พันธะโคเวเลนต์  (Covalent  bond)

            เป็นการสร้างพันธะระหว่างอะตอมของอโลหะกับอโลหะ (รวมทั้งธาตุ Be ซึ่งเป็นโลหะ)  ธาตุที่เป็นอโลหะนั้นส่วนใหญ่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนตั้งแต่ 4 ขึ้นไป  คือคาร์บอน ( C )  แต่ธาตุที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ  4  อีก  2  ธาตุ คือ  Sn  กับ  Pb  เป็นโลหะ  นอกจากนั้นยังมีอโลหะอีกชนิดหนึ่งที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ  1  คือไฮโดรเจน ( H ) โดยทั่วไปแล้วอโลหะเป็นธาตุที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี (EN) และพลังงานไอออไนเซชัน (IE) สูง  ทำให้เสียอิเล็กตรอนยาก  จึงไม่สามารถให้หรือรับอิเล็กตรอนกันอย่างสมบูรณ์  ไม่เหมือนกรณีของการสร้างพันธะไอออนิก  อะตอมของอโลหะที่เวเลนซ์อิเล็กตรอนยังไม่เป็นไปตามกฎออกเต็ตจะมีอิเล็กตรอนเดี่ยวอยู่ในบางออร์บิทัล  จะใช้วิธีนำอิเล็กตรอนเดี่ยวที่ต่างฝ่ายต่างก็มีอยู่มาใช้ร่วมกันเป็นคู่ ๆ   เกิดการซ้อนทับ (overlap) ของออร์บิทัลซึ่งกันและกัน   ถ้าซ้อนทับกันที่ส่วนปลายของออร์บิทัลเรียกว่าซิกมาบอน ( sigma bond ,)  ถ้าซ้อนทับกันทางด้านข้างเรียกว่าไพบอนด์ ( pi bond ,bonb) ดังรูป 

 

               การใช้อิเล็กตรอนร่วมกันนี้เป็นไปเพื่อทำให้ทั้ง  2  ฝ่ายมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็นไปตามกฎออกเต็ตคือครบ  8   แต่มีข้อยกเว้นอยู่บ้างในบางกรณีที่อาจจะน้อยกว่า  8  หรือมากกว่า  8  ได้  และการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่ ๆ  ดังกล่าวมานี้เรียกว่าเป็นการสร้างพันธะโคเวเลนต์ (  Covalent bonding )  จะมีได้ตั้งแต่  1  ถึง  3  คู่  แต่ละอะตอมจะใช้อิเล็กตรอนร่วมกับอะตอมอื่นกี่คู่   ให้สังเกตดูว่าแต่ละอะตอมยังขาดอิเล็กตรอนอีกกี่ตัวจึงจะครบ 8 หรือเป็นไปตามกฎออกเตต  (octet rule)   อะตอมก็จะใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนที่ยังขาดร่วมกับอิเล็กตรอนของอะตอมอื่น   โดยอาจเป็นอะตอมของธาตุเดียวกันหรือเป็นธาตุต่างชนิดกันก็ได้   ในกรณีที่เป็นธาตุเดียวกันจะไม่ยุ่งยาก   เพราะแต่ละอะตอมมีการจัดอิเล็กตรอนเหมือนกัน  จำนวนอิเล็กตรอนที่แต่ละอะตอมขาดไปจึงเท่ากัน  เช่น   Cl   O  และ  N  จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนดังนี้

                 Cl  ทุกอะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  =  7  ขาดอีก  1  อิเล็กตรอนจะครบ  8  ถ้า  Cl   2  อะตอม  อยู่ร่วมกัน  แต่ละอะตอมจะใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอน  1  ตัว  ร่วมกับอีกอะตอมหนึ่ง  จึงเป็นการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  1  คู่ เรียกว่าพันธะเดี่ยว  (single bond) ดังรูป

                ออกซิเจน (O) ทุกอะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  =   6  ขาดอีก  2  อิเล็กตรอนจะครบ  8  ถ้าออกซิเจน  2  อะตอม  อยู่ร่วมกัน  แต่ละอะตอมจะใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอน  2  ตัว  ร่วมกับอีกอะตอมหนึ่ง  จึงเป็นการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  2  คู่ เรียว่าพันธะคู่  (double bond )  ดังรูป

                ไนโตรเจน (N) ทุกอะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  =   5  ขาดอีก  3  อิเล็กตรอนจะครบ  8  ถ้าไนโตรเจน  2  อะตอม  อยู่ร่วมกัน  แต่ละอะตอมจะใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอน  3  ตัว  ร่วมกับอีกอะตอมหนึ่ง  จึงเป็นการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  3  คู่ เรียกว่าพันธะสาม (triple bond)  ดังรูป

                แต่ถ้าเป็นอะตอมของธาตุต่างชนิดกันซึ่งอาจมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากันหรือไม่เท่ากันก็ได้  การพิจารณาว่าจะ.ใช้อิเล็กตรอนร่วมกันกี่คู่จะมีความยุ่งยากขึ้น   เช่น  กรณี  Cl  กับ  O

            Cl  ยังขาดอิเล็กตรอนอีก  1  ตัวจึงจะครบ  8  จึงใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนเพียง  1  ตัวร่วมกับ  O
            O  ยังขาดอิเล็กตรอนอีก   2  ตัวจึงจะครบ  8  จึงต้องใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอน  2  ตัวร่วมกับ  Cl

