5

1. 1
บทที่ 5
พันธะเคมี
(Chemical Bonding)
5-1

2. อะตอมของธาตุต่าง ๆ จะรวมกันเป็นโมเลกุลของ
สารประกอบได้นั้น จะต้องมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่าง
อะตอมให้อยู่ด้วยกัน แรงยึดเหนี่ยวนี้เรียกว่า พันธะเคมี
โมเลกุลหลาย ๆ โมเลกุลมารวมกันเป็นกลุ่มก้อน
ได้นั้น จะต้องมีแรงยึดเหนี่ยวกันระหว่างแต่ละโมเลกุล
แรงยึดเหนี่ยวนี้เรียกว่า แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล
5-2
ความหมายของพันธะเคมี

3. พันธะเคมี แบ่งออกเป็น
1. พันธะไอออนิก (ionic bond)
2. พันธะโคเวเลนต์(covalent bond)
3. พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์(coordinate
covalent bond)
4. พันธะโลหะ (metallic bond)
5-3
ชนิดของพันธะเคมี

4. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ได้แก่
1. พันธะไฮโดรเจน (hydrogen bond)
2. แรงแวนเดอร์วาลส์ (Van de Waals forces)
3. แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุล - ไอออน
(molecule - ion attractions)
5-4
แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล

5. กฎออกเตต (Octet Rule)
ในการเกิดสารประกอบ ส่วนใหญ่อะตอมของธาตุ
ต่าง ๆ จะรวมกันด้วยสัดส่วนที่ทาให้อะตอมเหล่านั้นมี
อิเล็กตรอนวงนอกสุดครบแปด ซึ่งเหมือนกับโครงสร้าง
อะตอมของแก๊สเฉื่อย ทาให้มีความเสถียรเป็นพิเศษ
กฎออกเตต เป็นกฎทั่ว ๆ ไป สารประกอบบางตัว
อาจเสถียรโดยไม่เป็นไปตามกฎนี้
5-5

6. เกิดจากการที่อะตอมหนึ่งให้อิเล็กตรอนจากระดับ
พลังงานนอกสุดไปกลายเป็ น ไอออนบวก(cation)
อะตอมหนึ่งรับอิเล็กตรอนมากลายเป็นไอออนลบ
(anion) ไอออนบวกและไอออนลบจะดึงดูดกันด้วยแรง
ไฟฟ้าสถิต แรงนี้เรียกว่า พันธะไอออนิก
5-6
พันธะไอออนิก
(Ionic Bond)

7. 7
ไอออนบวก : อะตอมสูญเสีย e-
11
23 Na
-1e-
Na+
จานวน p > e- 1 อนุภาค
: การจัดเรียง e- : 2 8
Mg(2 8 2) -2e-
Mg2+(2 8)
จานวน p > e-
: การจัดเรียง e- : 2 8 1
5-7

8. 8
ไอออนลบ : อะตอมรับ e- เพิ่ม
1735Cl ( 2 8 7) +1e-
Cl- (2 8 8)
จานวน e- > p 1 อนุภาค
816O (2 6)
+2e-
O2- (2 8)
จานวน e- > p
5-8

9. 9
Chlorine Cl
2-8-7
Sodium Na
2-8-1
17+11+
อธิบายการเกิดพันธะไอออนิก
5-9

10. อะตอมที่มีอิเล็กตรอนวงนอกอยู่น้อยมีแนวโน้มจะให้
อิเล็กตรอนเกิดไอออนบวกได้ง่ายได้แก่ อะตอมโลหะ อะตอมที่
มีอิเล็กตรอนวงนอกอยู่มากได้แก่ อะตอมของอโลหะ มีแนวโน้ม
ที่จะรับอิเล็กตรอนจากโลหะเกิดไอออนลบ
โลหะ: ชอบให้อิเล็กตรอน ไอออนบวก ยึดกันด้วย
พันธะ
อโลหะ: ชอบรับอิเล็กตรอน ไอออนลบ ไอออนิก
5-10
สารประกอบที่ประกอบด้วยพันธะไอออนิก เรียกว่า
สารประกอบไอออนิก (ionic compound)

11. 1. สารประกอบไอออนิก : เป็นของแข็งที่เป็นผลึก
2. จุดหลอมเหลวสูง
CCZr
COMg
CClNa
o44
o22
o
3500=mp.
2640=mp.
801=mp.


 




ขึ้นกับแรงยึดเหนี่ยว
ระหว่างประจุและขนาด
ของไอออนหรือระยะห่าง
ระหว่างไอออน
มาก
สมบัติทั่วไป
5-11
สารประกอบไอออนิก (Ionic compound)

12. 3. โครงผลึกเป็นกลางทางไฟฟ้ าเพราะ เป็นการ
จัดเรียงของไอออนบวกและลบซึ่งล้อมรอบ
ซึ่งกันและกันอย่างสมมาตรในโครงผลึก 3 มิติ
จึง เป็นพันธะที่ไม่มีทิศทาง
เรียกโครงสร้างแบบ rock salt (NaCl-st)
6 : 6
จานวน Cl- ที่ล้อมรอบ Na+ “ด้วยระยะทางที่เท่ากันและใกล้ที่สุด”
จานวน Na+ ที่ล้อมรอบ Cl-



Na+ Cl- Na+ Cl-
Cl- Na+ Cl- Na+
Na+ Cl- Na+ Cl-
Na+Cl--st.
ต.ย.
5-12

13. Cs+Cl- -st. ล้อมรอบซึ่งกันและกัน = 8 : 8 เป็นต้น
: สารประกอบไอออนิกจะมีโครงสร้างแบบใด
ขึ้นกับอัตราส่วนรัศมีระหว่างไอออนบวกและไอออนลบ
5. ไม่นาไฟฟ้ า ยกเว้น เมื่อหลอมเหลว/ ละลายน้า
เพราะ……….…….....................................................................
6. แข็งแต่เปราะ เพราะ…………............................................
……………………………………………………………….
d
-
H Hd
+
NaCl Na+
(aq)+ Cl-
(aq)
H2O
d
+
4. ส่วนใหญ่ละลายน้าได้
เมื่อมีแรงมากระทบ ทาให้ระนาบใดระนาบหนึ่ง
ของผลึกเลื่อนไป เป็นผลทาให้ประจุชนิดเดียวกันอยู่ใกล้กัน ทาให้เกิดแรงผลัก
ระหว่างระนาบสูง ---> เปราะ
ไอออนบวกและลบในสภาวะของแย็ง ไม่สามารถเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระ
5-13

14. +
+
+
+
+
+
+
+ +
+
++
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
แสดงการจัดเรียงตัวของไอออนบวกและลบ
ของโครงสร้างแบบ NaCl
5-14

15. : เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมของอโลหะ
เป็นการใช้ e- ร่วมกันระหว่างอโลหะ 2 อะตอม
เพื่อให้วงนอกสุดครบ 8 (หรือครบ 2 กรณี H)
Cl2 Cl + Cl Cl - Cl
O2 O + O O = O
HCl H + Cl H - Cl
S + S + S -S-S-S-
long chains
H2 H + H H - H
-dd
+
5-15
พันธะโคเวเลนต์ (Covalent Bond)

