ความยาวพันธะและพลังงานพันธะ (Bond Length and Bond Energy)

Bond Length and Bond Energy

ความยาวพันธะ (Bond Length) หมายถึง  ระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมคู่หนึ่งๆ ที่สร้างพันธะกันในโมเลกุล

พลังงานพันธะ (Bond Energy) คือ พลังงานที่น้อยที่สุดที่ต้องใช้เพื่อสลายพันธะระหว่างอะตอมภายในโมเลกุลในสถานะแก๊ส ให้เป็นอะตอมเดี่ยวในสถานะแก๊ส

ความสัมพันธ์ระหว่างความยาวพันธะกับพลังงานพันธะ

สำหรับธาตุคู่เดียวกัน ยิ่งความยาวพันธะมากเท่าใด ก็จะยิ่งมีพลังงานพันธะน้อยลงเท่านั้น  ดังนั้น

ความยาวพันธะ  : พันธะเดี่ยว  >     พันธะคู่   >    พันธะสาม

พลังงานพันธะ   : พันธะสาม  >     พันธะคู่   >  พันธะเดี่ยว

นอกจากนี้ พลังงานพันธะยังมีส่วนสัมพันธ์กับความแข็งแรงของพันธะด้วยโดยที่พลังงานพันธะมากจะแข็งแรงมาก นั่นคือ

ความแข็งแรง :   พันธะสาม   >  พันธะคู่  >   พันธะเดี่ยว

ตัวอย่างตารางพลังงานพันธะ

สรุปสมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ

สรุป เนื้อหา “ตารางธาตุ” และ “สมบัติของธาตุบางประการตามหมู่และตามคาบ” ดังนี้ อิอิส่วนที่ 1 ตารางธาตุ ก่อนจะเป็นตารางธาตุ

• ปี พ.ศ. 2360 โยฮันน์ เดอเบอไรเนอร์ เป็นนักเคมีคนแรกที่พยายามจัดธาตุเป็นกลุ่มๆ ละ 3 ธาตุ ตามสมบัติที่คล้ายคลึงกันเรียกว่า “ชุดสาม” โดยพบว่าธาตุกลางจะมีมวลอะตอมเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของอีกสองธาตุที่เหลือ เช่น Na เป็นธาตุกลางระหว่าง Li กับ K มีมวลอะตอม 23 ซึ่งเป็นค่าเฉลี่ยนของมวลอะตอมของธาตุ Li ซึ่งมีมวล 7 กับธาตุ K ซึ่งมีมวลอะตอม 39 ดังรูป

ธาตุชุดสาม (ตัวอย่าง)

หลักการนี้ใช้ไม่ได้กับธาตุบางชนิด ชุดสามของกลุ่มธาตุบางชนิด ธาตุตรงกลาง มีมวลอะตอมไม่เท่ากับค่าเฉลี่ยของธาตุที่เหลือทั้ง 2

• ปี พ.ศ. 2407 จอห์น นิวแลนด์ ได้เสนอกฎในการจัดเรียงธาตุเป็นหมวดหมู่ว่า “ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปหามากพบว่าธาตุที่ 8 จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ” (ไม่รวมธาตุไฮโดรเจนและแก๊สเฉื่อย)

ธาตุที่ 8 จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ

• ปี พ.ศ. 2412 ยูลิอุสโลทาร์ ไมเออร์ และ ดิมิทรี อิวา–โนวิช เมนเดเลเอฟ ได้จัดธาตุโดยเรียงตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากโดยพบว่าธาตุมีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วงๆ เมนเดเลเอฟจึงตั้งกฎที่เรียกว่า กฏพิริออดิก และเรียกตารางธาตุว่า ตารางพิริออดิกของเมนเดเลเอฟ

ตารางธาตุของเมนเดเลเอฟ

• ต่อมา เฮนรี โมสลีย์ ได้เสนอให้จัดเรียงธาตุตามเลขอะตอม เนื่องจากสมบัติต่างๆ ของธาตุมีความสัมพันธ์กับประจุบวกในนิวเคลียสหรือเลขอะตอมมากกว่ามวลอะตอม ดังนั้น ตารางธาตุปัจจุบันจึงจัดเรียงตามเลขอะตอมจากน้อยไปมาก

