโคเวเลนต์ (Covalent
bond formation) พันธะโควาเลนต์มักเกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาทิวิตีใกล้เคียงกัน
โดยแต่่ละอะตอมต่างมีความสามารถที่จะึดึงอิเล็กตรอนไว้กับตัวใกล้เคียงกัน
อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจึงไม่ได้อยู่ ณ อะตอมใดอะตอมหนึ่ง
แต่เป็นการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเพื่อให้มีความเสถียรตามกฎออกเตต (Octet
rule)
ตัวอย่างแสดงการเกิดพันธะโคเวเลนต์ของโมเลกุลน้ำ
(H2O)
โดยปกติการเกิดพันธะโคเวเลนต์ จะเกี่ยวข้องกับแรง 2
ประเภท ได้แก่ แรงผลักและแรงดูดระหว่างอะตอมทั้งสองที่มีความสมดุลกัน กล่าวคือ
เกิดแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอน - อิเล็กตรอนของแต่ละอะตอม และแรง
ผลักระหว่างนิวเคลียส - นิวเคลียสของแต่ละอะตอม
รวมทั้งแรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนของอะตอมทั่งสอง ดังภาพ
เมื่ออะตอมอยู่อย่างอิสระจะมีค่าพลังงานสูง
ซึ่งไม่เสถียร ดังนั้น การรวมกันเป็นโมเลกุึล จะทำให้มีค่าพลังงานที่ต่ำกว่า
และมีความเสถียรสูง จากภาพวิดีโอจะสังเกตเห็นว่า เมื่ออะตอมไฮโดรเจน 2 อะตอมเข้าใกล้กันเป็นระยะทาง 0.74 อังสตรอม (หรือ 74
พิโคเมตร)
ซึ่งเป็นระยะทางที่เหมาะสมในการเกิดพันธะโคเวเลนต์ระหว่างไฮโดรเจน
ค่าพลังงานจะต่ำที่สุด และเมื่ออะตอมเข้าใกล้กันมากขึ้น ค่าพลังงานกลับสูงขึ้น
เนื่องจากเกิดการผลักกันระหว่างนิวเคลียส – นิวเคลียสของแต่ละอะตอมนั่นเอง
ประเภทของพันธะโคเวเลนต์
เราสามารถแบ่งประเภทของพันธะโคเวเลนต์ตามการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอม ได้เป็น 3 ประเภท ได้แก่
1. พันธะเดี่ยว (Single bond) เป็นพันธะที่เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่
2. พันธะคู่ (Double bone)เป็นพันธะที่เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่
3. พันธะสาม (Triple bond)เป็นพันธะที่เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่
ในปี
1916
Prof. Gilbert N. Lewis ได้เสนอแนวความคิดว่า พันธะโคเวเลนต์
เป็นเรื่องของการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอม 2 อะตอม
โดยเป็นไปตามกฎออกเตด โดยทั่วไปมักเขียนพันธะในโมเลกุลตามแบบของลิวอิส
โดยใช้จุดแทนอิเล็กตรอน และเรียกว่าสัญลักษณ์แบบจุด (Lewis dot structure) ดังรูป
อิเล็กตรอนที่ไม่ได้ใช้ในการสร้างพันธะ
จะเรียกว่า อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (Lone pair electron) ในกรณีโมเลกุลฟลูออรีน อิเล็กตรอนที่ใช้ในการสร้างพันธะมี 1 คู่ จึงเป็นการเกิดพันธะที่เรียกว่า พันธะเดี่ยว และ ในโมเลกุลของออกซิเจน
(O2) ซึ่งประกอบด้วยอะตอมออกซิเจน 2 ตัว
และใช้อิเล็กตรอน 2 คู่ในการสร้างพันธะ จึงเรียกว่า พันธะคู่
ดังรูป
พันธะโลหะ (Metallic
bonding) เกิดจากพันธะระหว่างอะตอมโลหะซึ่งมีการเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอนอิสระระหว่างแลตทิซของอะตอม
โดยอิเล็กตรอนที่เคลื่อนย้ายเหล่านี้เปรียบได้กับทะเลอิเล็กตรอน(Sea of
Electrons) ล้อมรอบขนาดใหญ่ของไอออนบวกในพันธะโลหะอิเล็กตรอนไม่ได้เป็นของอะตอมใดอะตอมหนึ่งเพียงอะตอมเดียว
แต่อิเล็กตรอนทุกตัวสามารถเคลื่อนที่ไปยังอะตอมใกล้เคียงได้
สาเหตุของการเกิดพันธะโลหะ
เนื่องจากอะตอมโลหะ
มีค่าพลังงานไอออไนเซชันต่ำ ดังนั้น อิเล็กตรอนจึงหลุดออกจากอะตอมได้ง่าย
และในทำนองเดียวกันอะตอมโลหะเมื่อมาอยู่รวมกัน จึงมีแต่อะตอมที่ให้อิเล็กตรอน
แต่ไม่มีตัวรับอิเล็กตรอน ดังนั้น อิเล็กตรอนจึงเคลื่อนที่ไปมาได้อย่างอิสระ
จัดว่าเป็นพันธะที่มีแรงยึดเหนี่ยวที่แข็งแรงมาก
คุณสมบัติของพันธะโลหะ
1. เป็นตัวนำไฟฟ้า
และตัวนำความร้อนที่ดี เนื่องจากอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ได้ง่าย
2. จุดหลอมเหลวสูงมาก
เนื่องจากอิเล็กตรอนยึดกันไว้อย่างเหนียวแน่น
3.
