5

1. 65
แผนบริหารการสอนประจาบทที่ 5
หัวข้อเนื้อหาประจาบท
พันธะไอโอนิก
พันธะโคเวเลนต์
พันธะโลหะ
ค่าต่าง ๆ ที่เกี่ยวกับพันธะเคมี
ไฮบริดออร์บิทัล และไฮบริไดเซชั่น
วัตถุประสงค์เชิงพฤติกรรม
เมื่อเรียนจบบทที่ 5 แล้วให้นักศึกษาสามารถ
1. อธิบายความหมายของพันธะเคมีได้
2. บอกความแตกต่างของพันธะเคมีแต่ละชนิดได้
3. เขียนพันธะเคมีในการเกิดสารประกอบชนิดต่าง ๆ ได้
วิธีสอนและกิจกรรมการเรียนการสอนประจาบท
วิธีสอนและกิจกรรมการเรียนการสอนประจาบทที่ 5 มีดังต่อไปนี้
1. ศึกษาเอกสารประกอบการสอน บทที่ 5
2. ฟังบรรยายประกอบเอกสารการสอน รูปภาพ และสื่ออิเล็กทรอนิกส์
3. อภิปรายและเปิดโอกาสซักถาม
4. ฝึกฝนทักษะการเขียนพันธะเคมีของสารประกอบโดยให้ศึกษาจากตัวอย่างในเอกสาร
และกาหนดแบบฝึกหัดรายบุคคลหรือรายกลุ่ม และออกมาตอบคาถามหน้าชั้นเรียน
5. ค้นคว้าข้อมูลจากตารา อินเทอร์เน็ต และแหล่งเรียนรู้อื่น ๆ ที่เกี่ยวข้องกับเนื้อหาที่เรียน
ด้วยตนเอง
6. มอบหมายงานให้ทาแบบฝึกหัดท้ายบท

2. 66
สื่อการเรียนการสอน
สื่อการเรียนการสอนประจาบทที่ 5 มีดังต่อไปนี้
1. เอกสารประกอบการสอนวิชาเคมี 1
2. สื่ออิเล็กทรอนิกส์ และเว็บไซต์ต่าง ๆ ที่เกี่ยวข้อง
3. โปรแกรมนาเสนอด้วยคอมพิวเตอร์ ประจาบทที่ 5 และชุดประกอบในการนาเสนอ
4. หนังสือ ตารา หรือเอกสารที่เกี่ยวข้อง
การวัดและประเมินผล
การวัดและการประเมินผลบทที่ 5 มีดังต่อไปนี้
1. สังเกตจากการร่วมกิจกรรมของนักศึกษา
2. ซักถามความเข้าใจในชั้นเรียน
3. ตรวจแบบฝึกหัดท้ายบท
4. ทาแบบทดสอบตามที่กาหนด

3. 67
บทที่5
พันธะเคมี
ในการสร้างบ้านนั้น ถ้าเป็นการสร้างด้วยแผ่นไม้แผ่นไม้หลาย ๆ แผ่น ที่นามาต่อประกบกัน
เป็นผนังจะถูกช่างทาการตอกตะปู เพื่อยึดแผ่นไม้แต่ละแผ่นเข้าด้วยกัน เฉกเช่นเดียวกับโมเลกุลซึ่ง
เกิดจากหลาย ๆ อะตอมมารวมกัน เพราะโดยปกติแล้วในธรรมชาติ อะตอมธาตุต่าง ๆ จะไม่อยู่ใน
ลักษณะที่เป็ นอะตอมอย่างโดดเดี่ยว แต่จะรวมกันเป็ นกลุ่มอะตอมหรือเป็ นโมเลกุลของ
สารประกอบ การที่อะตอมเหล่านี้รวมอยู่ด้วยกันได้อย่างเสถียรภาพนั้น เนื่องจากมีแรงชนิดหนึ่งที่
ยึดเหนี่ยวอะตอมเข้าด้วยกันเป็นโมเลกุล แรงยึดเหนี่ยวดังกล่าวเราเรียกว่า พันธะเคมี (Chemical
bond)
พันธะเคมี หมายถึงแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมต่าง ๆ ให้อยู่ด้วยกันอย่างมีเสถียรภาพ เกิด
เป็นโมเลกุลของสารประกอบ และถ้าต้องการทาให้โมเลกุลแตกออกเป็นอะตอมจะต้องให้พลังงาน
เข้าไปทาลายพันธะเคมี ซึ่งพันธะเคมีมีหลายชนิด ที่สาคัญ ๆ ได้แก่ พันธะไอโอนิก พันธะโคเว
เลนต์ และพันธะโลหะ
พันธะไอโอนิก (Ionic Bond)
พันธะไอออนิก คือ แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมของโลหะกับอะตอมของอโลหะ พันธะเคมี
ชนิดนี้ทาให้เกิดโมเลกุลของสารประกอบที่เรียกว่า สารประกอบไอโอนิก (Ionic compounds) เช่น
NaCl KI LiFและ CaO เป็นต้น
พันธะไอโอนิก เกิดจากการที่อะตอมของโลหะจ่ายอิเล็กตรอนในชั้นนอกสุด 1 2 หรือ 3 ตัว
ให้แก่อะตอมอโลหะ แล้วตัวเองก็กลายเป็นไอออนบวก ซึ่งมีประจุเป็น 1 2 หรือ 3 ตามลาดับ ส่วน
อิเล็กตรอนที่อะตอมของอโลหะรับไว้นั้นจะมีผลทาให้อะตอมของอโลหะกลายเป็นไอออนลบ ซึ่งมี
ประจุ 1- 2- หรือ 3- ตามลาดับ ไอออนบวกกับไอออนลบจึงมีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกัน ซึ่งเป็น
แรงยึดเหนี่ยวแบบไฟฟ้ าสถิต (Electrostatic force) เช่น NaCl (จุดรอบ ๆ เราเรียก ประจุฟอร์มอล
คือประจุสมมติบนอะตอมในโมเลกุลหรือไอออนหลายอะตอม) ดังภาพที่ 5.1

