วิทยาศาสตร์

1. pp-01/2-571
พันธะโคเวเลนต์
( Covalent Bond )
กลุ่มสาระการเรียนรู้วิทยาศาสตร์
รายวิชา เคมีพื้นฐาน ( ว 30221)
โรงเรียนเฉลิมพระเกียรติสมเด็จพระศรีนครินทร์
กาญจนบุรี
โดยครูสุกัญญา นาคอ้น
OO
O2 โมเลกุล
I
I2 โมเลกุล
I
N2 โมเลกุล
N N

2. pp-01/2-57
2

3. pp-01/2-57
3

4. นิยาม
พันธะโคเวเลนต์ ( Covalent bond ) หมายถึง
พันธะที่เกิดจากอะตอมคู่หนึ่งใช้อิเล็กตรอน
ร่วมกัน โดยเกิดแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับ
โปรตอนในนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง
IE สูง กับ IE สูง หรือ อโลหะ กับ อโลหะ
pp-01/2-57
4

5. I 1 อะตอม
I
O 1 อะตอม
O O
O 1 อะตอม
OO
O2 โมเลกุล
N 1 อะตอม
N
N 1 อะตอม
N
N2 โมเลกุล
N N
ชนิดของพันธะโคเวเลนต์
I 1 อะตอม
I I
I2 โมเลกุล
I
pp-01/2-57
5

6. OO
O2 โมเลกุล
N2 โมเลกุล
N N
I I
O O
N N
พันธะเดี่ยว
(Single bond)
พันธะคู่
(Double bond)
พันธะสาม
(Triple bond)
eคู่ร่วมพันธะ 1 คู่
eคู่ร่วมพันธะ 2 คู่
eคู่ร่วมพันธะ 3 คู่
I
I2 โมเลกุล
I
ชนิดของพันธะโคเวเลนต์
pp-01/2-57
6

7. พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์
(Coordinate Covalent bond หรือ Dative Covalent bond)
O OO
พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ พันธะโคเวเลนต์
O O O
O O O O3
pp-01/2-57
7

8. การเขียนสูตรแบบเส้นและแบบจุด
1. หาอะตอมกลาง
2. วางตาแหน่งของอะตอมของธาตุทั้งหมด
3. เขียนสูตรแบบเส้นและแบบจุด ตามลาดับ
pp-01/2-57
8

9. โครงสร้างแบบจุดอิเล็กตรอน
การเขียนโครงสร้างลิวอิสหรือโครงสร้างแบบจุดอิเล็กตรอน (Lewis’s dot
structure) เป็นวิธีการเขียนเพื่อแสดงวาเลนซ์อิเล็กตรอนและการสร้างพันธะโควา
เลนต์ระหว่างอะตอมในโมเลกุล
โครงสร้างลิวอิสของอะตอม
ใช้จุดแทนวาเลนซ์อิเล็กตรอน
pp-01/2-57
9

10. โครงสร้างลิวอิสของโมเลกุล
 โครงสร้างลิวอิสของโมเลกุล
 พันธะโควาเลนต์คือการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของสองอะตอม
 หนึ่งพันธะประกอบด้วยสองอิเล็กตรอน (2 shared electrons)
 แต่ละพันธะแทนด้วยจุด 2 จุด (:) หรือ หนึ่งเส้น ()
อิเล็กตรอนที่ใช้ในการสร้างพันธะ เรียกว่า bonding electron
อิเล็กตรอนที่ไม่เกี่ยวข้องกับการสร้างพันธะเรียกว่า non-bondingelectron
H
H C H
H
H
HCH
H
N N NNpp-01/2-57
10

