Chemisty: บทที่3พันธะเคมี

3.1สัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิสและกฎออกเตต

กฎออกเตต (Octet rule)

จากการศึกษาเกี่ยวกับธาตุเฉื่อยเช่น He, Ne, Ar, Kr พบว่าเป็นธาตุที่จัดอยู่ในประเภทโมเลกุลอะตอมเดียวทุกสถานะ
คือใน 1 โมเลกุลของธาตุเฉื่อยจะมีเพียง 1 อะตอมทั้งสถานะของแข็ง ของเหลว และก๊าซในธรรมชาติเกือบจะไม่พบสารประกอบของธาตุเฉื่อยเลย
แสดงว่าธาตุเฉื่อยเป็นธาตุที่เสถียรมาก

ดังนั้นธาตุต่างๆ ที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 จึงพยายามปรับตัวให้มีโครงสร้างแบบธาตุเฉื่อยเช่น
โดยการรวมตัวกันเป็นโมเลกุลหรือใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเพื่อทำให้เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8
ส่วนไฮโดรเจนจะพยายามปรับตัวให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2 เหมือนธาตุ He

2He = 2

10Ne = 2 , 8

18Ar = 2 , 8 , 8

36Kr = 2 , 8 , 18 , 8

ส่วนธาตุหมู่อื่นมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุด ไม่ครบ 8 เช่น

1H = 1

6C = 2 , 4

7N = 2 , 5

8 O = 2 , 6

การที่อะตอมของธาตุต่างๆ รวมตัวกันด้วยสัดส่วนที่ทำให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8 นี้นักวิทยาศาสตร์ได้ตั้งเป็นกฎเรียกว่ากฎออกเตต

ข้อยกเว้นสำหรับกฎออกเตต

ดังที่ได้กล่าวมาแล้วว่าอะตอมของธาตุต่าง ๆ มักจะรวมตัวกันเป็นสารประกอบเพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตต
ซึ่งจะทำให้สารประกอบนั้นอยู่ในสภาพที่เสถียรเช่น H2O, PCl3, NH3, CO2 แต่อย่างไรก็ตามเมื่อมีการศึกษาให้กว้างขวางออกไป
ก็พบว่าสารประกอบบางชนิดมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามกฎออกเตต บางชนิดมีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8
และบางชนิดมีเวเลนต์อิเล็กตรอนมากกว่า 8 ซึ่งสารต่างๆ เหล่านี้แม้ว่าจะไม่เป็นไปตามกฎออกเตต แต่ก็อยู่ในภาวะที่ไม่เสถึยร
จัดว่าเป็นข้อยกเว้นสำหรับกฎออกเตต ซึ่งสรุปได้ดังนี้

1.พวกที่ไม่ครบออกเตต

ได้แก่สารประกอบของธาตุในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ ที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 4 เช่น 4Be และ 5B

4Be = 2 , 2 เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2

5B = 2 , 3 เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 3

ธาตุ Be และ B เมื่อเกิดเป็นสารประกอบโคเวเลนต์ทั่ว ๆ ไปจะไม่ครบออกเตต

2.พวกที่เกินกฎออกเตต

ตามทฤษฎีสารประกอบของธาตุที่อยู่ในคาบที่ 3 ของตารางธาตุเป็นต้นไป สารมารถสร้างพันธะแล้วทำให้อิเล็กตรอนเกิน 8 ได้ (ตามกฎการจัดอิเล็กตรอน 2n2 ในคาบที่ 3 สามารถมีอิเล็กตรอนได้เต็มที่ถึง 18 อิเล็กตรอน) นอกจากสารประกอบที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตตดังที่ได้กล่าวมาแล้ว ยังมีสารประกอบอื่น ๆ อีกบางชนิดซึ่งไม่เป็นไปตามกฎออกเตต เช่น ออกไซด์บางตัวของธาตุไนโตรเจน ( NO และ NO2 )และออกไซด์ของคลอรีน (ClO2) เป็นต้น ธาตุเหล่านี้ (N และ Cl) สามารถมีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่ หรืออิเล็กตรอนเดี่ยว (Unpaired electron) ซึ่งทำให้แสดงสมบัติเป็น paramagnetic ได้

สารประกอบอื่นๆ สามารถตรวจสอบว่าเป็นไปตามกฎออกเตตหรือไม่ ทำได้โดยนับอิเล็กตรอนจากอะตอมกลางดังนี้

นับเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมกลางของธาตุนั้นๆ
นับจำนวนแขนที่เกิดกับอะตอมกลาง
นับประจุลบของไอออนนั้นๆ
เอาข้อ1,2,3 มารวมกัน
ข้อระวัง ! สารประกอบบางตัว สามารถเกิดโคออร์ดิเนตได้จะไม่เกิดออกเตต

พันธะโคเวเลนต์
จากการศึกษาข้อมูลพบว่า น้ำตาลทราย เอทานอลหรือแก๊สไฮโดรเจน มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวต่ำ เมื่อละลายในน้ำแล้วสารละลายที่ได้ไม่นำไฟฟ้า แสดงว่าสารกลุ่มนี้ละลายน้ำแล้วไม่แตกตัวเป็นไอออน ดังนั้นสารเหล่านี้คงไม่มีไอออนบวกและไอออนลบเป็นองค์ประกอบ รวมทั้งแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมน่าจะแตกต่างจากสารประกอบไอออนิก นักเรียนคิดว่าอะตอมของสารกลุ่มนี้ยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงชนิดใด

2.2.1 การเกิดพันธะโคเวเลนต์
โมเลกุลของแก๊สไฮโดรเจนประกอบด้วยธาตุไฮโดรเจน 2 อะตอม ไฮโดรเจนทั้งสองอะตอมรวมกันอย่างไร
ไฮโดรเจนเป็นธาตุที่มีค่า IE สูงจึงเสียอิเล็กตรอนได้ยาก เมื่อไฮโดรเจน 2 อะตอมอยู่ใกล้กันจะเกิดแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับโปรตอนในนิวเคลียสของทั้งสองอะตอม จึงมีแนวโน้มสูงที่จะพบอิเล็กตรอนทั้งสองอยู่ในบริเวณระหว่างนิวเคลียสของทั้งสองอะตอม และดึงดูดให้นิวเคลียสเข้ามาใกล้กันมากขึ้น ในขณะเดียวกันก็จะมีแรงผลักระหว่างโปรตอนกับโปรตอนและระหว่างอิเล็กตรอนกับอิเล็กตรอนของแต่ละอะตอมด้วย เมื่ออะตอมทั้งสองเข้ามาใกล้กันในระยะที่เหมาะสม อะตอมทั้งสองจะมีพลังงานต่ำสุดและอยู่รวมกันเป็นโมเลกุลโดยใช้อิเล็กตรอนร่วมกันแรงดึงดูดที่ทำให้อะตอมอยู่รวมกันได้ในลักษณะนี้เรียกว่า พันธะโคเวแลนต์ โมเลกุลของสารที่อะตอมยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์เรียกว่า โมเลกุลโคเวเลนต์ และสารที่ประกอบด้วยอะตอมที่สร้างพันธะโคเวเลนต์เรียกว่า สารโคเวเลนต์

รูป 2.11 แรงดึงดูดและแรงผลักในโมเลกุล $\displaystyle H_2$ <

นักเรียนคิดว่าการรวมตัวของไฮโดรเจนสองอะตอมเป็นโมเลกุลจะมีการเปลี่ยนแปลงพลังงานอย่างไร ให้ศึกษาจากกราฟ 2.12

รูป 2.12 กราฟแสดงการเปลี่ยนแปลงพลังงานในการเกิดโมเลกุลไฮโดรเจน

                  จากกราฟ เมื่ออะตอมของไฮโดรเจนสองอะตอมอยู่ห่างกัน อะตอมของไฮโดรเจนทั้งคู่จะมีพลังงานศักย์ค่าหนึ่งเมื่ออะตอมเคลื่อนที่เข้าใกล้กัน จะเกิดแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับโปรตอน ขณะเดียวกันก็จะเกิดแรงผลักระหว่างโปรตอนกับโปรตอนและระหว่างอิเล็กตรอนกับอิเล็กตรอนด้วย แรงดึงดูดและแรงผลักดังกล่าวจะทำให้พลังงานศักย์ลดลง เมื่ออะตอมทั้งสองเข้าใกล้กันมากขึ้นอีก พลังงานศักย์จะลดลงเรื่อยๆ จนกระทั่งนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองอยู่ห่างกันเป็นระยะ 74 พิโกเมตร ผลรวมของแรงดึงดูดและแรงผลักทำให้พลังงานศักย์ของไฮโดรเจนทั้งสองอะตอมลดลงมากที่สุด ซึ่งมีค่าน้อยกว่าพลังงานเริ่มต้น 436 กิโลจูลต่อโมล ไฮโดรเจนทั้งสองอะตอมจะใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเกิดเป็นโมเลกุลที่เสถียรมาก ถ้าอะตอมทั้งสองเข้าใกล้กันมากกว่านี้ แรงผลักระหว่างนิวเคลียสและระหว่างอิเล็กตรอนจะเพิ่มขึ้นทำให้พลังงานศักย์ของโมเลกุลสูงขึ้นอย่างรวดเร็วจนอะตอมทั้งสองอยู่ร่วมกันเป็นโมเลกุลไม่ได้ นักเรียนคิดว่านอกจากโมเลกุลของไฮโดรเจนแล้วยังมีโมเลกุลใดอีกที่มีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันแบบนี้