4. 68
ภาพที่ 5.1 แสดงประจุสมมติบนอะตอม
ที่มา : สุทัศน์ ไตรสถิตวร และสมศักดิ์ วรมงคลชัย. 2550 : 146.
พันธะโคเวเลนต์ (Covalent Bond)
พันธะโคเวเลนต์ หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมอโลหะด้วยกัน พันธะชนิดนี้ทาให้
เกิดโมเลกุลของธาตุ เช่น H2 N2 O2 Cl2เป็นต้น และทาให้เกิดโมเลกุลของสารประกอบ เช่น H2O
NH3HCl เป็นต้น
แรงยึดเหนี่ยวนี้เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมทั้งสองข้าง ๆ ละ 1 2 หรือ 3
อิเล็กตรอน ถ้าใช้ร่วมกันข้างละ 1 อิเล็กตรอน ก็มีอิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกัน 1 คู่ พันธะที่เกิดขึ้น
เรียกว่า พันธะเดี่ยว (Single bond) เช่น HCl
ถ้าใช้ร่วมกันข้างละ 2 อิเล็กตรอน ก็มีอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 2 คู่ พันธะที่เกิดขึ้น เรียกว่า
พันธะคู่ (Double Bond) เช่น CO2
ถ้าใช้ร่วมกันข้างละ 3 อิเล็กตรอน ก็มีอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 3 คู่ พันธะที่เกิดขึ้น เรียกว่า
พันธะสาม (Triple Bond) เช่น N2 CH2
Na = 2, 8, 1 Cl = 2, 8, 7 Na = 2, 8, 1 Cl = 2, 8, 7
p = 11, e = 11 p = 17, e = 17 p = 11, e = 10 p = 17, e = 18
ประจุไฟฟ้า = 0 ประจุไฟฟ้า = 0 ประจุไฟฟ้า = +1 ประจุไฟฟ้า = -1

5. 69
พันธะโลหะ (Metallic Bond)
พันธะโลหะ ได้แก่ พันธะที่ยึดอะตอมในผลึกโลหะไว้ด้วยกัน โดยที่เวเลนซ์อิเล็กตรอนของ
แต่ละอะตอมสามารถเคลื่อนไหวไปยังจุดต่าง ๆ ในผลึกได้ค่อนข้างง่าย และขณะเดียวกันก็ทา
หน้าที่ดึงดูดนิวเคลียสของอะตอมเหล่านั้นไว้ด้วยกัน โดยทั่วไปโลหะที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนมากก็
จะมีพันธะโลหะที่แข็งแรงซึ่งโดยทั่วไปอะตอมที่เชื่อมต่อกันด้วยพันธะโลหะจะมีโครงสร้างเป็น
ผลึก
อนึ่ง พันธะโลหะมีเวเลนต์อิเล็กตรอนที่ยึดกับไอออนบวกไม่ได้เป็นของอะตอมใดอะตอม
หนึ่งเพียงอะตอมเดียว แต่เวเลนต์อิเล็กตรอนทุกตัวสามารถเคลื่อนที่ไปยังอะตอมอื่น ๆ ได้ ซึ่ง
แตกต่างจากพันธะโคเวเลนต์ ทั้งนี้เพราะในก้อนโลหะแต่ละอะตอมจะมีอะตอมอื่นล้อมรอบ 8 หรือ
12 อะตอม อะตอมจึงมีเวเลนต์อิเล็กตรอนไม่พอที่จะทาให้เกิดคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมพันธะระหว่าง
อะตอมแต่ละอะตอมเข้าด้วยกันทั้งหมดได้ ดังในแบบจาลองทะเลอิเล็กตรอนในโลหะ ภาพที่ 5.2
หมายเหตุ + หมายถึง metal ions และ - หมายถึง free electrons from outer shells of metal
atoms
ภาพที่ 5.2 แบบจาลองทะเลอิเล็กตรอนในโลหะ
ที่มา : สุทัศน์ ไตรสถิตวร และสมศักดิ์ วรมงคลชัย. 2550 : 226.
ค่าต่าง ๆ ที่เกี่ยวกับพันธะเคมี
การที่จะตรวจสอบว่า ทฤษฎีมีความถูกต้องเพียงใด นักวิทยาศาสตร์จะต้องคานวณค่าต่าง ๆ
ที่เป็นสมบัติสาคัญของสาร แล้วนามาเปรียบเทียบกับค่าที่วัดได้จากการทดลอง ในกรณีของพันธะ
เคมี ค่าดังกล่าวของโมเลกุลที่วัดได้ ได้แก่ พลังงานพันธะ ความยาวพันธะ มุมพันธะ นอกจากนี้ใน
กรณีที่โมเลกุลมีขั้ว ก็สามารถวัดค่าไดโพลโมเมนต์ ซึ่งจะบอกถึงสภาพขั้วของพันธะได้
1. พลังงานพันธะ (Bonding energy)
+