11. การเขียนโครงสร้างลิวอิส
1. กำหนดอะตอมกลำง(ต้องกำร valence electron หลำยตัว) และกำรจัดเรียงอะตอมใน
โมเลกุล
2. นับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของทุกอะตอมในโมเลกุล
• ไอออนลบ: เพิ่มจำนวนอิเล็กตรอนเท่ำกับจำนวนประจุลบของไอออน
• ไอออนบวก: ลบจำนวนอิเล็กตรอนเท่ำกับจำนวนประจุบวกของไอออน
3. เชื่อมอะตอมด้วยพันธะเดี่ยว(ระหว่ำงอะตอมกลำงกับอะตอมปลำย) โดยใช้ 2
อิเล็กตรอนในกำรสร้ำงพันธะเดี่ยวแต่ละพันธะ
4. เติมวำเลนซ์อิเล็กตรอนให้กับอะตอมปลำยให้ครบ8 (ยกเว้น H เท่ำกับ 2)
5. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลำง (อำจมำกกว่ำ 8)
6. ถ้ำจำนวนวำเลนซ์อิเล็กตรอนที่อะตอมกลำงไม่ครบ 8 ให้นำอิเล็กตรอนที่ไม่ร่วมพันธะ
ของอะตอมรอบๆ มำสร้ำงพันธะคู่หรือพันธะสำม
7. จำนวนวำเลนซ์อิเล็กตรอนรวมต้องเท่ำกับที่ได้จำกข้อ 1.
pp-01/2-57
11

12. ตัวอย่าง โครงสร้างลิวอิสของ NF3
1. อะตอมกลางคือ N
2. จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5 + (7x3) = 26 อิเล็กตรอน
(จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของ N = 5 F = 7)
3. เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมปลาย
4. เขียนอิเล็กตรอนของอะตอมปลายให้ครบ 8
5. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (26-24 = 2 อิเล็กตรอน)
F N F
F
F N F
F
F N F
F
หรือ
F N F
F
F N F
F
F N F
F
หรือ หรือ pp-01/2-57
12

13. ตัวอย่าง โครงสร้างลิวอิสของ HCN
1. อะตอมกลางคือ C
2. จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของ HCN 1 + 4 + 5 =10 อิเล็กตรอน
3. เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมที่มีพันธะ
4. เขียนอิเล็กตรอนของอะตอมปลาย ให้ครบ 8 (หรือ 2)
5. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (10-10 = 0)
ยังไม่เป็นไปตามกฎออกเตต
6. นาอิเล็กตรอนที่ไม่ร่วมพันธะของอะตอมรอบๆ (N) มาสร้างพันธะคู่หรือพันธะสาม จนอะตอมกลางมี
อิเล็กตรอนครบแปด
H C N
H C N
H C NH C N HCN
pp-01/2-57
13

14. ตัวอย่าง โครงสร้างลิวอิสของ NF3
1. อะตอมกลางคือ N
2. จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5 + (7x3) = 26 อิเล็กตรอน
(จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของ N = 5 F = 7)
3. เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมปลาย
4. เขียนอิเล็กตรอนของอะตอมปลายให้ครบ 8
5. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (26-24 = 2 อิเล็กตรอน)
F N F
F
F N F
F
F N F
F
หรือ
F N F
F
F N F
F
F N F
F
หรือ หรือ pp-01/2-57
14

15. ตัวอย่าง โครงสร้างลิวอิสของ HCN
1. อะตอมกลางคือ C
2. จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของ HCN 1 + 4 + 5 =10 อิเล็กตรอน
3. เขียนพันธะเดี่ยวระหว่างอะตอมกลางกับอะตอมที่มีพันธะ
4. เขียนอิเล็กตรอนของอะตอมปลาย ให้ครบ 8 (หรือ 2)
5. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้กับอะตอมกลาง (10-10 = 0)
ยังไม่เป็นไปตามกฎออกเตต
6. นาอิเล็กตรอนที่ไม่ร่วมพันธะของอะตอมรอบๆ (N) มาสร้างพันธะคู่หรือพันธะสาม จนอะตอมกลางมี
อิเล็กตรอนครบแปด
H C N
H C N
H C NH C N HCN
pp-01/2-57
15

