พันธะโคเวเลนต์

                                      พันธะโคเวเลนต์  (Covalent bond)

 พันธะโคเวเลนต์  (Covalent bond)

        พันธะโคเวเลนต์  เป็นพันธะที่เกิดขึ้นเมื่ออะตอมสร้างแรงยึดเหนี่ยวระหว่างกัน นำเอาอิเล็กตรอนระดับนอกที่มีจำนวนเท่ากันมาใช้ร่วมกัน  (Share)    อาจจะเป็น 1 คู่ เกิดพันธะเดี่ยว (Single bond)  2  คู่  เกิดพันธะคู่ (Double bond) หรือ 3 คู่ เกิดพันธะสาม  (triple bond)  สารประกอบที่เกิดขึ้นจากการเกิดพันธะโคเวเลนต์  เรียกว่า  สารประกอบโคเวเลนต์  ในปี  ค.ศ. 1916 กิลเบิร์ต  ลิวอิส (Gilbert Lewis) ได้เสนอแนวคิดว่า  พันธะโคเวเลนต์เป็นเรื่องของการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่าง  2 อะตอมที่เข้าทำปฏิกิริยากัน  ขณะเดียวกันก็มีการเปลี่ยนแปลงจำนวนอิเล็กตรอนรอบนอกสุด  ให้มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนครบ 8 ตัว แบบแก๊สเฉื่อย  ซึ่งเป็นไปตามกฎออกเตต ตัวอย่าง  เช่น  ฟลูออรีน มีอิเล็กตรอน  ระดับนอก 7 ตัว ต้องการอีก 1 ตัว จะครบ  8 เหมือน Ne เมื่อ ฟลูออรีนอะตอม (F2) มารวมกันจะสร้างพันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะเดี่ยวจะได้โมเลกุล F2   มีโครงสร้างลิวอิสดังนี้

            เพื่อความสะดวกและชัดเจนจะใช้ขีด  (-)  สั้น ๆ  แทนอิเล็กตรอนหนึ่งคู่ที่ใช้ร่วมกัน จะสังเกต เห็นว่ามีอิเล็กตรอนระดับนอกที่ไม่ได้เกี่ยวข้องกับการเกิดพันธะ เรียกว่า อิเล็กตรอนไม่ร่วมพันธะ (nonbonding electron) หรือ  อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว  (lone pair electron)  ซึ่งใน F2 จะมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอยู่อะตอมละ 3 คู่

            ในทำนองเดียวกันออกซิเจนมีอิเล็กตรอนระดับนอก 6 ตัว ต้องการอีก 2 ตัว จะครบ 8 เมื่อออกซิเจน  2  อะตอม มารวมกันจะเกิดเป็นโมเลกุลออกซิเจน (O2) มีโครงสร้างลิวอิส ดังนี้

            ไนโตรเจนก็เช่นกันจะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ เกิดเป็นโมเลกุลไนโตรเจน ( N2 ) และมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอะตอมละ 1 คู่ เขียนโครงสร้างลิวอิสได้ดังนี้

กฎออกเตต (Octet rule)

            ลิวอิส  ได้เสนอกฎออกเตต ซึ่งกฎนี้กล่าวว่า อะตอมต่าง ๆ นอกจากไฮโดรเจนมีแนวโน้มจะสร้างพันธะ  เพื่อให้มีอิเล็กตรอนระดับนอกครบแปด  อะตอมจะสร้างพันธะโคเวเลนต์ เมื่อมีอิเล็กตรอนระดับนอกไม่ครบ 8 อิเล็กตรอน  (เรียกว่า ไม่ครบออกเตต)  การใช้อิเล็กตรอนร่วมกันในพันธะโคเวเลนต์  จะทำให้อะตอมมีอิเล็กตรอนครบออกเตตได้  ยกเว้นไฮโดรเจนจะสร้างพันธะเพื่อให้มีการจัดอิเล็กตรอนระดับนอกเหมือนธาตุฮีเลียม  คือ  มี  2  อิเล็กตรอน เช่น

กฎออกเตตใช้ได้ดีกับธาตุในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ  ซึ่งธาตุเหล่านั้นมีอิเล็กตรอนระดับนอกอยู่ใน  2s  และ 2p ออร์บิทัล  ซึ่งรับอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 อิเล็กตรอน

ความยาวพันธะและพลังงานพันธะ

 ความยาวพันธะ หมายถึง ระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่สร้างพันธะกันซึ่งเป็นค่าที่วัดได้ในหน่วย พิกโคเมตร (pm) และพลังงานพันธะ หมายถึง พลังงานที่ใช้ในการแยกอะตอม ที่ยึดเหนี่ยวกันไว้ด้วยพันธะให้หลุดออกจากกัน  วัดได้ในหน่วยกิโลจูลต่อโมล พลังงานพันธะบอกให้ทราบถึงความแข็งแรงของพันธะนั้น พันธะยิ่งแข็งแรงยิ่งต้องการพลังงานมากในการทำลายพันธะ  พลังงานพันธะบางครั้งเรียก พลังงานสลายพันธะ ความยาวพันธะและพลังงานพันธะขึ้นอยู่กับปริมาณความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง ถ้าความหนาแน่นอิเล็กตรอนมาก นิวเคลียสทั้งสองจะยึดเหนี่ยวกันไว้อย่างแรง และเข้ามาอยู่ชิดกันมาก ดังนั้นพันธะคู่จะสั้นและแข็งแรงกว่าพันธะเดี่ยวและพันธะสามจะสั้นและแข็งแรงกว่าพันธะคู่