6. 70
โดยทั่วไปแล้วพลังงานพันธะมี 2 ประเภท คือ พลังงานสลายพันธะ และพลังงานพันธะ
เฉลี่ย ซึ่งต่างกันดังนี้
พลังงานสลายพันธะ (Bond dissociation energy) เขียนย่อเป็น D คือ พลังงานที่ต้องให้แก่
โมเลกุลเพื่อทาลายพันธะเคมีในโมเลกุลนั้น หรือพลังงานที่คายออกเมื่ออะตอมทั้ง 2 รวมตัวกันทาง
เคมีเป็นโมเลกุล สาหรับโมเลกุลอะตอมคู่ พลังงานสลายพันธะ คือ พลังงานที่ใช้ในการทาให้
โมเลกุลนั้นสลายเป็นอะตอมในสถานะที่เป็นแก๊ส และสาหรับโมเลกุลหลายอะตอม (Polyatomic
molecule) จะมีค่า D โดยเฉพาะสาหรับพันธะนั้น ๆ ทั้งนี้ขึ้นอยู่กับสภาวะภายในที่แตกต่างกันของ
แต่ละโมเลกุล หรือ อนุมูลอิสระ ซึ่งพลังงานสลายพันธะนี้จะบอกให้ทราบความแข็งแรงของพันธะ
ยิ่งพันธะมีความแข็งแรงมากเท่าไหร่ ยิ่งต้องการใช้พลังงานสลายพันธะมากขึ้น เช่น
CH4 (g) + 435 kJ/mol CH3 (g) + H (g)
CH3 (g) + 453 kJ/mol CH2 (g) + H (g)
CH2 (g) + 425 kJ/mol CH (g) + H (g)
CH (g) + 339 kJ/mol C (g) + H (g)
เมื่อรวมขั้นทั้ง 4 เข้าด้วยกันจะได้ว่า
CH4 (g) + 1,650 kJ/mol C (g) + 4H (g)
จะเห็นว่าถึงแม้จะเป็นพันธะ C - H เหมือนกันแต่ค่าพลังงานสลายพันธะจะแตกต่างกัน
เมื่อรวมพลังงานสลายพันธะทั้ง 4 ขั้น ก็จะเป็นพลังงานทั้งหมดที่ใช้ในการสลายโมเลกุลมีเทนทั้ง
โมเลกุลให้เป็นอะตอมอย่างสมบูรณ์ พลังงานสลายพันธะทั้ง 4 ขั้นมีค่าเท่ากับ 1,650 kJ/mol และ
เมื่อหารด้วย 4 จะได้ค่าพลังงานเฉลี่ยของพันธะ C – H มีค่าเท่ากับ 412.5 kJ/mol ค่าพลังงานสลาย
พันธะของโมเลกุลอะตอมคู่บางตัว แสดงในตารางที่ 5.1
จากความรู้เกี่ยวกับพลังงานสลายพันธะของโมเลกุลต่าง ๆ ทาให้ทราบถึงความว่องไว
หรือไม่ไวของสารต่อปฏิกิริยาเคมีด้วย ทั้งนี้เพราะก่อนที่จะเกิดปฏิกิริยากัน พันธะจะถูกทาลายก่อน
เป็นอะตอม แล้วจึงทาปฏิกิริยา ตัวอย่างเช่น H2 กับ F2 ก่อนทาปฏิกิริยาระหว่าง H กับ F ได้ HF
โมเลกุลของฟลูออรีนมีพลังงานสลายพันธะเท่ากับ 159 กิโลจูลต่อโมล ฟลูออรีนมีความว่องไวต่อ
ปฏิกิริยามาก ในขณะที่ไฮโดรเจนค่อนข้างเฉื่อยต่อปฏิกิริยา เนื่องจากพลังงานสลายพันธะมีค่าสูงถึง
436 กิโลจูลต่อโมล
พลังงานพันธะเฉลี่ย (Everage bond energy) เขียนย่อเป็น ६ คือ ค่าพลังงานที่ได้จากการ
เฉลี่ยค่าพลังงานต่าง ๆ ของพลังงานสลายพันธะที่มีสาหรับพันธะชนิดใดชนิดหนึ่ง ไม่ว่าจะเป็น
โมเลกุลใด เช่น พันธะระหว่าง C กับ H มีพลังงานพันธะเฉลี่ย 414 kJ/mol เป็นต้น