16. : โครงสร้างของธาตุที่อะตอมยึดกันด้วยพันธะ
โคเวเลนต์ จะเป็นไปตามกฎ 8-N Rule
8-N คือจานวนอะตอมใกล้ที่สุดของแต่ละ
อะตอมโดย N = จานวน e- วงนอกสุด
ธาตุ N 8-N โครงสร้าง
Cl 7 1 โมเลกุลอะตอมคู่, Cl2
S,Se,Te 6 2 โซ่ยาว, long chain
As, Sb, Bi 5 3 แผ่น, sheets of atoms
C 4 4 โครงร่างตาข่าย 3 มิติ,
net work 5-16

17. ธาตุที่มี N < 4 ไม่สามารถเกิดพันธะ
โคเวเลนต์ได้ สรุป เฉพาะ C เท่านั้น
(เพชร, mp = 3500oC) ที่ให้โครงสร้าง
3 มิติโดยทุกพันธะเป็นโคเวเลนต์ ซึ่งจัด
เป็น พวกโครงร่างตาข่าย ดังนั้นพันธะ
โคเวนเลนต์ : เป็นพันธะที่แข็งแรงมาก
ถ้าเกิดทุกทิศทางใน 3 มิติ
5-17

18. พันธะโคเวเลนต์แบบมีขั้ว พันธะที่เกิดจากอะตอมที่มี
ค่า electronegativity (EN) ต่างกัน หมอกอิเล็กตรอน
จะหนาแน่นบริเวณใกล้อะตอมหนึ่งมากกว่าอีกอะตอม
หนึ่ง ทาให้อะตอมหนึ่งมีประจุค่อนข้างไปทางลบ
เล็กน้อย อีกอะตอมหนึ่งมีประจุค่อนข้างไปทางบวก
เล็กน้อย พันธะแบบนี้เรียกว่าพันธะโคเวเลนต์แบบมี
ขั้ว (polar covalent bond หรือ polar bond) เช่น HCl
5-18
พันธะโคเวเลนต์แบบมีขั้วและแบบไม่มีขั้ว

19. พันธะโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้ว (non - polar covalent
bond) เกิดจากธาตุที่มีค่า EN เท่ากัน เช่น H2, N2, O2
5-19
พันธะโคเวเลนต์แบบมีขั้วและแบบไม่มีขั้ว

20. โมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีพันธะโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้ว
โมเลกุลจะไม่มีขั้ว
โมเลกุลโคเวเลนต์ชนิดสองอะตอมที่มีพันธะโคเวเลนต์
แบบมีขั้ว โมเลกุลจะมีขั้วด้วย เช่น HCl, HF, HBr
โมเลกุลโคเวเลนต์ชนิดมากกว่าสองอะตอมที่มีพันธะ
โคเวเลนต์แบบมีขั้ว โมเลกุลอาจจะมีขั้วหรือไม่มีขั้วก็ได้
แล้วแต่รูปร่างของโมเลกุล
5-20
สภาพขั้วของโมเลกุลโคเวเลนต์

21. สภาพขั้วของโมเลกุลขึ้นอยู่กับผลรวมเวกเตอร์ทาง
คณิตศาสตร์ของทุกพันธะในโมเลกุล ถ้าผลรวม
เวกเตอร์หักล้างกันหมด (ผลรวมเวกเตอร์เท่ากันศูนย์)
แสดงว่า เป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว เช่น CO2
ถ้าผลรวมเวกเตอร์หักล้างกันไม่หมด (ผลรวมเวกเตอร์
ไม่เท่ากับศูนย์) แสดงว่าโมเลกุลมีขั้ว เช่น H2O, NH3
5-21
สภาพขั้วของโมเลกุลโคเวเลนต์

22. พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์
(Coordinate Covalent Bond)
พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ คือ พันธะโคเวเลนต์ที่
อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันเพื่อเกิดพันธะมาจากอะตอมใด
อะตอมหนึ่งเพียงอะตอมเดียว
มักใช้ แทน เช่น NH3 + H+ ได้ NH4
+
5-22

23. พันธะโลหะ (Metallic Bond)
1. free - electron theory (e- sea model)
2. ทฤษฎีแถบพลังงาน (bond theory)
: เป็นทฤษฏีที่อธิบายพันธะเคมีและสมบัติต่าง ๆ ของโลหะได้ดี
โลหะ : เป็นผลึก (Metallic crystal)
อนุภาคของโลหะจัดเรียงตัวเป็นระเบียบและยึดกัน
ด้วยพันธะโลหะ
พันธะโลหะ : เป็นแรงดึงดูดระหว่าง ไอออนบวก
ของโลหะกับทะเล e- ซึ่งมีประจุลบ e- เหล่านี้
ถูกดึง (ionized) ออกมาจากแต่ละอะตอมของโลหะ
5-23

24. : เป็นแรงยึดเหนี่ยวที่แข็งแรง & ไม่มีทิศทาง
ฉะนั้นพวกโลหะจึงแข็ง มี mp & bp สูง
(โดยทั่วไปสูงกว่า สารประกอบไอออนิก)
: e- เหล่านี้เคลื่อนที่อย่างอิสระตลอดเวลาเรียก
ทะเล e-
: พันธะไม่ได้อยู่ที่อะตอมคู่ใดคู่หนึ่ง เป็นแรงดึงดูด
ที่เกิดขึ้นทั้งหมดไปทั้งโครงผลึก ซึ่งต่างจากพันธะ
โคเวเลนต์
5-24

25. +
+ + + + + + +
+ + + + + + +
++ + + + +
+ + + + + + +
: แรงนี้จะมากหรือน้อยขึ้นกับปริมาณ e- ในโครงผลึก
ขนาดของประจุบวกและขนาดของอะตอม
ฉะนั้น โลหะแทรนซิชัน เช่น Fe จึงแข็งกว่าโลหะ
หมู่ 1, 2 และโลหะหมู่ 2 (เช่น Be, Mg) จะแข็งกว่า
โลหะหมู่ 1 (เช่น Na, Li)
5-25

26. ทฤษฏีนี้ สามารถอธิบายสมบัติต่างๆ
ของโลหะ ได้ดังนี้
1. นาความร้อนได้ดี เพราะจากการสั่นอย่างต่อเนื่อง
ระหว่าง e- ที่อยู่ถัดกัน ทาให้พลังงานความร้อน
กระจายผ่านโครงผลึกอย่างรวดเร็ว
2. นาไฟฟ้ าได้ดี เพราะ…….……….......................................ทะเล e- (ซึ่งเป็นอนุภาคที่มีประจุ) เคลื่อนที่ตลอดเวลา
5-26