2.2.2 ชนิดของพันธะโคเวเลนต์
               นักเรียนทราบแล้วว่าเมื่ออะตอมของธาตุรวมกันเกิดเป็นสารประกอบจะทำให้แต่ละอะตอมมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเป็น 8 ตามกฎออกเตต เช่น การรวมตัวของธาตุไฮโดรเจนกับธาตุฟลูออรีนเกิดเป็นไฮโดรเจนฟลูออไรด์ ไฮโดรเจนมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 1 ต้องการอีก 1 อิเล็กตรอนจึงจะครบ 2 เหมือนฮีเลียม ส่วนฟลูออรีนมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 7 ต้องการอีก 1 อิเล็กตรอนจึงจะครบ 8 แต่ธาตุทั้งสองมีพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 สูง แสดงว่าเสียอิเล็กตรอนได้ยาก จึงไม่มีอะตอมใดให้อิเล็กตรอน ธาตุทั้งสองจึงใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ เกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์ชนิด พันธะเดี่ยว อิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันนี้เรียกว่า อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ
                จากตัวอย่างการเกิดโมเลกุลของแก๊สไฮโดรเจนหรือไฮโดรเจนฟลูออไรด์ช่วยให้ทราบว่าการเกิดพันธะเคมีจะเกี่ยวข้องกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนของแต่ละอะตอม สำหรับอะตอมที่เกิดพันธะนั้นนักเคมีนิยมใช้การเขียนสัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิส* โดยประกอบด้วยสัญลักษณ์ของธาตุหนึ่งแทนนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนในชั้นถัดจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนเข้าไป และจุดรอบสัญลักษณ์ซึ่งแทนจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของธาตุนั้นๆ ในกรณีของธาตุกลุ่มย่อย A (หมู่ IA ถึง VIIIA) ซึ่งมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับเลขหมู่ จึงเขียนสัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิสแสดงได้ดังตัวอย่าง

              ดังนั้นการเกิดพันธะโคเวเลนต์ระหว่างอะตอมของไฮโดรเจนกับฟลูออรีนซึ่งเป็นพันธะเดี่ยว จึงแสดงด้วยสัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิสได้ดังนี้

                ตัวอย่างโมเลกุลโคเวเลนต์อื่นๆ ซึ่งมีพันธะในโมเลเป็นพันธะเดี่ยว เช่น โมเลกุลแก๊สคลอรีน $\displaystyle (Cl_2)$ โมเลกุลน้ำ $\displaystyle H_2 O$ ใช้สัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิสแสดงได้ดังนี้

               การแสดงการเกิดพันธะโคเวเลนต์ด้วยสัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิส โดยใช้จุด 2 จุด หรืออาจใช้เส้น 1 เส้นแทนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 1 คู่ ระหว่างอะตอมทั้งสองเรียกว่า โครงสร้างลิวอิส จากตัวอย่างจะสังเกตเห็นว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอนบางอิเล็กตรอนไม่ได้เกี่ยวข้องกับการเกิดพันธะอิเล็กตรอนเหล่านี้จะเรียกว่า อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
                  นักเรียนคิดว่าในโมเลกุลของไฮโดรเจนฟลูออไรด์คลอรีนและน้ำ มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวโมเลกุลละเท่าไร
                  ในโมเลกุลของแก๊สออกซิเจน $\displaystyle O_2$ ซึ่งประกอบด้วยออกซิเจน 2 อะตอม ออกซิเจนมี 6 เวเลนซ์อิเล็กตรอน แต่ละอะตอมต้องการอีก 2 อิเล็กตรอนจึงจะครบ 8 ดังนั้นจึงใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่ เกิดพันธะโคเวเลนต์ชนิด พันธะคู่ ตัวอย่างโมเลกุลโคเวเลนต์อื่นๆ ที่มีพันธะคู่ในโมเลกุล เช่น โมเลกุลคาร์บอนไดออกไซด์ $\displaystyle (CO_2)$ เอทิลีน $\displaystyle (C_2 H_4)$ เขียนโครงสร้างลิวอิสแสดงได้ดังนี้

