2. VALENCE ELECTRON
อิเล็กตรอนที่อยู่ในวงโคจรของชั้นอิเล็กตรอนที่อยู่ชั้นนอกสุดของอะตอม ซึ่งเป็น
ส่วนที่มีความสาคัญในการเกิดปฏิกิริยาเคมีของธาตุ โดยปกติถ้ามีเวเลนซ์อิเล็กตรอน
อยู่เต็มจานวนจะมีความเสถียรหรือมีความคงตัวสูง มีแนวโน้มที่จะไม่เกิดปฏิกิริยาสูง

3. OCTET RULE
อะตอมของธาตุมีแนวโน้มที่จะเกิดพันธะเพื่อให้ Ve-= 8 e-
เหมือนแก๊สเฉื่อย (ยกเว้น H ที่เมื่อเกิดพันธะจะมี Ve- = 2)

4. 1. ในสารประกอบบางตัว Ve- ของอะตอมกลางไม่ครบ 8 เช่น อะตอมในหมู่
IIA และ IIIA เช่น BeH2, BF3
2. เกินออกเตต Ve- ของอะตอมกลาง เกิน 8 จะเกิดขึ้นกับอะตอมที่เป็น
ธาตุต้องแต่คาบ 3 เป็นต้นไป เช่น SF6, PCl5
EXCEPTIONS TO THE OCTET RULE

5. LEWIS SYMBOL
สัญลักษณ์ของลิวอิส หรือ สูตรแบบจุดของธาตุ คือ สัญลักษณ์อะตอม หรือกลุ่ม
อะตอมที่แสดง เฉพาะเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่านั้น ทั้งนี้สูตรแบบจุดมีความสาคัญใน
การศึกษาพันธะเคมี เนื่องจาก เมื่ออะตอม เข้าทาปฏิกิริยากันเกิดพันธะ ส่วนที่
เกี่ยวข้องคือ เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่านั้น

7. สรุปวิธีการเขียนสูตรโครงสร้างลิวอิส (สาหรับโมเลกุลที่เป็นไปตามกฎออกเตต)
1. หาอะตอมกลาง โดยทั่วไปมักให้อะตอมที่มี EN ต่าสุดเป็นอะตอมกลาง
2. นับจานวน Ve- ของอะตอมทั้งหมดที่มีอยู่ในโมเลกุล
2.1 แคตไอออน ให้หักจานวน Ve- ออกเท่าจานวนประจุ
2.2 แอนไอออน ให้หักจานวน Ve- เพิ่มเท่าจานวนประจุ
3. เขียนสูตรโครงสร้างโดย เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอม
ล้อมรอบ พร้อมทั้งนับจานวน e- โดยแต่ละพันธะนับเป็น 2e-

8. 4. จัด Ve- ที่เหลือหลังจากหัก e- ที่ใช้ในพันธะในข้อ 3. ให้แก่อะตอมทุกๆ
ตัวในโมเลกุล พยายามให้ทุกตัวเป็นไปตามกฎออกเตต
5. พิจารณา จานวน e- ดังนี้
5.1 หากมี e- เหลือ ให้ใส่เป็นคู่โดดเดี่ยวของอะตอมกลาง
5.2 หากมี e- เกิน หรืออะตอมกลางยังไม่ครบออกเตต ให้ปรับพันธะ
เดี่ยวของอะตอมกลางเป็นพันธะคู่หรือพันธะสาม
5.3 หากอะตอมกลางเป็นธาตุที่อยู่ในคาบ 3 เป็นต้นไป อาจพิจารณาให้
มี Ve- เกิน 8 ได้
6. หากเขียนโครงสร้างได้หลายแบบ ให้ตรวจสอบโครงสร้างด้วยประจุ
ฟอร์มาล
สรุปวิธีการเขียนสูตรโครงสร้างลิวอิส (สาหรับโมเลกุลที่เป็นไปตามกฎออกเตต)

9. FORMAL CHARGE
• ให้เลือกโครงสร้างที่มีประจุฟอร์มาลน้อยที่สุด ถ้าเป็นไปได้ควรเป็นศูนย์
ทั้งหมด
• ประจุฟอร์มาลบนอะตอมใดไม่เท่ากับศูนย์ ให้เขียนประจุแสดงบนอะตอม
นั้นด้วย
• ผลบวกของประจุฟอร์มาลของทุกอะตอม จะมีค่าเท่ากับประจุรวมของ
โมเลกุลหรือไอออน

10. IONIC BONDING
พันธะที่เกิดขึ้นอันเนื่องมาจากแรงดึงดูดทางไฟฟ้ าสถิต ระหว่าง
ไอออนบวก (cation) และไอออนลบ (anion) อันเนื่องมาจากการ
ถ่ายโอนอิเล็กตรอน จากโลหะให้แก่อโลหะ เกิดขึ้นเมื่อสารมีค่าIEต่างกัน
มากๆ
IE = พลังงานที่ใช้ในการดึงอิเล็กตรอน 1
อนุภาค ออกจากอะตอมในสถานะแก๊ส
กลายเป็นไอออนบวก