สามารถตีเป็นแผ่นบางได้โดยไม่ขาดออกจากกัน
เนื่องจากอิเล็กตรอนยึดกันไว้อย่างเหนียวแน่นเช่นกัน
4. สามารถสะท้อนแสง
เนื่องจากความมันวาวของโลหะได้
5.
โดยทั่วไปจะอยู่ในสถานะของแข็ง ยกเว้น Hg (ปรอท)
ที่อยู่ในสถานะของเหลว ที่อุณหภูมิห้อง
รูปร่างของโมเลกุลโคเวเลนต์
ขึ้นอยู่กับ ทิศทางของพันธะโคเวเลนต์ , ความยาวพันธะ
, และมุมระหว่างพันธะโคเวเลนต์รอบอะตอมกลาง โดยที่ทิศทางของพันธะขึ้นอยู่กับแรงผลักระหว่างพันธะรอบอะตอมกลางและแรงผลักของอิเล็กตรอนคู่อิสระของอะตอมกลางที่มีต่อพันธะรอบอะตอมกลาง
ทฤษฎีที่เกี่ยวข้องกับรูปร่างของโมเลกุลโคเวเลนต์ได้แก่
1. ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์
(valence
bond theory) และไฮบริไดเซชัน (Hybridization)
ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์เป็นทฤษฎีที่ใช้อธิบายการเกิดพันธะด้วยการซ้อนเหลื่อมกันของออร์บิทัลอะตอม
โดยทั่วไปแล้วถ้าอิเล็กตรอนมีสปินเหมือนกันเมื่อเข้าใกล้กันจะมีการผลักกันเกิดขึ้นทำให้พลังงานเพิ่มขึ้น
ถ้าอิเล็กตรอนมีสปินตรงกันข้าม เมื่อเข้าใกล้กันจะมีการดึงดูดกันเกิดขึ้น
ทำให้พลังงานลดลง นอกจากนี้
เรายังสามารถอธิบายการเกิดพันธะเมื่อทราบรูปร่างโมเลกุล
และี้อธิบายได้ว่าทำไมพันธะเดี่ยวมีความยาวพันธะมากกว่าพันธะคู่
และพันธะคู่มีความยาวพันธะมากกว่าพันธะสาม
รวมถึงอธิบายลำดับความแข็งแรงของพันธะได้อีกด้วย
ไฮบริไดเซซัน (hybridization)
คือ ปรากฎการณ์ที่ออร์บิทัลในอะตอมเดียวกัน
ที่มีระดับพลังงานใกล้เคียงกันเกิดการรวมกันเกิดเป็นไฮบริดออร์บิทัล (hybrid
orbital) ซึ่งแต่ละไฮบริดออร์บิทัลจะครอบครองพื้นที่เท่ากัน
และอยู่ห่างกันมากที่สุดเพื่อทำให้พลังงานรวมของออร์บิทัลมีพลังงานน้อยที่สุด ผลที่เกิดขึ้นก็คือ
เกิดไฮบริดออร์บิทัลมีรูปร่างต่างๆกันไป ทำให้โมเลกุลมีรูปร่างต่างกันนั่นเอง
และพลังงานรวมของไฮบริดออร์บิทัลจะน้อยกว่าผลรวมพลังงานทั้งหมด
ของออร์บิทัลอะตอมก่อนการเกิดไฮบริไดเซซัน
พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนด์
สารโคเวเลนต์บางชนิดประกอบด้วย
พันธะโควาเลนต์ที่อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะมาจากอะตอมใดอะตอมหนึ่งเท่านั้น เรียกว่า
พันธะโคออร์ดิเนตโควาเลนต์ เช่น NH4+
โมเลกุลที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตต
คือโมเลกุลที่เมื่ออะตอมแต่ละชนิดใช้อิเล็กตรอนร่วมกันแล้วอิเล็กตรอนวงนอกสุดไม่เท่ากับ
8 ตามกฎออกเตต (ยกเว้น H เท่ากับ 2) ได้แก่ สารประกอบ Be, B และ Al เช่น BeCl2 และ BF3 ซึ่ง Be
มีอิเล็กตรอนล้อมรอบเพียง 4 ตัว หรือ B