                กรณีนี้จึงต้องใช้  Cl  จำนวน  2  อะตอม  แต่ใช้  O  เพียง  1  อะตอม  ดังรูป

ถ้าเป็นอะตอมของ  Cl  กับ  N  จะเป็นดังนี้

             Cl  ยังขาดอิเล็กตรอนอีก  1  ตัวจึงจะครบ  8  จึงใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนเพียง  1  ตัวร่วมกับ  N

             N  ยังขาดอิเล็กตรอนอีก   3  ตัวจึงจะครบ  8  จึงต้องใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอน  3  ตัวร่วมกับ  Cl

              กรณีนี้จึงต้องใช้  Cl  จำนวน  3  อะตอม  แต่ใช้  N  เพียง  1  อะตอม  ดังรูป

ถ้าเป็นอะตอมของ  N  กับ  O  จะเป็นดังนี้

N  ยังขาดอิเล็กตรอนอีก   3  ตัวจึงจะครบ  8  จึงต้องใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอน  3  ตัวร่วมกับ  O

O  ยังขาดอิเล็กตรอนอีก   2  ตัวจึงจะครบ  8  จึงต้องใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอน  2  ตัวร่วมกับ  N

           กรณีนี้การสร้างพันธะเป็นไปได้หลายแบบ  จึงมีสารประกอบหลายชนิด  เช่น  N₂O   N₂O₄  ดังรูป

                การใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่ ๆ ดังกล่าวนี้จะมีตั้งแต่  1  ถึง  3  คู่ 

                -  ถ้าใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  1 คู่เรียกว่า  พันธะเดี่ยว (single  bond)

                -  ถ้าใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  2 คู่เรียกว่า  พันธะคู่ (double  bond)

                -  ถ้าใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  3 คู่เรียกว่า  พันธะสาม (triple  bond)

                การที่อะตอมจะใช้อิเล็กตรอนร่วมกันกี่คู่นั้นเป็นไปตามความเหมาะสมว่า  จะใช้ร่วมกันอย่างไรจึงจะทำให้แต่ละอะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็นไปตามกฎออกเต็ต  (แต่มีกรณียกเว้นอยู่บ้าง)  

                    (คลิ้ก  ชมการสร้างพันธะโคเวเลนต์ระหว่าง F กับ F  และ H กับ F)  
                    (คลิ้ก  ชมการสร้างกันธะโคเวเลต์ระหว่าง  H-H  , O=O  และ H-O )

พันธะเดี่ยว (single  bond)

                มีอะตอมของธาตุเป็นจำนวนมากที่อยู่รวมกับอะตอมอื่นด้วยการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  1  คู่  เป็นการสร้างพันธะเดี่ยว  เช่น  H₂  F₂  Cl₂  Br₂  I₂  HF  HCl  HBr  HI  H₂S  CH₄  ….  จะเห็นได้ว่าการสร้างพันธะสามารถเกิดขึ้นกับอะตอมของธาตุเดียวกัน  หรือเกิดขึ้นกับอะตอมของธาตุต่างชนิดกันก็ได้   โดยทั่วไปจะพบว่าอะตอมที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 7  จะสร้างพันธะเดี่ยวเสมอ  ได้แก่  F  Cl  Br  และ  I  รวมทั้ง  H  ซึ่งมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 1  ก็จะสร้างพันธะเดี่ยวเช่นกัน  พิจารณาอะตอมของ  Cl  มีการจัดอิเล็กตรอนดังนี้    ;   ₁₇Cl  2   8   7

           เมื่ออะตอมของ  Cl  จำนวน  2  อะตอมสร้างพันธะกัน  แต่ละอะตอมก็จะนำอิเล็กตรอนเดี่ยวในออร์บิทัล  3p  มาใช้ร่วมกันโดยซ้อนทับ (overlap)  ดังรูป

การซ้อนทับของออร์บิทัลเป็นลักษณะของซิกมา  บอนด์  ดังรูป

การที่คลอรีน  2  อะตอมใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  1  คู่   มีผลให้คลอรีนทั้ง  2  อะตอมเกิดแรงดึงดูดกับอิเล็กตรอนคู่เดียวกัน  จึงทำให้คลอรีนทั้ง  2  อะตอมนี้รวมตัวกันเป็นโมเลกุลของคลอรีน  (Cl₂)  กำหนดให้เรียกอิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ (Share  pair  electron ; Bond pair electron)   กรณีนี้เป็นพันธะเดี่ยวเพราะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  1  คู่   สำหรับอิเล็กตรอนที่ไม่ได้ใช้ร่วมกันของทั้ง  2  อะตอมเรียกว่าอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว  (unshared pair electron ; lone pair electron)  นับเฉพาะเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่านั้น   (มี 6 คู่ )

                เราสามารถเขียนแสดงการสร้างพันธะโคเวเลนต์ด้วยสูตรลิวอิส  โดยใช้จุด  1  จุดแทนอิเล็กตรอน  1  ตัว  แต่ให้แสดงเฉพาะเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่านั้น    หรือเขียนย่อโดยใช้เส้น  1  เส้น  แทนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ  1  คู่ก็ได้  ดังรูป
 

                ระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่สร้างพันธะเรียกว่า  ความยาวพันธะ (Bond length) และครึ่งหนึ่งของความยาวพันธะคือ  รัศมีของอะตอมชนิดรัศมีโคเวเลนต์ (covalent   radius)  เป็นการบอกขนาดของอะตอมวิธีหนึ่ง  ขนาดอะตอมที่เป็นรัศมีโคเวเลนต์  จะเล็กกว่าอะตอมจริงเพราะมีการเหลื่อมซ้อนทับกัน   ขนาดจริงของอะตอมที่ไม่มีการซ้อนทับกันเรียกว่ารัศมีแวนเดอร์วาลส์  (Van der Waals radius) ดังรูป

พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์
                เป็นพันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะเดี่ยว  แต่ตกต่างจากพันธะโคเวเลนต์ธรรมดาคือ  อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเป็นอิเล็กตรอนของอะตอมใดอะตอมหนึ่งทั้งคู่  ไม่ได้เกิดจากทั้ง  2  อะตอมนำอิเล็กตรอนจำนวนเท่ากันมาใช้ร่วมกัน
( A coordinate covalent bond is a covalent bond in which both electrons of a shared pair come from one of the two atoms involved in the bond'.)     เช่น  NH₄⁺  เกิดจาก  NH₃ ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอยู่  1  คู่  สร้างพันธะกับ  H⁺  ซึ่งไม่มีอิเล็กตรอนเลย  ดังสมการและดังรูป
 

                ในสารละลายของกรดชนิดต่าง ๆ  กรดจะแตกตัวให้  H⁺  จากนั้นจะรวมตัวกับ  H₂O  โดยเกิดพันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์กับอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวของ  O  กลายเป็น  H₃O⁺  หรือไฮโดรเนียมไอออน  ดังสมการและดังรูป   

        SO₃ เกิดจาก  SO₂  ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว  1  คู่  อยู่ที่อะตอมของ  S  จากนั้น  O  อีก 1อะตอมมาสร้างพันธะโดยใช้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวนี้  ดังรูป

•  การสร้างพันธะในลักษณะนี้เป็นปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบสตามทฤษฎีกรด เบส ของลิวอิส  ที่กล่าวว่า  กรดคือสารที่รับคู่อิเล็กตรอนจากสารอื่น  เบสคือสารที่ให้คู่อิเล็กตรอนแก่สารอื่น  ดังรูป

** โอโซน  (O₃)  มีการสร้างพันธะดังรูป  จงพิจารณาว่าพันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์อยู่ที่ใด

            ในสารประกอบเชิงซ้อน  (complex  compounds)  ชนิดต่าง ๆ   ลิแกน (ligands)  หรืออนุภาคที่ล้อมรอบอะตอมกลาง  จะต้องมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอยู่ด้วยจึงจะเป็นลิแกนด์ได้  อนุภาคที่ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจะเป็นลิแกนด์ไม่ได้   เมื่อลิแกนด์ล้อมรอบอะตอมกลาง (central atom)  จะใช้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวดังกล่าวสร้างพันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์กัน   ลิแกนด์จึงเป็นผู้ให้คู่อิเล็กตรอน (electron donor)  จึงเป็นเบสตามทฤษฎีของลิวอิส  ในขณะที่อะตอมกลางเป็นผู้รับคู่อิเล็กตรอน( electron acceptor )  จึงกรดตามทฤษฎีของลิวอิส   ดังรูป

พันธะคู่  (double  bond) 

                มีอะตอมของธาตุอยู่เป็นจำนวนมากเช่นกันที่อยู่ร่วมกับอะตอมอื่นด้วยการสร้างพันธะคู่    คือใช้อิเล็กตรอนร่วมกับอะตอมอื่นจำนวน  2  คู่  ( 4 อิเล็กตรอน)  เช่น  O₂  CO₂  CS₂ …  การสร้างพันธะคู่ของอะตอมในภาวะปกติจะเกิดขึ้นกับอะตอมที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ  6  (ขาดอีก  2  อิเล็กตรอนจะครบ  8 )  พิจารณาการจัดอิเล็กตรอนของออกซิเจน  เป็นดังนี้

                เมื่อออกซิเจน  2  อะตอมสร้างพันธะกัน  จะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  2  คู่  โดยการซ้อนทับ (overlap) ระหว่างออร์บิทัลที่มีอิเล็กตรอนเดี่ยวของแต่ละอะตอม  ดังรูป

เขียนแสดงด้วยสูตรลิวอิสดังนี้  

                การซ้อนทับของออร์บิทัลในโมเลกุลของ  O₂  มี  2  แบบ  คือ  ซ้อนทับที่ส่วนปลายของออร์บิทัล  (sigma bond)  และซ้อนทับทางด้านข้าง (pi bond)  ดังรูป


                แต่อย่างไรก็ตามธาตุบางธาตุสามารถสร้างพันธะได้หลายแบบในเวลาเดียวกันโดยขึ้นอยู่กับชนิดของธาตุที่จะสร้างพันธะกัน  เช่น  CH₂O  และ  CCl₂O   พิจารณาที่  C  พบว่าสร้างพันธะคู่กับ  O  จำนวน  1  พันธะ  แต่สร้างพันธะเดี่ยวอีก  2  พันธะกับ  H  จำนวน  2  อะตอม   หรือ  Cl  2  อะตอมตามลำดับ  ดังรูป