เรโซแนนซ์

           เรโซแนนซ์  หมายถึง การใช้โครงสร้างลิวอิสตั้งแต่ 2 โครงสร้างขึ้นไปแทนโมเลกุลใดโมเลกุลหนึ่งที่ไม่สามารถเขียนโครงสร้างที่แท้จริงออกมาเป็นสูตรได้อย่างชัดเจน เช่น เบนซีน จากการทดลองพบว่าพันธะระหว่างคาร์บอนอะตอมในโครงสร้างทั้ง 6 พันธะยาวเท่ากันคือ 140 pm ซึ่งอยู่ระหว่างความยาวของพันธะเดี่ยว  c – c  เท่ากับ 154 pm  และความยาวของพันธะคู่  c  =  c   เท่ากับ 133 pm  แสดงว่าโครงสร้างเรโซแนนซ์ที่เขียนขึ้นนี้ไม่ใช่โครงสร้างที่แท้จริงของเบนซีน โครงสร้างที่แท้จริงของเบนซีนเป็นเรโซแนนซ์ไฮบริดของโครงสร้าง

เรโซแนนซ์ทั้งสองที่เขียนดังตัวอย่างต่อไปนี้

รูปร่างของโมเลกุลโคเวเลนต์และทฤษฎี  VSERP

              รูปร่างของโมเลกุลโคเวเลนต์  เป็นสมบัติที่สำคัญของโมเลกุล เนื่องจากรูปร่างของโมเลกุลจะมีผลต่อสมบัติทางกายภาพ  และปฏิกิริยาเคมี เราสามารถทราบสูตรของสารประกอบโคเวเลนต์ได้จากการเขียนโครงสร้างลิวอิส  พิจารณาโมเลกุลของน้ำ (H2O)  ซึ่งในที่นี้แสดงการเขียนโครงสร้างลิวอิสได้ 6 แบบ ดังนี้

              จะเห็นว่าโครงสร้างลิวอิส ไม่สามารถใช้แสดงรูปร่างของโมเลกุลได้ แต่ใช้อธิบายการเกิดพันธะระหว่างอะตอมใน  2 มิติ เช่น โครงสร้างลิวอิสของน้ำ บอกให้ทราบว่า ไฮโดรเจน 2 อะตอม เกิดพันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะเดี่ยวกับออกซิเจน  ซึ่งเป็นอะตอมกลางและมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ ถ้าเขียนโครงสร้างลิวอิสของโมเลกุลมีเทน (CH4)  พบว่าคู่อิเล็กตรอนทั้ง 4 คู่รอบคาร์บอน ซึ่งเป็นอะตอมกลาง เป็นอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ  จึงเขียนให้ทุกอะตอมอยู่ในแนวระนาบเดียวกัน  ไม่ได้แสดงรูปร่างที่แท้จริงของโมเลกุล  จากการศึกษาพบว่าโมเลกุลของมีเทนมีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า (tetrahedral) ดังภาพ

ภาพที่  24   โมเลกุลของมีเทน

          รูปร่างของโมเลกุลขึ้นกับมุมพันธะ (bond angle) ส่วนขนาดของโมเลกุลขึ้นกับความยาวพันธะ (bond langht) ซึ่งเป็นระยะทางระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่เกิดพันธะกัน  ทฤษฎีที่ใช้ทำนายรูปร่างของโมเลกุลโคเวเลนต์คือ ทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนวงนอกสุด  (Valence Shell Electron Pair Repulsion) เรียกสั้นๆว่าทฤษฎี  VSEPR  ทฤษฎีนี้มีสมมุติฐานเกี่ยวกับการเกิดพันธะดังนี้

1. อะตอมต่าง ๆ ในโมเลกุล เกิดพันธะกันด้วยคู่อิเล็กตรอนวงนอกสุดโดยอะตอมเกิดพันธะกันด้วยอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ 1 คู่ (พันธะเดี่ยว) หรือมากกว่า
2. อะตอมบางอะตอมในโมเลกุล อาจมีอิเล็กตรอนคู่ที่ไม่สร้างพันธะหรืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (lone pair)
3. อิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว รอบอะตอมใด ๆในโมเลกุลเป็นกลุ่ม หมอกอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ จึงพยายามอยู่ห่างกันให้มากที่สุดเพื่อให้มีแรงผลักซึ่งกันและกันของคู่อิเล็กตรอนน้อยที่สุดและพลังงานของโมเลกุลมีค่าน้อยที่สุด
4. อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวครอบครองที่ว่างมากกว่าอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ โดยที่แรงผลักของอิเล็กตรอนสามารถเรียงลำดับได้ดังนี้ อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว – อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว > อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว – อิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ > อิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ – อิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ
5. แรงผลักลดลงเมื่อมุมระหว่างอิเล็กตรอนกว้างขึ้น เช่น แรงผลักของคู่อิเล็กตรอนที่ทำมุม 90 องศาจะมากกว่าแรงผลักระหว่างคู่อิเล็กตรอนที่ทำมุม 120 องศา โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 2 คู่ คู่อิเล็กตรอนทั้งสองจะมีแรงผลักกันน้อยที่สุด เมื่ออยู่ตรงกันข้ามมุมระหว่างคู่อิเล็กตรอนทั้งสองเป็น 180๐ รูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนจึงเป็นเส้นตรง ดังรูป

โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 3 คู่ ดังรูป

โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 4 คู่ ดังรูป

โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 5 คู่ ดังรูป

a = อะตอมคู่สร้างพันธะ
ในแนว axial

e = อะตอมคู่สร้างพันธะ
ในแนว equatorial

โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 6 คู่ ดังรูป

วิธีทำนายรูปร่างของโมเลกุลโดยใช้ทฤษฎี  VSEPR

การทำนายรูปร่างของโมเลกุลทำได้ดังต่อไปนี้

1. เขียนโครงสร้างลิวอิสของโมเลกุลหรือไอออน โดยให้อะตอมที่สนใจเป็นอะตอมกลางและอะตอมอื่น เกิดพันธะกับอะตอมที่สนใจโดยอาจเป็นพันธะเดี่ยว พันธะคู่หรือพันธะสาม
2. นับจำนวนคู่อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง ทั้งอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

2.1 อิเล็กตรอนในพันธะคู่หรือพันธะสาม นับเป็นกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน 1 กลุ่ม
2.2 อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว นับเป็นกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน 1 กลุ่ม
2.3 สำหรับโมเลกุลหรือไอออนที่มีโครงสร้างเรโซแนนซ์ อาจใช้โครงสร้างเรโซแนนซ์ไฮบริดในการทำนายรูปร่างของโมเลกุล

3. ระบุรูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนที่เสถียรที่สุดได้แก่ เส้นตรง สามเหลี่ยมแบนราบ ทรงสี่หน้า พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยมและทรงแปดหน้า
4. พิจารณาตำแหน่งของอะตอมตามชนิดของคู่อิเล็กตรอนในโมเลกุล สำหรับการจัดเรียงตัวของคู่อิเล็กตรอนแบบพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยมและทรงแปดหน้านั้นอาจมีการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวได้มากกว่า 1 แบบ

4.1 พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม ให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอยู่ในระนาบของฐานสามเหลี่ยม
4.2 ทรงแปดหน้า ถ้ามีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ ให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวแต่ละคู่อยู่คนละด้านของอะตอมกลาง

5. ระบุรูปร่างของโมเลกุลตามตำแหน่งของอะตอมไม่ใช้ตามคู่อิเล็กตรอนที่ล้อมรอบอะตอมกลาง

สภาพขั้วของโมเลกุล  (Polarity of molecule)

          โมเลกุลมีขั้ว (Polar molecule) คือโมเลกุลที่เป็นกลางซึ่งมีการกระจายของอิเล็กตรอนไม่สม่ำเสมอ ทำให้โมเลกุลมีขั้วบวกและขั้วลบ ซึ่งเรียกว่า เป็นขั้วคู่ (dipole) เนื่องจากมีขั้วบวก (ประจุบวกบางส่วน ,  ) และขั้วลบ (ประจุลบบางส่วน,  ) โมเลกุลมีขั้วจะมีการจัดเรียงตัวในสนามไฟฟ้าโดยหันขั้วบวกของโมเลกุลเข้าหาขั้วไฟฟ้าลบ แต่เนื่องจากประจุสุทธิเป็นศูนย์ โมเลกุลมีขั้วจึงไม่เคลื่อนที่ในสนามไฟฟ้า ในขณะที่ไอออนต่าง ๆ เช่น Na+ และ Cl–  จะเคลื่อนที่ในสนามไฟฟ้าได้ ส่วนโมเลกุลไม่มีขั้ว  (nonpolar molecule) จะไม่มีการจัดเรียงตัวในสนามไฟฟ้า และไม่เคลื่อนที่ในสนามไฟฟ้า

ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ (Valence bond theory) 

          โครงสร้างลิวอิส และทฤษฎี  VSEPR  ให้ข้อมูลเกี่ยวกับรูปร่างของโมเลกุลและการกระจายของอิเล็กตรอนในโมเลกุล อย่างไรก็ตามทฤษฎี  VSEPR  ไม่ได้อธิบายว่าเหตุใดจึงเกิดพันธะ ในปี ค.ศ. 1930  ไลนัส พอลิง (Linus Pauling) และเจ.ซี. สเลเตอร์ (J.C. Slater) ได้เสนอทฤษฎีที่ใช้อธิบายการเกิดพันธะโคเวเลนต์ขึ้นเรียกว่า ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ (valence bond theory) โดยพันธะโคเวเลนต์เกิดขึ้นโดยออร์บิทัลอะตอมวงนอกสุดที่มีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่เพียงตัวเดียวซ้อนเกย (Overlap) กับออร์บิทัลอะตอมวงนอกสุดที่มีอิเล็กตรอนตัวเดียวของอีกอะตอมหนึ่ง และอิเล็กตรอนทั้งสองจะจัดตัวให้มีสปินตรงกันข้ามอยู่ในออร์บิทัลนี้ เช่น ใน  H2 พันธะ H-H  เกิดจากการซ้อนเกยกันของ  1S  ออร์บิทัล  ดังรูป

ภาพที่ 25 พันธะ  H – H เกิดจากการซ้อนเกยกันของ 1s ออร์บิทัลจากแต่ละไฮโดรเจนอะตอม

ในไฮโดรเจนฟลูออไรด์โมเลกุล   HF   พันธะเกิดจากการซ้อนกันของ   2p  ออร์บิทัลของฟลูออรีนอะตอมกับ  1s  ออร์บิทัลของไฮโดรจนอะตอม  ดังรูป

ภาพที่ 26  พันธะ  H – F   เกิดจากการซ้อนกันของ 1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจนอะตอมกับ  2p  ออร์บิทัลของฟลูออรีนอะตอม