11. 1. มีขั้ว
2. ไม่นาไฟฟ้ าเมื่ออยู่ในสภาพของแข็ง แต่จะนาไฟฟ้ าได้เมื่อใส่
สารประกอบไอออนิกลงในน้า
3 . มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง
4 . สารประกอบไอออนิกทาให้เกิดปฏิกิริยาไอออนิก
5 . สมบัติไม่แสดงทิศทางของพันธะไอออนิก
6. เป็นผลึกแข็ง แต่เปราะและแตกง่าย
IONIC BONDING

12. COVALENT BONDING
คือพันธะที่เกิดขึ้นอันเนื่องมาจากอะตอม 2 อะตอมนาอิเล็กตรอนมา
ใช้ร่วมกัน (โดยทั่วไปแล้วหมายถึงอะตอมของธาตุหมู่ IVA, VA, VIA
และ VII )
ถ้ามีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่เรียกพันธะที่เกิดว่า พันธะเดี่ยว
ถ้ามีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่เรียกพันธะที่เกิดว่า พันธะคู่
ถ้ามีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่เรียกพันธะที่เกิดว่า พันธะสาม

13. พันธะรูปแบบนี้โครงสร้างลิวอิสจะแสดงอิเล็กตรอนได้สองประเภท
1. อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ (bonding pair) แทนพันธะโคเวเลนต์ โดย
คู่ e- ที่ใช้ร่มกัน ซึ่งแต่ละพันธะอาจแสดงเป็นเส้น หรือสองจุด ระหว่าง
สองอะตอม
2. อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว(lone pair) เป็นคู่ e- ที่ไม่ได้ร่วมกัน จะแสดง
เป็นจุดอยู่บนแต่ละอะตอม
พันธะโคเวเลนต์ (COVALENT BONDING)

14. การจาแนกเป็นพันธะมีขั้ว/ไม่มีขั้ว
1 พันธะโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้ว คือพันธะที่เกิดจากอะตอมทั้งสอง มีการใช้
อิเล็กตรอนเท่า ๆ กัน (มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีหรือความสามารถในการ
ดึงดูดอิเล็กตรอนเท่ากัน)
2 พันธะโคเวเลนต์แบบมีขั้ว อะตอมทั้งสองมีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันแต่ไม่
เท่ากัน นั่นคืออะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงจะดึงอิเล็กตรอนเข้าหา
ตัวเองได้มากกว่า

15. DIPOLE MOMENT
สภาพมีขั้วไฟฟ้ าเกิดขึ้นจากกลุ่มของอิเล็กตรอนที่กระจายตัวอย่าง
ไม่สม่าเสมอ โดยบริเวณที่มีอิเล็กตรอนหนาแน่นมากกว่าจะประพฤติตัว
เป็นขั้วลบ ส่วนบริเวณที่มีความหนาแน่นอิเล็กตรอนน้อยกว่าจะประพฤติ
ตัวเป็นขั้วบวก
เป็นปริมาณที่ใช้วัดความมีขั้วของพันธะ ใช้สัญลักษณ์ µ คือ ผล
คูณของประจุ Q และระยะทางระหว่างประจุ r มีหน่วยเป็น เดอบาย
(debye, D) แฟกเตอร์ การเปลี่ยนหน่วยคือ
1 D = 3.36 x 10 -30 C.m

16. DIPOLE MOMENT

17. COVALENT BONDING
1. มีจุดเดือดจุดและหลอมเหลวต่า
2. สารโคเวเลนต์จะไม่นาไฟฟ้ าไม่ว่าจะอยู่ในสถานะใด ( ยกเว้น แกรไฟต์ )
3. โมเลกุลที่มีขั้วสามารถละลายในตัวทาละลายที่โมเลกุลมีขั้วได้ และ
โมเลกุลที่ไม่มีขั้วสามารถละลายในตัวทาละลายที่ไม่มีขั้วได้

18. แบบฝึกหัด

21. RESONANCE
สูตรโครงสร้างที่สามารถเขียนขึ้นได้สองแบบหรือมากกว่าโดยการ
เคลื่อนที่ของ อิเล็กตอรอนเท่านั้น แต่ละสูตรโครงสร้างนี้เรียกว่า
เรโซแนนซ์ ไฮบริด

22. MOLECULAR ORBITAL THEORY
ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุลป็นทฤษฎีที่ใช้อธิบายว่าทั้งโมเลกุล
และอะตอมต่างก็มีออร์บิทัลซึ่งเป็นที่ที่อิเล็กตรอนสามารถเข้ามาอยู่ได้ โดย
แต่ละออร์บิทัลมีพลังงานต่างกันไป หลักการสาคัญของทฤษฎีออร์บิทัล
โมเลกุล คือ จะมองว่าอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุลไม่ได้อยู่ ประจาที่
( Delocalized electrons) แต่สามารถเคลื่อนที่ไปได้ทั่วทั้ง
โมเลกุล