ถ้าอะตอมทั้งสองใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ พันธะที่เกิดขึ้นเรียกว่า พันธะสาม เช่น ในโมเลกุลไนโตรเจน $\displaystyle N_2$ อะเซทิลีน $\displaystyle (C_2 H_4)$ เขียนโครงสร้างลิวอิสแสดงได้ดังนี้

นอกจากนี้เพื่อความสะดวกอาจใช้เส้น 1 เส้น ( - ) แทนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 1 คู่ สำหรับโมเลกุลที่มีพันธะคู่หรือพันธะสาม จึงเขียนเส้น 2 เส้น ( = ) และ 3 เส้น $\displaystyle \equiv$ แทนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่และ 3 คู่ ตามลำดับ สำหรับอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจะเขียนแสดงไว้หรือไม่ก็ได้ ดังตัวอย่างในตาราง 2.6

ตาราง 2.6 โครงสร้างลิวอิสของโมเลกุลโคเวเลนต์บางชนิด

จากการที่อะตอมใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเพื่อทำให้อะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบ 8 ตามกฎออกเตต จึงสามารถใช้กฎออกเตตทำนายจำนวนพันธะโคเวเลนต์ของแต่ละอะตอมได้ ตัวอย่างเช่น ธาตุคาร์บอนมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 4 จึงต้องการอีก 4 อิเล็กตรอนเพื่อให้ครบ 8 นั่น คือคาร์บอนจะเกิดพันธะได้ 4 พันธะ ซึ่งอาจเป็นพันธะเดี่ยวทั้งหมดหรืออาจมีพันธะคู่หรือพันธะสามร่วมด้วยก็ได้ เช่น พันธะของคาร์บอนในโมเลกุลอีเทน เอทิลีน และอะเซทิลีน ตามลำดับ

สารโคเวเลนต์บางชนิดประกอบด้วยพันธะโคเวเลนต์ที่อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะมาจากอะตอมใดอะตอมหนึ่งเท่านั้น พันธะที่เกิดขึ้นในลักษณะเช่นนี้เรียกว่า พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์

ตัวอย่าง พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ในไอออน $\displaystyle NH_4^ +$

ในกรณีนี้ $\displaystyle NH_3$ มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ ส่วน $\displaystyle H^+$ เป็นไอออนที่ไม่มีอิเล็กตรอน $\displaystyle NH_3$ จึงให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวแก่ $\displaystyle H^3$ เกิดพันธะใหม่ระหว่าง $\displaystyle NH_3$ กับ $\displaystyle H^+$ ซึ่งเป็นพันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ อย่างไรก็ตามเมื่อศึกษาเพิ่มเติมต่อไปจะพบว่าพันธะระหว่าง N กับ H ทั้ง 4 พันธะในไอออน $\displaystyle NH_4^ +$ นี้มีลักษณะไม่แตกต่างกัน

ตัวอย่าง พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ในโมเลกุล

               แก๊สโบรอนไตรฟลูออไรด์สามารถทำปฏิกิริยากับแก๊สแอมโมเนียเกิดเป็นสารประกอบ โดยมีพันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์เกิดขึ้นระหว่างอะตอม N กับ B ทำให้อะตอม B มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบ 8

                  - นักเรียนคิดว่า $\displaystyle H_3 O^ +$ มีพันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ในโมเลกุลหรือไม่ เขียนสมการแสดงการเกิดพันธะได้อย่างไร

2.2.3 โมเลกุลที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตต
                ในโมเลกุลโคเวเลนต์ที่ได้ศึกษามาแล้วส่วนใหญ่อะตอมกลางจะมีจำนวนอิเล็กตรอนล้อมรอบเป็นไปตามกฎออกเตต แต่มีบางโมเลกุลที่จำนวนอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางน้อยกว่า 8 อิเล็กตรอน เช่น ในโมเลกุลเบริลเลียมคลอไรด์   $\displaystyle BeCl_2)$ ซึ่งมีอิเล็กตรอนรอบเบริลเลียมเพียง 4 อิเล็กตรอน หรือในโมเลกุลโบรอนไตรฟลูออไรด์ $\displaystyle BF_3$ มีอิเล็กตรอนรอบโบรอนเพียง 6 อิเล็กตรอนโครงสร้างลิวอิสของสารทั้งสองแสดงดังรูป 2.13