พันธะที่เกิดขึ้นจากการซ้อนกันของ  s  ออร์บิทัลกับ  s  ออร์บิทัลหรือ  s  ออร์บิทัลกับ  p  ออร์บิทัล เรียกว่า  พันธะซิกมา (σ bond)  ซึ่งเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงในแนวแกนระหว่างนิวเคลียส  อิเล็กตรอนเหล่านี้จะทำหน้าที่เป็น  “กาว”  ยึดนิวเคลียสทั้งสองไว้ด้วยกัน

P  ออร์บิทัล  2  ออร์บิทัลอาจซ้อนกันได้  2  แบบเนื่องจาก  p  ออร์บิทัลไม่เป็นทรงกลม  ถ้า  p  ออร์บิทัลทั้งสองซ้อนกันตามแนวแกนระหว่างนิวเคลียส  จะเกิดพันธะ σ  แต่ถ้า  p  ออร์บิทัลทั้งสองซ้อนกันทางด้านข้างจะเกิดพันธะที่เรียกว่า  พันธะพาย (π bond)   พันธะ π  นี้เป็นพันธะโคเวเลนต์ซึ่งบริเวณที่ซ้อนกันอยู่เหนือและใต้แกนระหว่างนิวเคลียส  การซ้อนกันของ  P  ออร์บิทัลในพันธะ π เกิดขึ้นได้น้อยกว่าการซ้อนกันในพันธะ  σ ดังนั้นพันธะπ  จะแข็งแรงน้อยกว่าพันธะ σ

ภาพที่ 27  การเกิดพันธะโดยการซ้อนกันของ  p  ออร์บิทัล  2  ออร์บิทัล (ก)  พันธะ σ และ (ข)  พันธะ π

พันธะเดี่ยวจะเป็นพันธะ σ เสมอ  พันธะคู่ประกอบด้วยพันธะ σ หนึ่งพันธะและพันธะ π หนึ่งพันธะ  ส่วนพันธะสามประกอบด้วยพันธะ  σ  หนึ่งพันธะ และพันธะ π สองพันธะ

ออกซิเจนมีโครงสร้างอิเล็กตรอนเป็น 1s² 2s² 2p4

        เนื่องจากออกซิเจนมีอิเล็กตรอนเดี่ยว  2  ตัวใน  p  ออร์บิทัล  จึงสามารถเกิดพันธะกับออกซิเจนอีกอะตอมหนึ่งได้  2  พันธะ  พันธะหนึ่งเกิดจากการซ้อนกันของ  p  ออร์บิทัลในแนวแกนระหว่างนิวเคลียส  เกิดเป็นพันธะ  หนึ่งพันธะ อีกหนึ่งพันธะเกิดจากการซ้อนกันของ p ออร์บิทัลทางด้านข้าง เกิดเป็นพันธะ หนึ่งพันธะ  พันธะใน  O2 จึงเป็นพันธะคู่

ทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัล   (Hybrid  obital  theory)

          ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์สามารถอธิบายการเกิดพันธะในโมเลกุลอะตอมคู่และโมเลกุลง่าย ๆ  ได้ดี  อย่างไรก็ตามทฤษฎีดังกล่าวไม่สามารถอธิบายการเกิดพันธะในโมเลกุลอื่นอีกมากมายได้  เช่น  มีเทน (CH4)  คาร์บอนอะตอมมีอิเล็กตรอนวงนอกสุด   4   ตัว

          จึงมี  p  ออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดียว  2  ออร์บิทัลซึ่งสามารถซ้อนกับ  s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจนเกิดพันธะได้  แต่จากการทดลองพบว่าโมเลกุล  CH4  มีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า  มุมพันธะเป็น  109.50   โดยมีพันธะ  ระหว่างคาร์บอนและไฮโดรเจน  4  อะตอม  จำนวน  4  พันธะ  ซึ่งทุกพันธะเหมือนกัน  การที่จะเกิดพันธะ ตามแนวแกนพันธะได้  คาร์บอนอะตอมจะต้องมีออร์บิทัลที่ชี้ไปยังมุมของทรงสี่หน้า  และซ้อนกับ  1s  ออร์บิทัลของแต่ละไฮโดรเจนอะตอม  อย่างไรก็ตาม  นักศึกษาได้ทราบแล้วว่า  s  และ  p  ออร์บิทัลไม่ได้มีรูปร่างและการจัดเรียงตัวเป็นมุมดังกล่าว  จึงเป็นไปไม่ได้ที่จะให้  2s  และ  2p  ออร์บิทัลของคาร์บอนซ้อนกับ  1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจนทั้งสี่อะตอม เกิดเป็นพันธะ  สี่พันธะที่เหมือนกันและมีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า

          ทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัล  กล่าวว่า  “เมื่ออะตอม  2  อะตอมเข้าใกล้กัน  อิทธิพลของนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองจะทำให้พฤติกรรมของอิเล็กตรอนในแต่ละอะตอมเปลี่ยนแปลงไป  ดังนั้นออร์บิทัลอะตอมที่เกิดพันธะจะแตกต่างไปจากออร์บิทัลอะตอมในอะตอมเดี่ยว  เวเลนซ์ออร์บิทัลที่พลังงานใกล้เคียงกันของอะตอมเดียวกันจะเข้ามารวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลอะตอมใหม่ ซึ่งมีรูปร่าง  ทิศทาง  และพลังงานเปลี่ยนไปจากเดิม”  ออร์บิทัลอะตอมที่เกิดขึ้นใหม่นี้  เรียกว่าไฮบริดออร์บิทัลอะตอม  (hybrid  atomic  orbitals)  ซึ่งมักเรียกกันสั้น ๆว่า  ไฮบริดออร์บิทัล  (hybrid  orbitals)  จำนวนไฮบริดออร์บิทัลที่ได้นี้จะเท่ากับจำนวนออร์บิทัลอะตอมที่มารวมกัน  ไฮบริดออร์บิทัลสามารถซ้อนกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นได้ดีกว่า  และเกิดพันธะที่แข็งแรงกว่าออร์บิทัลอะตอมเดิม  กระบวนการที่ออร์บิทัลอะตอมรวมกันเกิดเป็นไฮบริดออร์บิทัล  เรียกว่า  ไฮบริไดเซชัน (hybridization)