พันธะสาม  (triple  bond) 

อะตอมในภาวะปกติที่จะสร้างพันธะสามกับอะตอมอื่นจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ  5 (ขาดอีก  3  จะครบ  8) พิจารณาการจัดอิเล็กตรอนของไนโตรเจนจะเป็นดังนี้

เมื่ออะตอมของไนโตรเจน  2  อะตอมสร้างพันธะกัน  จะสร้างพันธะกันโดยใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  3  คู่  เรียกว่าพันธะสาม  (Triple  bond) ดังนี้    

เขียนแสดงด้วยสูตรลิวอิสดังนี้

พันธะสามจะประกอบด้วย  sigma bond  1  พันธะกับ pi bond  2  พันธะ  ดังรูป

                                                                                (คลิ้ก ชมวีดีทัศน์แสดงการเกิด sigms bond และ pi bond ของ N₂)

ซิกมาบอนด์กับไพบอนด์ (Sigma and pi bond)

         ไพบอนด์  ( pi bond , π bonds)     คือการซ้อนทับ (overlap) กันบริเวณด้านข้างของออรบิทัล   ไพบอนจะเกิดชึ้นในพันธะคู่และพันธะสาม  ไม่มีในพันธะเดี่ยว  ถ้าเป็นพันธะคู่จะประกอบด้วย σ bond  1 พันธะ  π bonds   1  พันธะถ้าเป็นพันธะสามจะประกอบด้วย  σ bond  1 พันธะ  π bonds   2  พันธะ ดังรูป

ใน  C₂H₆ พันธะระหว่าง C-C เป็นพันธะเดี่ยว และเป็น σ bond  




ใน  C₂H₄ พันธะระหว่าง C=C เป็นพันธะคู่   ประกอบด้วยเป็น σ bond  1 พันธะ  π bonds   1  พันธะ

                การกล่าวถึงซิกมาบอนกับไพบอนจะมีมากในเรื่องสารประกอบของคาร์บอน (เคมีอินทรีย์ , organic chemistry)  พันธะดังกล่าวจะเกิดขึ้นระหว่างอะตอมของ   C  กับ  C   สัมพันธ์กับการเกิดไฮบริไดเซชันของ  C  ที่เป็นไปได้  3  แบบ    คือ  sp  sp²  และ  sp³  ดังรูป

                ไฮบริดออร์บิทัล  sp   sp²  และ  sp³  มีรูปทรงเรขาคณิตเป็น  เส้นตรง (linear)  สามเหลี่ยมแบนราบ (trigonal plana) และทรงเหลี่ยมสี่หน้า (tetrahedral)  ตามลำดับ 

               ไฮบริดออร์บิทัล  sp   เกิดขึ้นจากการรวมตัวระหว่าง  orbital  2s  กับ  orbital  2px   ไฮบริดออร์บิทัลที่เกิดขึ้นมีรูปร่างเป็นเส้นตรง (Linear)  ดังรูป

(คลิ้ก  ชมเกิดไฮบริไดเซชัน  sp ของคาร์บอน)

                ไฮบริดออร์บิทัล  sp²   เกิดขึ้นจากการรวมตัวระหว่าง  orbital  2s  กับ  orbital  2px  และ  2py  ไฮบริดออร์บิทัลที่เกิดขึ้นมีรูปร่างเป็นสามเหลี่ยมแบนราบ (Trigonal plana)  ดังรูป

(คลิ้ก  ชมการเกิดไฮบริไดเซชัน  sp2  ของคาร์บอน)

ไฮบริดออร์บิทัล  sp³  เกิดขึ้นจากการรวมตัวระหว่าง  orbital  2s  กับ  orbital  2px    2py  และ  pz  ไฮบริดออร์บิทัลที่เกิดขึ้นมีรูปร่างเป็นทรงเหลี่ยนสี่หน้า  (Tetrehedral)  ดังรูป

(คลิ้ก ชมการเกิดไฮบริไดเซชัน  sp3  ของคาร์บอน)

 (คลิ้ก ชมไฮบริไดเซชันและรูปทรงเรขาคณิตของไฮบริดออร์บิทัลแบบต่าง ๆ)

                ไฮบริดออร์บิทัลทั้ง  3  แบบดังกล่าวมานี้  เมื่ออะตอมของคาร์บอนอยู่ในสารประกอบไฮโดรคาร์บอนที่โมเลกุลประกอบด้วย  C  2  อะตอม   เช่น  C₂H₆   C₂H₄  และ  C₂H₂  พันธะระหว่างอะตอมของ  C  กับ  C  จะแตกต่างกันคือ

(คลิ้ก ชมการเกิด sigma bond ใน C2H6 )

   *    ใน  C₂H₄  พันธะระหว่าง   C  กับ  C  เป็นพันธะเป็นพันธะคู่  ประกอบด้วย   sigma bond  1  พันธะ  pi bond  1  พันธะ  ดังรูป

(คลิ้ก  ชมการเกิด sigma bond และ pi bond ใน C2H4)

    *  ใน  C₂H₂ พันธะระหว่าง   C  กับ  C  เป็นพันธะสาม  ประกอบด้วย   sigma bond  1  พันธะ     

        pi bond  2  พันธะ  ดังรูป

(คลิ้ก  ชมการเกิด sigma bond และ pi bond ใน C2H2)