รูป 2.13 โครงสร้างลิวอิสในโมเลกุล $\displaystyle BeCl_2$ และ $\displaystyle BF_3$

โมเลกุลโคเวเลนต์หลายชนิดที่มีอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางมากกว่า 8 เช่น ฟอสฟอรัสเพนตะคลอไรด์ $\displaystyle (PCL_5)$ อะตอมฟอสฟอรัสใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้ง 5 อิเล็กตรอนสร้างพันธะกับคลอรีน 5 พันธะ จึงมีอิเล็กตรอนล้อมรอบ 10 อิเล็กตรอน ซัลเฟอร์เฮกซะฟลูออไรด์ $\displaystyle (SF_6)$ อะตอมกำมะถันใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้ง 6 อิเล็กตรอนสร้างพันธะกับฟลูออรีน 6 พันธะ จึงมีอิเล็กตรอนล้อมรอบ 12 อิเล็กตรอน เช่นเดียวกับอะตอมของซีนอนในซีนอนเตตระฟลูออไรด์ $\displaystyle (XeF_4)$ โมเลกุลโคเวเลนต์ที่กล่าวมาแล้วแสดงได้ดังรูป 2.14

รูป 2.14 ตัวอย่างโมเลกุลโคเวเลนต์ที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตต

3.2พันธะไอออนิก

พันธะไอออนิก ( Ionic bond ) หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวที่เกิดในสารประกอบที่เกิดขึ้นระหว่าง 2 อะตอมอะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีต่างกันมาก อะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีน้อยจะให้อิเล็กตรอนแก่อะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีมาก และทำให้อิเล็กตรอนที่อยู่รอบๆ อะตอมครบ 8 ( octat rule ) กลายเป็นไอออนบวก และไอออนลบตามลำดับ เกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างไอออนบวกและไอออนลบ และเกิดเป็นโมเลกุลขึ้น เช่น การเกิดสารประกอบ NaCl ดังภาพ

จากตัวอย่าง Na ซึ่งมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1 ได้ให้อิเล็กตรอนแก่ Cl ที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 7 จึงทำให้ Na และ Cl มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8 เกิดเป็นสารประกอบไอออนิก

สมบัติของสารประกอบไอออนิก

มีขั้ว เพราะสารประกอบไอออนิกไม่ได้เกิดขึ้นเป็นโมเลกุลเดี่ยว แต่จะเป็นของแข็งซึ่งประกอบด้วยไอออนจำนวนมาก ซึ่งยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงยึดเหนี่ยวทางไฟฟ้า
ไม่นำไฟฟ้าเมื่ออยู่ในสภาพของแข็ง แต่จะนำไฟฟ้าได้เมื่อใส่สารประกอบไอออนิกลงในน้ำ ไอออนจะแยกออกจากกัน ทำให้สารละลายนำไฟฟ้าในทำนองเดียวกันสารประกอบที่หลอมเหลวจะนำไฟฟ้าได้ด้วยเนื่องจากเมื่อหลอมเหลวไอออนจะเป็นอิสระจากกัน เกิดการไหลเวียนอิเลคตรอนทำให้อิเลคตรอนเคลื่อนที่จึงเกิดการนำไฟฟ้า
มีจุหลอมเหลวและจุดเดือดสูง ความร้อนในการทำลายแรงดึงดูดระหว่างไอออนให้กลายเป็นของเหลวต้องใช้พลังงานสูง
สารประกอบไอออนิกทำให้เกิดปฏิกิริยาไอออนิก คือ ปฏิกิริยาระหว่างไอออนกับไอออน ทั้งนี้เพราะสารไอออนิกจะเป็นไอออนอิสระในสารละลาย ปฏิกิริยาจึงเกิดทันที
สมบัติไม่แสดงทิศทางของพันธะไอออนิก สารประกอบไอออนิกเกิดจากไอออนที่มีประจุตรงกันข้ามรอบ ๆ ไอออนแต่ละไอออนจะมีสนามไฟฟ้าซึ่งไม่มีทิศทาง จึงทำให้เกิดสมบัติไม่แสดงทิศทางของพันธะไอออนิก
เป็นผลึกแข็ง แต่เปราะและแตกง่าย