ตารางธาตุปัจจุบัน เรียงตามเลขออะตอมจากน้อยไปมาก

สรุปเกี่ยวกับตารางธาตุ แบ่งธาตุในแนวตั้ง (หมู่) แบ่งออกเป็น 18 แถว โดยธาตุทั้งหมด 18 แถว แบ่งเป็น 2 กลุ่มใหญ่ คือ

– กลุ่ม A  มี  8  หมู่ คือ  IA  ถึง VIIIA

– กลุ่ม B  มี  8  หมู่ คือ  IB  ถึง VIIIB  เรียกว่า ธาตุแทรนซิชัน (Transition)

โดย

• ธาตุหมู่ที่ IA  เรียกว่า “โลหะแอลคาไลน์”  ได้แก่   Li   Na   K   Rb  Cs  และ  Fr
• ธาตุหมู่ที่ IIA  เรียกว่า  “ โลหะอัลคาไลน์ เอิร์ท”  ได้แก่  Be  Mg  Ca  Sr  Ba และ  Ra
• ธาตุหมู่ที่  VIIA  เรียกว่า “ธาตุเฮโลเจน (Halogen)” ได้แก่   F , Cl , Br , I  และ  At
• ธาตุหมู่ที่ VIIIA  เรียกว่า “ก๊าซเฉื่อย (Inert gas or Noble gas)” ได้แก่   He , Ne , Ar , Kr , Xe  และ  Rn

ตารางธาตุในแนวนอนเรียกว่า “คาบ”  แบ่งได้  7  คาบ

• คาบที่ 6 แบ่งธาตุเป็น 2 กลุ่ม

– กลุ่มแรกมี 18 ธาตุ คือ Cs ถึง Rn

– กลุ่มที่สองมี 14 ธาตุ คือ Ce ถึง Lu เรียกกลุ่มนี้ว่าLantanides

• คาบที่ 7 แบ่งเป็น 2 กลุ่ม

– กลุ่มแรกเริ่มจาก Fr เป็นต้นไปและมีการค้นพบเกิดขึ้นตลอดเวลา

– กลุ่มสองมี 14 ธาตุคือ Th ถึง Lr เรียงกลุ่มนี้ว่า Actinides

“หมู่เดียวกัน จะมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน ซึ่งเท่ากับ เลขประจำหมู่”

“คาบเดียวกัน จะมีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน ซึ่งเท่ากับ เลขที่คาบ”

กลุ่ม s, p, d และ f-block สามารถจัดกลุ่มได้ดังรูป

ธาตุในกลุ่ม s, p, d, และ f-block

การตั้งชื่อธาตุที่ค้นพบใหม่ ตั้งตามระบบ IUPAC (InternationalUnion of Pure and  Applied  Chemistry)

• ใช้กับธาตุที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 100 ขึ้นไป
• ให้ตั้งชื่อธาตุโดยระบุเลขอะตอมเป็น ภาษาละติน แล้วลงท้ายด้วย– ium

ระบบการนับเลขในภาษาละติน

0  นิล (nil)

1  อูน (un) 

2  ไบ (bi)

3  ไตร  (tri) 4  ควอด (quad) 5  เพนท์ (pent) 6  เฮกซ์  (hex) 7  เซปท์  (sept) 8  ออกต์ (oct) 9  เอนน์ (enn) ตัวอย่างการเรียกชื่อ

• ธาตุที่  104  ตามระบบ IUPAC อ่านว่า

Unn+nil+quad+ium  =   Unnilquadium

• ธาตุที่  105  อ่านว่า

Unn+nil+pent+ium  =   Unnilpentium

ส่วนที่ 2 สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ

1. ขนาดอะตอม

การบอกขนาดอะตอมจะบอกโดยใช้รัศมีอะตอม ซึ่งมีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองที่มีแรงยึดเหนี่ยวอะตอมไว้ด้วยกันหรือที่อยู่ชิดกัน รัศมีอะตอมมีหลายแบบ ขึ้นอยู่กับชนิดของแรงที่ยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม

– รัศมีโคเวเลนต์ คือ ระยะทางครึ่งหนึ่งของความยาวพันธะโคเวเลนต์ระหว่างอะตอมชนิดเดียวกัน

ตัวอย่างรัศมีโคเวเลนต์

– รัศมีแวนเดอร์วาลล์ คือระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่อยู่ใกล้ที่สุด

