chemistry

วันอาทิตย์ที่ 16 กันยายน พ.ศ. 2561

บทที่3.พันธะเคมี(3.5)

3.5การใช้ประโยชน์ของสารประกอบไอออนิก โคเวเลนต์ และโลหะ

พันธะโลหะ
จากการศึกษาในระดับชั้นมัธยมศึกษาตอนต้นนักเรียนคงทราบแล้วว่าโลหะส่วนใหญ่มีสถานะเป็นของแข็ง มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง นอกจากนี้โลหะสามารถนำไฟฟ้าและนำความร้อนได้ดี จากสมบัติที่กล่าวมาแล้วนักเรียนคิดว่าอะตอมของโลหะน่าจะยึดกันด้วยพันธะชนิดเดียวกับสารไอออนิกที่ได้ศึกษามาแล้วหรือไม่ ให้ศึกษาสมบัติบางประการของโลหะจากตาราง 2.16

ตาราง 2.16 สมบัติบางประการของสาร

สาร	ตัวอย่าง	สมบัติของสาร
สาร	ตัวอย่าง	ลักษณะที่ ปรากฎ	การนำ ไฟฟ้า	จุด หลอมเหลว(oC)	จุดเดือด (oC)
สารประกอบ ไอออนิก	โซเดียมคลอไรด์ (NaCl)	ของแข็งสีขาว	ไม่นำ	801	1465
	แคลเซียมฟลูออไรด์ $\displaystyle (CaF_2)$	ของแข็งสีขาว	ไม่นำ	1418	2533
	โพแทสเซียมไอโอไดด์ (Kl)	ของแข็งสีขาว	ไม่นำ	681	1330
สาร โคเวเลนต์	น้ำตาลทราย $\displaystyle C_12 H_22 O_11$	ของแข็งสีขาว	ไม่นำ	192 (สลายตัว)	-
	เอทานอล $\displaystyle C_2 H_5 OH$	ของเหลวใส ไม่มีสี	ไม่นำ	-114.1	78.3
	แก๊สไฮโดรเจน $\displaystyle H_2$	แก๊สไม่มีสี ไม่มีกลิ่น	ไม่นำ	-259	-253
สารโครงผลึก- ร่างตาข่าย	เพชร (C)	ของแข็งใส ไม่มีสี	ไม่นำ	3550	4830
สารโครงผลึก- ร่างตาข่าย	แกรไฟต์ (C)	ของแข็งสีดำ	นำ	3727*	3640
โลหะ	เหล็ก (Fe)	ของแข็งสีเงินวาว	นำ	1535	2750
	ทองแดง (Cu)	ของแข็งสีน้ำตาลแดง	นำ	1085	2572
	โครเมียม (Cr)	ของแข็งสีเงินวาว	นำ	1857	2672

* ค่าที่แสดงเป็นค่าโดยประมาณที่ได้จากการทดลองภายใต้ความดันที่เหมาะสม

จากสมบัติของโลหะในตาราง 2.16 แสดงว่าอะตอมของโลหะควรยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะที่แตกต่างจากพันธะไอออนิกและพันธะโคเวเลนต์ สำหรับการเกิดพันธะในโลหะอธิบายได้ว่าอะตอมของโลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันต่ำจึงเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนแล้วกลายเป็นไอออนบวกได้ง่าย เวเลนซ์อิเล็กตรอนที่หลุดออกมานี้สามารถเคลื่อนที่อย่างอิสระไปได้ทั่วทั้งก้อนโลหะ แรงยึดเหนี่ยวอย่างแข็งแรงระหว่างไอออนบวกกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่เป็นอิสระนี้เรียกว่า พันธะโลหะ ดังนั้นความแข็งแรงของพันธะโลหะจึงขึ้นอยู่กับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนและประจุของไอออนบวกของโลหะแต่ละชนิดการเกิดพันธะในโลหะอาจแสดงได้ด้วยแบบจำลองทะเลอิเล็กตรอน ดังรูป 2.24

รูป 2.24 แบบจำลองทะเลอิเล็กตรอนในโลหะ

2.3.1 สมบัติของโลหะ
จากแบบจำลองทะเลอิเล็กตรอน จะเห็นว่าอะตอมของโลหะอยู่ค่อนข้างชิดกันและเรียงต่อเนื่องกันไม่มีที่สิ้นสุด โดยมีอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ไปทั่วทั้งก้อนโลหะ ทำให้โลหะมีสมบัติเฉพาะตัวหลายประการที่แตกต่างจากสารอื่นเราอาจใช้แบบจำลองทะเลอิเล็กตรอนอธิบายสมบัติทางภายภาพของโลหะได้ เช่น โลหะสามารถนำความร้อนและไฟฟ้าได้ เนื่องจากเมื่อให้ความร้อนแก่โลหะ เวเลนซ์อิเล็กตรอนจะมีพลังงานสูงขึ้นจึงเคลื่อนที่ได้เร็วขึ้น เมื่อเกิดการชนกันจะถ่ายโอนพลังงานบางส่วนแก่กันและถูกถ่ายโอนต่อเนื่องกันไปจนทั่วก้อนโลหะ โลหะจึงนำความร้อนได้ และการที่โลหะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระทั่วทั้งก้อนโลหะ จึงทำให้โลหะนำไฟฟ้าได้ดี โลหะมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูงเพราะว่าอะตอมโลหะยึดกันไว้อย่างแข็งแรงด้วยพันธะโลหะทุกอะตอม การหลอมเหลวหรือทำให้กลายเป็นไอจึงต้องใช้พลังงานสูงมาก เช่น การหลอมเหลวทองแดงต้องใช้อุณหภูมิสูงถึง 1085 $\displaystyle  (^\circ C)$ และการทำให้ทองแดงเดือดกลายเป็นไอต้องใช้อุณหภูมิสูงถึง 2572 $\displaystyle  (^\circ C)$ สำหรับการตีโลหะให้แผ่ออกเป็นแผ่นและดึงเป็นเส้นได้นั้นอธิบายได้ว่า อะตอมโลหะจัดเรียงตัวเป็นชั้นๆ อย่างมีระเบียบ การทุบแผ่นโลหะเป็นการผลักให้ชั้นของอะตอมโลหะเลื่อนไถลออกไปจากตำแหน่งเดิม ทำให้แผ่นโลหะยาวออกไปและบางลง แต่อะตอมของโลหะในตำแหน่งใหม่ไม่หลุดออกจากกันเพราะมีกลุ่มเวเลนซ์อิเล็กตรอนยึดอนุภาคเหล่านั้นไว้ ดังนั้นจึงตีโลหะให้แผ่ออกเป็นแผ่นบางๆ หรือดัดให้โค้งงอ หรือดึงเป็นเส้นได้ ดังรูป 2.25

รูป 2.25 การเลื่อนไถลของอะตอมโลหะเมื่อถูกแรงกระทำ

นอกจากนี้โลหะยังสามารถสะท้อนแสงได้ ซึ่งเกิดจากกลุ่มเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่ได้โดยอิสระ เมื่อกระทบกับแสงซึ่งเป็นคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า อิเล็กตรอนเหล่านั้นจะรับและปล่อยคลื่นแสงออกมา ผิวของโลหะจึงเป็นมันวาวและสะท้อนแสงได้ดี อย่างไรก็ตามยังมีสมบัติบางประการของโลหะที่ไม่สามารถใช้แบบจำลองนี้อธิบายได้ ซึ่งนักเรียนจะได้ศึกษาในระดับสูงต่อไป

บทที่3.พันธะเคมี(3.3)

3.3พันธะโคเวเลนต์

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 พันธะเดี่ยวอิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันนี้เรียกว่า 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

นักเรียนคิดว่าในสารประกอบออกไซด์ของไนโตรเจน เช่น ไนโตรเจนมอนอกไซด์ (NO) ไนโตรเจนไดออกไซด์ $\displaystyle (NO_2)$ ไดไนโตรเจนมอนอกไซด์ $\displaystyle (N_2 O)$ อะตอมของไนโตรเจนมีอิเล็กตรอนเป็นไปตามกฎออกเตตหรือไม่ อย่างไร

2.2.4 การเขียนสูตรและเรียกชื่อสารโคเวเลนต์
การเขียนสูตรโมเลกุลของสารโคเวเลนต์ กำหนดให้เขียนสัญลักษณ์ของธาตุองค์ประกอบเรียงลำดับดังนี้ B Si C P N H Se S I Br Cl O F ถ้าธาตุใดมีจำนวนอะตอมมากกว่า 1 ให้ระบุจำนวนอะตอมของธาตุนั้นไว้มุมล่างด้านขวาของสัญลักษณ์ เช่น $\displaystyle CO_2$ $\displaystyle BF_3$ ส่วนการเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์ที่เป็นธาตุคู่ ให้เรียกชื่อธาตุที่อยู่หน้าก่อนแล้วตามด้วยชื่อธาตุที่อยู่ถัดมา โดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ ท้ายเป็น ไ-ด์ (-ide) พร้อมทั้งระบุจำนวนอะตอมของแต่ละธาตุด้วยภาษากรีก ดังตาราง 2.7 ในกรณีที่ธาตุแรกมีอะตอมเดียวไม่ต้องระบุจำนวนอะตอมของธาตุนั้น แต่จำนวนอะตอมของธาตุหลังยังคงระบุเช่นเดิม