ถ้าใช้ทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัล  เราจะอธิบายการเกิดพันธะในมีเทนได้ว่า  เมื่อไฮโดรเจน  4  อะตอมเข้าใกล้คาร์บอนอะตอม  เวเลนซ์ออร์บิทัลของคาร์บอนคือ  2s  ออร์บิทัล  1  ออร์บิทัล  และ  2p  ออร์บิทัล  3 ออร์บิทัล  จะรวมกันเป็น  sp3  ไฮบริดออร์บิทัล  4  ออร์บิทัลซึ่งมีพลังงานเท่ากันและมีรูปร่างเหมือนกัน  โดยแต่ละไฮบริดออร์บิทัลจะมี  2  พู  พูหนึ่งมีขนาดใหญ่  อีกพูหนึ่งมีขนาดเล็ก  พูใหญ่จะมีความยาวจากนิวเคลียสมากกว่า  s  และ  p  ออร์บิทัลที่ทำให้เกิดไฮบริดออร์บิทัลนั้น  ทำให้ไฮบริดออร์บิทัลซ้อนกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นได้ดีกว่าและเกิดพันธะที่แข็งแรงกว่าออร์บิทัลอะตอมเดิม  sp3  ไฮบริดออร์บิทัลทั้งสี่จะจัดเรียงตัวให้อยู่ห่างกันมากที่สุดเพื่อลดแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนตามทฤษฎี  VSEPR  ดังนั้น  sp3  ไฮบริดออร์บิทัลจะจัดเรียงตัวเป็นทรงสี่หน้า  มีมุมระหว่างไฮบริดออร์บิทัลเป็น  109.50   จากนั้นคาร์บอนจะใช้  sp3  ไฮบริดออร์บิทัลซ้อนกับ  1s ออร์บิทัลของไฮโดรเจนอะตอมเกิดพันธะระหว่างคาร์บอนและไฮโดรเจน  4  พันธะ

             sp3 ไฮบริดออร์บิทัลของคาร์บอนอะตอมสามารถซ้อนกับ  1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจนอะตอม  เกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์  โดยรูปร่างของโมเลกุล CH4 เป็นทรงสี่หน้า ในโมเลกุลของ  BeF2,  BF3  และ  CH4 อะตอมของ   Be,  B และ C  สามารถใช้ไฮบริดออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  ซ้อนกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นเกิดเป็นพันธะ      อย่างไรก็ตาม  ไฮบริดออร์บิทัลอาจมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่  2  ตัวก็ได้  ในกรณีเช่นนี้อะตอมจะไม่สามารถใช้ไฮบริดออร์บิทัลนั้นสร้างพันธะกับอะตอมอื่น  เนื่องจากตามหลักการกีดกันของพาวลี  แต่ละออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนได้เพียง  2  ตัวเท่านั้น  เราจึงเรียกอิเล็กตรอนในไฮบริดออร์บิทัลดังกล่าวว่า  “อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว”  ตัวอย่างเช่น  โมเลกุลของ  NH3  และ  H2O ซึ่งมีรูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางเป็นทรงสี่หน้าดังนั้นออร์บิทัลอะตอมจึงเกิดไฮบริไดเซชันให้  sp3  ไฮบริดออร์บิทัล  4  ออร์บิทัล  NH3 โมเลกุล  sp3 ไฮบริดออร์บิทัลของไนโตรเจนอะตอม  3  ออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  จึงสามารถเกิดพันธะ σ  สามพันธะกับไฮโดรเจน  3  อะตอม  ส่วนอีกหนึ่งออร์บิทัลบรรจุคู่อิเล็กตรอนที่ไม่สร้างพันธะหรืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

     ทฤษฎี  VSEPR  ทำนายได้ว่ารูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนเป็นทรงสี่หน้า  โดยมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวหนึ่งคู่ ระบุชนิดของไฮบริดออร์บิทัลที่มีการจัดเรียงตัวสอดคล้องกับรูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอน การที่คู่อิเล็กตรอนจัดเรียงตัวเป็นทรงสี่หน้า  แสดงให้เห็นว่ามีออร์บิทัลที่มีรูปร่างและพลังงานเหมือนกัน  4  ออร์บิทัล  นั่นคือ  N  อะตอมเกิด  ไฮบริดออร์บิทัลใน H2O โมเลกุล  sp3  ไฮบริดออร์บิทัลของออกซิเจนอะตอม  2  ออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  จึงเกิดพันธะ สองพันธะกับไฮโดรเจน  2  อะตอม  ส่วนอีก  2  ออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล  (Molecular  orbital  theory :  MO  theory)

          ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์และทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัลอธิบายว่า  พันธะโคเวเลนต์ในโมเลกุลเกิดจากการซ้อนกันของออร์บิทัลอะตอมหรือไฮบริดออร์บิทัล  อิเล็กตรอนในโมเลกุลจึงอยู่ในออร์บิทัลอะตอมหรือไฮบริดออร์บิทัลของแต่ละอะตอม  เช่น ใน  CH4 โมเลกุล  พันธะเกิดจาก  1s  ออร์บิทัลของ  H  อะตอมและ  sp3 4  ออร์บิทัล ของ  C  อะตอม   อย่างไรก็ดี  ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ และทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัลไม่สามารถใช้อธิบายสเปกตรัมและสมบัติแม่เหล็กของโมเลกุลได้  เช่น  ออกซิเจน  (O2)  มีสมบัติเป็นพาราแมกเนติก (paramagnetic) ซึ่งจะถูกดึงดูดในสนามแม่เหล็กเหนื่องจากมีอิเล็กตรอนเดี่ยว  แต่ออกซิเจนอะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  6 ตัวซึ่งเป็นเลขคู่  ตามทฤษฎีพันธะเวเลนซ์จะทำนายได้ว่าอิเล็กตรอนทั้งหมดในโมเลกุลจะอยู่เป็นคู่  ซึ่งไม่สอดคล้องกับสมบัติพาราแมกเนติก ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล  มีสมมติฐานเกี่ยวกับการเกิดพันธะ  ดังนี้

1. เมื่ออะตอมเข้าใกล้กัน ออร์บิทัลอะตอมของอิเล็กตรอนวงนอกสุดจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุล    (molecular  orbital : MO)  ซึ่งแสดงลักษณะเฉพาะของทั้งโมเลกุล  ไม่ได้เป็นของอะตอมใดอะตอมหนึ่งในโมเลกุล  โดยจำนวนออร์บิทัลโมเลกุลที่เกิดขึ้นเท่ากับจำนวนออร์บิทัลอะตอมที่มารวมกัน  เช่น เมื่อไฮโดรเจน  2  อะตอมรวมกันเกิดเป็น H2  โมเลกุล  1s  ออร์บิทัลจาก  H  อะตอมทั้งสองจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุล  2  ออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานไม่เท่ากัน
2. ออร์บิทัลโมเลกุลจะจัดเรียงตัวตามลำดับพลังงานที่เพิ่มขึ้น พลังงานสัมพัทธ์ ของออร์บิทัลโมเลกุลเหล่านี้ สรุปได้จากการทดลองเกี่ยวกับสเปกตรัมและสมบัติแม่เหล็กของโมเลกุล
3. เวเลนซ์อิเล็กตรอนในโมเลกุล จะบรรจุอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุล โดยแต่ละออร์บิทัลโมเลกุลสามารถบรรจุอิเล็กตรอนได้สูดสุด  2  ตัว  ตามหลักการกีดกันของพาวลี และอิเล็กตรอนจะบรรจุอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานต่ำสุดจนเต็มก่อน  แล้วจึงบรรจุในออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานสูงขึ้นตามลำดับ และการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุลเป็นไปตามกฎของฮุนด์  เช่น  เมื่อมีออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากันว่างอยู่  อิเล็กตรอนจะบรรจุในออร์บิทัลเหล่านี้ออร์บิทัลละ  1  ตัวก่อน  ทำให้เกิดออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  เพื่อที่จะให้เข้าใจทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล  ให้พิจารณาโมเลกุลอะตอมคู่ของธาตุในคาบที่  1  ในตารางธาตุ  เช่น การเกิดพันธะในโมเลกุลไฮโดรเจนและฮีเลียม  การรวม 1s ออร์บิทัล เมื่ออะตอมของธาตุในคาบที่  1  ของตารางธาตุเข้าใกล้กัน  1s ออร์บิทัลจากอะตอมทั้งสองจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุล  2  ออร์บิทัล  ออร์บิทัลโมเลกุลออร์บิทัลหนึ่งจะมีพลังงานต่ำกว่าออร์บิทัลอะตอม  การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลนี้จะทำให้โมเลกุลเสถียรกว่าอะตอมที่แยกกันอยู่   ดังนั้นจึงเรียกออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานต่ำกว่าออร์บิทัลอะตอมว่า  ออร์บิทัลโมเลกุลที่สร้างพันธะ  (bonding  molecular  orbital)  ส่วนออร์บิทัลโมเลกุลอีกออร์บิทัลหนึ่งจะมีพลังงานสูงกว่าออร์บิทัลอะตอม  การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลนี้จึงทำให้โมเลกุลมีพลังงานเพิ่มขึ้นและไม่เสถียร  จึงเรียกออร์บิทัลโมเลกุลนี้ว่า  ออร์บิทัลที่ต้านการสร้างพันธะ (antibonding  molecular  orbital)

เลขออกซิเดชัน  (Oxidation number)

          เลขออกซิเดชัน หมายถึง ตัวเลขที่แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับนอกของธาตุที่ใช้ในการสร้างพันธะเคมี เวลาเขียนจะแสดงเครื่องหมายบวกหรือลบกำกับไว้  สำหรับสารประกอบไอออนิก เลขออกซิเดชันของธาตุที่ให้อิเล็กตรอนจะมีเครื่องหมายเป็นบวก และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้ไป ส่วนธาตุที่รับอิเล็กตรอนเลขออกซิเดชันจะมีเครื่องหมายเป็นลบ และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่รับมา ตัวอย่างเช่น