27. 3. มันวาว (high reflectivity) เพราะ e- ดูดกลืน
พลังงานแสงทาให้ e- เหล่านี้ถูกกระตุ้นไปอยู่
ระดับพลังงานสูงขึ้นซึ่งไม่เสถียร จึงกลับลงมา
ที่สภาวะเดิมพร้อมกับคายพลังงานออกมา
จึงเห็นแสงสะท้อนจากผิวโลหะตลอดเวลา
4. มีความแข็งแกร่ง แต่ไม่เปราะและดึง ยืดเป็น
แผ่นบาง ๆ ได้ เพราะ………………...................................ถึงแม้ระนาบของผลึกเลื่อนไป เนื่องจากแรงกระทบ
ก็ไม่มีผลต่อแรงยึดเหนี่ยวเนื่องจาก ทะเล e- เคลื่อนที่ไปได้ทุก ๆ
ระนาบที่เลื่อนไป
5-27

28. Na+ Na+ Na+
e- e- e-
Na+ Na+ Na+
e- e- e-
Na+ Na+ Na+
e- e- e-
แม้ระนาบของ
อะตอมเลื่อนไป
ก็ไม่มีผลต่อ
แรงยึดเหนี่ยว
5. ระหว่างโลหะต่างชนิดกัน เกิดโลหะผสม (alloys) ได้
แต่ขนาดของโลหะต้องไม่ต่างกันมาก เนื่องจาก e-
เคลื่อนที่เป็นอิสระไม่ได้ถูกยึดไว้เหมือนพันธะไอออนิก
หรือโคเวเลนต์
5-28

29. 2. ทฤษฎีแถบพลังงาน (Band theory) : ทฤษฎีนี้
อาศัยพื้นฐานของทฤษฎีโมเลกุลาร์ออร์บิทัล คือ ถ้ามี 2
อะตอมมิกออร์บิทัลรวมกันก็จะได้สองโมเลกุลาร์
ออร์บิทัล โดยออร์บิทัลหนึ่งมีพลังงานสูงเป็ นแบบ
ต้านพันธะ (AMO) อีกอันหนึ่งมีพลังงานต่าเป็นแบบ
มีพันธะ (BMO) แต่ละโมเลกุลาร์ออร์บิทัลสามารถ
บรรจุอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 อิเล็กตรอนโดยมีสปิ น
ตรงข้ามกัน
5-29

30. เมื่อมีอะตอมมากขึ้นและจานวน MO มากขึ้น ระดับพลังงานของ
MO จะต่างกันน้อยลง ระดับพลังงานที่ใกล้ชิดกันมากนี้จะดูเสมือน
เป็นแถบต่อเนื่องกัน จึงเรียกว่าแถบพลังงาน (energy band) กรณี
ของ Li แถบพลังงานได้มาจาก 2s orbital จะเรียกว่าแถบ 2s
ตัวอย่าง การบรรจุอิเล็กตรอนของโลหะลิเทียม
5-30

31. 31
แถบอนุญาต (allowed band) และช่องต้องห้าม (forbidden gap)
5-31

32. ทฤษฎีที่ใช้อธิบายพันธะโคเวเลนต์
ทฤษฎีที่อธิบายการเกิดพันธะโคเวเลนต์ แบ่งออกเป็นสอง
ทฤษฎี คือ
1. ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ (Valence Bond Theory, VB )
2. ทฤษฎีโมเลกุลาร์ออร์บิทัล (Molecular Orbital
Theory, MO)
5-32

33. 33
ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์เป็นทฤษฎีที่ใช้อธิบายการเกิดพันธะด้วย
การซ้อนเหลื่อมกันของออร์บิทัลอะตอม โดยทั่วไปแล้วถ้า
อิเล็กตรอนมีสปินเหมือนกันเมื่อเข้าใกล้กันจะมีการผลักกันเกิดขึ้น
ทาให้พลังงานเพิ่มขึ้น ถ้าอิเล็กตรอนมีสปินตรงกันข้าม เมื่อเข้าใกล้
กันจะมีการดึงดูดกันเกิดขึ้น ทาให้พลังงานลดลง
5-33
ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ (Valence Bond Theory)

34. ในกรณีของอะตอมสองอะตอมที่อิเล็กตรอนมีสปินตรงกันข้าม
จะเห็นว่า อะตอมสามารถซ้อนเหลื่อมกันได้ในระดับหนึ่งเท่านั้น ถ้ามี
การซ้อนเหลื่อมกันมากกว่านี้ พลังงานของโมเลกุลจะเพิ่มขึ้นอย่าง
รวดเร็ว ทาให้โมเลกุลที่เกิดขึ้นไม่เสถียร ro คือ ตาแหน่งที่อะตอม
ทั้งสองเกิดการซ้อนเหลื่อมกัน แล้วทาให้โมเลกุลที่ได้มีพลังงาน
ต่าสุด การซ้อนเหลื่อมของออร์บิทัลจะสอดคล้องกับความแข็งแรงของ
พันธะ คือ ถ้ามีอิเล็กตรอนหนาแน่นมากในตาแหน่งที่ซ้อนเหลื่อม
(ระหว่างนิวเคลียสของสองอะตอม) พันธะที่เกิดขึ้นก็จะมีความแข็งแรง
5-34

35. ข้อดีของทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ คือ ใช้อธิบายการเกิดพันธะเมื่อทราบ
รูปร่างโมเลกุล และยังสามารถอธิบายได้ว่าทาไมพันธะเดี่ยวมีความยาว
พันธะมากกว่าพันธะคู่ และพันธะคู่มีความยาวพันธะมากกว่าพันธะ
สาม รวมถึงอธิบายลาดับความแข็งแรงของพันธะได้อีกด้วย
ลาดับความแข็งแรงของพันธะ พันธะสาม > พันธะคู่ > พันธะเดี่ยว
ความยาวพันธะ พันธะสาม < พันธะคู่ < พันธะเดี่ยว
5-35

36. พันธะเดี่ยวเกิดจากพันธะซิกมา 1 พันธะ พันธะคู่เกิดจาก
พันธะซิกมา 1 พันธะ และพันธะไพ 1 พันธะ พันธะสามเกิดจาก
พันธะซิกมา 1 พันธะ และพันธะไพ 2 พันธะ จะเห็นว่าพันธะคู่
และพันธะสามมีการสร้างพันธะทั้งพันธะซิกมาและไพ จึง
แข็งแรงกว่าพันธะเดี่ยว อย่างไรก็ตามพันธะสามมีการสร้าง
พันธะซิกมาเท่ากับพันธะคู่แต่มีพันธะไพมากกว่า ดังนั้น
จึงแข็งแรงกว่า
5-36

37. ในแง่ของความยาวพันธะ จะเห็นว่าพันธะคู่และพันธะสาม
สั้นกว่าพันธะเดี่ยว เนื่องจากมีการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้าง
เพื่อให้เกิดพันธะไพ ดังนั้นอะตอมจึงต้องอยู่ชิดกันเพื่อให้
สามารถซ้อนเหลื่อมกันได้ตามแนวข้าง ในขณะที่พันธะเดี่ยวไม่
มีการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้าง อย่างไรก็ดีพันธะสามสั้นกว่า
พันธะคู่เนื่องจากมีการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้างถึงสองแกน
ในขณะที่พันธะคู่มีการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้างเพียงแกนเดียว
5-37