 ***  สังเกตความยาวพันธะ C-C > C=C > C C  ดังรูป


 

การเขียนสูตรลิวอิสของสารโคเวเลนต์

 

การเขียนสูตรแสดงการสร้างพันธะโคเวเลนต์ระหว่างอะตอมของธาตุเดียวกันจะไม่ยุ่งยาก  เพราะแต่ละอะตอมมีโครงสร้างเหมือนกัน  จำนวนอิเล็กตรอนที่ต้องการเพิ่มเพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตตจึงมีจำนวนเท่ากัน  ฉะนั้นแต่ละอะตอมจะใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนจำนวนเท่ากันมาสร้างพันธะกัน  จะใช้อิเล็กตรอนอะตอมละกี่ตัวก็ขึ้นอยู่กับแต่ละธาตุ  ว่าต้องการอิเล็กตรอนอีกกี่ตัวจึงครบ  8    ใช้หลักการง่าย ๆ ว่าแต่ละอะตอมจะใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนที่ต้องการเพื่อให้ครบ  8   ร่วมกับอะตอมอื่น  เช่น  กรณีของ  Cl₂   O₂  และ  N₂  ที่แสดงเป็นตัวอย่างมาแล้ว   Cl  , O  และ  N  ต้องการอิเล็กตรอนเพิ่มอะตอมละ  1 , 2  และ  3  ตัว  ตามลำดับ  ฉะนั้นแต่ละอะตอมจึงใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกับอะตอมอื่นจำนวน  1 , 2 และ  3  ตัว  เป็นการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  1  2  และ  3  คู่  จึงได้พันธะเดี่ยว  พันธะคู่  และพันธะสาม  ตามลำดับ  ดังรูป
 

 แต่ถ้าเป็นกรณีที่เกิดจากธาตุต่างชนิดมาสร้างพันธะกัน   ถ้าแต่ละธาตุมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน  การสร้างพันธะก็จะเป็นทำนองเดียวกับอะตอมของธาตุเดียวกันสร้างพันธะกัน  แต่บางครั้งอาจมีลักษณะพิเศษเพิ่มขึ้นบ้างเช่น  ClF  มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  =  7  เหมือนกัน    SO₂ มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  =  6  เหมือนกัน   การสร้างพันธะเป็นดังรูป

แต่ถ้าธาตุมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนไม่เท่ากัน  การสร้างพันธะก็จะมีความซับซ้อนขึ้นแต่ยังคงใช้หลักการเดิม  คือ   แต่ละอะตอมจะใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนที่ต้องการให้ครบ  8  ในการสร้างพันธะกับอะตอมอื่น  อาจเป็นการสร้างพันธะเดี่ยว  พันธะคู่หรือพันธะสาม  ขึ้นอยู่กับการจัดอิเล็กตรอนของแต่ละธาตุ  ต้องพิจารณาเป็นรายกรณีไป   แต่เพื่อให้เป็นแนวทางในการเขียนสูตรให้ถูกต้อง   ควรพิจารณากฎ  5  ข้อ  ดังต่อไปนี้

Lewis (Electron) Dot Formulas – 5 Easy Rules  (กฎง่าย ๆ 5 ข้อสำหรับการเขียนสูตรลิวอิส)

1. Determine Arrangement – Place the least electronegative atom in the  center. The halogens and hydrogen  
    can never be in the center.
    (จัดให้อะตอมที่มีค่า  EN  ต่ำที่สุดเป็นอะตอมกลาง  ยกเว้นธาตุฮาโลเจนและไฮโดรเจนเป็นอะตอมกลางไม่ได้)

 2. Determine total number of valence electrons. Two electrons are  represented by one dash.

     (add for negative ions, subtract for positive ions)
     (พิจารณาจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดของทุกอะตอมว่ามีเท่าไร   และอิเล็กตรอน  1  คู่  จะเขียนแทนด้วยขีด  1   
      ขีดก็ได้    ถ้าเป็นไอออนลบจะมีอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นตามจำนวนของประจุลบ  ในขณะที่ไอออนบวกจะมีจำนวน
      อิเล็กตรอนลดลงตามจำนวนของประจุบวก)

 3.  Attach central atom to surrounding atoms. Molecule should be  symmetrical.
     (อะตอมอื่น ๆ ที่ล้อมรอบอะตอมกลางต้องอยู่ในตำแหน่งที่สมมาตร)

 4. Distribute remaining electrons.
    (ใส่จุดแสดงอิเล็กตรอนในตำแหน่งต่าง ๆ อย่างเหมาะสม)

5. Use double or triple bonds if necessary. Hydrogen and the halogens  can never have a double or triple  
    bond.
    (จะใช้พันธะคู่หรือพันธะสามตามความจำเป็น  แต่ต้องทราบว่าสำหรับธาตุไฮโดรเจนและฮาโลเจนต่าง ๆ  จะสร้างพัน
     คู่หรือพันธะสามไม่ได้)

เพิ่มเติม
***  สิ่งที่ทำให้เกิดความผิดพลาดได้ง่ายในการเขียนสูตรลิวอิส  ของโมเลกุลที่ประกอบอะตอมตั้งแต่  3  อะตอมขึ้นไปก็คือ  ไม่รู้ว่าจะใช้อะตอมของธาตุใดเป็นอะตอมกลาง  แนะนำว่าให้ใช้อะตอมที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนน้อยที่สุด  หรือมีค่า  EN  น้อยว่าธาตุอื่น ๆ เป็นอะตอมกลาง  อะตอมที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนมากกว่าเป็นอะตอมที่ล้อมรอบอะตอมกลาง  