NaCl   จะได้ว่า                     Na   มีเลขออกซิเดชันเป็น   +1

Cl    มีเลขออกซิเดชันเป็น    -1

CaCl2   จะได้ว่า                    Ca   มีเลขออกซิเดชันเป็น   +2

Cl    มีเลขออกซิเดชันเป็น    -1

          สำหรับสารประกอบโคเวเลนต์ที่พันธะประกอบด้วยธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้สูงกับธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้ต่ำ ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้สูงสามารถดึงอิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันในพันธะได้ดีกว่า จะมีเลขออกซิเดชันเป็นลบ และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่ดึงเข้ามา ส่วนธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้ต่ำกว่า จะมีเลขออกซิเดชันเป็นบวก และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่ถูกดึงไป

ตัวอย่างที่ 1   H2O

O มีเลขออกซิเดชัน   =    –  2

H มีเลขออกซิเดชัน   =    + 1

          สำหรับธาตุหรือสารประกอบโคเวเลนต์ที่ประกอบด้วยธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้เท่ากันจะมีเลขออกซิเดชันเป็นศูนย์ เช่น O2,  F2,  O3,  S8,  Cu,  Fe
ข้อควรจำ ผลบวกของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดในสารหนึ่งโมเลกุลมีค่าเป็นศูนย์ และผลบวกของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดในไอออนที่มีหลายอะตอมมีค่าเท่ากับประจุของไอออนนั้น (การคิดเลขออกซิเดชันจะคิดต่อ 1 อะตอมของแต่ละธาตุ)

สารประกอบ และสมบัติของสารประกอบ

1.   การเกิดสารประกอบ

         สารประกอบ คือ สารที่เกิดจากการรวมตัวของธาตุตั้งแต่สองธาตุขึ้นไป โดยเกิดการเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอน เพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตต (ให้อิเล็กตรอนวงนอกสุดครบแปด) นั่นคือ สารประกอบเกิดจากพันธะเคมีซึ่งอาจเกิดจากพันธะไอออนิก หรือ พันธะโคเวเลนต์ก็ได้

         สมบัติของสารประกอบไอออนิก

1. มีขั้ว สารประกอบไอออนิกไม่เกิดเป็นโมเลกุลเดี่ยว แต่เป็นของแข็งประกอบด้วยไอออนจำนวนมากยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงยึดเหนี่ยวทางไฟฟ้า
2. นำไฟฟ้าได้ เมื่อใส่สารประกอบไอออนิกลงในน้ำ ไอออนจะแยกออกจากกัน ทำให้สารละลายนำไฟฟ้าได้ และสารประกอบไอออนิกที่หลอมเหลวก็นำไฟฟ้าได้ เพราะเมื่อหลอมเหลวไอออนจะแยกกันเป็นอิสระ
3. มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง เพราะสารประกอบไอออนิกต้องใช้พลังงานมากในการทำลายแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออน เพื่อจะให้กลายเป็นของเหลว หรือกลายเป็นไอ
4. การละลาย สารประกอบไอออนิกละลายได้ในน้ำหรือละลายในตัวทำละลายที่มีสภาพขั้วสูงมาก
5.   การเกิดปฏิกิริยาไอออนิก เป็นปฏิกิริยาระหว่างไอออน เพราะสารประกอบไอออนิกเมื่อเป็นสารละลาย ไอออนเป็นอิสระ จึงเกิดปฏิกิริยาทันที
6. สารประกอบไอออนิกเกิดจากไอออนประจุตรงกันข้าม รอบ ๆ ไอออน จะมีสนามไฟฟ้าจึงไม่แสดงทิศทางพันธะไอออนิก

สมบัติของสารประกอบโคเวเลนต์

1. แรงดึงดูดภายในโมเลกุลมีน้อยทำให้มีสถานะเป็นแก๊ส ของเหลว และเป็นของแข็งที่อ่อนนุ่มที่อุณหภูมิปกติ
2. ไม่ละลายน้ำ
3. มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวต่ำ เพราะใช้พลังงานน้อยในการทำลายแรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล
4. ไม่นำไฟฟ้า
5. ละลายในเบนซีน และสารอินทรีย์หรือตัวทำละลายที่ไม่มีขั้ว

        เนื่องจากสารประกอบมีอยู่มากมาย จึงจำเป็นต้องมีกฎเกณฑ์ในการเขียนสูตร และการเรียกชื่อสารประกอบ เพื่อให้สะดวกแก่การจดจำ และง่ายต่อการเรียนการสอน ทั้งจะได้มีแบบแผนหลักเกณฑ์ที่เหมือนกัน จึงมีหลักดังนี้

การเขียนสูตรสารประกอบ

          สารประกอบเกิดจากการรวมตัวของธาตุ หรือหมู่ธาตุ ตั้งแต่ 2 ธาตุขึ้นไป ซึ่งอาจจะอยู่ในลักษณะของไอออน หรืออะตอมก็ได้ ในการเขียนสูตรจึงมีกฎเกณฑ์ดังนี้

1. โลหะ กับอโลหะ ให้เขียนสัญลักษณ์โลหะก่อน แล้วเขียนอโลหะตามหลัง เช่น

K          +         Cl           KCl

Ba        +          O           Ba

2. ถ้าเป็นไอออน กับไอออน ต้องเขียนไอออนบวกก่อน แล้วตามด้วยไอออนลบ เช่น

NH4 +    กับ  SO4 –   เขียนได้เป็น     ( NH4)2SO4

การเรียกชื่อสารประกอบ

        การเรียกชื่อสารประกอบใช้หลักการตามระบบ IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) ซึ่งมีข้อตกลงดังนี้