การเขียนสูตรสารประกอบไอออนิก

ตารางธาตุช่วยจำประจุของไอออนชนิดต่าง ๆ โดยโลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันต่ำจึงเสียอิเล็กตรอนง่ายกลายเป็นไอออนบวก ส่วนอโลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูงจึงเป็นฝ่ายรับอิเล็กตรอนกลายเป็นไอออนลบ ดังรูป

การเขียนสูตรเอ็มพิริกัลของสารประกอบไอออนิก ต้องรู้ค่าประจุของแต่ละไอออนที่มีในสารประกอบนั้น สารประกอบมักมีสมบัติเป็นกลางเสมอ ดังนั้นต้องทำให้ไอออนในสารประกอบไอออนิกมีอัตราส่วนของประจุบวกและลบเท่ากัน เช่น NaCl มี Na ประจุ + และ Cl ประจุ - เป็น 1:1 และ BaCl2 มี Ba ประจุ 2+ และ Cl ประจุ - เป็น 1:2 จากตัวอย่างข้างต้นจะเห็นว่าถ้าประจุที่ไอออนบวกเท่ากับประจุไอออนลบตัวเลขที่กำกับด้านล่างของสัญลักษณ์ไอออนจะเป็น 1 แต่ถ้าประจุไม่เท่ากัน ตัวเลขที่เป็นค่าของประจุบนไอออนหนึ่งจะเป็นตัวเลขที่กำกับจำนวนไอออนของอีกตัวหนึ่ง ดังนี้

เพิ่มเติม ตารางนี้เป็นตารางแสดงกลุ่มอะตอม ทำหน้าที่เหมือนไอออนบวก ไอออนลบได้
การนำไปใช้ในการเขียนสูตรสารประกอบไอออนิก ให้ถือว่ากลุ่มของอะตอมเหล่านี้นั้นแสดงสมบัติเหมือนกับไอออนของอะตอมเดียว คือ เมื่อรวมกับไอออนที่มีประจุต่างชนิดได้สารประกอบไอออนิกซึ่งมีผลรวมของประจุเป็นศูนย์ เช่น NH4 ประจุ+ กับ SO4 ประจุ2- รวมกันด้วยอัตราส่วนของจำนวนไอออนเป็น 2 : 1 ได้สารประกอบมีสูตรเป็น (NH4)2SO4 เป็นต้น

การอ่านชื่อสารประกอบไอออนิก

กรณีเป็นสารประกอบธาตุคู่ ให้อ่านชื่อธาตุที่เป็นประจุบวก แล้วตามด้วยธาตุประจุลบ โดยลงท้ายเสียงพยางค์ท้ายเป็น “ไอด์” (ide) เช่น NaCl อ่านว่า โซเดียมคลอไรด์

กรณีเป็นสารประกอบธาตุมากกว่าสองชนิด ให้อ่านชื่อธาตุที่เป็นประจุบวก แล้วตามด้วยกลุ่มธาตุที่เป็นประจุลบได้เลย เช่น CaCO3 อ่านว่า แคลเซียมคาร์บอเนต

กรณีเป็นสารประกอบธาตุโลหะทรานซิชัน ให้อ่านชื่อธาตุที่เป็นประจุบวกและจำนวนเลขออกซิเดชันหรือค่าประจุของธาตุเสียก่อน โดยวงเล็บเป็นเลขโรมัน แล้วจึงตามด้วยธาตุประจุลบ เช่น FeCl2 อ่านว่า ไอรอน(I I)คลอไรด์

3.3พันธะโคเวเลนต์

พันธะโคเวเลนต์(Covalent bond) มาจากคำว่า co + valence electron ซึ่งหมายถึง พันธะที่เกิดจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน ดังเช่น ในกรณีของไฮโดรเจน ดังนั้นลักษณะที่สำคัญของ พันธะโคเวเลนต์ก็คือการที่อะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่ ๆ

-สารประกอบที่อะตอมแต่ละคู่ยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ เรียกว่าสารโคเวเลนต์

-โมเลกุลของสารที่อะตอมแต่ละคู่ยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์เรียกว่าโมเลกุลโคเวเลนต์

