More Related Content
What's hot
What's hot (20)
Viewers also liked
Similar to พันธะเคมี
Similar to พันธะเคมี (20)
Recently uploaded
Recently uploaded (10)
พันธะเคมี
- 3. โดยปกติแล้วในธรรมชาติ อะตอมของธาตุต่าง ๆ จะไม่ อยู่อย่างโดดเดี่ยว แต่จะรวมกันเป็นกลุ่มอะตอมหรือเป็น โมเลกุลของสารประกอบ เช่น HCl , NH3 เป็นต้น การที่ อะตอมเหล่านี้รวมอยู่ด้วยกันได้อย่างเสถียรภาพนั้น เพราะมี แรงยึดเหนี่ยวอะตอมเหล่านั้น แรงยึดเหนี่ยวนี้เรียกว่า พันธะเคมี (chemical bond)
- 4. กิลเบิร์ต ลิวอิส (Gilbert Newton Lewis) เสนอว่า อะตอมรวมตัวกัน เพื่อทาให้เกิดการจัดอิเล็กตรอนที่ มีเสถียรภาพเพิ่มขึ้น โดยเสถียรภาพมีค่ามากที่สุดเมื่อ อะตอมมีจานวนอิเล็กตรอนเท่ากับจานวนอิเล็กตรอนในธาตุ เฉื่อย เมื่ออะตอมรวมกันเกิดเป็นพันธะเคมี อิเล็กตรอน ระดับนอกหรือที่เรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่านั้นที่ เกี่ยวข้องกับการเกิดพันธะเคมี
- 5. นักเคมีใช้สัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิส ในการนับจานวน เวเลนซ์อิเล็กตรอนระหว่างปฏิกิริยา และเพื่อให้แน่ใจว่า จานวนอิเล็กตรอนมีค่าคงที่ สัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิส ประกอบด้วยสัญลักษณ์ ธาตุ และจุด 1 จุด แทน 1 เวเลนซ์ อิเล็กตรอนของอะตอมธาตุนั้น เช่น โลหะในหมู่ I Aซึ่งมี เวเลนซ์ อิเล็กตรอน 1 ตัว จะมีสัญลักษณ์ ดังนี้ 𝐿𝑖● , 𝑁𝑎● , 𝐾● , 𝑅𝑏● , 𝐶𝑠●
- 6. ตารางที่ 2 แสดงสัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิสของ ธาตุเรพรีเซนเททิฟในคาบที่ 2 และ 3 การจัดอิเล็กตรอนและตาแหน่งในตารางธาตุ สามารถ นามาทานายชนิดพันธะที่เกิดขึ้น
- 7. พันธะไอออนิก ( Ionic bond ) เป็นพันธะที่เกิดจากการที่อะตอมหนึ่งเป็นฝ่ ายให้ อิเล็กตรอนระดับนอก และอีกอะตอมหนึ่งเป็นฝ่ ายรับ อิเล็กตรอนเข้ามาสู่ระดับนอก แล้วทาให้อะตอมทั้งสองฝ่ าย อยู่ในสภาพเสถียร (ครบ 8 ตามกฎออกเตต) เช่น ธาตุในหมู่ 1A ซึ่งมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1 ถ้าเอาอิเล็กตรอนตัวนี้ ออกไปเสีย อิเล็กตรอนในระดับถัดเข้าไปจะมีจานวน เท่ากับ 8
- 8. อะตอมที่มีอิเล็กตรอนระดับนอกจานวนน้อย มีพลังงาน การแตกตัวเป็นไอออนต่า และมีสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนต่า มีแนวโน้มที่จะเสียอิเล็กตรอนระดับนอกไปแล้วกลายเป็น ไอออนบวก ส่วนธาตุที่มีอิเล็กตรอนระดับนอกมากมี พลังงานการแตกตัวเป็นไอออนสูง มีสัมพรรคภาพ อิเล็กตรอนสูง มีแนวโน้มจะรับอิเล็กตรอนได้ง่ายและ กลายเป็นไอออนลบ