7. 71
2. ความยาวพันธะ
ความยาวพันธะ คือ ระยะระหว่างอะตอมที่เกิดพันธะกัน ซึ่งทาให้อะตอมทั้งสองมีแรง
ดึงดูดกันได้ดีที่สุด มีพลังงานต่าที่สุด หรือเสถียรที่สุด เนื่องจากอะตอมต่าง ๆ ในโมเลกุลมีการ
สั่นสะเทือนอยู่เสมอ ระยะระหว่างอะตอมจึงเปลี่ยนแปลงอยู่ตลอดเวลา ความยาวพันธะนี้จึงเป็น
ค่าเฉลี่ยของความยาวที่เปลี่ยนแปลงนั้น ซึ่งหาได้จากเทคนิคการหักเหกระจายของรังสีเอกซ์ (X-ray
diffraction) ค่าความยาวพันธะของโมเลกุลอะตอมคู่บางตัว แสดงในตารางที่ 5.2
ตารางที่ 5.1 พลังงานสลายพันธะของโมเลกุลอะตอมคู่บางตัว (kJ/mol)
Bond Bond
Energy,
kJ/mol
Bond Bond
Energy,
kJ/mol
Bond Bond
Energy,
kJ/mol
H – H
H – C
H – N
H – O
H – S
H – F
H – Cl
H – Br
H – I
436
414
389
464
368
565
431
364
297
C – C
C = C
C  C
C – N
C = N
C  N
C – O
C = O
C – Cl
347
611
837
305
615
891
360
736
339
N – N
N = N
N  N
N – O
N = O
O – O
O = O
F – F
Cl – Cl
163
418
946
222
590
142
498
159
243
ที่มา : สุนันทา วิบูลย์จันทร์. 2545 : 241.
เมื่อเปรียบเทียบพลังงานพันธะกับความยาวพันธะ ดังตัวอย่างในภาพที่ 5.3 จะได้ว่า
พันธะเดี่ยว (—) ยาวกว่าพันธะคู่ (=) และยาวกว่าพันธะสาม () ส่วนพลังงานพันธะ พันธะสาม ()
แข็งแรงกว่าพันธะคู่ (=) และพันธะเดี่ยว (—) หรือจาง่าย ๆ คือ
ความยาว พันธะเดี่ยว > พันธะคู่ > พันธะสาม
พลังงานพันธะ พันธะเดี่ยว < พันธะคู่ < พันธะสาม

8. 72
ตารางที่ 5.2 แสดงความยาวพันธะของโมเลกุลอะตอมคู่บางตัว
Bond Bond
Length,
pm
Bond Bond
Length,
pm
Bond Bond
Length,
pm
H – H
H – C
H – N
H – O
H – S
H – F
H – Cl
H – Br
H – I
74.14
110
100
97
132
91.7
127.4
141.4
160.9
C – C
C = C
C  C
C – N
C = N
C  N
C – O
C = O
C – Cl
154
134
120
147
128
116
143
120
178
N – N
N = N
N  N
N – O
N = O
O – O
O = O
F – F
Cl – Cl
145
123
109.8
136
120
145
121
143
199
ที่มา : ทบวงมหาวิทยาลัย. 2536 : 98.
ภาพที่ 5.3 แสดงพลังงานพันธะกับความยาวพันธะของโมเลกุลอะตอมคู่บางตัว
ที่มา : คลังความรู้สู่ความเป็นเลิศ. ออนไลน์. 2557.
ความยาว
พลังงาน
พันธะ

9. 73
3. มุมพันธะ (Bond angle)
อะตอมที่สร้างพันธะได้ 2 พันธะขึ้นไป ถ้าลากเส้นผ่านพันธะต่าง ๆ เหล่านี้มาตัดกันที่
นิวเคลียสของอะตอมดังกล่าว มุมที่เกิดขึ้นเรียกว่า มุมพันธะ เช่น โมเลกุลของ H2O
มุมระหว่างพันธะในโมเลกุลของน้าประมาณ 105 องศา เนื่องจากออกซิเจนอะตอมใน
โมเลกุลของน้ามีอิเล็กตรอนอิสระเหลืออยู่จึงทาให้เกิดแรงผลักอะตอมของไฮโดรเจนทาให้เกิดมุม
ขึ้น ดังภาพ 5.4
ก. ข. ค.
ภาพที่ 5.4 แสดงมุมระหว่างพันธะ ก. 105 องศา ข. 180 องศา ค. 120 องศา
ที่มา : สุทัศน์ ไตรสถิตวร และสมศักดิ์ วรมงคลชัย. 2550 : 187.
มุมพันธะ โดยปกติแล้วมุมพันธะเป็นค่าเฉลี่ย ทั้งนี้เนื่องจากการสั่นสะเทือนของอะตอม
ต่าง ๆ มุมพันธะมีค่าได้ตั้งแต่ 60o
ถึง 180o
ดังตัวอย่างภาพที่ 5.5
ก. ข. ค.
ภาพที่ 5.5 แสดงมุมระหว่างพันธะ ก. 109.5 องศา ข. 90 และ 120 องศา ค. 60 องศา
ที่มา : สุทัศน์ ไตรสถิตวร และสมศักดิ์ วรมงคลชัย. 2550 : 188 - 189.