ตาราง 2.7 จำนวนอะตอมในภาษากรีกที่ใช้เรียกชื่อสารโคเวเลนต์

ภาษากรีก	จำนวนอะตอม
มอนอ (mono) ได (di) ไตร (tri) เตตระ (tetra) เพนตะ (penta) เฮกซะ (hexa) เฮปตะ (hepta) ออกตะ (octa) โนนะ (nona) เดคะ (deca)	1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

ตัวอย่างการเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์ ดังตาราง 2.8

ตาราง 2.8 การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์

สาร

ชื่อ

CO
$\displaystyle CO_2$
$\displaystyle BF_3$
$\displaystyle CL_2 O$
$\displaystyle SiCl_4$
$\displaystyle SF_6$
$\displaystyle P_2 O_5$
$\displaystyle P_4 O_{10}$
$\displaystyle Cl_2 O_7$

คาร์บอนมอนอกไซด์
คาร์บอนไดออกไซด์
โบรอนไตรฟลูออไรด์
ไดคลอรีนมอนอกไซด์
ซิลิคอนเตตระคลอไรด์
ซัลเฟอร์เฮกซะฟลูออไรด์
ไดฟอสฟอรัสเพนตะออกไซด์
เตตระฟอสฟอรัสเดคะออกไซด์
ไดคลอรีนเฮปตะออกไซด์

การเรียกชื่อสารโคเวเลนต์ที่มีไฮโดรเจนเป็นองค์ประกอบบางชนิดไม่เป็นไปตามหลักที่กำหนดไว้ เช่น $\displaystyle H_2 S$ ไฮโดรเจนซัลไฟด์) และ HCI (ไฮโดรเจนคลอไรด์) ไม่มีการระบุจำนวนอะตอมของแต่ละธาตุ นอกจากนี้ $\displaystyle H_2 O$ (น้ำ) $\displaystyle NH_3$ (แอมโมเนีย) และ $\displaystyle CH_4$ (มีแทน) มักจะเรียกชื่อสารโดยใช้ชื่อสามัญ

2.2.5 ความยาวพันธะและพลังงานพันธะ
จากกราฟในรูป 2.12 การเกิดโมเลกุลของแก๊สไฮโดรเจนนั้น อะตอมของไฮโดรเจนจะเคลื่อนที่เข้าใกล้กันได้มากที่สุดและเกิดสมดุลระหว่างแรงดึงดูดกับแรงผลักที่ระยะ 74 พิโกเมตร ถ้าเข้าใกล้กันมากกว่านี้ แรงผลักจะเพิ่มมากขึ้นและโมเลกุลจะไม่เสถียร ระยะ 74 พิโกเมตรจึงเป็นระยะที่สั้นที่สุดที่นิวเคลียสของอะตอมทั้งสองสร้างพันธะกันในโมเลกุล ระยะนี้เรียกว่า ความยาวพันธะ ความยาวพันธะหาได้จากการศึกษาการเลี้ยวเบนรังสีเอกซ์ (X - ray diffraction) ผ่านโครงผลึกของสารหรือจากการศึกษาวิเคราะห์สเปกตรัมของโมเลกุลของสาร
นักเรียนคิดว่าความยาวพันธะระหว่างอะตอมคู่เดียวกันในโมเลกุลของสารต่างชนิดกัน มีค่าเท่ากันหรือไม่ให้ศึกษาข้อมูลในตาราง 2.9

ตาราง 2.9 ความยาวพันธะระหว่าง O - H ในโมเลกุลของสารต่างชนิดกัน

- จงสืบค้นข้อมูลเพื่อศึกษาว่าความยาวพันธะเฉลี่ยของ O-H มีค่าเท่าใด และเปรียบเทียบกับค่าที่แสดงไว้ในตาราง

เมื่อพิจารณาข้อมูลในตารางจะพบว่าความยาวพันธะระหว่างอะตอม O กับ H ในโมเลกุลของสารต่างชนิดกันมีค่าแตกต่างกันและแตกต่างจากข้อมูลที่สืบค้นได้คือความยาวพันธะ O-H เท่ากับ 97 พิโกเมตร เนื่องจากความยาวพันธะระหว่างอะตอมคู่หนึ่งหาได้จากค่าเฉลี่ยของความยาวพันธะระหว่างอะตอมคู่เดียวกันในโมเลกุลชนิดต่างๆ ดังนั้นเมื่อกล่าวถึงความยาวพันธะ โดยทั่วไปจึงหมายถึง ความยาวพันธะเฉลี่ย
สำหรับความยาวพันธะเฉลี่ยระหว่างอะตอมคู่ต่างๆแสดงดังตาราง 2.10

ตาราง 2.10 ความยาวพันธะเฉลี่ย (ในหน่วย pm ) ระหว่างอะตอมคู่ต่างๆ

พันธะเดี่ยว		พันธะคู่	พันธะสาม
H - H 74 H - F 92 H - Cl 128 H - Br 141 H - I 160 H - N 101 H - O 97 H - S 134 N - Cl 197	C - C 154 C - N 147 N - N 140 O - O 148 C - O 143 C - H 108 C - Cl 177 C - Br 194 C - S 182 S - O 161	C = C 134 C = N 130 N = N 125 O = O 121 C = O 122	$\displaystyle C \equiv C$ 120 $\displaystyle C \equiv N$ 116 $\displaystyle N \equiv N$ 110

     - ความยาวพันธะเฉลี่ยของอะตอมคู่เดียวกัน แต่ชนิดของพันธะแตกต่างกัน มีค่าแตกต่างกันอย่างไร

                   จากกราฟรูป 2.12 การรวมตัวกันของไฮโดรเจนจะมีการสร้างพันธะระหว่างอะตอมเกิดเป็นโมเลกุลของแก๊สไฮโดรเจนและคายพลังงานออกมา 436 กิโลจูลต่อโมลดังนี้

$\displaystyle 2H(g) \to H_2$ (g) +436 kj

ในทางกลับกันการทำให้โมเลกุลของแก๊สไฮโดรเจนกลายเป็นไฮโดรเจนอะตอมจะต้องใช้พลังงานอย่างน้อยที่สุด 436 กิโลจูลต่อโมลดังนี้

$\displaystyle H_2 (g) +436 kj \to 2H(g)$

พลังงานปริมาณน้อยที่สุดที่ใช้เพื่อสลายพันธะระหว่างอะตอมภายในโมเลกุลที่อยู่ในสถานะแก๊สให้เป็นอะตอมเดี่ยวในสถานะแก๊สเรียกว่า พลังงานพันธะ
 สำหรับโมเลกุลที่ประกอบด้วยอะตอมมากกว่าสองอะตอมจะมีพันธะในโมเลกุลมากกว่าหนึ่งพันธะ การทำให้โมเลกุลสลายเป็นอะตอมเดี่ยวจึงต้องใช้พลังงานสูงเพื่อสลายพันธะจำนวนหลายพันธะ เช่น การสลายโมเลกุลของน้ำ $\displaystyle H_2 O$ จะต้องใช้พลังงานเพื่อสลายพันธะ O-H ดังนี้

 H - O - H(g) + 502 kJ/mol --> H(g) + O - H(g)
 O - H(g) + 424 kJ/mol --> H(g) + O(g)

 จะสังเกตได้ว่าการสลายพันธะ O-H แต่ละพันธะในโมเลกุลของน้ำใช้พลังงานไม่เท่ากัน เมื่อคำนวณพลังงานเฉลี่ยของ O-H ในโมเลกุลของน้ำจะได้ 463 กิโลจูลต่อโมล
 การสลายพันธะ C-H ในโมเลกุลมีเทน $\displaystyle CH_4$ ใช้พลังงานดังนี้

 การสลายพันธะ C - H ในโมเลกุลมีเทนแต่ละพันธะใช้พลังงานไม่เท่ากัน ผลรวมของพลังงานที่ใช้สลายพันธะ C - H ทั้ง 4 พันธะเท่ากับ 1652 กิโลจูลต่อโมล จะได้พลังงานพันธะเฉลี่ย C - H เท่ากับ 413 กิโลจูลต่อโมล ดังนั้นเมื่อกล่าวถึงพลังงานพันธะใดจึงหมายถึง พลังงานพันธะเฉลี่ย
 นอกจากนี้การสลายพันธะชนิดเดียวกันในสารโคเวเลนต์ชนิดต่างๆ จะใช้พลังงานไม่เท่ากัน ดังนั้นพลังงานพันธะจึงไม่คิดจากการสลายพันธะในโมเลกุลของสารใดสารหนึ่งเท่านั้น แต่คิดเป็นค่าเฉลี่ยของพลังงานที่ต้องใช้สลายพันธะระหว่างอะตอมคู่นั้นในโมเลกุลของสารประกอบหลายชนิด ค่าพลังงานพันธะเฉลี่ยระหว่างอะตอมคู่ต่างๆ แสดงในตาราง 2.11