- 10. 1. การละลาย สารประกอบไอออนิก ส่วนมากละลายน้าได้ ไม่ละลายในตัวทา ละลายที่เป็นสารอินทรีย์อื่น ๆ จาก ความสามารถละลายน้า ได้ จะพบสารประกอบไอออนิก ละลายอยู่ในน้า ทะเลและมหาสมุทร เช่น NaCl เป็นต้น 2. การนาไฟฟ้า สารประกอบไอออนิกในสภาพของแข็ง มี การนา ไฟฟ้าต่า มาก เพราะไอออนเกาะกันแน่นใน โครงสร้างของผลึก จึงไม่สามารถเคลื่อนที่อย่างอิสระได้ แต่ เมื่อละลายน้า เป็นสารละลาย หรืออยู่ในสภาวะหลอมเหลว จะนาไฟฟ้าได้ดี เช่น การทาอิเล็กโทรไลซิสเกลือชนิดต่าง ๆ
- 11. 3. ความแข็ง สารประกอบไอออนิกโดยทั่วไปเป็นของแข็ง ภายในผลึกประกอบด้วยแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนที่เกิด จากไฟฟ้าสถิตที่แข็งแรงมากจากการทดลองโดยใช้รังสีเอ็กซ์ 4. จุดเดือดและจุดหลอมเหลว สารประกอบไอออนิกมี แนวโน้มที่จะมีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง เนื่องจากมี พันธะไอออนิกที่แข็งแรง และมีแรงดึงดูดระหว่างไอออน บวกและไอออนลบทุกทิศทาง
- 12. พันธะโคเวเลนต์ (Covalent bond) เป็นพันธะที่เกิดขึ้นเมื่ออะตอมสร้างแรงยึดเหนี่ยว ระหว่างกัน นาเอาอิเล็กตรอนระดับนอกที่มีจานวนเท่ากันมา ใช้ร่วมกัน (Share) อาจจะเป็น 1 คู่ เกิดพันธะเดี่ยว (Single bond) 2 คู่ เกิดพันธะคู่ (Double bond) หรือ 3 คู่ เกิดพันธะสาม (triple bond) สารประกอบที่เกิดขึ้นจากการเกิดพันธะโคเวเลนต์ เรียกว่า สารประกอบโคเวเลนต์
- 13. ในปี ค.ศ. 1916 กิลเบิร์ต ลิวอิส (Gilbert Lewis) ได้ เสนอแนวคิดว่า พันธะโคเวเลนต์เป็นเรื่องของการใช้ อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่าง 2 อะตอมที่เข้าทา ปฏิกิริยากัน ขณะเดียวกันก็มีการเปลี่ยนแปลงจานวนอิเล็กตรอนรอบ นอกสุด ให้มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนครบ 8 ตัว แบบแก๊ส เฉื่อย ซึ่งเป็นไปตามกฎออกเตต ตัวอย่างเช่น ฟลูออรีน มี อิเล็กตรอน ระดับนอก 7 ตัว ต้องการอีก 1 ตัว จะครบ 8
- 14. กฎออกเตต (Octet rule) ลิวอิส ได้เสนอกฎออกเตต ซึ่งกฎนี้กล่าวว่า อะตอมต่าง ๆ นอกจากไฮโดรเจนมีแนวโน้มจะสร้างพันธะ เพื่อให้มี อิเล็กตรอนระดับนอกครบแปด อะตอมจะสร้างพันธะ โคเวเลนต์ เมื่อมีอิเล็กตรอนระดับนอกไม่ครบ 8 อิเล็กตรอน เรียกว่า ไม่ครบออกเตต
- 15. ข้อยกเว้นของกฎออกเตต 1. กรณีโมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนเกินแปด ธาตุบาง ธาตุในคาบที่ 3 เช่น ฟอสฟอรัส (P) หรือกามะถัน (S) สามารถมีอิเล็กตรอนระดับนอกได้เกิน 8 ตัว 2. กรณีของโมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนไม่ครบแปด ในสารประกอบบางชนิด อะตอมกลางของโมเลกุลที่เสถียรมี อิเล็กตรอนไม่ครบ 8 อิเล็กตรอน เช่น โบรอนไตรฟลูออไรด์ (𝑩𝑭 𝟑)
- 17. สภาพขั้วของโมเลกุล (Polarity of molecule) โมเลกุลที่เป็นกลางซึ่งมีการกระจายของอิเล็กตรอนไม่ สม่าเสมอ ทาให้โมเลกุลมีขั้วบวกและขั้วลบ ซึ่งเรียกว่า เป็น ขั้วคู่ (dipole) เนื่องจากมีขั้วบวก (ประจุบวกบางส่วน) และขั้วลบ(ประจุลบบางส่วน)