38. 5-38
เช่น F2 (1s2 2s2 2p5) แผนผังแสดงอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในการสร้างพันธะ
เป็นดังนี้
รูปการซ้อนเหลื่อมของ 2pz ออร์บิทัล แสดงได้ดังนี้

39. ไฮบริไดเซชัน (Hybridization)
ไฮบริไดเซซัน คือ ปรากฎการณ์ที่ออร์บิทัลในอะตอม
เดียวกัน ที่มีระดับพลังงานใกล้เคียงกันเกิดการรวมกันเกิด
เป็นไฮบริดออร์บิทัล (hybrid orbital) ซึ่งแต่ละไฮบริด-
ออร์บิทัลจะครอบครองพื้นที่เท่ากัน และอยู่ห่างกันมาก
ที่สุดเพื่อทาให้พลังงานรวมของออร์บิทัลมีพลังงานน้อย
ที่สุด ผลที่เกิดขึ้นก็คือ เกิดไฮบริดออร์บิทัลมีรูปร่างต่าง ๆ
กันไป และพลังงานรวมของไฮบริดออร์บิทัลน้อยกว่า
ผลรวมพลังงานทั้งหมดของออร์บิทัลอะตอมก่อนการเกิด
ไฮบริไดเซซัน
5-39

40. เช่น
C6
2p
2s
พบว่าอะตอมคาร์บอนมี e- เดี่ยวใน 2p ออร์บิทัล 2 ตัว ดังนั้นควร
เกิดพันธะโคเวเลนต์กับอะตอมอื่นได้เพียง 2 พันธะเท่านั้น แต่ความจริง
แล้วคาร์บอนสามารถเกิดได้ 4 พันธะ โดยพิจารณาจากการผสมกันของ
s และ p ออร์บิทัลเข้าด้วยกัน เรียก ไฮบริดออร์บิทัล
ไฮบริดออร์บิทัล จะมีลักษณะ สมบัติ และระดับพลังงานเท่ากัน
ทุกประการ 5-40

41. 41
C6
2p
2s
sp3 ไฮบริไดเซชัน
ระดับพลังงานของออร์บิทัลในสภาวะพื้น (s2p2)
ระดับพลังงานของ sp3
ไฮบริดออร์บิทัล
คาร์บอน เกิดการรวมกันของ s ออร์บิทัล 1 ออร์บิทัล และ p ออร์บิทัล
3 ออร์บิทัล เกิดเป็น sp3 ไฮบริไดเซชัน
5-41

42. ประเภทของไฮบริดออร์บิทัล
1. sp - ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s และ p
ออร์บิทัลอย่างละหนึ่งออร์บิทัล ได้ไฮบริดออร์บิทัลป็นเส้นตรง
ดังรูป
5-42

43. ตัวอย่างของ sp - ไฮบริดออร์บิทัล เช่น BeCl2, C2H2
BeCl2
จากแผนผังจะเห็นว่า Be ไม่มีอิเล็กตรอนเดี่ยวที่สามารถนาไปใช้ในการ
สร้างพันธะร่วมกับอะตอมของ Cl ได้เลย ดังนั้น จึงเกิดไฮบริไดเซซันเกิด
เป็นไฮบริดออร์บิทัลใหม่ที่มีอิเล็กตรอนเดี่ยวสองตัว ดังนั้นสองอะตอม
ของ Cl จึงสามารถ เข้ามาสร้างพันธะเป็นโมเลกุล BeCl2 ดังรูป 5-43

44. 5-44
BeCl2
C2H2

45. C2H2 ; จะเห็นว่าเกิดไฮบริไดเซซันระหว่าง 2s กับ 2p ออร์บิทัล
หนึ่งได้เป็น sp - ไฮบริดออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนเดี่ยวสองตัว
ตัวหนึ่งเกิดพันธะซิกมากับ H และอีกตัวเกิดพันธะซิกมากับ
คาร์บอนอีกตัว ส่วน p - ออร์บิทัลเกิดพันธะไพกับคาร์บอน
อะตอมอีกตัวได้เป็นโมเลกุลเส้นตรงดังรูป
5-45

46. 2. sp2-ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s 1ออร์บิทัล
และ p 2 ออร์บิทัล ได้ไฮบริดออร์บิทัลป็นสามเหลี่ยมแบนราบ
ดังรูป
5-46

47. ตัวอย่างของ sp2 - ไฮบริดออร์บิทัล เช่น C2H4, BF3
BF3
อะตอมของ B เกิดการไฮบริไดเซซันระหว่าง s 1ออร์บิทัลและ p 2 ออร์บิทัล
ได้sp2-ไฮบริดออร์บิทัล ที่มีอิเล็กตรอนเดี่ยวสามตัว ดังนั้นจึงสามารถสร้าง
พันธะกับ F ทั้งสามอะตอมได้ดังรูป
5-47

48. C2H4
C2H4 ; จะเห็นว่าเกิดไฮบริไดเซซันระหว่าง 2s กับ p สองออร์บิทัลได้เป็น
sp2- ไฮบริดออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนเดี่ยวสามตัว โดยสองตัวเกิดพันธะซิกมา
กับ H และอีกตัวเกิดพันธะซิกมากับคาร์บอนอีกตัว ส่วน p - ออร์บิทัลเกิด
พันธะไพกับคาร์บอนอะตอมอีกตัวได้เป็นโมเลกุลดังรูป
5-48

49. 3. sp3 - ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s 1 ออร์บิทัล
และ p 3 ออร์บิทัลได้ไฮบริดออร์บิทัลป็นรูปทรงสี่หน้าดังรูป
5-49

50. 5-50
ตัวอย่างของ sp3 -ไฮบริดออร์บิทัล เช่น CH4
2s กับ 2p ในอะตอมของ C เกิดการไฮบริไดเซชันได้ sp3 -ไฮบริดออร์บิทัล
ที่มีอิเล็กตรอนสี่ตัว ดังนั้นจึงสามารถสร้างพันธะกับ H ทั้งสี่อะตอมได้เป็น
โมเลกุลดังรูป

51. 4. sp3d - ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s ออร์บิทัล
1 ออร์บิทัล, d ออร์บิทัล 1 ออร์บิทัลและ p ออร์บิทัล 3 ออร์บิทัล
ได้ไฮบริดออร์บิทัลป็นรูปคู่พีระมิดร่วมฐานสามเหลี่ยม (trigonal
bipyramid) ดังรูป
5-51

52. 5-52
ตัวอย่างของ sp3d - ไฮบริดออร์บิทัล เช่น PCl5
3s, 3p และ 3d ในอะตอมของ P เกิดการไฮบริไดเซชันได้ sp3d - ไฮบริด-
ออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนเดี่ยวห้าตัว ดังนั้นจึงสามารถสร้างพันธะกับ Cl ทั้ง
ห้าอะตอมได้เป็นโมเลกุล ดังรูป