มีอิเล็กตรอนล้อมรอบเพียง 6 ตัว ดังรูป
สารบางชนิดมีอิเล็กตรอนมากกว่า 8 เช่น PCl5 ซึ่งมีอิเล็กตรอนล้อมรอบ 10 อิเล็กตรอน หรือ SF6 และ XeF4 ที่มีอิเล็กตรอนล้อมรอบ
12 อิเล็กตรอน ดังรูป
การอ่านชื่อสารประกอบโคเวเลนต์มีหลักการดังนี้
1. อ่านเลขจำนวนอะตอมที่เป็นภาษากรีกของธาตุตัวแรกทางซ้ายมือก่อน
(ถ้ามีหนึ่งอะตอมไม่ต้องอ่านโมโน)
ภาษากรีกหรือภาษาละตินที่นิยมใช้
หนึ่ง เท่ากับ มอนอ (mono)
สอง เท่ากับ ได (di)
สาม เท่ากับ ไตร (tri)
สี่ เท่ากับ เตตระ (tetra)
ห้า เท่ากับ เพนตะ (penta)
หก เท่ากับ เฮกซะ (hexa)
เจ็ด เท่ากับ เฮปตะ (hepta)
แปด เท่ากับ ออกตะ (octa)
เก้า เท่ากับ โนนะ (nona)
สิบ เท่ากับ เดคะ (deca)
2.อ่านชื่อธาตุที่อยู่ทางซ้ายมือ
3.อ่านเลขจำนวนอะตอมที่อยู่ทางขวามือ
(เลขหนึ่งก็ต้องอ่าน แต่ถ้าตัวแรกเป็นไฮโดรเจนไม่อ่าน)
4.อ่านชื่อธาตุที่อยู่ทางขวามือต่อไปนี้
โดยเปลี่ยนพยางค์ท้ายเป็น ไ-ด์ (-ide) เช่น
ออกซิเจน เป็น ออกไซด์
ไนโตรเจน เป็น ไนไตรด์
ไอโอดีน เป็น ไอโอไดด์
ฟลูออรีน เป็น ฟลูออไรด์
คาร์บอน เป็น คาร์ไบด์
คลอรีน เป็น คลอไรด์
โบรมีน เป็น โบรไมด์
ซัลเฟอร์ เป็น ซัลไฟด์
ไฮโดรเจน เป็น ไฮไดรด์
5. ถ้าสารที่เกิดกับไฮโดรเจนและธาตุหมู่ VIA
หรือ VIIA ไม่อ่านเลขจำนวนอะตอมของไฮโดรเจน
เช่น
H2S อ่านว่า ไฮโดรเจนซัลไฟด์
H2Se อ่านว่า ไฮโดรเจนซีลิไนด์
HCl อ่านว่า ไฮโดรเจนคลอไรด์
ความยาวพันธะและพลังงานพันธะ (Bond Length and
Bond Energy)
พลังงานพันธะ หมายถึง
พลังงานที่น้อยที่สุดที่ใช้เพื่อสลายพันธะที่ยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมคู่หนึ่งๆในโมเลกุลในสถานะแก๊ส
พลังงานพันธะสามารถบอกถึงความแข็งแรงของพันธะเคมีได้ โดยพันธะที่แข็งแรงมากจะมีพลังงานพันธะมาก
และพันธะที่แข็งแรงน้อยจะมีพลังงานพันธะน้อย
พลังงานพันธะเฉลี่ย หมายถึง
ค่าพลังงานเฉลี่ยของพลังงานสลายพันธะ ของอะตอมคู่หนึ่งๆ ซึ่งเฉลี่ยจากสารหลายชนิด
เช่น การสลายโมเลกุลมีเทน (CH4) ให้กลายเป็นอะตอมคาร์บอนและไฮโดรเจน
มีสมการและค่าพลังงานที่เกี่ยวข้องดังนี้
CH4(g) + 435 kJ → CH3(g) + H(g)
CH3(g)+ 453 kJ → CH2(g) + H(g)
CH2(g)+ 425 kJ → CH(g) + H(g)
CH(g) + 339 kJ →
C(g) + H(g)
ดังนั้น
ถ้าความยาวพันธะยิ่งสั้น พลังงานพันธะก็จะยิ่งมาก หรือพันธะมีความเสถียรมาก
ซึ่งจากรูปเราสามารถสรุปได้ ดังนี้
1. ความยาวพันธะ
พันธะเดี่ยว > พันธะคู่ >
พันธะสาม
2. พลังงานพันธะ พันธะสาม >
พันธะคู่ > พันธะเดี่ยว
พันธะโคเวเลนต์กับความมีขั้วของพันธะ
สภาพขั้วของพันธะเกิดขึ้นได้อย่างไร
???