ตาราง 2.11 พลังงานพันธะเฉลี่ย (ในหน่วย kJ/mol) ระหว่างอะตอมคู่ต่างๆ

พันธะเดี่ยว		พันธะคู่	พันธะสาม
H - H 436 H - F 567 H - Cl 431 H - Br 366 H - I 298 H - N 391 H - O 463 H - S 364 O - S 521 F - F 159 Br - Br 192	C - C 348 C - N 286 N - N 158 O - O 144 C - O 360 C - H 413 C - Cl 327 C - Br 285 C - S 289 Cl - Cl 243 I - I 151	C = C 614 C = N 615 N = N 470 O = O 498 C = O 804	$\displaystyle C \equivC$ 839 $\displaystyle C \equivN$ 890 $\displaystyle N \equivN$ 945

                  - ใช้ข้อมูลในตาราง 2.10 และ 2.11 พิจารณาว่าชนิดของพันธะ ความยาวพันธะและพลังงานพันธะระหว่างอะตอมคู่เดียวกันมีความสัมพันธ์กันหรือไม่ อย่างไร

                      พลังงานพันธะใช้บอกความแข็งแรงของพันธะโคเวเลนต์ระหว่างอะตอมคู่เดียวกันได้ โดยพันธะที่มีพลังงานพันธะสูงกว่าจะมีความแข็งแรงมากกว่า เช่น พันธะระหว่าง C - C C = C มีค่าพลังงานพันธะ 348 614 และ 839 กิโลจูลต่อโมล ตามลำดับ แสดงว่าพันธะสามแข็งแรงกว่าพันธะคู่ และพันธะคู่แข็งแรงกว่าพันธะเดี่ยว จากข้อมูลในตาราง 2.10 และตาราง 2.11 พบว่าอะตอมบางคู่เกิดพันธะได้มากกว่า 1 ชนิด โดยมีความยาวพันธะและพลังงานพันธะแตกต่างกัน ในกรณีของพันธะระหว่างอะตอมคู่เดียวกัน พันธะเดี่ยวจะยาวที่สุดแต่มีพลังงานพันธะต่ำที่สุด ในทางกลับกันพันธะสามจะสั้นที่สุดแต่มีพลังงานพันธะสูงที่สุด แสดงว่าถ้าความยาวพันธะมีค่ามาก พลังงานพันธะจะมีค่าน้อย
                  การเกิดปฏิกิริยาเคมีจะเกี่ยวข้องกับการสลายพันธะในสารตั้งต้นและการสร้างพันธะในผลิตภัณฑ์ เนื่องจากอะตอมต่างๆ ในโมเลกุลยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะเคมี การสลายพันธะจึงต้องดูดพลังงานและการสร้างพันธะจะมีการคายพลังงาน ถ้าทราบทั้งชนิดและจำนวนของพันธะทั้งหมดที่สลายกับพันธะที่เกิดขึ้นใหม่ เราอาจใช้ค่าพลังงานพันธะคำนวณหาพลังงานของปฏิกิริยา   $\displaystyle (\Delta H)$ ได้ โดยพิจารณาจากผลรวมของพลังงานที่ต้องใช้สลายพันธะในสารตั้งต้น $\displaystyle (E_1)$ ซึ่งจะมีเครื่องหมายเป็นบวก ( + ) กับผลรวมของพลังงานที่คายออกเมื่อสร้างพันธะใหม่ในผลิตภัณฑ์ $\displaystyle (E_2)$ โดยมีเครื่องหมายเป็นลบ ( - ) เขียนเป็นความสัมพันธ์ได้ดังนี้

$\displaystyle \Delta H = E_1 + E_2$

                ถ้าพลังงานที่ใช้สลายพันธะมีค่ามากกว่าพลังงานที่คายออกเมื่อสร้างพันธะใหม่ ปฏิกิริยานั้นจะเป็นแบบดูดพลังงานและ $\displaystyle \Delta H$ มีเครื่องหมายเป็นบวก ( + ) ในทางกลับกันถ้า $\displaystyle \Delta H$ มีเครื่องหมายเป็นลบ ( - ) แสดงว่าพลังงานที่คายออกมามีค่ามากกว่าพลังงานที่ต้องใช้สลายพันธะ ปฏิกิริยาจะเป็นแบบคายพลังงาน การคำนวณพลังงานของปฏิกิริยาศึกษาได้จากตัวอย่างต่อไปนี้

ตัวอย่าง 1   การสลายพันธะในโมเลกุล $\displaystyle CCl_1$ 1 โมล* ออกเป็นอะตอมเดี่ยวต้องใช้พลังงานเท่าใด เป็นการเปลี่ยนแปลงแบบดูดพลังงานหรือคายพลังงาน

                    $\displaystyle CCl_4(g) \to C(g) + 4Cl(g)$

                    $\displaystyle CCl_4$ 1โมเลกุล มีพันธะ C - CI 4 พันธะ
                  พลังงานพันธะของ C - CI = 327 kJ/mol
                  พลังงานที่ใช้สลายพันธะของ $\displaystyle CCl_4$ 1 โมล เป็นดังนี้
                                                       = 4(C - CI) mol x 327 kJ/mol
                                                       = 1308 kJ
                  การสลายพันธะในโมเลกุล $\displaystyle CCl_4$     1โมล ต้องใช้พลังงาน 1308 กิโลจูล และเป็นการเปลี่ยนแปลงแบบดูดพลังงาน

ตัวอย่าง 2 ปฏิกิริยาการเผาไหม้แก๊สมีเทน $\displaystyle (CH_4)$    โมลได้ผลิตภัณฑ์เป็นแก๊สคาร์บอนไดออกไซด์และไอน้ำ ปฏิกิริยานี้คายพลังงานหรือดูดพลังงานเท่าใด
                    $\displaystyle CH_4(g)  + 2CO_2(g) \to CO_2(g) + 2H_2 O$ (g)
                    สารตั้งต้นในปฏิกิริยาที่เกิดการสลายพันธะคือ $\displaystyle CH_4$    และ $\displaystyle O_2$
                    $\displaystyle CH_4$ 1โมเลกุล มีพันธะ C - H    4 พันธะ
                    $\displaystyle O_2$    1โมเลกุล มีพันธะ O = O    1 พันธะ
                  พลังงานพันธะของ C - H = 413 kJ/mol
                  พลังงานพันธะของ O - O = 498 kJ/mol
                   พลังงานที่ใช้สลายพันธะของ $\displaystyle CH_4$ โมลและ $\displaystyle O_2$ 2โมล เป็นดังนี้
                                 = 4(C - H) mol x 413 kJ/mol + 2(O - O) mol x 498 kJ/mol
                               = 1652 kJ + 996 kJ
                             = 2648 kJ
                  รวมพลังงานที่ใช้สลายพันธะในสารตั้งต้น = 2648 kJ = $\displaystyle E_1$ ผลิตภัณฑ์ในปฏิกิริยาที่เกิดพันธะใหม่คือ $\displaystyle CO_2$ และ $\displaystyle H_2 O$
                    $\displaystyle CO_2$    1 โมเลกุล มีพันธะ C = O   2 พันธะ
                    $\displaystyle H_2 O$ 1 โมเลกุล มีพันธะ H - O   2 พันธะ
                  พลังงานพันธะของ C = O = 804 kJ/mol
                  พลังงานพันธะของ H - O = 463 kJ/mol
                      การสร้างพันธะของ $\displaystyle CO_2$    1โมลและ $\displaystyle H_2 O$ 2โมล คายพลังงานออกมาดังนี้
                      = 2(C = O) mol x (-804 kJ/mol) +
               4(H - O) mol x (-463 kJ/mol)
          = (-1680 kJ) + (-1852 kJ)
          = -3460 kJ
                      รวมพลังงานที่คายออกในผลิตภัณฑ์ = -3460 kJ = $\displaystyle E_1$
       $\displaystyle \Delta H = E_1+ E_2$
                        = (2648 kJ) + (-3460 kJ)
                      = -812 kJ

                  พลังงานของปฏิกิริยาเท่ากับ -812 กิโลจูล และเป็นปฏิกิริยาแบบคายพลังงาน เนื่องจากพลังงานที่คายมากกว่าพลังงานที่ต้องใช้หรือดูดเข้าไป