1. การเกิดพันธะโคเวเลนต์

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

3.4พันธะโลหะ

พันธะโลหะ หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวที่ทำให้อะตอมของโลหะ อยู่ด้วยกันในก้อนของโลหะ โดยมีการใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมของโลหะ โดยที่เวเลนต์อิเล็กตรอนนี้ไม่ได้เป็นของอะตอมหนึ่งอะตอมใดโดยเฉพาะ เนื่องจากมีการเคลื่อนที่ตลอดเวลา ทุกๆอะตอมของโลหะจะอยู่ติดกันกับอะตอมอื่นๆ ต่อเนื่องกันไม่มีที่สิ้นสุด จึงทำให้โลหะไม่มีสูตรโมเลกุล ที่เขียนกันเป็นสูตรอย่างง่าย หรือสัญลักษณ์ของธาตุนั้นเอง

แสดงการเกิดพันธะโลหะ

สมบัติของพันธะโลหะ

• 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

3.5การใช้ประโยชน์ของสารประกอบไอออนิกสารโคเวเลนต์ และโลหะ

พันธะเคมีของอะตอม คือ แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม ซึ่งเป็นสิ่งที่สำคัญพอ ๆ กับตัวอะตอมเอง เพราะหากมันไม่เกิดการจับตัวกันระหว่างอะตอม ก็อาจจะไม่มีโมเลกุล สสาร สารประกอบ เนื้อเยื่อ อวัยวะ ร่างกาย หรือหน่วยของสิ่งมีชีวิตและไม่มีชีวิตต่าง ๆ ที่อยู่บนโลกนี้เกิดขึ้นได้เลย มันคงจะเป็นแค่อะตอมซึ่งล่องลอยอย่างอิสระไปทั่ว เมื่ออะตอมจับตัวอยู่ด้วยกันจะได้เป็นโมเลกุล โดยแต่ละโมเลกุลก็จะจับตัวกันมากขึ้น เป็นโครงสร้างที่ซับซ้อนมากขึ้น

พันธะเคมีของอะตอม (Atomic Bonds) ประกอบไปด้วย พันธะไอออนิก พันธะโคเวเลนต์ พันธะโลหะ โดยไม่รวมถึงพันธะระหว่างโมเลกุลซึ่งมีความแตกต่างกันออกไปอีก

พันธะไอออนิก (Ionic Bond)

เป็นพันธะที่เกิดขึ้นระหว่างอะตอมซึ่งมีประจุตรงข้ามกัน และดึงดูดเข้าหากันจากการเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอนหนึ่งตัวหรือมากกว่า จำนวนอิเล็กตรอนซึ่งอยู่วงนอกสุดของอะตอมหนึ่งไปอยู่ร่วมกับกลุ่มอิเล็กตรอนวงนอกสุดของอีกหนึ่งอะตอม เพื่อให้จำนวนอิเล็กตรอนวงนอกสุดของทั้งสองอะตอมครบออกเตต (Octet)

การจับคู่พันธะแบบไอออนิกนี้เกิดขึ้นระหว่างอะตอมของโลหะกับอะตอมของอโลหะ โดยอะตอมโลหะให้อิเล็กตรอนแก่อะตอมของอโลหะ ยกตัวอย่างเช่น อะตอมโซเดียม (Na) และอะตอมคลอรีน (Cl) กลายเป็นโซเดียมคลอไรด์ (NaCl) หรือเกลือ โซเดียมมีอิเล็กตรอนวงนอกสุด 1 ตัว จึงยกอิเล็กตรอนตัวนี้ให้แก่อะตอมคลอรีน ทำให้อะตอมโซเดียมเองมีประจุเป็นบวก เนื่องจากมีจำนวนอิเล็กตรอนน้อยกว่าโปรตอน 1 ตัว ในฝั่งของอะตอมคลอรีนมีอิเล็กตรอนวงนอกสุด 7 ตัว เมื่อได้รับอิเล็กตรอนเข้ามาเพิ่มอีก 1 ตัวทำให้มีจำนวนอิเล็กตรอนมากกว่าโปรตอนในอะตอมของตัวเองอยู่ 1 และทำให้มันมีประจุเป็นลบ

พันธะโลหะ (Metallic Bond)

เป็นพันธะซึ่งเกิดขึ้นกับอะตอมของธาตุที่เป็นโลหะ เกิดขึ้นเมื่ออะตอมของโลหะแบ่งกันใช้อิเล็กตรอนวงนอกสุดของอะตอม โดยที่อิเล็กตรอนที่แบ่งกันใช้นี้ไม่ได้เป็นส่วนหนึ่งของอะตอมใดอะตอมหนึ่งโดยสมบูรณ์ และนั่นทำให้มีการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนอยู่ตลอดเวลา ทุก ๆ อะตอมของโลหะจึงอยู่ใกล้กับอะตอมอื่นยาวไปอย่างไม่สิ้นสุด และนั่นทำให้ธาตุโลหะไม่มีสูตรโมเลกุล