ตัวอย่างรัศมีแวนเดอร์วาลล์

– รัศมีโลหะ คือ ระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมโลหะที่อยู่ใกล้กันมากที่สุด

ตัวอย่างรัศมีโลหะ

แนวโน้มขนาดอะตอมในตารางธาตุ

แนวโน้มขนาดอะตอมในตารางธาตุ

2. รัศมีไอออน

ไอออน  คือ อะตอมของธาตุ  หรือกลุ่มอะตอมของธาตุที่มีประจุ  คือ ไอออนทุกชนิดจะต้องมีจำนวนโปรตอนไม่เท่ากับอิเล็กตรอนถ้าจำนวนโปรตอนมากกว่าอิเล็กตรอนเป็นไอออนบวก  และถ้ามีจำนวนโปรตอนน้อยกว่าอิเล็กตรอนเป็นไอออนลบ

การบอกขนาดไอออนทำได้เช่นเดียวกับการบอกขนาดอะตอม ซึ่งพิจารณาจากระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของไอออนคู่หนึ่งๆ ที่มีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกันในโครงผลึก

ตัวอย่างรัศมีไอออน

แนวโน้มของขนาดไอออนในตารางธาตุ

แนวโน้มขนาดไอออน

สามารถศึกษาเพิ่มเติมได้ที่ Link: รัศมีไอออน

3. พลังงานไออนไนเซชัน (Ionization Energy; IE)

คือ พลังงานจำนวนน้อยที่สุดที่ใช้ดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมของธาตุที่เป็นแก๊สครั้งละ 1 อิเล็กตรอนทำให้กลายเป็นไอออนบวกที่เป็นแก๊ส

สามารถเขียนสมการได้ดังนี้

X(g)  +  IE  —->  X+  (g)  +  e–

ตัวอย่าง ค่า IE₁ ถึง IE₃ ของ Li

Li(g) Li⁺(g) + e^–               IE₁ = 520 kJ/mol

Li⁺(g) Li²⁺(g) + e^–            IE₂ = 7,394 kJ/mol

Li²⁺(g) Li³⁺(g) + e^–           IE₃ = 11,815 kJ/mol

ตัวอย่างกราฟไอออนไนเซชัน

แนวโน้มค่า IE 

แนวโน้มค่า IE ในตารางธาต

สามารถศึกษาเพิ่มเติมได้ที่ Link: IE หรือ IE (2)

4. อิเล็กโตรเนกาติวิตี (Electronegativity; EN)

คือ  ค่าที่แสดงความสามารถในการดึงอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองของอะตอมของธาตุ  ในพันธะเคมีหนึ่ง  อะตอมที่มีค่า EN สูงจะดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่าอะตอมที่มี  EN ต่ำ

แนวโน้มค่า EN ในตารางธาตุ

ลักษณะทั่วไป

• โลหะทั่วไปมีค่า EN ต่ำกว่า จึงเสียอิเล็กตรอนได้ง่ายกว่าเกิดไอออนบวก อโลหะทั่วไปมีค่า EN สูง จึงชิงอิเล็กตรอนได้ดีเกิดไอออนลบ ธาตุเฉื่อยไม่มีค่า EN
• ค่า EN ขึ้นอยู่กับ

ก. ขนาดอะตอม หรือจำนวนระดับพลังงาน

ข. ถ้าอะตอมที่มีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน ค่า EN ขึ้นอยู่กับจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเป็นเกณฑ์

5. สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Electron Affinity; EA)

 สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน คือ พลังงาน ที่อะตอมในสถานะแก๊ส คายออกมา เมื่อได้ รับอิเล็กตรอน

แนวโน้มค่า EA

6. จุดเดือดและจุดหลอมเหลว

แนวโน้มจุดเดือดและจุดหลอมเหลว ตามหมู่

• หมู่ IA IIA และ IIIA ลดลงจากบนลงล่าง (ลดตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้น)
• หมู่ VA VIA VIIA และ VIIIA เพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง (เพิ่มตามเลขอะตอม)
• หมู่ IVA มีแนวโน้มที่ไม่แน่นอน