ตัวอย่าง 3 เมื่อผ่านแก๊สคลอรีนไปทำปฏิกิริยากับแก๊สมีเทน จะเกิดการเปลี่ยนแปลงดังสมการปฏิกิริยานี้ดูดหรือคายพลังงานเท่าใด สารตั้งต้นในปฏิกิริยาที่เกิดการสลายพันธะคือ $\displaystyle CH_4$ และ $\displaystyle Cl_2$
                    $\displaystyle CH_4$ 1 โมเลกุล มีพันธะ C = H   4 พันธะ
                    $\displaystyle Cl_2$ 1 โมเลกุล มีพันธะ CI - CI   1 พันธะ
                  พลังงานพันธะของ C = H = 413 kJ/mol
                  พลังงานพันธะของ CI - CI = 243 kJ/mol
พลังงานที่ใช้สลายพันธะของ $\displaystyle CH_4$ 1โมลและ $\displaystyle Cl_2$ 1โมล เป็นดังนี้
                           = 4(C - H) mol x 413 kJ/mol +
              1(CI - CI) mol x 243 kJ/mol
           = 1652 kJ + 243 kJ
             = 1895 kJ
                          รวมพลังงานที่ใช้สลายพันธะในสารตั้งต้น = 1895 kJ = $\displaystyle E_1$
                          ผลิตภัณฑ์ในปฏิกิริยาที่เกิดพันธะใหม่คือ $\displaystyle CH_3 Cl$ และ HCI
                                $\displaystyle CH_3 Cl$     1 โมเลกุล มีพันธะ C - H     3 พันธะ
                                                                                       พันธะ C - Cl    1 พันธะ
                               HCI                            1 โมเลกุล มีพันธะ H - Cl    1 พันธะ
                               พลังงานพันธะของ C - H = 413 kJ/mol
                               พลังงานพันธะของ C - Cl = 327 kJ/mol
                               พลังงานพันธะของ H - Cl = 413 kJ/mol
                          การสร้างพันธะของ $\displaystyle CH_3 Cl$ 1 โมลและ HCl   1 โมล คายพลังงานออกมาดังนี้
                               = 3(C - H) mol x (-413 kJ/mol) +
                                   1(C - C) mol x (-327 kJ/mol) +
                                   1(H - Cl) mol x (-413 kj/mol)
                               = (-1239 kJ) + (-327 kJ) + (-413 kJ)
                               = -1997 kJ
                          รวมพลังงานที่คายออกในผลิตภัณฑ์ = -1997 kJ =   $\displaystyle E_1$

                       =     (1895 kJ) + (-1997 kJ)
                       =     - 102 kJ
ปฏิกิริยานี้มีการคายพลังงานจำนวน 102 กิโลจูล

2.2.6 แนวคิดเกี่ยวกับเรโซแนนซ์
               โมเลกุลโคเวเลนต์บางชนิดที่มีพันธะคู่อยู่ในโมเลกุล เช่น โมเลกุลโอโซน $\displaystyle (O_3)$    พันธะโคเวเลนต์ที่เกิดระหว่างอะตอมของออกซิเจนกับออกซิเจนอีก 2 อะตอม ตามกฎออกเตตเขียนแสดงได้ดังนี้

                  จากโครงสร้างลิวอิสทั้งสองนี้แสดงว่าออกซิเจนอะตอมกลางสร้างพันธะเดี่ยวกับออกซิเจนอะตอมหนึ่งและสร้างพันธะคู่กับออกซิเจนอีกอะตอมหนึ่ง ซึ่งหมายความว่าพันธะทั้งสองในโมเลกุลนี้มีความยาวไม่เท่ากัน แต่จากการศึกษาพบว่าความยาวพันธะระหว่างอะตอมออกซิเจนทั้งสองพันธะมีค่า 128 พิโกเมตรเท่ากัน ซึ่งเป็นค่าความยาวพันธะระหว่างพันธะเดี่ยวกับพันธะคู่ของออกซิเจนกับออกซิเจน (ความยาวพันธะของ O - O และ O = O เท่ากับ 148 และ 121 พิโกเมตรตามลำดับ) แสดงว่าพันธะทั้งสองในโมเลกุลเป็นพันธะชนิดเดียวกัน ดังนั้นโครงสร้างลิวอิส (ก) หรือ (ข) แบบใดแบบหนึ่งที่แสดงไว้ตอนแรกใช้แทนโมเลกุล $\displaystyle O_3$    ไม่ได้ จึงเขียนแทนด้วย โครงสร้างเรโซแนนซ์ ดังนี้

การที่พันธะระหว่างออกซิเจนกับออกซิเจนทั้ง 2 พันธะเหมือนกันนั้นเกิดจากการที่อิเล็กตรอน 1 คู่สร้างพันธะโคเวเลนต์ตามปกติและอิเล็กตรอน 1 คู่สร้างพันธะโคเวเลนต์ตามปกติ และอิเล็กตรอนอีก 1 คู่จะเคลื่อนที่ไปมาระหว่างอะตอมทั้งสาม อาจกล่าวได้ว่าออกซิเจนแต่ละคู่ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน $\displaystyle 1\frac{1}{2}$ คู่ และเขียนแทนด้วยโครงสร้างดังต่อไปนี้

โดยเส้นประแทนคู่อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่ไปมา โครงสร้างเรโซแนนซ์อาจพบในโมเลกุลหรือไอออนชนิดอื่นๆ ดังตัวอย่างต่อไปนี้

ฟุลเลอรีน (fullerene)เป็นรูปหนึ่งของธาตุคาร์บอนที่มีโครงสร้างเรโซแนนซ์ พูกค้นพบในปลายปี พ.ศ. 2528 โครงสร้างของฟุลเลอรีนมีหลายแบบ แต่ที่เสถียรที่สุด คือ บักมินสเตอร์ฟุลเลอรีน(buckminsterfullerene : $\displaystyle C_60$ ) หรือเรียกง่ายๆ ว่า บักกับอลล์ (buckyball) ซึ่งมีพันธะระหว่างคาร์บอนอะตอมต่อเนื่องกันคล้ายรอยตะเข็บบนลูกฟุตบอล

ซัลเฟอร์ไดออกไซด์ $\displaystyle (SO_2)$

เบนซีน $\displaystyle C_6 H_6$

คาร์บอนเนตไอออน $\displaystyle (CO_3^{ - 2} )$

2.2.7 รูปร่างของโมเลกุล
               การศึกษาในเรื่องความยาวพันธะทำให้ทราบระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่สร้างพันธะในโมเลกุลแต่ความยาวพันธะไม่สามารถบอกลักษณะการจัดเรียงอะตอมในโมเลกุลแบบสามมิติหรือรูปร่างโมเลกุลได้
เพื่อให้เกิดความเข้าใจเกี่ยวกับรูปร่างโมเลกุลของโมเลกุลที่มีจำนวนอะตอมตั้งแต่ 3 อะตอมขึ้นไป ให้ศึกษาการจัดเรียงตัวของลูกโป่งแล้วนำมาอุปมาอุปไมยกับการจัดเรียงอะตอมในโมเลกุลจากการทดอลงต่อไปนี้

การทดลอง 2.3 การจัดตัวของลูกโป่งกับรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์
                  1. เป่าลูกโป่ง 6 ลูก ให้มีขนาดเท่าๆ กัน ผูกขั้วไว้ให้แน่น
                  2. ผูกลูกโป่งที่เป่าแล้วเข้าด้วยกัน 2 ลูก สังเกตรูปร่างและทิศทางของลูกโป่งบันทึกผล
                  3. ผูกลูกโป่งเพิ่มขึ้นเป็น 3   4   5 และ 6 ลูก โดยเพิ่มทีละลูก ตามลำดับ สังเกตรูปร่างและทิศทางบันทึกผล

                  - ถ้าขั้วลูกโป่งที่ผูกติดกันเป็นอะตอมกลาง และลูกโป่งแทนกลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ตำแหน่งของอะตอมที่สร้างพันธะกับอะตอมกลางควรอยู่ส่วนใดของลูกโป่ง
                  - ถ้าลากเส้นจากปลายลูกโป่งเชื่อมต่อกัน เมื่อผูกลูกโป่ง 2   3   4   5 และ 6 ลูก ตามลำดับ จะได้รูปร่างอย่างไรบ้าง
                  - ถ้าลากเส้นแสดงพันธะ จากขั้วลูกโป่งซึ่งแทนอะตอมกลางไปยังปลายลูกโป่งซึ่งแทนอะตอมที่สร้างพันธะกับอะตอมกลาง มุมระหว่างพันธะที่เกิดจากลูกโป่งผูกติด 2   3   4   5 และ 6 ลูก ตามลำดับ เป็นเท่าใด