53. 5. sp3d2 - ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s ออร์บิทัล
1 ออร์บิทัล, d ออร์บิทัล 2 ออร์บิทัลและ p ออร์บิทัล 3 ออร์บิทัล
ได้ไฮบริดออร์บิทัลเป็นรูปทรงแปดหน้า (octahedral) ดังรูป
5-53

54. ตัวอย่างของ sp3d2 - ไฮบริดออร์บิทัล เช่น SF6
5-54
3s, 3p และ 3d ในอะตอมของ S เกิดการไฮบริไดเซชันได้ sp3d2 - ไฮบริด-
ออร์บิทัล ที่มีอิเล็กตรอนเดี่ยวหกตัว ดังนั้นจึงสามารถสร้างพันธะกับ F
ทั้งหกอะตอมได้เป็นโมเลกุล ดังรูป

55. ทฤษฏีโมเลกุลาร์ออร์บิทัล
1. อะตอมมิกออร์บิทัล
คือบริเวณรอบ ๆ นิวเคลียสที่มีโอกาสพบอิเล็กตรอนมาก
ที่สุด ซึ่งอิเล็กตรอนเหล่านั้นถูกแบ่งโดยระดับชั้นพลังงาน
ระดับพลังงานหลัก, n 1 2 3 4
จานวน e- สูงสุด, 2n2 2 8 18 32
ระดับพลังงานย่อย 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
จานวน e- สูงสุดต่อระดับ
พลังงานย่อย
2 2 6 2 6 10 2 6 10 14
การเติมในออร์บิทัล 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14
ออร์บิทัลต่อระดับพลังงานย่อย 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7
5-55

56. 56
ตัวอย่าง รูปร่างของอะตอมมิกออร์บิทัลแบบ s และ แบบ p
s orbital
p orbital
5-56

57. 2. โมเลกุลาร์ออร์บิทัล
การซ้อนเหลื่อมกันของออร์บิทัลอะตอม ทาให้เกิดออร์บิทัล
โมเลกุลซึ่งแบ่งได้เป็น 2 แบบ คือ
1. ออร์บิทัลโมเลกุลแบบสร้างพันธะ (bonding molecular
orbital ; BMO) การเกิดออร์บิทัลโมเลกุลแบบนี้จะทาให้
อิเล็กตรอนมีพลังงานลดลง นั่นคือมีความเสถียรมากขึ้น
2. ออร์บิทัลโมเลกุลแบบต้านพันธะ (anti - bonding molecular
orbital ; AMO) การเกิดออร์บิทัลโมเลกุลแบบนี้จะทาให้
อะตอมที่ได้มีพลังงานเพิ่มขึ้น นั่นคือมีความเสถียรน้อยลง
5-57

58. 5-58
อันตรกิริยาของออร์บิทัลอะตอมที่ทาให้เกิด BMO และ AMO แสดงได้ดังรูป
ออร์บิทัล - s (s - orbital)
ออร์บิทัล - p (p - orbital)

59. 5-59
ก. ซ้อนเหลื่อมตามแนวปลาย
ข. ซ้อนเหลื่อมตามแนวข้าง

60. จากรูปแสดงการเกิดออร์บิทัลโมเลกุลจากการซ้อนเหลื่อมกันของออร์บิทัล - p
ก.ออร์บิทัล-p ทั้งสองเกิดการซ้อนเหลื่อมตามแนวปลายเกิดเป็นพันธะซิกมา
( σ-bond)
ข.ออร์บิทัล-p ทั้งสองเกิดการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้างเกิดเป็นพันธะไพ (p-bond)
จากรูปจะเห็นว่าออร์บิทัลโมเลกุลแบบสร้างพันธะจะมีพลังงานต่ากว่าแบบ
ต้านพันธะเสมอ
(* หมายถึงต้านพันธะ)
BMO และ AMO ที่ได้จากการรวมกันของออร์บิทัล-s จะแทนด้วยสัญลักษณ์ σs
และ σ*s ตามลาดับ
BMO และ AMO ที่ได้จากการรวมกันของออร์บิทัล-p จะแทนด้วยสัญลักษณ์ σz,
σ*z, px, p*x , py , p*y
เมื่อ pz เกิดการซ้อนเหลื่อมตามแนวปลาย px, py เกิดการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้าง
5-60

61. โดยทั่วไปแล้วระดับพลังงานของออร์บิทัลโมเลกุลมีลาดับดังนี้
σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < py, px < σz < p*y , p*x < σ*z
ยกเว้น O2 และ F2 ที่ 2σz < 2pPx < 2pPy ซึ่งสามารถแสดงเป็น
แผนผังได้ดังนี้
5-61

62. AO = ออร์บิทัลอะตอม
MO = ออร์บิทัลโมเลกุล
แผนผังดังกล่าวใช้ได้กับกรณีของอะตอมคู่ธาตุเดี่ยว (homonucleardiatomic molecule)เท่านั้น
5-62
ก. กรณีของอะตอมคู่ธาตุเดี่ยว (homonuclear diatomic molecule)
สาหรับโมเลกุลทั่วไป สาหรับโมเลกุลของ O2, F2

63. การบรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัล
1. ให้นาเวเลนซ์อิเล็กตรอนของแต่ละอะตอมมารวมกันโดยไม่สนใจว่า
มาจากอะตอมใด
2. จากนั้นให้บรรจุเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดลงในออร์บิทัลโมเลกุล
โดยให้เริ่มบรรจุในออร์บิทัลมีพลังงานต่าก่อน โดยยึดหลักที่ว่า
2.1 หนึ่งออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 ตัว
2.2 อิเล็กตรอนสองตัวในออร์บิทัลเดียวกันต้องมีสปินที่ตรงกันข้าม
3. ถ้ามีสองออร์บิทัลมีพลังงานเท่ากันเช่น px และ py ให้บรรจุ
อิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลใดก่อนก็ได้โดยบรรจุตามกฏของฮุนด์
จากนั้น ถ้ามีอิเล็กตรอนเหลือก็ให้บรรจุในออร์บิทัลใดก่อนก็ได้โดยมี
สปินตรงข้ามกับอิเล็กตรอนตัวเดิม
5-63

64. H มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 1 ตัว ดังนั้น 2H จึงมีอิเล็กตรอน 2 ตัว จากแผนผังจะเห็นว่า
อิเล็กตรอนทั้งสองถูกบรรจุลงในออร์บิทัลโมเลกุลมีพลังงานต่าสุด
นั่นคือ ออร์บิทัลซิกมา (เกิดพันธะซิกมา) หลังจากที่อิเล็กตรอนทั้งสองมารวมอยู่
ในออร์บิทัลโมเลกุลเกิดเป็น H2 จะเห็นว่ามีพลังงานต่ากว่าที่เป็น H อะตอม
5-64
ตัวอย่างการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุล

65. อันดับพันธะ
อันดับพันธะ หมายถึง จานวนคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันระหว่างอะตอม
คานวณได้จากอันดับพันธะ = 1/2 (จานวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลแบบ
สร้างพันธะ - จานวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลแบบต้านพันธะ)
อันดับพันธะไม่จาเป็นต้องเป็นเลขจานวนเต็ม ยิ่งอันดับพันธะมีค่ามาก
โมเลกุลนั้นยิ่งเสถียรแต่ถ้าอันดับพันธะมีค่าเท่ากับศูนย์โมเลกุลนั้น
ไม่เสถียรหรือไม่สามารถเกิดได้จริง เช่น
H2 มีอันดับพันธะ = 1/2(2-0) = 1
5-65

66. สมบัติทางแม่เหล็กไฟฟ้ า
พาราแมกเนติก (paramagnetic) มีสมบัติเบี่ยงเบนใน
สนามไฟฟ้า เกิดขึ้นได้ถ้าในออร์บิทัลโมเลกุลมีอิเล็กตรอน
ที่ไม่เข้าคู่
ไดอะแมกเนติก (diamagnetic) ไม่เบี่ยงเบนในสนามไฟฟ้า
เกิดขึ้นในออร์บิทัลโมเลกุลมีอิเล็กตรอนเข้าคู่ออร์บิทัล
5-66

67. สาหรับโมเลกุลของอะตอมคู่ธาตุเดี่ยวอื่น ๆ แสดงได้ดังตาราง
(เพื่อง่ายต่อความเข้าใจจึงนาเสนอในรูปของตาราง)
5-67

68. 5-68

69. ข. ออร์บิทัลโมเลกุลของธาตุต่างชนิดกัน (heteronuclear diatomic
molecule)
โดยทั่วไปแล้วออร์บิทัลอะตอมของอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี
ต่ากว่ามักจะมีค่าพลังงานสูงกว่า ตัวอย่างออร์บิทัลโมเลกุลของธาตุ
ต่างชนิดกัน เช่น HF
HF : H มี 1 เวเลนซ์อิเล็กตรอน และ F มี 7 เวเลนซ์อิเล็กตรอน
จะเห็นว่าอิเล็กตรอนทั้ง 8 ตัวบรรจุอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุลทั้งหมด 4
ออร์บิทัล โดยออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานสูงสุดที่มีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่
เป็นชนิดไพออร์บิทัล ซึ่งอิเล็กตรอนในไพออร์บิทัลจะไม่มีส่วน
เกี่ยวข้องกับ H อะตอม เรียกออร์บิทัลเหล่านี้ว่า non - bonding orbital
ซึ่งแสดงได้ดังรูป
5-69

70. 5-70

71. Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory
(VSEPR Theory)
เป็นทฤษฎีที่ใช้ทานายรูปทรงเรขาคณิตของโมเลกุลและของ
ไอออน มีใจความว่า “รูปร่างโมเลกุลหรือไอออนของ
สารประกอบโคเวเลนต์จะเป็นอย่างไรนั้น ขึ้นอยู่กับแรงผลัก
ระหว่างคู่อิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุดของอะตอมที่
อยู่กลาง โดยอิเล็กตรอนคู่ที่อยู่ล้อมรอบจะจัดเรียงตัวให้อยู่
ห่างกันมากที่สุดเพื่อให้เกิดแรงผลักน้อยที่สุด” ตามทฤษฎีนี้
สามารถเขียนเป็นสูตรทั่วไปสาหรับโมเลกุลได้ดังนี้
5-71

72. AXmEn
เมื่อ A = อะตอมกลาง
X = อะตอมหรือหมู่อะตอมที่ยึดอยู่กับ A โดยใช้พันธะโคเวเลนต์
E = สัญลักษณ์แทนคู่อิเล็กตรอนที่ไม่ใช้สร้างพันธะ
m = จานวนคู่อิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะ
n = จานวนคู่อิเล็กตรอนที่ไม่ใช้สร้างพันธะ
5-72

73. เช่น จงเขียนสูตรโมเลกุลแบบ AXmEn ของ SF4 และ ICl4
-
SF4 ICl4
-
จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมกลาง 6 7
จานวนอิเล็กตรอนที่เข้าร่วมในการสร้างพันธะ 4 4
จานวนอิเล็กตรอนจากประจุ - 1
รวม 10(5) 12(6)
คู่อิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะ 4 4
คู่อิเล็กตรอนที่ไม่ใช้สร้างพันธะ 1 2
สูตรโมเลกุลแบบ AXmEn AX4E1 AX4E2
F
SF4 S
..
F
F
F
ICl4
-
ICl Cl
ClCl
..
..
5-73

74. สรุปใจความสาคัญของทฤษฎี VSEPR
1. รูปร่างของโมเลกุลหรือไอออนที่ยึดกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ขึ้นกับ
ค่า m และ n ทั้งหมดที่มีอยู่ในวงเวเลนซ์ คู่อิเล็กตรอนเหล่านี้จะมีการ
จัดเรียงตัวให้อยู่ห่างกันมากที่สุด เพื่อให้เกิดแรงผลักกันน้อยที่สุด
2. การผลักกันของคู่อิเล็กตรอนจะลดลงตามลาดับดังนี้
คู่โดดเดี่ยว-คู่โดดเดี่ยว > คู่โดดเดี่ยว-คู่สร้างพันธะ > คู่สร้างพันธะ-คู่สร้างพันธะ
3. สาหรับ multiple bond ให้ถือว่ามีอิเล็กตรอนที่ร่วมสร้างพันธะอยู่เพียง
กลุ่มเดียว
4. การผลักของอิเล็กตรอนต่าง ๆ ต่ออิเล็กตรอนอื่น ๆ
คู่โดดเดี่ยว > พหุพันธะ >คู่สร้างพันธะ> อิเล็กตรอนเดี่ยว
5-74

75. รูปร่างโมเลกุลและไอออนที่ไม่มีและมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
1. AX2 (linear) : BeCl2
โมเลกุลที่อะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
Cl Be Cl
อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะทั้ง 2 คู่อยู่ที่ปลายด้านตรงข้ามของ
แนวเส้นตรงเดียวกัน เพื่อจะได้อยู่ห่างกันมากที่สุด
180o
5-75

76. 3. AX4 (tetrahedral) : CH4
มีโครงสร้างเป็นรูปทรงเหลี่ยม 4 หน้า
C
H
HH
H
109.5o
2. AX3 (triangular planar) : BF3
B
F
FF
120o
มีโครงสร้างเป็นรูปสามเหลี่ยมด้านเท่าแบนราบ อะตอมทั้งสี่อยู่บน
ระนาบเดียวกัน
5-76