10. 74
4. สภาพขั้วของพันธะ
สาหรับโมเลกุลที่ประกอบด้วยอะตอมต่างชนิดกัน แม้ว่าจะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน แต่
ความสามารถในการดึงอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองไม่เท่ากัน จึงทาให้อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันนั้นอยู่
ค่อนไปทางอะตอมที่ดึงได้มากกว่า หรือเรียกว่า กลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนอยู่ใกล้กับอะตอมที่มี
ความสามารถดึงได้มากกว่า ทาให้สภาพทางไฟฟ้าไม่เท่ากันกล่าวคือ กลุ่มหมอกอิเล็กตรอนอยู่ใกล้
อะตอมใด ทาให้อะตอมนั้นเกิดประจุไฟฟ้ าลบเล็กน้อย (Partially negative charge) เขียนแทนด้วย
δ-
และทาให้อะตอมที่อยู่ตรงข้ามเกิดประจุไฟฟ้าบวกเล็กน้อย (Partially positive charge) เขียนแทน
ด้วย δ+
ทาให้โมเลกุลนี้มีการแยกประจุไฟฟ้ า หรือเรียกว่า โมเลกุลแบบมีขั้ว (Polar molecule) เช่น
HF H2O NH3เป็นต้น
ความสามารถในการดึงอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองของอะตอมในโมเลกุลนี้เรียกว่า สภาพ
ไฟฟ้าลบ (Electronegativity) ซึ่งมีความสาคัญในการทาให้เกิดเป็นโมเลกุลมีขั้วหรือไม่มีขั้ว และ มี
ค่าตั้งแต่ 0 – 1 ถ้า δ มีค่า 1 พันธะนั้นก็เป็นไอออนิก ถ้า δ มีค่าต่ากว่า 1 ก็เป็นพันธะโคเวเลนต์ แต่มี
สมบัติเป็นไอออนิกอยู่บ้างตามค่าของ δ ค่าของ δ จะมากหรือน้อยขึ้นอยู่กับผลต่างของสภาพ
ไฟฟ้ าลบของอะตอมทั้ง 2 ที่เกิดพันธะกัน เช่น H กับ Cl เท่ากับ 0.9 มีสมบัติเป็นไอออนิก (Ionic
character) = 19% ในสารประกอบไอออนิก อะตอมทั้ง 2 มีสภาพไฟฟ้ าลบต่างกันอยู่มาก แสดง
ผลต่างของสภาพไฟฟ้าและเปอร์เซ็นต์ของการมีสมบัติไอออนิกบางตัวในตารางที่ 5.3
อนึ่งถ้าพิจารณาในแต่ละพันธะไป เราอาจกล่าวได้ว่าโมเลกุลที่มีขั้วนั้นมีสมบัติสาคัญคือ
electric dipole moment หรือเรียกสั้น ๆ ว่า ไดโพลโมเมนต์ (dipole moment)เป็นปริมาณที่ใช้วัด
ความมีขั้วของพันธะ ใช้สัญลักษณ์ µ คือ ผลคูณของประจุ q และระยะทางระหว่างประจุ r เพื่อ
รักษาสภาพความเป็นกลางทางไฟฟ้า ประจุที่ปลายทั้งสองของโมเลกุลอะตอมคู่ที่เป็นกลางจะต้อง
เท่ากัน และมีเครื่องหมายตรงกันข้าม อย่างไรก็ตามปริมาณ q หมายความถึงขนาดของประจุ
เท่านั้น ดังนั้น µ จึงมีค่าเป็นบวกเสมอ ไดโพลโมเมนต์มีหน่วยเป็น เดอบาย (debye, D) แฟกเตอร์
การเปลี่ยนหน่วยคือ 1 D = 3.36 x 10 -30
cm บอกถึงสภาพขั้วของโมเลกุล เช่น H2O มีสภาพขั้ว =
1.8 X 10-18
esu-cm และ HCl มีสภาพขั้ว = 1.08 X 10-18
esu-cm โดยค่า dipole moment เขียนแทน
ด้วย µ หาได้จากสูตร
µ = qr หรือ q = µ/r
เมื่อ q คือ ประจุ และ r คือ ระยะทางระหว่างประจุ

11. 75
ตารางที่ 5.3 เปอร์เซ็นต์ของการมีสมบัติไอออนขึ้นกับผลต่างของสภาพไฟฟ้าลบ
ผลต่างของสภาพไฟฟ้าลบ เปอร์เซ็นต์ของการมีสมบัติไอออนิก
0.1 0.5
0.2 1
0.3 2
0.4 4
0.5 6
0.6 9
0.7 12
0.8 15
0.9 19
1.0 22
1.2 30
1.5 43
1.7 54
2.0 63
2.3 74
2.5 79
3.0 89
3.2 92
ที่มา : สุทัศน์ ไตรสถิตวร และสมศักดิ์ วรมงคลชัย, 2550: 203.
ไฮบริดออร์บิทัล และไฮบริไดเซชั่น
เรื่องออร์บิทัลหรือทฤษฎีโมเลกุลออร์บิทัล เริ่มใช้ในปี ค.ศ. 1932 โดยเอฟฮุนด์ (F. Hund)
อาร์มุลลิแกน (R. Mulliken) อีฮืกเกล (E. Huckel) และเจ เลนนาร์ด-โจนส์ (J. Lennard-Jones) โดย
สรุปหลักใหญ่ ๆ ได้ดังนี้