ตามคาบ

• หมู่ IA IIA IIIA และ IVA แนวโน้มสูงขึ้น
• หมู่ IVA มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูงที่สุด เพราะบางธาตุมีโครงสร้างเป็นผลึกร่างตาข่าย
• หมู่ VA VIA VIIA และ VIIIA จุดเดือด จุดหลอมเหลวต่ำ เนื่องจากมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลที่มีค่าต่ำมาก

7. เลขออกซิเดชัน (Oxidation Number)

เลขออกซิเดชัน คือ เลขที่แสดงถึงค่าประจุไฟฟ้าหรือประจุไฟฟ้าสมมติของไอออนหรืออะตอมของธาตุ

ธาตุแต่ละชนิดมีเลขออกซิเดชันเป็นเท่าไหร่ให้เป็นไปตามเกณฑ์ดังนี้

ตัวอย่างเลขออกซิเดชันของธาตุ

ตัวอย่างการหาค่าเลขออกซิเดชันครับ (ตาม Link เลยครับ)

Link: ตัวอย่างวิธีคิดเลขออกซิเดชัน

Link: ตัวอย่างไอออนลบที่ควรทราบ (อ้างอิงจาก: ChemistryKruBoy)

เป็นอย่างไรบ้างครับนักเรียน ครูหวังว่านักเรียนคงจะได้ความรู้ไปเยอะแยะเลยทีเดียว หากนักเรียนยังอยากได้ความรู้เพิ่มเติมอีก สามารถศึกษาเพิ่มเติมได้จาก Reference ดังนี้ หรือสามารถสืบค้นจากแหล่งข้อมูลอื่นๆ ก็ได้ครับ

• สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ
• สมบัติของอะตอมตามตารางธาตุ
• Learning Atomic

Molecular orbital Theory (ทฤษฎีออร์บิทัลเชิงโมเลกุล)

Molecular Orbital Theory

ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุลเป็นทฤษฎีที่ใช้อธิบายว่าทั้งโมเลกุลและอะตอม ต่างก็มีออร์บิทัลซึ่งเป็นที่ที่อิเล็กตรอนสามารถเข้ามาอยู่ได้ โดยแต่ละออร์บิทัลมีพลังงานต่างกันไป หลักการสำคัญของทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุลจะมองว่าอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุลไม่ได้อยู่ประจำที่ ( delocalized electrons ) แต่สามารถเคลื่อนที่ไปได้ทั่วทั้งโมเลกุล ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล อธิบายการเกิดพันธะในโมเลกุลว่าเป็นผลมาจากการรวมตัวของออร์บิทัลอะตอมของอะตอมต่างๆ เป็นออร์บิทัลโมเลกุล ซึ่งเป็นการรวมเชิงเส้นตรง ออร์บิทัลในโมเลกุลที่เกิดขึ้นจะมีจำนวนเท่ากับออร์บิทัลอะตอมต่างๆ รวมกัน ดังนั้นอิเล็กตรอนที่มีอยู่ในอะตอมจะเป็นอิเล็กตรอนของโมเลกุลและจัดเรียงอิเล็กตรอนใหม่บรรจุในออร์บิทัลโมเลกุลนั้น

หลักการกระจายของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเชิงโมเลกุล

• ใช้หลักการคล้ายกับการบรรจุอิเล็กตรอนในอะตอม
• ในแต่ละออร์บิทัลเชิงโมเลกุลมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 อิเล็กตรอน ซึ่งต้องมีสปินต่างกัน
• เขียนอิเล็กตรอนใส่ในออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำสุดที่ยังว่างอยู่ก่อน
• การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากัน (degenerate orbital) จะใช้กฎของฮุนด์ (Hund’s rule) นั่นคือ จะบรรจุอิเล็กตรอนตัวเดียวให้ครบทุกออร์บิทัลก่อน นั่นคือทำให้มีอิเล็กตรอนเดี่ยวและสปินในทิศทางเดียวกันมากที่สุด (สปินขึ้น)
• จำนวนอิเล็กตรอนใน MO เท่ากับผลรวมจำนวนอิเล็กตรอนที่มาจากอะตอมที่สร้างพันธะหรือออร์บิทัลเชิงอะตอม (AO)  คลิปวิดีโออธิบายการเกิด Mo