- 18. ทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัล (Hybrid obital theory) เมื่ออะตอม 2 อะตอมเข้าใกล้กัน อิทธิพลของนิวเคลียสของ อะตอมทั้งสองจะทาให้พฤติกรรมของอิเล็กตรอนในแต่ละ อะตอมเปลี่ยนแปลงไป ดังนั้นออร์บิทัลอะตอมที่เกิดพันธะจะ แตกต่างไปจากออร์บิทัลอะตอมในอะตอมเดี่ยว เวเลนซ์ออร์ บิทัลที่พลังงานใกล้เคียงกันของอะตอมเดียวกันจะเข้ามารวมกัน เกิดเป็นออร์บิทัลอะตอมใหม่ ซึ่งมีรูปร่าง ทิศทาง และพลังงาน เปลี่ยนไปจากเดิม
- 20. ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล (Molecular orbital theory : MO theory) ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์และทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัลอธิบายว่า พันธะโคเวเลนต์ในโมเลกุลเกิดจากการซ้อนกันของออร์บิทัล อะตอมหรือไฮบริดออร์บิทัล อิเล็กตรอนในโมเลกุลจึงอยู่ใน ออร์บิทัลอะตอมหรือไฮบริดออร์บิทัลของแต่ละอะตอม เช่น ใน CH4 โมเลกุล พันธะเกิดจาก 1s ออร์บิทัลของ H อะตอมและ sp3 4 ออร์บิทัล ของ C อะตอม
- 21. สารประกอบโคเวเลนต์ มีสมบัติดังนี้ 1. มีจุดเดือด จุดหลอมเหลวต่า เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยว ระหว่างโมเลกุลมีค่าน้อย 2. ไม่นาไฟฟ้าทั้งสภาพแก๊ส ของเหลว และของแข็ง 3. ไม่ละลายในตัวทาละลายมีขั้ว เช่น น้า แต่ละลายในตัวทา ละลายไม่มีขั้ว เช่น เบนซิน 4. ปฏิกิริยาของสารประกอบโคเวเลนต์ เป็นปฏิกิริยาที่เกิดช้า เพราะต้องทา ลายพันธะเดิมก่อนแล้วเกิดพันธะใหม่
- 22. พันธะโลหะ (Metallic bond) แรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกซึ่งเรียงชิดกันกับ อิเล็กตรอนที่อยู่โดยรอบ หรือเป็นแรงยึดเหนี่ยวที่เกิดจาก อะตอมในก้อน โลหะใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดร่วมกัน อิเล็กตรอนอิสระเกิดขึ้นได้ เพราะโลหะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน น้อย และมีพลังงานไอออไนเซชันต่า จึงทาให้เกิดกลุ่มของ อิเล็กตรอน และไอออนบวกได้ง่าย
- 24. แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล นอกจากอยู่ในรูปของพันธะ ไอออนิกและพันธะโคเวเลนต์แล้วยังมีแรงยึดเหนี่ยวที่สาคัญ ระหว่างอะตอมและระหว่างโมเลกุล คือ แรงแวนเดอร์วาล (van der waal forces) และพันธะไฮโดรเจน (hydrogen bond)
- 25. แรงแวนเดอร์วาล (van der waal forces) เป็นแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลไม่มีขั้วซึ่งเป็นผลมาจาก การมีสภาพขั้วขณะหนึ่ง ซึ่งภายในอะตอมหรือโมเลกุลมี กลุ่มอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ตลอดเวลา ซึ่งแบ่งเป็น แรงลอนดอน (London dispersion forces) แรงดึงดูดระหว่างขั้ว(Dipole-dipole forces)