***  การพิจารณาว่าจะใช้อิเล็กตรอนร่วมกันกี่คู่  ให้ดูที่อะตอมที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนมากกว่า  ซึ่งก็คืออะตอมที่ล้อมรอบอะตอมกลางแต่ละอะตอม  ว่าขาดอิเล็กตรอนกี่ตัวจึงจะครบ  8  จะใช้อิเล็กตรอนตามจำนวนที่ยังขาดร่วมกับอะตอมกลาง   ถ้าขาด  1  ตัว จะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  1  คู่  สร้างพันธะเดี่ยว  ถ้าขาด  2  ตัว  จะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  2  คู่  สร้างพันธะคู่  ถ้าขาด  3  ตัว  จะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  3  คู่  สร้างพันธะสาม
***  สิ่งที่ผิดพลาดบ่อยอีกเรื่องหนึ่งคือ  จำนวนจุดที่ใช้แสดงจำนวนอิเล็กตรอนไม่ตรงกับความเป็นจริง  เพื่อป้องกันความผิดพลาด  ให้นับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของทุกธาตุในโมเลกุลว่ามีเท่าไร  จำนวนจุดต้องมีเท่ากัน  ถ้ามากกว่าหรือน้อยกว่าจะผิด

(คลิ้ก ชมตัวอย่างการสร้างพันธะโคเวเลนต์)

(คลิ้ก  ชมการสร้างพันธะระหว่างอะตอมของธาตุต่าง ๆ)
(คลิ้ก ชมและอ่านคำอธิบายการเขียนสูตรลิวอิส)

ตัวอย่าง  จงเขียนสูตรลิวอิสของ  OCl₂
วิธีทำ       ₁₇Cl  กับ  ₈O  มีการจัดอิเล็กตรอนดังนี้

                          ₁₇Cl   2   8   7  มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  7  ต้องการอีก  1  เพื่อให้ครบ  8  จึงสร้างพันธะเดี่ยวได้อย่างเดียว

                           ₈O  2    6  มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  6  ต้องการอีกอีก  2  เพื่อให้ครบ  8  จึงต้องสร้างพันธะเดี่ยวกับ  Cl  2   อะตอม  ดังรูป 

ตัวอย่าง  จงเขียนสูตรลิวอิสของ  CCl₄
วิธีทำ       ₆C  กับ  ₁₇Cl   มีการจัดอิเล็กตรอนดังนี้

                  ₁₇Cl   2   8   7  มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  7  ต้องการอีก  1  จึงจะครบ  8  สร้างพันธะเดี่ยวได้อย่างเดียว

                  ₆C  2   4   มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  4  ต้องการอีก  4  เพื่อให้ครบ  8  ต้องสร้างพันธะเดี่ยวกับ  Cl  4  อะตอม 

ดังรูป

ตัวอย่าง  จงเขียนสูตรลิวอิสของ   CO₂             

วิธีทำ  ₆C  กับ  ₈O  จัดอิเล็กตรอนดังนี้
                ₈O  2    6   มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  6  ต้องการอีก  2  จึงจะครบ  8  จึงสร้างคู่  1  พันธะกับ  C

               ₆C  2   4   มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  4  ต้องการอีก  4  จึงจะครบ  8  จึงต้องสร้างพันธะคู่กับ  O   2  อะตอม 
อะตอมละ  1  พันธะ  ดังรูป

ตัวอย่าง  จงเขียนสูตรลิวอิสของ   CO              

วิธีทำ  ₆C  กับ  ₈O  จัดอิเล็กตรอนดังนี้
                ₈O  2    6    มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  6  ต้องการอีก  2  จึงจะครบ  8  ใช้อิเล็กตรอนร่วมกับ  O  2  ตัว                

              ₆C  2   4   มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  4  ต้องการอีก  4  จึงจะครบ  8  การสร้างพันธะจะเป็น  ดังรูป

 

ตัวอย่าง  จงเขียนสูตรลิวอิสของ   NF₃              

วิธีทำ     ₉F  กับ  ₇N  จัดอิเล็กตรอนดังนี้

                          ₉F     2   7  มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  7  ต้องการอีก  1  จึงจะครบ  8  จึงสร้างพันธะเดี่ยวกับ  N  1  พันธะ                

  ₇N   2   5  มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  5  ต้องการอีก  3  จึงจะครบ  8  จึงสร้างพันธะเดี่ยวกับ  F  3  อะตอม   
ดังรูป

พันธะในไอออนที่เป็นกลุ่มอะตอม (bond in polyatomic ion)

                ไอออนที่เป็นกลุ่มอะตอม  เช่น  NO₃^-  CO₃^2-  SO₄^2-  PO₄^3-  …  จำนวนประจุลบเกิดจากการมีอิเล็กตรอนมากกว่าปกติ  มีประจุลบเท่าไรก็หมายความว่ามีอิเล็กตรอนมากกว่าปกติอยู่จำนวนเท่านั้น   โดยทั่วไปแล้วอิเล็กตรอนที่มีมากกว่าปกตินี้จะอยู่ที่อะตอมกลาง (อะตอมที่ขีดเส้นใต้)   การสร้างพันธะจะเป็นดังนี้
 