                  จากผลการทดลองจะพบว่า เมื่อผูกลูกโป่งเข้าด้วยกันลูกโป่งจะเบียดกันเองจนชี้ไปในทิศทางต่างๆ ในลักษณะเช่นเดียวกันกับในโมเลกุลโคเวเลนต์ กลุ่มหมอกอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะรอบอะตอมกลางซึ่งมีประจุเหมือนกันจะผลักกันเอง ทำให้อิเล็กตรอนแต่ละคู่อยู่ห่างกันมากที่สุดเพื่อให้โมเลกุลมีพลังงานต่ำที่สุดและเกิดเสถียรภาพสูงสุด ถ้าให้ขั้วลูกโป่งที่พันติดกันแทนตำแหน่งของอะตอมกลาง ลูกโป่งแทนกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ตำแหน่งของอะตอมอื่นที่สร้างพันธะกับอะตอมกลางจะอยู่ตรงปลายของลูกโป่งแต่ละลูก เมื่อลากเส้นระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมสร้างพันธะต่อกัน จะช่วยให้มองเห็นทิศทางและมุมระหว่างพันธะรวมทั้งรูปร่างของโมเลกุลได้อย่างชัดเจน
                  นอกจากนี้เราอาจทำนายรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์โดยใช้แบบจำลองการผลักระหว่างคู่อิเล็กตรอนที่อยู่ในวงเวเลนซ์ (Valence Shell Electron Pair Repulsion Model เขียนแบบย่อได้เป็น VSEPR) โดยพิจารณาจากจำนวนอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางเฉพาะที่อยู่ในระดับพลังงานนอกสุด ซึ่งอิเล็กตรอนเหล่านี้จะเกี่ยวข้องกับการเกิดพันธะเคมีและมีการจัดตัวให้อยู่ห่างกันมากที่สุดเท่าที่จะเป็นได้เพื่อลดแรงผลักระหว่างคู่อิเล็กตรอน ซึ่งมีรายละเอียดดังนี้

1. โมเลกุลที่อะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
               พิจารณาโมเลกุลที่ประกอบด้วยอะตอม 2 ชนิด คือ A และB โดยกำหนดให้ A เป็นอะตอมกลาง B เป็นอะตอมที่ล้อมรอบ และโมเลกุลมีสูตทั่วไปเป็น $\displaystyle AB_x$
                  นักเรียนคิดว่าถ้าจำนวนอะตอมของ B ในสูตรทั่วไป $\displaystyle AB_x$ มีค่าแตกต่างกัน จะทำให้โมเลกุลมีรูปร่างแตกต่างกันอย่างไร ศึกษาได้ดังนี้

$\displaystyle AB_2$ : ตัวอย่างเช่น เบริลเลียมคลอไรด์ $\displaystyle BeCl_2$ มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่รอบอะตอมกลาง เพื่อให้แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนมีค่าน้อยที่สุดแต่ละคู่จึงอยู่ที่ปลายด้านตรงข้ามของแนวเส้นตรงมีมุมระหว่างพันธะ Cl - Be - CI เท่ากับ $\displaystyle 180^\circ$ รูปร่างโมเลกุลแบบนี้เรียกว่า เส้นตรง ดังรูป 2.15 (ก)

$\displaystyle AB_3$ : ตัวอย่างเช่น โบรอนไตรฟลูออไรด์ $\displaystyle BF_3$ มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 3 คู่รอบอะตอมกลางโครงสร้างของ $\displaystyle BF_3$ ที่เสถียรจะมีพันธะ B - F ชี้ไปที่มุมทั้งสามของสามเหลี่ยมด้านเท่าโดยมีอะตอมโบรอนอยู่ตรงกลางของสามเหลี่ยม มีมุมระหว่างพันธะ F - B - F เท่ากับ $\displaystyle 120^\circ$ รูปร่างโมเลกุลแบบนี้เรียกว่า สามเหลี่ยมแบบราบ ดังรูป 2.15 (ข)

$\displaystyle AB_4$ : ตัวอย่างเช่น มีเทน $\displaystyle (CH_4)$ มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 4 คู่รอบอะตอมของคาร์บอนซึ่งเป็นอะตอมกลางมุมระหว่างพันธะ H - C - H ทุกมุมเท่ากับ $\displaystyle 109.5^\circ$ รูปร่างโมเลกุลแบบนี้เรียกว่า ทรงสี่หน้า ดังรูป 2.15 (ค)

$\displaystyle AB_5$ : ตัวอย่างเช่น ฟอสฟอรัสเพนตะคลอไรด์ $\displaystyle (PCl_5)$ มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 5 คู่รอบอะตอมกลาง เพื่อให้แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะทั้ง 5 คู่มีค่าน้อยที่สุด จึงจัดเป็นรูปพีระมิดฐานสามเหลี่ยม 2 รูปประกบกัน โดยมีอะตอมฟอสฟอรัสอยู่ตรงกลาง มุมระหว่างพันธะด้านบนหรือพันธะด้านล่างกับพันธะในระนาบสามเหลี่ยมเท่ากับ $\displaystyle 90^\circ$ ส่วนอะตอมที่อยู่ในระนาบสามเหลี่ยมมีมุมระหว่างพันธะ $\displaystyle 120^\circ$ รูปร่างโมเลกุลแบบนี้เรียกว่า พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม ดังรูป 2.15 (ง)

$\displaystyle AB_6$ : ตัวอย่างเช่น ซัลเฟอร์เฮกซะฟลูออไรด์ $\displaystyle (SF_6)$ มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 6 คู่รอบอะตอมกลาง การจัดตัวที่เสถียรที่สุดของ $\displaystyle SF_6$ คือพันธะ S - F ทั้ง 6 พันธะจะชี้ไปที่มุมของรูปทรงที่มีแปดหน้า และมีอะตอมกำมะถันอยู่ตรงกลาง มุมระหว่างพันธะ F - S - F ที่อยู่ถัดกันทุกพันธะเท่ากับ $\displaystyle 90^\circ$ รูปร่างโมเลกุลแบบนี้เรียกว่า ทรงแปดหน้า ดังรูป 2.15 (จ)

รูป 2.15 รูปร่างโมเลกุลของสารโคเวเลนต์

จากตัวอย่างที่กล่าวมาแล้วจะพบว่าโมเลกุลที่มีสูตรเป็น $\displaystyle AB_2$ $\displaystyle AB_3$ $\displaystyle AB_4$ $\displaystyle AB_5$ และ $\displaystyle AB_6$ ซึ่งอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว มีรูปร่างแตกต่างกันดังแสดงในตาราง 2.12

ตาราง 2.12 รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ที่อะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

จำนวนพันธะ	สูตรทั่วไป	รูปร่างโมเลกุล	ตัวอย่างโมเลกุล
2	$\displaystyle AB_2$	เส้นตรง (linear)	$\displaystyle BeCl_2$ $\displaystyle BeH_2$ $\displaystyle HgCl_2$
3	$\displaystyle AB_3$	สามเหลี่ยมแบนราบ (trigonal planar)	$\displaystyle BF_3$ $\displaystyle BCl_3$
4	$\displaystyle AB_4$	ทรงสีหน้า (tetrahedral)	$\displaystyle CH_4$ $\displaystyle CCl_4$ $\displaystyle NH_4^ +$
5	$\displaystyle AB_5$	พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม (trigonal bipyramidal)	$\displaystyle PCl_5$ $\displaystyle AsF_5$
6	$\displaystyle AB_6$	ทรงแปดหน้า (octahedral)	$\displaystyle SF_6$ $\displaystyle TeF_6$

2. โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
ในโมเลกุลที่มีทั้งอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จะมีแรงผลักกันระหว่างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ซึ่งแสดงแนวโน้มได้เป็นดังนี้

               การพิจารณารูปร่างโมเลกุลที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวสามารถใช้แบบจำลอง VSEPR ได้เช่นเดียวกัน ถ้ากำหนดให้โมเลกุลมีสูตรทั่วไปเป็น $\displaystyle AB_x E_y$ เมื่อ A แทนอะตอมกลาง B แทนอะตอมที่อยู่รอบๆ และ E แทนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว x แทนจำนวนอะตอม (x = 2, 3, …) y แทนจำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวรอบอะตอมกลาง (y = 1, 2, …) โมเลกุลที่มีจำนวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวแตกต่างกันจะมีรูปร่างโมเลกุลอย่างไรศึกษาได้ดังนี้
                    $\displaystyle AB_2 E$     : ตัวอย่างเช่น ซัลเฟอร์ไดออกไซด์ $\displaystyle (SO_2)$    มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 3 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ การจัดให้อิเล็กตรอนทั้งหมดอยู่ห่างกันมากที่สุดจะมีรูปคล้ายสามเหลี่ยมแบนราบแต่เนื่องจากมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวหนึ่งคู่ซึ่งมีแรงผลักมากกว่าแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะด้วยกัน จึงผลักพันธะ S - O เข้าใกล้กันมุมระหว่างพันธะ O - S - O จึงน้อยกว่า $\displaystyle 120^\circ$ จากการทดลองพบว่ามุม O - S - O เท่ากับ $\displaystyle 119.5^\circ$ รูปร่างโมเลกุลแบบนี้เรียกว่า มุมงอ ดังรูป 2.16 (ก)

                    $\displaystyle AB_3 E$     : ตัวอย่างเช่น แอมโมเนีย $\displaystyle (NH_3)$ มีอิเล็กตรอนรอบไนโตรเจน 4 คู่ เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 3 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ จากการทดลองพบว่ามุมระหว่างพันธะ H - N - H เท่ากับ $\displaystyle 107.3^\circ$ ซึ่งน้อยกว่า $\displaystyle 109.5^\circ$ ที่เป็ฯมุมในรูปทรงสี่หน้า ทั้งนี้เพราะแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมีมากกว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะกับคู่ร่วมพันธะด้วยกัน รูปร่างโมเลกุลแบบนี้เรียกว่า พีระมิดฐานสามเหลี่ยม ดังรูป 2.16 (ข)