ยกตัวอย่างเช่น อะตอมของเหล็ก (Fe) อยู่รวมกันเป็นจำนวนมากจนกลายเป็นแผ่นเหล็กหรือแท่งเหล็กได้ โดยไม่มีการกำหนดตัวเลขจำนวนอะตอมในหนึ่งโมเลกุล และการเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระของอิเล็กตรอนนี้เองที่ทำให้โลหะสามารถนำประจุไฟฟ้าได้ดี เพราะอิเล็กตรอนที่ถูกเติมเข้ามาในโลหะสามารถไหลจากจุดหนึ่งไปยังจุดใด ๆ ได้อย่างอิสระ ดังนั้น หากมีแท่งเหล็กและมีการต่อไฟฟ้าเข้าที่จุดใดจุดหนึ่งของแท่งเหล็ก เมื่อคุณจับหรือสัมผัสส่วนใดของแท่งเหล็กก็จะช็อตได้ทั้งสิ้น เช่นเดียวกับการถ่ายโอนความร้อนด้วยการนำความร้อนให้กระจายไปทั่ว การเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนที่เป็นอิสระนี้เองก็ทำให้โลหะมีลักษณะมันวาว เนื่องจากความสามารถในการสะท้อนแสงได้ดี นอกจากนั้นการที่แต่ละอะตอมใช้อิเล็กตรอนวงนอกสุดร่วมกัน ทำให้อะตอมอยู่ใกล้ชิดกันอย่างเหนียวแน่นและนั่นทำให้ธาตุโลหะส่วนใหญ่มีจุดหลอมเหลวสูงอีกด้วย

พันธะโคเวเลนต์ (Covalent Bond)

เป็นการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมคู่หนึ่ง ซึ่งอะตอมคู่นี้เป็นอะตอมของธาตุอโลหะ คุณสมบัติของอะตอมธาตุอโลหะคือ มีค่าพลังงานไอออไนเซชั่น (Ionization) สูง กล่าวคือ ความสามารถในการยึดเหนี่ยวอิเล็กตรอนเอาไว้ ไม่ยอมปล่อยให้อะตอมอื่นเอาไปใช้ได้ จึงทำให้อะตอมที่มาจับเข้าคู่กันจำเป็นต้องแบ่งปันอิเล็กตรอนกันโดยไม่มีอะตอมไหนสูญเสียอิเล็กตรอนออกไป โดยหลักแล้วคือ การแบ่งปันโดยยอมให้อะตอมอื่นใช้อิเล็กตรอนได้จำนวนเท่า ๆ กันกับที่ดึงดูดอิเล็กตรอนจากอะตอมอื่น นั่นก็เพื่อให้อิเล็กตรอนวงนอกสุดของอะตอมครบจำนวนตามกฎออกเตต

พันธะโคเวเลนต์ยังสามารถแบ่งย่อยออกไปได้อีก 3 แบบ ตามจำนวนคู่ของอะตอมที่แบ่งปันกัน ได้แก่ 1 คู่ 2 คู่ และ 3 คู่ และนั่นทำให้ธาตุอโลหะไม่สามารถอยู่เป็นอะตอมเดี่ยว ๆ ได้ แต่จำเป็นต้องจับตัวคู่กันเป็นอย่างน้อยเพื่อให้เป็นโมเลกุลที่เสถียร โดยยิ่งแบ่งคู่อิเล็กตรอนระหว่างกันมากเท่าไร ก็จะยิ่งมีความยาวพันธะน้อยลง แต่มีพลังงานของพันธะมากขึ้น

ที่มา:www.vcharkarn.com,pantachemi.weebly.com,www.scimath.org,sites.google.com,www.trueplookpanya.com

บทที่3พันธะเคมี

สมบัติของสารประกอบไอออนิก

การเขียนสูตรสารประกอบไอออนิก

การอ่านชื่อสารประกอบไอออนิก

พันธะไอออนิก (Ionic Bond)

พันธะโลหะ (Metallic Bond)

พันธะโคเวเลนต์ (Covalent Bond)

ไม่มีความคิดเห็น:

แสดงความคิดเห็น

ข่าวที่9

รายงานการละเมิด