- 26. พันธะไฮโดรเจน (Hydrogen bond) แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลที่เกิดจากไฮโดรเจนอะตอม สร้างพันธะโคเวเลนต์ กับอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี สูงๆและมีขนาดเล็ก ได้แก่ F , O และ N
- 27. เลขออกซิเดชัน (Oxidation number) ตัวเลขที่แสดงจานวนอิเล็กตรอนในระดับนอกของธาตุที่ ใช้ในการสร้างพันธะเคมีโดยอะตอมที่ให้อิเล็กตรอนจะมีเลข ออกซิเดชันเป็นบวก อะตอมที่รับอิเล็กตรอนจะมีเลข ออกซิเดชันเป็นลบ เช่น โซเดียมคลอไรด์ (NaCl) ประกอบด้วยโซเดียมไอออน (𝑵𝒂+ ) และคลอไรด์ ไอออน (𝑪𝒍− )
- 28. การเขียนสูตรสารประกอบ สารประกอบเกิดจากการรวมตัวของธาตุ หรือหมู่ธาตุ ตั้งแต่ 2 ธาตุขึ้นไป ซึ่งอาจจะอยู่ในลักษณะของไอออน หรือ อะตอมก็ได้ ในการเขียนสูตรจึงมีกฎเกณฑ์ดังนี้ 1. โลหะ กับอโลหะ ให้เขียนสัญลักษณ์โลหะก่อน แล้วเขียน อโลหะตามหลัง เช่น K + Cl KCl Ba + O BaO
- 29. 2.ถ้าเป็นไอออน กับไอออน ต้องเขียนไอออนบวกก่อน แล้ว ตามด้วยไอออนลบ เช่น 𝑵𝑯 𝟒 + กับ 𝑺𝑶 𝟒 − เขียนได้เป็น (𝑵𝑯 𝟒) 𝟐 𝑺𝑶 𝟒
- 30. การเรียกชื่อสารประกอบ 1. สารประกอบระหว่างโลหะกับอโลหะ ให้เรียกชื่อโลหะธาตุ แรก หรือไอออนบวก เต็ม ๆ แล้วตามด้วยอโลหะ หรือ ไอออนลบ แล้วเปลี่ยนท้ายเสียงเป็นไอด์ (ide) เช่น Na (Sodium) กับ Cl (Chlorine) เขียนสูตร NaCl อ่านเป็น Sodium chloride Ba (Barium) กับ S (Sulfur) เขียนสูตร BaS อ่านเป็น Barium sulfide
- 31. บางธาตุมีการตัด / เติม พยางค์ท้ายก่อนเปลี่ยนท้ายเสียงเป็น ไอด์ เช่น H (Hydrogen) เป็น Hydride N (Nitrogen) เป็น Nitride O (Oxygen) เป็น Oxide P (Phosphorus) เป็น Phosphide
- 32. 2.สารประกอบระหว่างอโลหะ กับอโลหะ สารประกอบชนิด นี้แม้จะมีองค์ประกอบเหมือนกัน แต่บางทีมีสารได้มากกว่า 1 สาร เช่น SO2 กับ SO3 หรือ CO กับ CO2 การ เรียกชื่อต้องบอกจานวนอะตอมของแต่ละธาตุ เป็นภาษา กรีก คือ 1 (mono), 2 (di), 3 (tri), 4 (treta), 5 (penta), 6 (hexa), 7 (hepta), 8 (octa), 9 (nona),10 (deca) ยกเว้นธาตุแรกมี 1 อะตอมไม่ ต้องบอก เช่น
- 33. 𝑺𝑶 𝟐 อ่านว่า Sulfur dioxide 𝑺𝑶 𝟑 อ่านว่า Sulfur trioxide CO อ่านว่า Cabon monoxide 𝑪𝑶 𝟐 อ่านว่า Cabon dioxide 𝑷 𝟐 𝑶 𝟓 อ่านว่า Diphosphorus pentaoxide
- 34. 3. สารประกอบที่มีไอออนบวก กับไอออนลบที่ไม่ใช่ อะตอมเดี่ยว แต่เป็นไอออนที่ประกอบด้วยหมู่อะตอม เช่น Sulphateion SO42- มี S ถ้ามีธาตุอื่นมา รวมตัวกับไอออนนี้ ก็เรียกธาตุนั้นนาหน้า เช่น
- 35. 4. สารประกอบที่ไอออนบวกมีค่าเลขออกซิเดชันหลายค่า การเรียกชื่อสารประกอบต้องระบุเลขออกซิเดชันด้วย โดย เขียนเลขโรมันไว้หลังชื่อธาตุนั้น เช่น 𝑭𝒆𝑪𝒍 𝟐 อ่านได้ว่า Iron (II) chloride 𝑴𝒏𝑶 𝟐 อ่านได้ว่า Manganese (IV) oxide