                    $\displaystyle AB_2 E_2$     : ตัวอย่างเช่น น้ำ $\displaystyle (H_2 O)$    โมเลกุลของน้ำประกอบด้วยอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวทั้งสองซึ่งต้องอยู่ห่างกันให้มากที่สุดจึงผลักให้พันธะ O - H ทั้งสองเข้าหากันและน้อยกว่ามุมพันธะในโมเลกุล $\displaystyle NH_3$ ซึ่งมีอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง 4 คู่เท่ากันมุมระหว่างพันธะ H - O - H จึงมีค่าเท่ากับ $\displaystyle 104.5^\circ$ รูปร่างโมเลกุลแบบนี้เรียกว่า มุมงอ ดังรูป 2.16 (ค)

รูป 2.16 รูปร่างโมเลกุลของสารโคเวเลนต์ที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

โมเลกุลที่มีสูตรทั่วไปเป็น $\displaystyle AB_x E_y$ โดยที่ x และ y มีค่าแตกต่างกันและอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวโมเลกุลจะมีรูปร่างแตกต่างกันดังแสดงในตาราง 2.13

ตาราง 2.13 ตัวอย่างรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

จำนวน อิเล็กตรอน คู่ร่วมพันธะ	จำนวน อิเล็กตรอน คู่โดดเดี่ยว	สูตรทั่วไป	รูปร่างโมเลกุล	ตัวอย่าง โมเลกุล
2	1	$\displaystyle AB_2 E$	มุมงอ (bent หรือ V - shaped)	$\displaystyle SO_2$ $\displaystyle O_3$
3	1	$\displaystyle AB_3 E$	พีระมิดฐานสามเหลี่ยม (trigonal pyramidal)	$\displaystyle NH_3$ $\displaystyle PH_3$
4	2	$\displaystyle AB_2 E_2$	มุมงอ (bent หรือ V - shaped)	$\displaystyle H_2 O$ $\displaystyle H_2 S$
5	1	$\displaystyle AB_4 E$	ทรงสี่หน้าบิดเบี้ยว (distorted Tetrahedral หรือ seesaw)	$\displaystyle SF_4$ $\displaystyle XeO_2 F_2$
3	2	$\displaystyle AB_3 E_2$	รูปตัวที (T - shaped)	$\displaystyle ClF_3$
2	3	$\displaystyle AB_2 E_3$	เส้นตรง (linear)	$\displaystyle XeF_2$
5	1	$\displaystyle AB_5 E$	พีระมิดฐานสี่เหลี่ยม (square pyramidal)	$\displaystyle BrF_5$ $\displaystyle XeOF_4$ $\displaystyle IF_5$
4	2	$\displaystyle AB_4 E_2$	สี่เหลี่ยมแบนราบ (square planar)	$\displaystyle XeF_4$

2.2.8 สภาพขั้วของโมเลกุลโคเวเลนต์
จากการศึกษาสารโคเวเลนต์ที่เกิดจากอะตอมชนิดเดียวกัน เช่น $\displaystyle H_2$ พบว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจะกระจายอยู่รอบๆ อะตอมทั้งสองเท่ากัน พันธะที่เกิดขึ้นในลักษณะเช่นนี้เรียกว่า พันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว ดังรูป 2.17 (ก)
แต่ในสารโคเวเลนต์ที่เกิดจากอะตอมต่างชนิดกันและมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีแตกต่างกัน เช่น HCI อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจะใช้เวลาอยู่กับอะตอม CI ซึ่งมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีมากกว่าอะตอมของ H ทำให้อะตอม CI แสดงอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างลบ ส่วน H มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำกว่าจะแสดงอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างบวก พันธะที่เกิดขึ้นลักษณะเช่นนี้เรียกว่า พันธะโคเวเลนต์มีขั้ว ดังรูป 2.17 (ข)

รูป 2.17 การกระจายตัวของอิเล็กตรอนในโมเลกุลโคเวเลนต์

การแสดงขั้วของพันธะอาจใช้สัญลักษณ์ $\displaystyle \delta ^ +$ (อ่านว่า เดลต้าบวก) กับอะตอมที่แสดงอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างบวกและ $\displaystyle \delta ^ -$ (อ่านว่า เดลต้าลบ) กับอะตะมที่แสดงอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างลบ หรืออาจใช้เครื่องหมาย $\displaystyle \delta^+$ โดยหัวลูกศรจะชี้ไปในทิศทางที่อะตอมแสดงอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างลบ ส่วนท้ายลูกศรซึ่งคล้ายกับเครื่องหมายบวกจะอยู่บริเวณอะตอมที่แสดงอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างบวก ดังนั้นขั้วของพันธะ H - CI จึงเขียนแสดงได้ดังนี้

 โมเลกุลอะตอมคู่ที่ประกอบด้วยพันธะไม่มีขั้ว เช่น $\displaystyle H_2$ $\displaystyle O_2$ และ $\displaystyle Cl_2$ จะเป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว แต่ถ้าโมเลกุลอะตอมคู่ประกอบด้วยพันธะมีขั้ว เช่น HF HCI และ HBr จะเป็นโมเลกุลมีขั้ว
 นักเรียนคิดว่าในโมเลกุลโคเวเลนต์ที่ประกอบด้วยอะตอมมากกว่า 2 อะตอมจะเป็นโมเลกุลมีขั้วหรือไม่พิจารณาอย่างไร ให้ศึกษาจากตัวอย่างโมเลกุล $\displaystyle CO_2$ ต่อไปนี้

 เนื่องจากอะตอม O มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า C จึงดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะให้อยู่กับ O มากกว่า C เป็นผลให้ O แสดงอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างลบและ C แสดงอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างบอก พันธะ C = O จึงเป็นพันธะมีขั้ว แต่โมเลกุลของ $\displaystyle CO_2$ มีรูปร่างเป็นเส้นตรง พันธะ C = O ทั้งสองพันธะมีอำนาจไฟฟ้าเท่ากันและดึงดูดอิเล็กตรอนในทิศทางตรงข้ามกัน อำนาจไฟฟ้าจึงหักล้างกันหมด ทำให้ $\displaystyle CO_2$ เป็นโมเลกุลโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว ตัวอย่างโมเลกุลโคเวเลนต์ไม่มีขั้วที่มีรูปร่างเป็นแบบอื่นๆ ศึกษาได้จากตาราง 2.14

ตาราง 2.14 ตัวอย่างรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว

สูตรทั่วไป	รูปร่างโมเลกุล	ทิศทางขั้วของพันธะ	ตัวอย่างโมเลกุล
$\displaystyle AB_2$	เส้นตรง		$\displaystyle CO_2$ $\displaystyle BeCl_2$
$\displaystyle AB_3$	สามเหลี่ยม แบนราบ		$\displaystyle BF_3$ $\displaystyle BCl_3$ $\displaystyle BI_3$
$\displaystyle AB_4$	ทรงสีหน้า		$\displaystyle SiH_4$ $\displaystyle CCl_4$
$\displaystyle AB_5$	พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม		$\displaystyle PCl_5$ $\displaystyle AsF_5$ $\displaystyle SbCl_5$
$\displaystyle AB_6$	ทรงแปดหน้า		$\displaystyle SF_6$ $\displaystyle TeF_6$

                   จากตัวอย่างในตาราง 2.14 นักเรียนจะพบว่าในโมเลกุลโคเวเลนต์ที่อะตอมกลางสร้างพันธะกับอะตอมของธาตุชนิดเดียวและไม่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเหลืออยู่ แม้ว่าในโมเลกุลจะประกอบด้วยพันธะมีขั้วแต่โมเลกุลอาจไม่มีขั้วได้ทั้งนี้เพราะว่าโมเลกุลมีรูปร่างสมมาตรทำให้อำนาจไฟฟ้าที่มีขนาดเท่ากัน แต่มีทิศทางตรงข้ามกันหักล้างกันหมดไป
นักเรียนคิดว่าโมเลกุลโคเวเลนต์ที่อะตอมกลางใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดสร้างพันธะกับอะตอมของธาตุต่างชนิดกันหรือในโมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจะเป็นโมเลกุลโคเวเลนต์มีขั้วหรือไม่ ให้ศึกษาจากตัวอย่างต่อไปนี้