12. 76
1. การสร้างโมเลกุลาร์ออร์บิตอล
ในขั้นแรกจะเป็นการรวมอะตอมิกออร์บิตอลเข้าด้วยกันอย่างเหมาะสม เพื่อสร้างเป็น
โมเลกุลาร์ออร์บิตอลขึ้น ความเหมาะสมในที่นี้ขึ้นอยู่กับรูปทรงเรขาคณิตของโมเลกุล โดยยึดหลัก
ว่า จานวนโมเลกุลาร์ออร์บิตอลที่สร้างขึ้นใหม่ ต้องเท่ากับจานวนอะตอมิกออร์บิตอลทั้งหมดที่มา
รวมกัน โดยรูปร่างของโมเลกุลาร์ออร์บิตอลที่จะได้ เป็นลักษณะการกระจายของอิเล็กตรอนใน
โมเลกุล ซึ่งสาหรับแบบแรกโอกาสจะพบอิเล็กตรอนที่บริเวณระหว่างนิวเคลียสมีมากที่สุด และ
เรียก โมเลกุลาร์ออกบิตอลแบบนี้ว่า โมเลกุลาร์ออร์บิตอลแบบมีพันธะ (bonding molecular orbital,
BMO) ส่วนแบบผลต่าง โอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนตรงกลางเป็นศูนย์ และมีชื่อเรียกว่า โมเลกุลาร์
ออร์บิตอลแบบต้านพันธะ (anti-bonding molecular orbital, AMO)
สาหรับอะตอมิกออร์บิตอลแบบอื่น ๆ เช่น p-ออร์บิตอล เราก็นามารวมกันได้เช่นกัน โดย
อาจรวม (ทั้งผลรวมและผลต่าง) ได้ในสองลักษณะ คือ
1) ซ้อนเหลื่อมกันตามแนวปลาย (head to head) เป็นการซ้อนเหลื่อมกันทางส่วนปลาย
ของออร์บิทัล ความหนาแน่นของกลุ่มเมฆหมอกอิเล็กตรอน อยู่ระหว่างอะตอมทั้ง 2 เกิดเป็นพันธะ
ซิกมา (sigma bond) เขียนแทนด้วย σ ดังตัวอย่าง
F2 (1s2
2s2
2p5
) แผนผังแสดงอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในการสร้างพันธะเป็นดังนี้
ภาพที่ 5.6 แสดงอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในการสร้างพันธะของ F2
ที่มา : พินิติ รตะนานุกูล และคณะ. 2553 : 158.
รูปการซ้อนเหลื่อมของ 2pz ออร์บิทัล แสดงได้ดังนี้
พันธะซิกมา
อิเล็กตรอน
คู่
ที่ไม่ใช้
สร้างพันธะ
F F
F2
2pz
2pz

13. 77
ภาพที่ 5.7 แสดงการซ้อนเหลื่อมของ 2pz ออร์บิทัล
ที่มา : พินิติ รตะนานุกูล และคณะ. 2553 : 159.
2) การซ้อมเหลื่อมตามแนวข้าง (side to side) เป็นการซ้อนเหลื่อมกันของ p-orbital ที่
ขนานกันเท่านั้น มีส่วนที่ซ้อนเหลื่อมกันอยู่ 2 ส่วน ทาให้เกิดพันธะไพ (pi-bond) เขียนแทนด้วย π
ดังนี้
O2 (1s2
2s2
2p4
) แผนผังแสดงอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในการสร้างพันธะเป็นดังนี้
ภาพที่ 5.8 แสดงอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในการสร้างพันธะ O2
ที่มา : พินิติ รตะนานุกูล และคณะ. 2553 : 159.
รูปการซ้อนเหลื่อมของ 2py และ 2pz ออร์บิทัลแสดงได้ดังนี้
ภาพที่ 5.9 แสดงการซ้อนเหลื่อมของ 2py และ 2pz ออร์บิทัล
ที่มา : พินิติ รตะนานุกูล และคณะ. 2553 : 159.
2. ไฮบริดออร์บิทัลและไฮบริไดเซชั่น (Hybrid orbital Hybridization)
ในโมเลกุลที่ประกอบด้วย 3 อะตอมขึ้นไป เช่น H2O NH3 CH4 เป็นต้น อะตอมที่เป็น
อะตอมกลางจะมีการปรับปรุงอิเล็กตรอนชั้นนอกสุดของตัวเองก่อน เพื่อเลื่อนระดับพลังงานให้
เหมาะสม จึงซ้อนทับกับอะตอมอื่นเกิดเป็นพันธะเคมีได้ การเลื่อนระดับพลังงานนี้ก็คือการผสมกัน
ของออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานใกล้เคียงกัน เช่น s กับ p ในระดับพลังงานเดียวกัน หรือบางโมเลกุล
พันธะ
ไพ
พันธะซิก
มา
ออร์บิทัลที่เต็ม
แล้ว