77. 5. AX6 (octahedral) : SF6
มุมพันธะมีค่าเท่ากับ 90o ทุกพันธะบนทรงแปดหน้าถือว่าเหมือนกัน เรา
จึงไม่สามารถใช้คาว่า แนวแกน และแนวระนาบสาหรับโครงสร้างนี้ได้
S
F
F
F
F
F
F
4. AX5 (trigonal bipyramidal) : PCl5
อะตอมที่อยู่ด้านบนด้านบนและด้านล่างระนาบ 3 เหลี่ยม เรียกว่า อยู่
ในแนวแกน (axial) ส่วนอีก 3 อะตอมที่อยู่ในระนาบ 3 เหลี่ยม เรียกว่า
อยู่ในแนวระนาบ (equatorial)
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
90o
120o
5-77

78. โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
แรงผลักระหว่าง :
คู่โดดเดี่ยว-คู่โดดเดี่ยว > คู่โดดเดี่ยว-คู่สร้างพันธะ > คู่สร้างพันธะ-คู่สร้างพันธะ
1. AX2E (V-shaped) : SO2
แรงผลักกันระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ
มีมากกว่าแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะด้วยกัน จากการ
ทดลองพบว่ามุมระหว่างพันธะ OSO มีค่าน้อยกว่า 120o คือ 119.5o
O S O
.. ....
.. ..
..
..
..
..
..
S
O O
5-78

79. 2. AX3E (trigonal pyramidal) : NH3
อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวผลักคู่ร่วมพันธะได้แรงกว่าแรงผลักระหว่าง
อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะด้วยกัน ทาให้ N-H ทั้ง 3 ถูกดันให้เข้าใกล้กันมากขึ้น
3. AX2E2 (V-shaped) : H2O
แม้ว่าการจัดเรียงอิเล็กตรอนทั้ง 4 คู่ของน้าจะมีรูปทรง 4 หน้าเช่นเดียวกับ
แอมโมเนีย แต่น้ามีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่บนอะตอมออกซิเจนซึ่ง
พยายามจัดตัวให้อยู่ห่างกันมากที่สุดกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ทาให้
พันธะ O-H ถูกดันให้เข้าหากันมากกว่าพันธะ N-H ของแอมโมเนีย
N HH
H
..
H O H
..
..
..
O
H H
..
N
H
H
H
..
5-79

80. 4. AX4E (square pyramidal or distorted tetrahedral) : SF4
S
F
F
F
F
..
S
..
F
F
F
F
ทรงเหลี่ยมสี่หน้าเบี้ยว โดยอิเล็กตรอนคู่อิสระเลือกที่จะอยู่ใน
แนวระนาบ เนื่องจากมุมในแนวระนาบมีค่า 120o ซึ่งเมื่อจัด
เรียงตัวแล้วเกิดแรงผลักกันน้อยที่สุด
5-80

81. รูปร่างโมเลกุลหรือไอออน
ที่ไม่มี และมีอิเล็กตรอนคู่อิสระ
5-81
หมายเหตุสีแดง = อะตอมกลาง
สีน้าเงิน = อะตอมกลาง
สีเขียว = อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

82. โครงสร้างของโมเลกุลที่มีอะตอมกลางมากกว่าหนึ่งอะตอม
โดยทั่วไปแล้วเป็นการยากที่จะระบุโครงสร้างที่แน่นอน
ของโมเลกุลที่มีอะตอมกลางมากกว่า 1 อะตอม เรามักจะบอกได้
แต่เพียงรูปร่างรอบ ๆ แต่ละอะตอมกลาง เช่น เมทานอล
(CH3OH)
C
O
H
H
H
H
Tetrahedral
Bent
5-82

83. 5-83
สรุปรูปร่างโมเลกุลและไอออนที่ไม่มี และมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวดังตาราง
สรุปรูปร่างโมเลกุลและไอออนที่ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

84. 5-84
สรุปรูปร่างโมเลกุลและไอออนที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

85. ค่าต่าง ๆ ที่เกี่ยวข้องกับพันธะ และโครงสร้างของโมเลกุล
1. มุมพันธะ
ขึ้นอยู่กับ - จานวนพันธะโคเวเลนต์ (จานวน e- คู่ร่วมพันธะ)
- จานวน e- คู่โดดเดี่ยวรอบอะตอมกลาง
A
B B
I
II
III
ถ้า A มี EN สูงกว่า B แรง III > แรง I
ถ้า A มี EN ต่ากว่า B แรง III < แรง I
A
B Bกว้าง
A
B Bแคบ 5-85

86. ธาตุ F O N Cl Br I S C H P
EN 4.0 3.5 3.0 3.2 2.8 2.5 2.5 2.5 2.1 2.1
จากค่าตัวเลข EN Cl > N แต่เมื่อคานึงถึงขนาดอะตอม Cl > N
ดังนั้น EN ของ N > Cl
ค่า EN ของธาตุบางตัวที่ควรรู้จัก
จงเรียงมุมพันธะของโมเลกุลต่อไปนี้จากโมเลกุลที่มีมุมพันธะ
กว้างที่สุดไปยังแคบที่สุด ?
SbH3 PH3 NH3 AsH3
5-86

87. 2. สภาพขั้ว
การบอกสภาพขั้ว - พันธะ (พันธะมีขั้ว พันธะไม่มีขั้ว)
- โมเลกุล (โมเลกุลมีขั้ว โมเลกุลไม่มีขั้ว)
อาศัยผลต่างของ EN (EN)
H H
EN 2.1 2.1
EN = 0
พันธะไม่มีขั้ว โมเลกุลไม่มีขั้ว
2.1 โมเลกุลที่ประกอบด้วยอะตอมของธาตุเดียวกัน
5-87

88. 2.2 โมเลกุลที่ประกอบด้วยอะตอมของธาตุต่างชนิดกัน
H Cl
EN 2.1 3.2
EN = 1.1
พันธะมีขั้ว โมเลกุลมีขั้ว
2.3 โมเลกุลที่อะตอมกลางมีการใช้อิเล็กตรอนวงนอก
ทั้งหมดในการสร้างพันธะ
C O
EN 3.5 2.5 3.5 พันธะมีขั้ว แต่เป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว
O
2+1- 1-
5-88

89. C
C
H
H
Cl
Cl
EN 2.1 2.5 3.2
พันธะมีขั้ว โมเลกุลมีขั้ว
2.4 โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลืออยู่
O
H H
EN 2.1 3.5 2.1
พันธะมีขั้ว โมเลกุลมีขั้ว
5-89

90. 3. ความยาวพันธะ
ระยะที่อะตอมอยู่ห่างกันน้อยที่สุด (ดึงดูดกันดีที่สุด) เรียกว่า ความยาวพันธะ
ความยาวพันธะของพันธะเดี่ยว พันธะคู่ พันธะสาม ของกลุ่มอะตอมที่
คล้ายกันเช่น ความยาวพันธะของ C - C แบบต่าง ๆ
โมเลกุล ชนิดของพันธะ ความยาวพันธะ พลังงานพันธะ
(pm) (kJ mol-1)
H3C-CH3 C-C 154 348
H2C=CH2 C=C 134 614
HCCH CC 120 839
5-90

91. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล
พันธะไฮโดรเจน (hydrogen bond) เป็นแรงระหว่าง
โมเลกุล เกิดจากการดึงดูดของไฮโดรเจนในโมเลกุลหนึ่ง
กับธาตุที่มีค่า EN สูงของอีกโมเลกุลหนึ่ง สัญลักษณ์ของ
พันธะไฮโดรเจนคือ ............
ตัวอย่าง เช่น
5-91

92. พันธะไฮโดรเจนในโมเลกุลของน้า (H2O), HF
H Fd d


H Fd d


HF,
Hd
Hd
Hd
HdHd
Hd
d
dd
5-92

93. เป็นแรงดึงดูดแบบอ่อน ๆ ที่ช่วยยึดโมเลกุลเข้าด้วยกัน
จะมีอิทธิพลในโมเลกุลไม่มีขั้วมากกว่าในโมเลกุลมีขั้ว
แรงแวนเดอร์วาลส์ (Van der Waals forces)
5-93
แรงแวนเดอร์วาลส์ แบ่งออกเป็น 3 ชนิด ดังนี้
1. แรงไดโพล - ไดโพล (dipole - dipole interaction)
2. แรงเหนี่ยวนา (induced attraction)
3. แรงลอนดอนหรือแรงแผ่กระจาย (London force or
disperse attraction)

94. สาหรับโมเลกุลที่มีขั้ว : จะเกิด dipole - dipole
interaction ระหว่างโมเลกุลที่มีขั้วถาวร
H Cl Cl H Cl
d d d d d d

 

 


......... .........H
: ขั้วถาวรเหล่านี้จะยึดกันไปเรื่อย ๆ ระหว่าง
โมเลกุลจึงเป็นแรงที่ไม่มีทิศทาง
5-94

95. แรงเหนี่ยวนา (induced attraction)
เป็นแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลที่มีขั้วถาวรกับโมเลกุล
ที่ไม่มีขั้ว โมเลกุลที่มีขั้วจะเหนี่ยวนาให้โมเลกุลไม่มี
ขั้วเกิดสภาพขั้วขึ้น
โดยทั่วไปอะตอมหรือโมเลกุลขนาดใหญ่ จะมี
ความสามารถในการเกิดขั้วสูงกว่าอะตอมหรือโมเลกุล
ขนาดเล็ก
5-95

96. แรงลอนดอน (London force)
เป็นแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลที่ไม่มีขั้วกับโมเลกุล
ไม่มีขั้ว เกิดขึ้นชั่วขณะเนื่องจากความหนาแน่นของ
อิเล็กตรอนไม่สม่าเสมอ ทาให้เกิดสภาพขั้วขึ้น
5-96

97. : การกระจายของกลุ่มหมอก e- ในชั่ววินาทีหนึ่ง
รอบ ๆ อะตอมไม่สมมาตร (ประจุของ e- รอบ ๆ
อะตอมไม่สมมาตร) ดังนั้นชั่วขณะหนึ่ง ๆ สนาม
ไฟฟ้ าสถิตรอบอะตอมจะเปลี่ยนแปลงตลอดเวลา
ทาให้เกิดขั้วขึ้นชั่วขณะและขั้วมีการเปลี่ยนแปลง
ตลอดเวลา เรียกว่า dynamic dipole อะตอมหรือ
โมเลกุลที่มีขั้วนั้นก็จะเหนี่ยวนาอะตอมข้างเคียง
ให้เกิดขั้วขึ้น อะตอมทั้ง 2 จึงเกิดแรงดึงดูดกัน
สาหรับโมเลกุลไม่มีขั้ว : แรงยึดเหนี่ยวระหว่าง
โมเลกุลที่ไม่มีขั้วนี้เกิดขึ้นได้อย่างไร ?
5-97

98. แต่เกิดขึ้นชั่วขณะ และเปลี่ยนแปลงตลอดเวลา จึงเป็นแรงอ่อน ๆ
(weak electrostatic bond) เรียกว่า แรงลอนดอน
เช่น Cl-Cl, F =  

1 2
6
polarizability ของอะตอมทั้ง 2
ระยะห่างระหว่างอะตอม
polarizability  atomic no.
 1& 2 =
 =
หรือ ขนาดของอะตอม
5-98

99. polarizability หมายถึง ความสามารถของอะตอมที่จะ
ถูกทาให้เกิดขั้วได้ง่ายโดยอะตอมขนาดใหญ่ จะเกิดขั้วได้
ง่ายกว่าขนาดเล็ก ๆ เพราะ………………….....................
……………………………………………………………
เทียบ freezing pt. He 1 K
Xe 133 K
F2 51 K
I2 387 K




แรงยึด
เหนี่ยวเพิ่ม
ตามขนาด
ที่เพิ่ม
e- วงนอกอยู่ไกลจากนิวเคลียส
สามารถถูกดึงดูดไปด้านใดด้านหนึ่งของอะตอมได้ง่าย ---> เกิดขั้ว
ชั่วคราวได้ง่าย
5-99

100. แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุล - ไอออน
(Molecule - ion attraction)
ที่เรียกว่าแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลและไอออนนั้น
เพราะว่าโมเลกุล เช่น น้า ดึงดูดกับไอออนของ Na+ และ
Cl- ของเกลือ
เกลือละลายน้าได้อย่างไร
โมเลกุลของน้าเข้ามาแทรกในโมเลกุลของผลึก โดยที่น้า
บางโมเลกุลเข้าล้อมรอบไอออนบวกโดยหันด้านที่เป็ น
ขั้วลบเข้าหา น้าบางโมเลกุลเข้าล้อมรอบไอออนลบโดย
หันด้านที่เป็นขั้วบวกเข้าหา
5-100

101. การที่มีจานวนโมเลกุลของน้ามากมายแทรกระหว่าง
ผลึก ทาให้ไปบดบังแรงดึงดูดระหว่างไอออนบวก
และไอออนลบของผลึกไอออนิก ทาให้แรงดึงดูด
ระหว่างขั้วทั้งสองลดลง จนมีค่าน้อยกว่าแรงที่เกิดจาก
โมเลกุลของน้าที่ล้อมรอบ ดังนั้นโมเลกุลของน้า
จึงสามารถแยกไอออนลบและไอออนบวกออกจากกัน
ได้โดยเริ่มดึงไอออนที่อยู่ด้านนอกก่อน
5-101

102. 5-102
การบ้าน
1. จงอธิบายความหมายของคาต่อไปนี้
1.1 พันธะไอออนิก (ionic bond)
1.2 พันธะโคเวเลนต์ (covalent bond)
1.3 เวเลนซ์อิเล็กตรอน
1.4 พลังงานพันธะ
1.5 ความยาวพันธะ
2. จงเขียนสูตรโครงสร้างของไอออนและโมเลกุลต่อไปนี้
พร้อมทั้งบอกจานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดด้วย
MgCl2 CCl4 H2O2 PCl3 SO3
2- CaO