                     โมเลกุลของไตรคอลโรมีเทน $\displaystyle (CHCl_3)$ พันธะ C - H และพันธะ C - CI เป็นพันธะมีขั้วและมีอำนาจไฟฟ้าแตกต่างกัน เมื่อพิจารณารูปร่างโมเลกุลพบว่าอำนาจไฟฟ้าของพันธะหักล้างกันไม่หมด $\displaystyle CHCl_3$ จึงเป็นโมเลกุลโคเวเลนต์มีขั้ว โดยด้าน H แสดงอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างบวก CI แสดงอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างลบ
                  เมื่อพิจารณาโมเลกุลของแอมโมเนีย พันธะ N - H ทั้งสามเป็นพันธะมีขั้วที่มีอำนาจไฟฟ้าเท่ากัน แต่อะตอม N มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ จึงทำให้โมเลกุลแอมโมเนียมีรูปร่างเป็นพีระมิดฐานสามเหลี่ยม อำนาจไฟฟ้าของพันธะหักล้างกันไม่หมด แอมโมเนียจึงเป็นโมเลกุลโคเวเลนต์มีขั้วโดยด้าน N แสดงอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างลบ และ H แสดงอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างบวก
                  สำหรับโมเลกุลของน้ำเป็นโมเลกุลมีขั้วหรือไม่มีขั้วจะอธิบายได้อย่างไร

2.2.9 แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลโคเวเลนต์
 สารโคเวเลนต์มีทั้งที่เป็นของแข็ง ของเหลว หรือแก๊สที่อุณหภูมิห้อง ในสถานะของแข็งอนุภาคของสารจะอยู่ชิดกันและมีแรงยึดเหนี่ยวต่อกันสูง แต่ในสถานะของเหลวอนุภาคจะอยู่ห่างกัน แรงยึดเหนี่ยวที่มีต่อกันน้อยลง และในสถานะแก๊สจะมีแรงยึดเหนี่ยวต่อกันน้อยมาก โมเลกุลของแก๊สจึงอยู่ห่างกัน เมื่อให้ความร้อนแก่สารจนถึงจุดหลอมเหลวหรือจุดเดือด อนุภาคของสารจะมีพลังงานสูงพอที่จะหลุดออกจากกัน และเกิดการเปลี่ยนสถานะได้จากปริมาณความร้อนที่ใช้เพื่อการเปลี่ยนสถานะของสาร ทำให้เราทราบว่าสารในสถานะของแข็งมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคสูงกว่าสารชนิดเดียวกันในสถานะของเหลว และสารในสถานะของเหลวมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคสูงกว่าในสถานะแก๊สดังนั้น จุดหลอมเหลวและจุดเดือดของสารจึงเป็นข้อมูลใช้พิจารณาเปรียบเทียบแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคของสารได้จุดหลอมเหลวและจุดเดือดของสารบางชนิดแสดงดังตาราง 2.15
ggg
ตาราง 2.15 จุดหลอมเหลวและจุดเดือดของแก๊สมีตระกูลและสารโคเวเลนต์บางชนิด
สาร มวล
โมเลกุล สภาพ
ขั่วของ
โมเลกุล จุด
หลอมเหลว
$(^\circ C)$ จุดเดือด
$(^\circ C)$ สาร มวล
โมเลกุล สภาพ
ขั่วของ
โมเลกุล จุด
หลอมเหลว
$(^\circ C)$ จุดเดือด
$(^\circ C)$ 
He
Ne
Ar
Kr 4
20
40
84 ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว -272
-249
-189
-157 -269
-246
-186
-152 displaystyle NH_3

    17
34
78
125    มีขั้ว
มีขั้ว
มีขั้ว
มีขั้ว    -78
-133
-116
-88    -33
-88
-55
-17
displaystyle F_2

    38
71
160
254    ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว    -220
-101
-7
114    -188
-35
59
184         displaystyle H_2O

    18
34
81
130    มีขั้ว
มีขั้ว
มีขั้ว
มีขั้ว    0
-86
-64
-49    100
-60
-41
-2
displaystyle CH_4

    16
32
77
123    ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว    -182
-185
-165
-150    -161
-112
-88
-52        HF
HCl
HBr
Hl    20
36.5
81
128    มีขั้ว
มีขั้ว
มีขั้ว
มีขั้ว    -83
-114
-87
-51    19
-85
-67
-35

                จากข้อมูลในตาราง 2.15 สังเกตได้ว่าแก๊สเฉื่อยและสารโคเวเลนต์ไม่มีขั้วมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่ำมากแสดงว่าโมเลกุลของสารดังกล่าวนี้ยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงอย่างอ่อนซึ่งเป็นแรงที่มีปรากฎอยู่ในสารทั่วๆ ไป นอกจากนี้ข้อมูลในตารางยังแสดงให้เห็นว่าจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของสารกลุ่มนี้เพิ่มขึ้นตามมวลโมเลกุล จึงตั้งข้อสังเกตได้ว่าขนาดของแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลไม่มีขั้วขึ้นอยู่กับมวลโมเลกุล แต่สารบางชนิด เช่น $\displaystyle CH_4$    $\displaystyle NH_3$ $\displaystyle H_2 O$     และHF มีมวลโมเลกุลใกล้เคียงกันแต่มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดแตกต่างกัน นักเรียนคิดว่าเป็นเพราะเหตุใด
               นักเรียนทราบมาแล้วว่า $\displaystyle CH_4$ เป็นโมเลกุลโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว ส่วน $\displaystyle NH_3$    $\displaystyle H_2 O$    และ HF เป็นโมเลกุลโคเวเลนต์มีขั้วรวมทั้งมีชุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูงกว่า $\displaystyle CH_4$ แสดงว่าการมีขั้วหรือไม่มีขั้วของโมเลกุลเป็นสาเหตุหนึ่งที่ทำให้แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลแตกต่างกัน โดยทั่วไปโมเลกุลโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว เช่น $\displaystyle F_2$     $\displaystyle Cl_2$    $\displaystyle CH_4$ และแก๊สเฉื่อย สามารถทำให้เป็นของเหลวได้ที่อุณหภูมิต่ำ ภายใต้ความดันสูงเพียงพอ แสดงว่าสารเหล่านี้มีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกันอย่างอ่อนๆ ที่เรียกว่า แรงลอนดอน แรงชนิดนี้เกิดจากการกระจายของอิเล็กตรอนในอะตอมขณะใดขณะหนึ่งซึ่งอาจไม่เท่ากันจึงทำให้เกิดเป็นโมเลกุลมีขั้วขึ้น ขั้วของโมเลกุลที่เกิดขึ้นนี้จะเหนี่ยวนำให้โมเลกุลที่อยู่ใกล้กันเกิดเป็นโมเลกุลมีขั้วขึ้นอีกและเกิดแรงดึงดูดซึ่งกันและกัน แรงลอนดอนมีค่าสูงขึ้นตามมวลโมเลกุลหรือขนาดของโมเลกุล สำหรับโมเลกุลโคเวเลนต์มีขั้วจะมีแรงกระทำระหว่างขั้วซึ่งเกิดจากอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างบวกกับอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างลบของโมเลกุลที่อยู่ใกล้กันเกิดเป็น แรงดึงดูดระหว่างขั้ว นอกเหนือจากแรงลอนดอนที่มีอยู่ เป็นผลให้โมเลกุลเหล่านี้ยึดเหนี่ยวกันไว้อย่างแข็งแรง ขนาดของแรงดึงดูดระหว่างขั้วขึ้นอยู่กับความแรงของสภาพขั้วที่เพิ่มขึ้นตามความแตกต่างของอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุ แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลโคเวเลนต์ทั้งแรงลอนดอนและแรงดึงดูดระหว่างขั้วรวมเรียกว่า แรงแวนเดอร์วาลส์ โดยทั่วไปเมื่อกล่าวถึงแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลโคเวเลนต์มักกล่าวถึงแรงที่สำคัญหรือแรงที่มีความแข็งแรงมากกว่า เช่น ในโมเลกุลโคเวเลนต์มีขั้วมักจะกล่าวถึงเฉพาะแรงดึงดูดระหว่างขั้วเท่านั้น แต่ไม่กล่าวถึงแรงลอนดอน
                นอกจากนี้ยังมีแรงดึงดูดระหว่างขั้วอีกชนิดหนึ่ง ซึ่งมีความแข็งแรงมากและเป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลที่มีขนาดเล็ก แรงดังกล่าวจะเป็นแรงชนิดใดเราจะพิจารณาจากโมเลกุลของสารประกอบไฮโดรเจนแฮไลด์ ดังรูป 2.18

รูป 2.18 กราฟแสดงจุดเดือดของไฮโดรเจนแฮไลด์

               การที่ HF มีแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลสูงกว่าไฮโดรเจนแฮไลด์อื่นๆ อธิบายได้ว่าเพราะฟลูออรีนมีขนาดอะตอมเล็กและมีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงที่สุด ผลต่างของอิเล็กโทรเนกาติวิตีระหว่างไฮโดรเจนกับฟลูออรีนมีค่ามากความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในโมเลกุลของไฮโดรเจนฟลูออไรด์จึงอยู่ทางด้านอะตอมฟลูออรีนนานกว่าเป็นผลให้ด้านนี้มีอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างลบสูง ส่วนไฮโดรเจนมีอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างบวกสูง ด้วยเหตุนี้โมเลกุลจึงมีสภาพขั้วสูงมากทำให้แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลของไฮโดรเจนฟลูออไรด์ด้วยกันเองมีค่าสูงมาก แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลที่เกิดจากอะตอมไฮโดรเจนกับอะตอมของธาตุที่มีขนาดเล็กและมีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงเช่นนี้เรียกว่า พันธะไฮโดรเจน