Covalent bond พันธะโคเวเลนต์

พันธะ มากจากคำว่า Bond ซึ่งหมายถึง แรงยึดเหนี่ยว ซึ่งอาจเป็นได้ทั้งแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมด้วยกัน และยังรวมถึงแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลด้วยกันให้เป็นกลุ่มก้อน ดังนั้น เราจึงสามารถแบ่งแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคของสารทางเคมีออกเป็น 2 ประเภท คือ

1. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม (ภายในโมเลกุล) ได้แก่ พันธะไอออนิก พันธะโคเวเลนต์ และ พันธะโลหะ
2. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ได้แก่ พันธะไฮโดรเจน และแรงแวนเดอร์วาลส์

โพสนี้ครูจะเน้นไปที่พันธะเคมีที่เป็นแรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล ซึ่งประกอบด้วย พันธะไอออนิก พันธะโคเวเลนต์ และ พันธะโลหะ มาทำความรู้จักกับพันธะแต่ละชนิดกันเลยครับ

พันธะตัวแรกของเราได้แก่

พันธะไอออนิก (IONIC BOND)

เป็นพันธะที่เกิดจากแรงกระทำระหว่างอะตอม 2 อะตอมที่มีประจุต่างกัน โดยจะเกิดการแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอน ทำให้เกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตระหว่างประจุที่ต่างกัน พันธะไอออนิกจะเกิดระหว่างโลหะรวมตัวกับอโลหะ และเกิดขึ้นระหว่างธาตุที่มีค่า EN ต่างกันมาก

ตัวอย่างการเกิดพันธะไอออนิก

เราจะมาทำความรู้จักกับพันธะไอออนิกมากขึ้นหลังจากเรียนพันธะโคเวเลนต์จบแล้วครับ

พันธะโลหะ (METALLIC BOND)

คือ แรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่รอบๆก้อนโลหะ เกิดจากอะตอมของโลหะใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน เวเลนซ์อิเล็กตรอนสามารถเคลื่อนที่ไปทุกอะตอมได้ทั่งทั้งก้อนโลหะ

ตัวอย่างการเกิดพันธะโลหะ

เราจะมาทำความรู้จักกับพันธะไอออนิกมากขึ้นหลังจากเรียนพันธะไอออนิกจบแล้วครับ

พันธะโคเวเลนต์ (COVALENT BOND)

คือ พันธะที่เกิดจากการที่อะตอมใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่ๆ เพื่อให้เวเลนซ์อิเล็กตรอนครบแปดตัวตามกฎออกเตต (Octet rule)

ตัวอย่างการเกิดพันธะโคเวเลนต์

การเกิดพันธะโคเวเลนต์

          นิวเคลียสของอะตอมทั้งสองจะต้องเข้ามาอยู่ใกล้กันในระยะที่เหมาะสม เพื่อทำให้แรงดึงดูดทั้งหมดของระบบเท่ากับแรงผลักทำให้อยู่ในภาวะสมดุลกัน รวมทั้งมีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเกิดเป็นโมเลกุล เรียกว่า เกิดพันธะโคเวเลนต์

ตัวอย่างการเกิดโมเลกุลของไฮโดรเจน

นักเรียนคงจะสงสัยว่ากฎออกเตตคืออะไร มาดูกันเลย ^ ^

กฎออกเตต (OCTET RULE)

The octet rule – อะตอมใดๆ มีแนวโน้มที่จะสร้างพันธะจำนวนหนึ่งเพื่อให้อะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบแปดตัว อะตอมที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบแปดตัว มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเหมือนแก๊สเฉื่อยในหมู่ 8A จะมีความเสถียรมาก (ยกเว้น H และ He ตามกฎออกเตตจะมีวาเลนซ์อิเล็กตรอนครบสอง)

ข้อยกเว้นของกฎออกเตต

โมเลกุลโคเวเลนต์ จะมีการจัดเรียงอิเล็กตรอน เป็นไปตามกฎออกเตต ซึ่งทำให้สารประกอบอยู่ในสภาพที่เสถียร แต่อย่างไรก็ตามพบว่าสารประกอบบางชนิดมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามกฎออกเตต จัดเป็นข้อยกเว้นสำหรับกฎออกเตต

(ก) พวกที่ไม่ครบออกเตต ได้แก่สารประกอบของธาตุในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ เช่น Be, B  สามารถสร้างพันธะแล้วทำให้อิเล็กตรอนน้อยกว่าแปด เช่น  BF₃  BCl₃  BeCl₂ และ BeF₂  เป็นต้น