1. สารประกอบระหว่างโลหะกับอโลหะ ให้เรียกชื่อโลหะธาตุแรก หรือไอออนบวก เต็ม ๆ แล้วตามด้วยอโลหะ หรือไอออนลบ  แล้วเปลี่ยนท้ายเสียงเป็นไอด์ (ide) เช่น

Na (Sodium) กับ Cl (Chlorine)     เขียนสูตร     NaCl     อ่านเป็น        Sodium chloride

Ba (Barium) กับ S (Sulfur)           เขียนสูตร     BaS     อ่านเป็น          Barium sulfide

K (Potassium) กับ I (Iodine)         เขียนสูตร     KI        อ่านเป็น        Potassium iodide

บางธาตุมีการตัด / เติม พยางค์ท้ายก่อนเปลี่ยนท้ายเสียงเป็นไอด์ เช่น

H (Hydrogen)                     เป็น        Hydride

N (Nitrogen)                       เป็น        Nitride

O (Oxygen)                          เป็น        Oxide

P (Phosphorus)                  เป็น        Phosphide

2. สารประกอบระหว่างอโลหะ กับอโลหะ สารประกอบชนิดนี้แม้จะมีองค์ประกอบเหมือนกัน แต่บางทีมีสารได้มากกว่า 1 สาร เช่น SO2 กับ SO3  หรือ  CO กับ CO2  การเรียกชื่อต้องบอกจำนวนอะตอมของแต่ละธาตุ เป็นภาษากรีก คือ  1 (mono),  2 (di), 3 (tri), 4 (treta),  5 (penta),  6 (hexa), 7 (hepta), 8 (octa), 9 (nona),10 (deca) ยกเว้นธาตุแรกมี 1 อะตอมไม่ต้องบอก เช่น

SO2         อ่านว่า  Sulfur dioxide

SO3         อ่านว่า  Sulfur trioxide

CO          อ่านว่า  Cabon monoxide

CO2        อ่านว่า  Cabon dioxide

P2 O5     อ่านว่า  Diphosphorus pentaoxide

3. สารประกอบที่มีไอออนบวก กับไอออนลบที่ไม่ใช่อะตอมเดี่ยว แต่เป็นไอออนที่ประกอบด้วยหมู่อะตอม เช่น Sulphateion SO42- มี S เป็นอะตอมกลาง ตามข้อตกลงให้ถือว่าไอออนที่มีลักษณะเช่นนี้ เป็นไอออนเชิงซ้อน เรียกชื่อแบบเดียวกับสารเชิงซ้อน แต่อนุโลมให้ใช้ชื่อสามัญ ถ้ามีธาตุอื่นมารวมตัวกับไอออนนี้ ก็เรียกธาตุนั้นนำหน้า เช่น

ไอออน	ชื่อตามระบบ IUPAC	ชื่อสามัญ
SO42-	Tetraoxosulphate ion	Sulphate ion
NO3	Trioxide nitrate(V) ion	Nitrate ion
Na2SO4	Sodium tetraoxidesulphate	Sodium sulphate
NaNO3	Sodium trioxonitrate	Sodium nitrate

4. สารประกอบที่ไอออนบวกมีค่าเลขออกซิเดชันหลายค่า การเรียกชื่อสารประกอบต้องระบุเลขออกซิเดชันด้วย โดยเขียนเลขโรมันไว้หลังชื่อธาตุนั้น เช่น

FeCl2                     อ่านได้ว่า               Iron (II) chloride

MnO2                     อ่านได้ว่า               Manganese (IV) oxide

สารประกอบเชิงซ้อน

         สารประกอบที่ประกอบด้วยไอออนเชิงซ้อน มักจะมีโลหะสองชนิด ซึ่งในสารประกอบนั้นจะมีไอออน 2 ชนิดคือ ไอออนบวก (+) และไอออนลบ (-) และไอออนที่ประกอบด้วยธาตุตั้งแต่ 2 ธาตุขึ้นไปนี้เรียกว่า ไอออนเชิงซ้อนอาจเป็นไอออนบวกหรือไอออนลบก็ได้ พวกไอออนเชิงซ้อนจะมีธาตุแทรนซิชันเป็นอะตอมกลาง และมีไอออน อะตอม หรือโมเลกุลอื่น มาล้อมรอบ โดยเรียกสิ่งที่ล้อมรอบว่า ลิแกนด์ ส่วนมากแล้วลิแกนด์จะยึดเหนี่ยวกับธาตุแทรนซิชันด้วยพันธะโคเวเลนต์ หรือโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์  หลักการอ่านชื่อสารประกอบเชิงซ้อนมีดังนี้

1. ถ้าไอออนเชิงซ้อนเป็นไอออนบวก ให้อ่านลิแกนด์นำหน้า แล้วตามด้วยเลขอะตอมกลาง โดยบอกเลขออกซิเดชันด้วย จากนั้นอ่านไอออนลบ
2. ถ้าไอออนเชิงซ้อนเป็นลบ อ่านลิแกนด์นำหน้า จากนั้น อ่านอะตอมกลางลงท้ายด้วย – ate โดยบ่งบอกเลขออกซิเดชันของธาตุด้วย

ลิแกนด์บางตัวที่ควรทราบ

Cl–                           อ่านว่า                    Chloro

Br–                          อ่านว่า                    Bromo

I–                             อ่านว่า                    Iodo

CO32-                            อ่านว่า                    Carbonate

H2O                        อ่านว่า                    Aqua

CN–                         อ่านว่า                    Cyano

NO2–                       อ่านว่า                    Nitro

NH3                        อ่านว่า                    Ammine

                                                                                          ที่มา :chemistryprosite