                  - นักเรียนคิดว่าพันธะไฮโดรเจนกับพันธะในโมเลกุลของไฮโดรเจนเหมือนหรือต่างกันอย่างไร

                  นอกจากไฮโดรเจนฟลูออไรด์แล้วมีสารใดอีกบ้างที่มีพันธะไฮโดรเจน พิจารณาได้จากกราฟแสดงจุดเดือดของสารโคเวเลนต์ที่เกิดจากการรวมตัวระหว่างไฮโดรเจนกับธาตุหมู่ IVA   VA   VIA และ VIIA ดังรูป 2.19

รูป 2.19 กราฟแสดงจุดเดือดของสารประกอบไฮโดรด์ของธาตุหมู่ IVA VA VIA และ VIIA

จากกราฟจะพบว่าจุดเดือดของสารประกอบของไฮโดรเจนกับธาตุหมู่ IVA VA VIA และ VIIA มีแนวโน้มเหมือนกัน กล่าวคือจุดเดือดสูงขึ้นเมื่อมวลโมเลกุลเพิ่มขึ้น โดยเฉพาะ $\displaystyle H_2 O$ และ $\displaystyle NH_3$ ซึ่งมีจุดเดือดสูงเช่นเดียวกับ HF และสูงกว่าสารอื่นๆ ในหมู่เดียวกัน นักเรียนคิดว่า $\displaystyle H_2 O$ และ $\displaystyle NH_3$ น่าจะมีพันธะไฮโดรเจนเหมือนกับ HF หรือไม่
โมเลกุลของ $\displaystyle H_2 O$ และ $\displaystyle NH_3$ มีสภาพขั้วของพันธะ O - H และ N - H ในโมเลกุลสูงมาก อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจึงถูกดึงให้เข้ามาใกล้อะตอมของ O และ N นานมากกว่าทางด้านอะตอมของ H เมื่อโมเลกุลของสารแต่ละชนิดเข้าใกล้กัน ไฮโดรเจนซึ่งมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนน้อยและมีอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างบวกสูง จะดึงดูดกับอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวของอะตอมที่มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนมากและมีอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างลบของอีกโมเลกุลหนึ่งเกิดเป็นพันธะไฮโดรเจน แสดงว่าในโมเลกุลที่ประกอบด้วยธาตุไฮโดรเจนกับธาตุ F O และ N สามารถเกิดพันธะไฮโดรเจนระหว่างโมเลกุล ดังรูป 2.20

2.2.10 สารโครงผลึกร่างตาข่าย
สารโคเวเลนต์ที่ศึกษามาแล้วมีโครงสร้างโมเลกุลขนาดเล็ก มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่ำ แต่มีสารโคเวเลนต์บางชนิดมีโครงสร้างโมเลกุลขนาดยักษ์ มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูงมาก เนื่องจากอะตอมสร้างพันธะโคเวเลนต์ยึดเหนี่ยวกันทั้งสามมิติเกิดเป็นโครงสร้างคล้ายตาข่าย สารประกอบนี้เรียกว่า สารโครงผลึกร่างตาข่าย ตัวอย่างสารโครงผลึกร่างตาข่ายเช่น

เพชร
เพชรเป็นอัญรูปหนึ่งของคาร์บอนและเป็นผลึกโคเวเลนต์ ในโครงสร้างเพชร คาร์บอนแต่ละอะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมดสร้างพันธะโคเวเลนต์กับอะตอมอีก 4 อะตอมที่อยู่ล้อมรอย เพชรจึงไม่นำไฟฟ้า มีความยาวพันธะ C - C 154 พิโกเมตร การจัดอะตอมในผลึกเพชรคล้ายตาข่ายโยงกันทั้ง 3 มิติ เป็นผลให้อะตอมของคาร์บอนยึดกันไว้แน่น เพชรจึงมีความแข็งแรงสูงที่สุด มีจุดหลอมเหลวสูงถึง 3550 และมีจุดเดือดสูงมากถึง 4830 แบบจำลองโครงสร้างของเพชรเป็นดังรูป 2.21

รูป 2.21 แบบจำลองโครงสร้างของเพชร

แกรไฟต์
แกรไฟต์เป็นผลึกโคเวเลนต์และเป็นอีกอัญรูปหนึ่งของคาร์บอนแต่มีโครงสร้างแตกต่างจากเพชร กล่าวคืออะตอมของคาร์บอนจัดเรียงตัวเป็นชั้นๆ และสร้างพันธะโคเวเลนต์ต่อกันเป็นวง วงละ 6 อะตอมต่อเนื่องกันอยู่ภายในระนาบเดียวกัน พันธะระหว่างอะตอมของคาร์บอนที่อยู่ในชั้นเดียวกันมีความยาว 140 พิโกเมตร แต่จากข้อมูลโดยทั่วไปพบว่าพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมของคาร์บอน (C - C) มีความยาว 154 พิโกเมตร และพันธะคู่ระหว่างอะตอมของคาร์บอน (C = C) มีความยาว 134 พิโกเมตร แสดงว่าอะตอมของคาร์บอนในชั้นเดียวกันของแกรไฟต์ยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะที่มีความยาวอยู่ระหว่างพันธะเดี่ยวกับพันธะคู่ ส่วนอะตอมของคาร์บอนในแต่ละชั้นอยู่ห่างกัน 340 พิโกเมตรการจัดอะตอมเป็นโครงผลึกร่างตาข่ายนี้ส่งผลให้อะตอมของคาร์บอนยึดกันไว้แน่น ทำให้แกรไฟต์มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง
คาร์บอนอะตอมในโครงผลึกของแกรไฟต์มี 4 เวเลนซ์อิเล็กตรอน แต่ละอะตอมจะสร้างพันธะกับคาร์บอน 3 อะตอมที่อยู่ใกล้เคียงกัน จึงมี 1 อิเล็กตรอนอิสระที่เคลื่อนที่ไปทั่วภายในชั้น ด้วยเหตุนี้แกรไฟต์จึงนำไฟฟ้าได้ดีเฉพาะภายในชั้นเดียวกัน จากการที่คาร์บอนอะตอมในแต่ละชั้นของแกรไฟต์อยู่ห่างกัน 340 พิโกเมตร ซึ่งมีค่ามากกว่าความยาวของพันธะเดี่ยวระหว่างคาร์บอน แสดงว่าคาร์บอนอะตอมระหว่างชั้นไม่ได้สร้างพันธะโคเวเลนต์กัน แต่ยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงแวนเดอร์วาลส์ที่ไม่แข็งแรงเท่ากับพันธะโคเวเลนต์ในชั้นเดียวกัน แกรไฟต์จึงเลื่อนไถลไปตามชั้นได้ง่าย ทำให้มีสมบัติในการหล่อลื่นได้ดี เราจึงใช้แกรไฟต์ทำไส้ดินสอดำและเป็นสารหล่อลื่น นอกจากนี้ยังใช้ทำสีผ้าหมึกสำหรับเครื่องพิมพ์ดีดและเครื่องพิมพ์สำหรับคอมพิวเตอร์ แบบจำลองโครงสร้างของแกรไฟต์เป็นดังรูป 2.22

รูป 2.22 แบบจำลองโครงสร้างของแกรไฟต์

ซิลิคอนไดออกไซด์ (SiO_2)

หรือซิลิกา
ซิลิคอนไดออกไซด์เป็นผลึกโคเวเลนต์มีโครงสร้างเป็นผลึกร่างตาข่าย อะตอมของซิลิคอนจัดเรียงตัวเหมือนกับคาร์บอนในผลึกเพชร แต่มีออกซิเจนคั่นอยู่ระหว่างอะตอมของซิลิคอนแต่ละคู่ ผลึกซิลิคอนไดออกไซด์จึงมีจุดหลอมเหลวสูงถึง 1730 $\displaystyle C \equiv C$ และมีความแข็งสูง ในธรรมชาติพบซิลิคอนไดออกไซด์ได้หลายรูป เช่น ควอตซ์ ไตรดีไมต์ และคริสโตบาไลต์ ใช้เป็นวัตถุดิบในการทำแก้ว ทำส่วนประกอบของนาฬิกาควอตซ์ ใยแก้วนำแสง (optical fiber) แบบจำลองโครงสร้างของ $\displaystyle SiO_2$ แสดงได้ดังรูป 2.23

รูป 2.23 แบบจำลองโครงสร้างของ $\displaystyle SiO_2$

วันอาทิตย์ที่ 16 กันยายน พ.ศ. 2561

บทที่3.พันธะเคมี(3.5)

บทที่3.พันธะเคมี(3.4)

บทที่3.พันธะเคมี(3.3)