(ข) พวกที่เกินออกเตต ได้แก่ สารประกอบของธาตุที่อยู่ในคาบที่ 3 ของตารางธาตุเป็นต้นไป สามารถสร้างพันธะแล้วทำให้อิเล็กตรอนเกินแปด เช่น PCl₅ SF₆ เป็นต้น

ลักษะการเกิดพันธะโคเวเลนต์

1. การสร้างพันธะระหว่างอะตอมชนิดเดียวกัน เกิดเป็นโมเลกุลของธาตุ เช่น H₂, O₂, O₃, S₈
2. การสร้างพันธะระหว่างอะตอมต่างชนิดกัน เกิดเป็นโมเลกุลของสารประกอบ เช่น HCl, H₂O, NH₃

• อิเล็กตรอนที่ใชในการเกิดพันธะ 1 พันธะ (2e^–) เรียกว่า  อิเล็กตรอนคูพันธะ (bonded pair)
• คูอิเล็กตรอน (2e^–) ที่ไมไดใชในการเกิดพันธะ เรียกว่า อิเล็กตรอนคูโดดเดี่ยว (lone pair)
• อิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ เรียกว่า อิเล็กตรอนเดี่ยว (single electron)

ลักษณะสำคัญของพันธะโคเวเลนต์

ส่วนมากเป็นธาตุอโลหะกับอโลหะเนื่องจากธาตุอโลหะมีพลังงานไอออไนเซซันค่อนข้างสูง จึงเสียอิเล็กตรอนได้ยาก มีแต่ใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์

1. เป็นพันธะที่เกิดจากอะตอมของธาตุที่มีค่า EN สูงยึดกับ EN สูงด้วยกัน
2. เป็นพันธะที่เกิดจากอะตอมของ

อโลหะกับอโลหะ   เช่น CO₂    NH₃

กึ่งโลหะกับอโลหะ  เช่น  SiO₂  GeCl₄

ชนิดของพันธะโคเวเลนต์

พิจารณาจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันของอะตอมคู่ร่วมพันธะ ดังนี้

พันธะเดี่ยว (SINGLE BOND)

เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะทั้งสอง ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ ใช้เส้นตรง 1 เส้น แทนพันธะเดี่ยว

พันธะคู่ (DOUBLE BOND)

          เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะทั้งสอง ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่ ใช้เส้นตรง 2 เส้น แทนพันธะคู่

พันธะสาม (TRIPLE BOND)

          เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะทั้งสอง ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ ใช้เส้นตรง 3 เส้น แทนพันธะสาม

 ตัวอย่าง ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ โดยพิจารณาจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันของอะตอมคู่ร่วมพันธะ

พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ (CO-ORDINATE  COVALENT  BOND)

          คือ พันธะโคเวเลนต์ที่เกิดขึ้นโดยอะตอมหนึ่งเป็นตัวให้คู่อิเล็กตรอนเพื่อเกิดพันธะ ซึ่งมักเกิดกับโมเลกุลที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ และเมื่อใช้ไปแล้วก็มีจำนวนอิเล็กตรอนวงนอกไม่เกิน 8

ตัวอย่างเช่น แอมโมเนียมไออน (NH₄⁺)  ซึ่งเกิดจาก   H⁺  + NH₃  ได้ผลิตภัณฑ์เปฺ็น NH₄⁺ โดย N เป็นฝ่ายให้คู่อิเล็กตรอนกับ H ในการสร้างพันธะ ดังรูป

การเขียนสูตรโครงสร้างโมเลกุลโควาเลนต์

• สูตรโครงสร้างแบบจุด (ELECTRON-DOT STRUCTURE)

หรือเรียกว่าโครงสร้างลิวอิส (Lewis  structure)  เป็นการสร้างพันธะโดยการนำเอาเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาใช้ร่วมกัน  การให้หรือ/และรับอิเล็กตรอนของอะตอมทั้งสองอะตอมให้เป็นไปตาม   “กฎออกเตต (octet  rule)”  โดยแสดงเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็นจุด

• สูตรโครงสร้างแบบเส้น (GRAPHIC STRUCTURE)