นักเรียนทราบมาแล้วว่าพันธะไอออนิกเกิดจากการสร้างพันธะระหว่างไอออนบวกและไอออนลบ
ซึ่งเกิดจากอะตอมโลหะให้อิเล็กตรอนกับอะตอมอโลหะ ทำให้เกิดเป็นไอออนบวก
และไอออนลบขึ้น แต่ในกรณีของพันธะโคเวเลนต์
ซึ่งเป็นการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอมอโลหะ สภาพขั้วจะเกิดได้อย่างไร
ที่มา :http://cwx.prenhall.com
สภาพขั้้วของโมเลกุลโคเวเลนต์เกิดจาก
การที่อะตอมต่างชนิดกัน หรืออะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีต่างกันสร้างพันธะกัน
โดยที่ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในอต่ละอะตอมจะกระจายตัวอย่างไม่สม่ำเสมอ
โดยจะมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงอยู่รอบๆ
อะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีสูงกว่า ทำให้เกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์แบบมีขั้ว (polar
covalent bond)
ที่มา :http://cwx.prenhall.com
นอกจากนี้
เราสามารถทำนายชนิดของพันธะได้จากผลต่างของค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของอะตอมทั้งสองชนิดอย่างคร่่าว
ดังรูป
ที่มา :http://cwx.prenhall.com
จากรูปจะพบว่าหากผลต่างระหว่างอะตอมมากกว่าหรือเท่ากับ
2 แสดงว่าพันธะที่เกิดขึ้นของสองะตอมนั้นจะเป็น "พันธะไอออนิก"
และถ้าผลต่างระหว่างอะตอมอยู่ในช่วง 0.4-2 แสดงว่าพันธะที่เกิดขึ้นของสองอะตอมเป็น
"พันธะโคเวเลนต์" โดยเป็นโมเลกุลโคเวเลนต์แบบมีขั้ว
และถ้าผลต่างระหว่างอะตอมมีค่าเท่ากับ 0-0.4 แสดงว่าพันธะที่เกิดขึ้นของสองอะตอมเป็น
"พันธะโคเวเลนต์" โดยเป็นโมเลกุลโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้ว
โมเลกุลโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้ว
เป็นอย่างไร ???
โมเลกุลโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้วเกิดจากอะตอมทั้งสองมีค่าอิเล็กโทรเนตาติวิตีเท่ากันหรือใกล้เคียงกันมาก
หรือโมเลกุลที่มีรูปร่างสมมาตร ทิศทางของขั้วพันธะทุกพันธะจะหักล้างกันหมดเหลือแต่ปริมาณ
ถ้าอะตอมล้อมรอบเหมือนกันหมด ปริมาณของขั้วพันธะจะหักล้างกันหมด เช่น
การใช้สัญลักษณ์ในการระบุขั้วพันธะโคเวเลนต์
1. ใช้สัญลักษณ์δ+ แทนการแสดงความเป็นขั้วบวก และδ- แทนการแสดงความเป็นขั้วลบโดยอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีน้อยกว่าจะเป็นδ+ ดังรูป
2.
สภาพขั้วของพันธะโคเวเลนต์เป็นเวกเตอร์ที่มีทั้งปริมาณและทิศทางโดยเราจะใช้ลูกศรบอกทิศทาง
ซึ่งจะเขียนไปทางขั้วลบ ดังรูป
http://www.scimath.org/lesson-chemistry/item/7074-chemical-bonding
ไม่มีความคิดเห็น:
แสดงความคิดเห็น