จากรูป  ถ้าสังเกตจะเห็นว่า  ...
                                        เวเลนซ์อิเล็กตรอนของ  N  เพิ่มจาก  5  เป็น  6  คือมีอิเล็กตรอนเพิ่ม  1  ตัว  ตามประจุ  1-

                                          เวเลนซ์อิเล็กตรอนของ  C  เพิ่มจาก  4  เป็น  6  คือมีอิเล็กตรอนเพิ่ม  2  ตัว  ตามประจุ  2-
                                        เวเลนซ์อิเล็กตรอนของ  S  เพิ่มจาก  6  เป็น  8  คือมีอิเล็กตรอนเพิ่ม  2  ตัว  ตามประจุ  2-
                                        เวเลนซ์อิเล็กตรอนของ  P  เพิ่มจาก  5  เป็น  8  คือมีอิเล็กตรอนเพิ่ม  3  ตัว  ตามประจุ  3-

เพิ่มเติม
                1.   อะตอมของ  H  และธาตุฮาโลเจนจะสร้างพันธะเดี่ยวกับอะตอมอื่น ๆ เสมอ  และเป็นอะตอมกลางของ
                    โมเลกุลไม่ได้

                2.   ธาตุฮาโลเจนจะสร้างพันธะเดี่ยวได้อย่างเดียว  ไม่ว่าจะสร้างพันธะกับธาตุเดียวกันหรือธาตุต่างชนิดกัน
                เช่น  F-F  Cl-Cl  Br-Br  I-I  Cl-F  Br-Cl  Br-I
                3.  ถ้าอะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 6 
                     3.1  สร้างพันธะกับอะตอมที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 6  เช่นกัน  จะสร้างพันธะคู่  เช่น  O=O
                     3.2  สร้างพันธะกับ  H  หรือธาตุที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 7 จะสร้างพันธะเดี่ยว  2  พันธะ  เช่น H₂O 
                          Cl₂O
                4.  ถ้าอะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5 
                                3.1  สร้างพันธะกับอะตอมที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5  เช่นกัน  จะสร้างพันธะสาม เช่น 
                                3.2  สร้างพันธะกับ H  หรือธาตุที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 7 จะสร้างพันธะเดี่ยว  3  พันธะ  เช่น NH₃ 
                                   PCl₃
                5.  มีข้อยกเว้นต่าง ๆ  อยู่บ้างที่จะกล่าวถึงในตอนต่อ ๆ ไป

 

การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารโคเวเลนต์
            เรามักจะคุ้นเคยกับการเขียนสูตรของสารโคเวเลนต์ตามที่พบเห็น  เช่น เขียนว่า  H₂O  หมายถึงน้ำ  แต่ไม่เขียนว่า  OH₂  (ยกเว้นในการเขียนแสดงสูตรแสดงโครงสร้างของโมเลกุลที่ซับซ้อนเพื่อแสดงให้เห็นว่าโมเลกุลหันด้านใดเข้าหากัน)  ในการเขียนสูตรโมเลกุลของสารโคเวเลนต์นั้นจะเรียงลำดับของธาตุอย่างไร    มีหลักการการกว้าง ๆ  ว่าให้ดูตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุ   ให้เขียนสัญลักษณ์ของธาตุที่อยู่ด้านซ้ายของตารางธาตุก่อน  แล้วจึงตามด้วยธาตุที่อยู่ทางขวาต่อเนื่องกันไป   (คลิ้ก ดูตารางธาตุ)   เช่น  HCl   HNO₃  PCl₃  CCl₄  แต่หลักการนี้ใช้กับสารทั้งหมดไม่ได้  เพราะมีบางชนิดที่เขียนธาตุที่อยู่ทางขวาก่อนธาตุทางซ้าย  เช่น  NH₃  HClO₃  จึงมีข้อกำหนดในการเรียงลำดับของธาตุก่อน-หลังดังนี้ 

                                   B , Si , C , P , H , S , I , Br , Cl , O และ F.

                ลำดับก่อนหรือหลังของธาตุในสูตรของการประกอบ  มีผลต่อการเรียกชื่อของสารนั้น ๆ  เพราะการเรียกชื่อจะเรียกตามลำดับของธาตุที่แสดงอยู่ในสูตรของสาร  (ยกเว้นกรณีที่เรียกด้วยชื่อสามัญ)   เช่น  HCl  เรียกชื่อว่า  ไฮโดรเจนคลอไรด์    ถ้าเขียนสูตรเป็น  ClH  จะต้องเรียกว่า  คลอรีนไฮไดรด์   ฉะนั้นการกำหนดลำดับของธาตุในการเขียนสูตรของสารโคเวเลนต์  จึงเป็นผลดีในการป้องกันความสับสนของการเรียกชื่อสารเดียวกัน

                 การเรียกชื่อสารโคเวเลนต์จึงมีความยุ่งยากกว่าการเรียกชื่อสารไอออนิก  บางชนิดใช้ชื่อสามัญ (common names )  เช่น  CH₄  เรียกว่า  methane  NH₃  เรียกว่า  ammonia  H₂O  เรียกว่า  water  แต่อย่างไรก็ตามมีหลักการทั่วไปของการเรียกชื่อดังนี้    