14. 78
อาจมี d-orbital มาเกี่ยวข้องด้วย การผสมกันระหว่างออร์บิทัลในอะตอมเดียวกันซึ่งเป็นออร์บิทัลที่
มีระดับพลังงานใกล้เคียงกันนี้ เรียกว่า ไฮบริไดเซชั่น (Hybridization) ออร์บิทัลผสมซึ่งเกิดขึ้นใหม่
นี้เรียกว่า ไฮบริดออร์บิทัล (Hybrid orbital)
ไฮบริดออร์บิทัล ยังคงเป็นออร์บิทัลเชิงอะตอมมิใช่ออร์บิทัลเชิงโมเลกุล เพราะยังมิได้
ซ้อนเหลื่อมกับออร์บิทัลของอะตอมอื่น จานวนออร์บิทัลที่เกิดขึ้นใหม่ย่อมเท่ากับจานวนออร์บิทัล
ที่มาผสม และออร์บิทัลที่เกิดขึ้นใหม่ย่อมมีพลังงานเท่ากันทั้งหมด การสร้างไฮบริดออร์บิทัลจาก s
และ p อาจทาได้หลายแบบ และมีชื่อเรียกต่าง ๆ กันดังนี้
1) sp ไฮบริดออร์บิทัล คือ ออร์บิทัลที่เกิดจากการผสมกันระหว่าง s กับ p อย่างละหนึ่ง
ออร์บิทัล เกิดเป็นไฮบริดออร์บิทัลสองออร์บิทัล อยู่ในแนวเส้นตรงเดียวกันทิศทางตรงข้าม
ตัวอย่างเช่น BeCl2 พิจารณาการจัดอิเล็กตรอนของ Be ในภาวะปกติหรือพลังงานต่า (Ground
state) จะเป็น 1s2
2s2
แต่เมื่อพลังงานสูง (excited state) อิเล็กตรอน 1 ตัวจาก 2s2
จะย้ายไปอยู่
ในออร์บิทัล px จึงเกิดออร์บิทัลที่มีอิเล็กตรอนเดี่ยว 2 ออร์บิทอล คือ 2s1
และ 2p1
จากนั้นรวมตัว
กันเป็นไฮบริดออร์บิทัลชื่อ sp (พลังงานเท่ากัน) ดังภาพที่ 5.10
1s2
2s2
2p0
4Be   ภาวะปกติ (พลังงานต่า)
1s2
2s1
2p1
4Be    เมื่อพลังงานสูง
เกิดไฮบริไดเซชัน
ได้ไฮบริดออร์บิทัล sp
ภาพที่ 5.10 แสดงการรวมตัวกันเป็นไฮบริดออร์บิทัลชื่อ sp
ที่มา : พินิติ รตะนานุกูล และคณะ. 2553 : 162.
รูปทรงเรขาคณิตของไฮบริดออร์บิทัล spมีรูปร่างเป็นเส้นตรง (linear)ทามุม 180องศา
เมื่อทาปฏิกิริยากับธาตุอื่น โมเลกุลของสารประกอบที่เกิดขึ้นจะมีรูปร่างเป็นเส้นตรงเช่นกัน
2) sp2
ไฮบริดออร์บิทัล คือ ออร์บิทัลที่เกิดจากการผสมกันระหว่าง s 1 ออร์บิทัลกับ p 2
ออร์บิทัล เกิดเป็นออร์บิทัลใหม่ 3 ออร์บิทัลตัวอย่างเช่น BCl3 ให้สังเกตว่าอะตอมที่จะเกิดไฮบริได-
เซชันชนิดนี้จะจัดอิเล็กตรอนเต็มใน subshell s เต็มแต่ subshell p ยังว่างหรือมีอิเล็กตรอนเดี่ยวอยู่
 

15. 79
บ้างแต่ยังมีออร์บิทัลว่างเหลืออยู่ เช่น 5B มีการจัดอิเล็กตรอนในภาวะปกติและภาวะถูกกระตุ้นดัง
ภาพ 5.11
1s2
2s2
2p1
5B    ภาวะปกติ (พลังงานต่า)
1s2
2s1
2p2
5B     เมื่อพลังงานสูง
เกิดไฮบริไดเซชัน
ได้ไฮบริดออร์บิทัล ชื่อ sp2
ภาพที่ 5.11 แสดงการรวมตัวกันเป็นไฮบริดออร์บิทัลชื่อ sp2
ที่มา : พินิติ รตะนานุกูล และคณะ. 2553 : 163.
รูปทรงเรขาคณิ ตของไฮบริดออร์บิทัล sp2
มีรูปร่างเป็ นสามเหลี่ยมแบนราบ
(trigonalplana) ทามุม 120 องศา เมื่อทาปฏิกิริยากับธาตุอื่น โมเลกุลของสารประกอบที่เกิดขึ้นจะ
มีรูปร่างเป็นสามเหลี่ยมแบนราบเช่นกัน
3) sp3
ไฮบริดออร์บิทัล คือ ออร์บิทัลที่เกิดจากการผสมกันระหว่าง s 1 ออร์บิทัลกับ p 3
ออร์บิทัล กลายเป็นออร์บิทัลผสม 4 ออร์บิทัล ทุกออร์บิทัลมีชื่อเรียกว่า sp3
ไฮบริดออร์บิทัล หรือ
เรียกสั้น ๆ ว่า sp3
แต่ละออร์บิทัลมีสมบัติเป็น ¼ ของ s และ ¾ ของ p ตัวอย่างเช่น CH4 ให้สังเกตว่า
อะตอมที่จะเกิดไฮบริไดเซชันชนิดนี้จะจัดอิเล็กตรอนเต็มใน subshell s เต็ม แต่ subsell p ยังว่าง
หรือมีอิเล็กตรอนเดี่ยวอยู่บ้างแต่ยังมีออร์บิทัลว่างเหลืออยู่ เช่น 6C มีการจัดอิเล็กตรอนในภาวะ
ปกติและภาวะถูกกระตุ้น ดังภาพ 5.12
รูป ท รงเรขาคณิ ตของไฮบ ริ ดออร์บิ ทัล sp3
มีรู ป ร่ างเป็ น ทรงเห ลี่ยม
สี่หน้า (tetrahedral) ทามุม 109.5 องศา เมื่อทาปฏิกิริยากับธาตุอื่น โมเลกุลของสารประกอบที่
เกิดขึ้นจะมีรูปร่างเป็นทรงเหลี่ยมสี่หน้าเช่นกัน
สาหรับไฮบริไดเซชั่นที่ใช้ d-ออร์บิทัลด้วยนั้น มีหลายออร์บิทัล เช่น sp3
d sp3
d2
dsp3
และ
d2
sp3
เป็นต้น แต่จะไม่กล่าวละเอียดในที่นี้
  