  • ใช้เส้นตรง 1 เส้น ( — ) แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 1 คู่
  • ใช้เส้นตรง 2 เส้น ( = ) แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน  2  คู่
  • ใช้เส้นตรง 3 เส้น แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 3 คู่
  • ให้เขียนไว้ในระหว่างสัญลักษณ์ของธาตุคู่ร่วมพันธะ
  • อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวที่เหลืออาจเขียนโดยใช้จุดแทน หรือไม่เขียนเลยก็ได้

วิธีเขียนสูตรโครงสร้าง

• เขียนอะตอมทั้งหมดที่เกิดพันธะกันให้อยู่ใกล้กัน กรณีที่มีอะตอม 3 ตัว  อะตอมที่จะต้องอยู่ตำแหน่งกลาง  คือ อะตอมที่มีค่า EN ต่ำ
• หาจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมด นำอิเล็กตรอนที่มีอยู่ไปเขียนรอบอะตอมต่างๆ โดยใช้จุดแทนเวเลนซ์อิเล็กตรอนรอบอะตอมเป็นคู่ ๆ โดยจัดให้แต่ละอะตอม มีจำนวนอิเล็กตรอนล้อมรอบครบ 8 ตัว (ยกเว้น H=2, Be=4, B=6)
  • ไอออนลบ: เพิ่มจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนประจุลบของไอออน
  • ไอออนบวก: ลบจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนประจุบวกของไอออน
• เชื่อมอะตอมด้วยพันธะเดี่ยว โดยใช้ 2 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวแต่ละพันธะ
• ในกรณีที่ใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนจนหมดแล้วแต่อะตอมยังไม่ครบ 8 ตัว อาจต้องมีพันธะคู่ หรือพันธะสามเกิดขึ้นด้วย

ตัวอย่างการเขียนสูตรโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้น

 เรโซแนนซ์ (RESONANCE)

          หมายถึง การใช้สูตรโครงสร้างแบบจุดของลิวอิสตั้งแต่ 2 โครงสร้างขึ้นไปแทนโมเลกุลใดโมเลกุลหนึ่งโดย โครงสร้างเรโซแนนซ์ (Resonance structure) คือ สูตรโครงสร้างของสารที่สามารถเขียนได้มากกว่า  1  แบบ ซึ่งแต่ละสูตรที่เขียนขึ้นมาจะไม่สอดคล้องกับสูตรโครงสร้างที่แท้จริง การจะเป็นโครงสร้างเรโซแนนซ์ได้สารต้องมีการจัดเรียงตัวของอะตอมเหมือนกัน ต่างเพียงการกระจายอิเล็กตรอนในพันธะเท่านั้น

ตัวอย่างการเกิดเรโซแนนซ์ของคาร์บอเนตไอออน

หลักในการตัดสินว่าโครงสร้างเรโซแนนซ์ แบบใด ควรเป็นไปได้มากที่สุดมีหลักในการตัดสินดังนี้คือ

1. มีประจุฟอร์มาลต่ำสุด
2. อะตอมที่มี En สูงกว่ามักมีประจุฟอร์มาลเป็นลบ เนื่องจากมีความสามารถดึงดูดอิเล็กตรอนมากกว่า (แต่ไม่เสมอไป)
3. อะตอมชนิดเดียวกันจะไม่มีประจุฟอร์มาลที่มีเครื่องหมายตรงข้าม (มีเครื่องหมายตรงข้ามได้ แต่ความน่าจะเป็นสำหรับโครงสร้างนั้นๆ จะลดลง)
4. เป็นไปตามกฎออกเตตมากที่สุด

ประจุฟอร์มาลคืออะไร

ประจุฟอร์มาล (FORMAL CHARGE)

          เป็นประจุไฟฟ้าสมมติที่กำหนดขึ้นเพื่อใช้ทำนายว่าโครงสร้างโมเลกุลแบบใดมีความเป็นไปได้มากกว่ากัน (เนื่องจากโครงสร้างที่เกิดเรโซแนนซ์ ทำให้สารชนิดเดียวกันมีโครงสร้างได้หลายแบบ ดังนั้น โครงสร้างแบบใดจะเป็นไปได้มากที่สุดจะดูที่ประจุฟอร์มาล)