                1. เริ่มต้นด้วยชื่อของธาตุตัวแรกที่แสดงอยู่ในสูตรของสารประกอบ  และถ้ามีจำนวนอะตอมมากกว่า  1  ต้องบอกจำนวนอะตอมด้วยภาษาละติน  ( 1 = mono, 2 = di-, 3 = tri-, 4 = tetra-, 5 = penta-,6 =  hexa-, 8 = octa- , 9 = nona- , 10 = deca-)  

                2.  คำลงท้ายจะเป็นชื่อของธาตุที่อยู่ท้ายในสูตรของสารประกอบ  แต่ให้เปลี่ยนเสียงคำลงท้ายเป็นสำเนียง 
–ide  คำว่า  mono  จะไม่ใช้ในการเรียกชื่อสารทั่ว ๆ ไป   แต่จะใช้สำหรับสารประกอบออกไซด์เท่านั้น
                3.  ถ้าธาตุที่อยู่ท้ายเป็น  polyatomic ion  เช่น  CN^-  ,  ไซยาไนด์  เสียงคำท้ายจะใช้ชื่อของไอออนนั้น

ตัวอย่าง 

แบบฝึกหัด 

1.   จงเขียนสูตรลิวอิส  (Lewis Diagrams , Lewis structure, Lewis electron-dot structure) ทั้งแบบเต็มและแบบย่อ
      เพื่อแสดงการสร้างพันธะของสารต่อไปนี้และเรียกชื่อสารดังกล่าวด้วย

2. Which of the following is the correct formula for a compound of carbon and chlorine?
    (สูตรของสารประกอบระหว่างคาร์บอนกับคลอรีนข้อใดถูกต้อง)
   a)   CCl               b)   CCl₄                 c)   CCl₃                 d)   C₂Cl                 e)   C₃Cl₂

3. Double bonds in molecules:  (พันธะคู่  มีความหมายตรงกับข้อใด)
   a)   occur in atoms having two valence electrons. (เกิดขึ้นกับอะตอมที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2)
   b)   involve sharing two electrons. (ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  2  ตัว)
   c)   must be ionic. (เป็นสารไอออนิก)           
   d)   involve sharing four electrons.                (ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน  4  ตัว)
   e)   occur in polyatomic ions. (ต้องอยู่ในไอออนที่เป็นกลุ่มอะตอม)

3. Consider the following elements and select the one which has the largest number of electrons shown in an  
    electron dot symbol.    Cl   Mg   Ga   S   Si 
    (จงพิจารณาว่าธาตุใดต่อไปนี้เมื่อเขียนสูตรแสดงอิเล็กตรอนด้วยจุดแล้ว  ธาตุใดมีจุดมากที่สุด)
    a)   Mg                   b)   Cl                  c)   Ga                    d)   Si                     e)   S

4.   Which of the following is an acceptable Lewis structure for NH₂NH₂?  (Ans.III) (โครงสร้างแบบลิวอิสของ  
      NH₂NH₂ ที่ยอมรับได้ เป็นดังข้อใด)
     

5.   Which of the following is an acceptable Lewis structure for HOOH? (Ans.III) (โครงสร้างแบบลิวอิสของ  
      HOOH ที่ยอมรับได้เป็น ดังข้อใด)
   

6.   Which of the following is an acceptable Lewis structure for CH₃SH?  (Ans.III)  (โครงสร้างแบบลิวอิสของ  
      CH₃SH ที่ยอมรับได้เป็นดังข้อใด)

7.  Which of the following is the correct Lewis structure for CS₂? (Ans.V) (โครงสร้างแบบลิวอิสของ  CS₂ ที่ยอมรับ
    ได้เป็นดังข้อใด)

8.  Which of the following is an acceptable Lewis structure for H₂CO? (Ans.IV) (โครงสร้างแบบลิวอิสของ  H₂CO 

    ที่ยอมรับได้เป็นดัง ข้อใด)

9. Which of the following is an acceptable Lewis structure for HNNH? (Ans.I) (โครงสร้างแบบลิวอิสของ HNNH
    ที่ยอมรับได้เป็นดังข้อใด)

10.   Which of the following is an acceptable Lewis structure for HCN? (Ans.III) (โครงสร้างแบบลิวอิสของ HCN
       ที่ยอมรับได้เป็นดังข้อใด)

11.  Which of the following is an acceptable Lewis structure for C₂H₂? (Ans.IV) (โครงสร้างแบบลิวอิสของ C₂H₂
      ที่ยอมรับได้เป็นดังข้อใด)

12.  Which of the following is an acceptable Lewis structure for CO? (Ans.II) (โครงสร้างแบบลิวอิสของ CO ที่
       ยอมรับได้เป็นดังข้อใด)

13.  Indicate the # of VALENCE electrons for each species.  Write the correct Lewis electron-dot structure for each. (จงบอกจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดของสารแต่ละชนิดตามที่ที่กำหนด  และเขียนสูตรโครงสร้างลิวอิสด้วย)

Size : 32.31 KBs Upload : 2014-08-07 22:02:56

ติชม กำลังแสดงหน้า 1/0 << 1 >>

ต้องการให้คะแนนบทความนี้่ ? 0 คะแนนโหวด สร้างโดย : K-Me สถานะ : ผู้ใช้ทั่วไป วิทยาศาสตร์