16. 80
1s2
2s2
2p2
6C     ภาวะปกติ (พลังงานต่า)
1s2
2s1
2p3
6C      เมื่อพลังงานสูง
เกิดไฮบริไดเซชัน
ได้ไฮบริดออร์บิทัล ชื่อ sp3
ภาพที่ 5.12 แสดงการรวมตัวกันเป็นไฮบริดออร์บิทัลชื่อ sp3
ที่มา : พินิติ รตะนานุกูล และคณะ. 2553 : 164.
สรุป
พันธะไอออนิก พันธะโคเวเลนต์ หรือ พันธะโลหะ เกิดจากแรงยึดเหนี่ยวที่เกิดขึ้นระหว่าง
อะตอมหรือกลุ่มของอะตอม เป็นการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน ซึ่งการเกิดพันธะนี้เพื่อให้เกิดเป็นกลุ่มที่
เสถียรและเป็นอิสระในระดับโมเลกุล ลักษณะเฉพาะที่สาคัญของพันธะเคมีหรือค่าต่าง ๆ ที่เกี่ยวกับ
พันธะเคมี ไม่ว่าจะเป็นพลังงานพันธะ ความยาวพันธะ มุมพันธะ สภาพขั้วพันธะ หรือการไฮบริด
ออร์บิทัล และไฮบริไดเซชั่นในโมเลกุล ซึ่งเป็นการสร้างโมเลกุลาร์ออร์บิทัล ไฮบริดออร์บิทัล และ
ไฮบริไดเซชั่นระหว่างอิเล็กตรอนที่อยู่ในออร์บิทัลเดียวกันหรือต่างกัน ก็เพื่อให้โมเลกุลอยู่สภาพที่
เสถียรที่สุด
แบบฝึกหัดท้ายบทที่ 5
1. พันธะไอออนิกต่างจากพันธะโคเวเลนต์อย่างไร อธิบายพร้อมทั้งยกตัวอย่างประกอบ
2. จงให้ความหมายของคาหรือข้อความต่อไปนี้
2.1 พันธะโลหะ
2.2 พลังงานพันธะ
2.3 พลังงานพันธะเฉลี่ย
2.4 ความยาวพันธะ
2.5 สภาพขั้วของพันธะ
   

17. 81
3. พันธะโคเวเลนต์จะมีสภาพขั้วหรือไม่นั้นขึ้นอยู่กับปัจจัยอะไรเป็นสาคัญ อธิบายพร้อมทั้ง
ยกตัวอย่างประกอบ
4. พันธะไพกับพันธะซิกมาต่างกันอย่างไร พันธะใดมีเสถียรภาพมั่นคงกว่า เพราะเหตุใด
5. แคลเซียมเป็นโลหะที่แข็งกว่าและหลอมเหลวยากกว่าโพแทสเซียม สมบัตินี้เกี่ยวข้องกับพันธะ
โลหะหรือไม่อย่างไร
6. จงเสนอไฮบริดออร์บิทัลที่เหมาะสมสาหรับคาร์บอนแต่ละตัว ในสารประกอบนี้
เอกสารอ้างอิง
คลังความรู้สู่ความเป็นเลิศ. (2557). พันธะเคมี. [ออนไลน์]. แหล่งที่มา : http://www.scimath.org. [9
พฤษภาคม 2558].
ทบวงมหาวิทยาลัย. (2536). เคมี 1. เล่มที่ 1. พิมพ์ครั้ งที่ 7. บริษัทอักษรเจริญทัศน์ :
กรุงเทพมหานคร.
พินิติ รตะนานุกูล, นัยนา ชวนเกริกกุล, พรพรรณ อุดมกาญจนนันท์, วรวรรณ พันธุมนาวิน, สุชาดา
จูอนุวัฒนกุล, ธีรยุทธ วิไลวัลย์, นัทธมน คูณแสง และอรพินท์ เจียรถาวร. (2553). เคมี. พิมพ์
ครั้งที่ 5. บริษัทด่านสุทธาการพิมพ์จากัด : กรุงเทพมหานคร.
สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี. (2546). หนังสือเรียนสาระการเรียนรู้พื้นฐาน
และเพิ่มเติม เคมี เล่ม 1. โรงพิมพ์ครุสภา : กรุงเทพมหานคร.
สุทัศน์ ไตรสถิตวร และสมศักดิ์ วรมงคลชัย. (2550). เคมี. ม.4 เล่ม 1. บริษัทไทเนรมิตกิจอินเตอร์
โปรเกรสซิฟจากัด : นนทบุรี.
สุนันทา วิบูลย์จันทร์. (2545). เคมี : วิชาแกนทางวิทยาศาสตร์ 1. เล่ม 1. บริษัทเพียร์สันเอ็ดดูเคชั่น
อินโดไชน่าจากัด : กรุงเทพมหานคร.
อัญชุลี ฉวีราช, สมศักดิ์ ศิริไชย และ นิศากร ทองก้อน. (2553). เคมี 1. บริษัทเจเอสทีพับลิชชิ่งจากัด
: กรุงเทพมหานคร.
Uno Kask and J. David Rawn. (1993). General Chemistry. Wm. C. Brown Communications,
Inc. : United States of America.
H