การคำนวณประจุฟอร์มาลบนอะตอมหนึ่งๆ ทำได้ดังนี้

ประจุฟอร์มาล    =   V – N – 1/2B

เมื่อ   V = จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่สนใจ

N = จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่ไม่สร้างพันธะ (non-bonding electron)

B = จำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในพันธะรอบอะตอมนั้น

หรือ

ประจุฟอร์มาล    =   V – N – B

เมื่อ   V = จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่สนใจ

N = จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่ไม่สร้างพันธะ (non-bonding electron)

B = จำนวนพันธะทั้งหมดรอบอะตอมนั้น

**หมายเหตุ: ทั้งสองสูตร ตัวแปร “B” ใช้ต่างกันนะครับ เวลาคำนวณให้เลือกใช้สูตรใดสูตรหนึ่งตามที่ตนเองถนัด อย่าเอามาปนกันนะครับ

นักเรียนสามารถศึกษาเพิ่มได้จาก Link นี้ครับ :

ตัวอย่างการคำนวณหาประจุฟอร์มาล

การเขียนสูตรโมเลกุลของสารประกอบโคเวเลนต์

1. เรียงลำดับธาตุให้ถูกต้องตามหลักสากล ดังนี้คือ Si , C , Sb , As , P , N , H , Te , Se , S , At , I , Br , Cl , O , F ตามลำดับ
2. ถ้าจำนวนอะตอมของธาตุมากกว่าหนึ่ง ให้เขียนจำนวนอะตอมด้วยตัวเลขแสดงไว้มุมล่างขวา (อะตอมเดียวไม่ต้องเขียน)
3. หลักการเขียนสูตรสารประกอบโคเวเลนต์ ใช้จำนวนอิเล็กตรอนที่แต่ละอะตอมของธาตุที่ต้องการตามกฎออกเตตคูณไขว้

การเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์

1. อ่านชื่อธาตุข้างหน้าก่อน แล้วตามด้วยธาตุที่อยู่ข้างหลังเปลี่ยนพยางค์ท้ายเป็น – ide

ตัวอย่างการอ่านธาตุที่อยู่หลัง เช่น

Cl  ให้เรียก  คลอไรด์      O  เรียก  ออกไซด์

N   ให้เรียก ไนไตรด์       F เรียก   ฟลูออไรด์

C    ให้เรียก คาร์ไบด์     Br เรียก โบร์ไมด์

S     ให้เรียก ซัลไฟด์      P   เรียก ฟอสไฟด์

2. ระบุจำนวนอะตอมของธาตุด้วยตัวเลขในภาษากรีก ดังนี้

1 = มอนอ        2 = ได

3 = ไตร           4 = เตตระ

5 = เพนตะ       6 = เฮกซะ

7 = เฮปตะ       8 = ออกตะ

9 = โนนะ         10 = เดคะ

3. ถ้าธาตุแรกมีอะตอมเดียวไม่ต้องระบุจำนวนอะตอมแต่ธาตุข้างหลังต้องระบุจำนวนอะตอมเสมอแม้มีเพียงอะตอมเดียว (ระบุโดยใช้ภาษากรีก)

ตัวอย่างการอ่านสื่อสารประกอบโคเวเลนต์

CO      อ่านว่า  คาร์บอนมอนอออกไซด์   หรือ คาร์บอนมอนอกไซด์

CO₂     อ่านว่า  คาร์บอนไดออกไซด์

NO      อ่านว่า  ไนโตรเจนมอนอออกไซด์ หรือ ไนโตรเจนมอนอกไซด์

N₂O     อ่านว่า  ไดไนโตรเจนมอนอออกไซด์ หรือ ไดไนโตรเจนมอนอกไซด์

N₂O₃   อ่านว่า  ไดไนโตรเจนไตรออกไซด์

N₂O₅   อ่านว่า  ไดไนโตรเจนเพนตะออกไซด์

ก็จบไปแล้วกับสรุปเนื้อหาพันธะโคเวเลนต์ใน Week นี้ครับ อีกอย่าง Midterm ใกล้เข้ามาแล้ว ครูก็ขอให้นักเรียนตั้งใจอ่านหนังสือให้มากๆ นะครับ

Hello world!

This is your very first post. Click the Edit link to modify or delete it, or start a new post. If you like, use this post to tell readers why you started this blog and what you plan to do with it.

Happy blogging!