16. 1. อะตอมของธาตุในโมเลกุลที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 ได้แก่
สารประกอบธาตุคู่ของ Be B และ Al เช่น
BeCl2
AlF3
โมเลกุลที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตต
Be ClCl
Al FF
F pp-01/2-57
16

17. 2. อะตอมของธาตุในโมเลกุลที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนมากกว่า 8 ได้แก่
สารประกอบธาตุคู่ที่มีอะตอมกลางของธาตุตั้งแต่หมู่ 4 ขึ้นไป เช่น
PF5
SCl6
P
F F
F F
F
S
Cl Cl
Cl Cl
Cl
Cl pp-01/2-57
17

18. 3. ออกไซด์ของธาตุบางชนิด เช่น
NO2
ClO2
N OO
Cl OO
pp-01/2-57
18

19. ข้อยกเว้นของกฎออกเตด
1. โมเลกุลที่มีอิเล็กตรอนเป็นเลขคี่ เช่น
ClO2 มีอิเล็กตรอนรวม เท่ากับ 19
NO มีอิเล็กตรอนรวม เท่ากับ 11
NO2 มีอิเล็กตรอนรวม เท่ากับ 17
2. โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนน้อยกว่า 8
BF3 B มีอิเล็กตรอนเท่ากับ 6
BeH2 Be มีอิเล็กตรอนเท่ากับ 6
3. โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนมากกว่า 8
PCl5 มีอิเล็กตรอน เท่ากับ 10
XeF4 มีอิเล็กตรอน เท่ากับ 12
SF4 มีอิเล็กตรอน เท่ากับ 10
F
F S F
F pp-01/2-57
19

20. ประจุฟอร์มาล :
มักใช้กับการพิจารณาสารโคเวเลนต์ซึ่งถือว่าพันธะที่ยึด
อะตอมเข้าด้วยกันเป็นผลจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน
แม้ว่าบางกรณีสารโคเวเลนต์นั้นจะมีประจุรวมเป็นศูนย์ แต่
เมื่อพิจารณาเป็นอะตอม อะตอมแต่ละตัวอาจมีประจุเป็นศูนย์
ในขณะที่บางอะตอมเสมือนว่ามีอิเล็กตรอนเกินมา ก็จะมีประจุเป็นลบ
และขณะที่บางอะตอมอาจเสมือนว่าเสียอิเล็กตรอนไป ก็จะมีประจุ
เป็นบวก ซึ่งเรียกประจุเหล่านี้ว่า ประจุฟอร์มาล (formal charge)
pp-01/2-57
20

21. ประจุฟอร์มาล (Formal charge)
ประจุฟอร์มาล เป็นความแตกต่างระหว่างจานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมเดี่ยวกับ
ของอะตอมในโครงสร้างลิวอิส เป็นการทานายการสภาพขั้วของโมเลกุลอย่างคร่าว ๆ
การคานวณประจุฟอร์มาลของอะตอม
 V จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมเดี่ยว(อะตอมที่สนใจ)
 N จานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่ไม่ได้สร้างพันธะ
 B จานวนอิเล็กตรอนทั้งหมดที่สร้างพันธะรอบอะตอมนั้น
eee BNV 2
1
chargeformal 
pp-01/2-57
21

22. ตัวอย่าง จงหาประจุฟอร์มาลของแต่ละอะตอม
[IO3]–
I = 7 – 2 – ½ (6) = +2
O = 6 – 6 – ½ (2) = -1
ประจุรวม = +2 – 1 – 1 – 1 = -1
 [NH3CH2COO]–
OIO
O
OIO
O
+21 1
1
H H O
HNCC
H H O
+
-
วิธีลัด ดูจำนวนพันธะเปรียบเทียบกับ
จำนวนพันธะที่ควรจะมีของแต่ละอะตอม
เช่น N มีวำเลนซ์ 5 ควรมีพันธะ 3 พันธะ
ถ้ำมีเกินจะเป็นบวก ถ้ำมีไม่ครบจะเป็นลบ
pp-01/2-57
22

23. - คานวณประจุฟอร์มาลของ O3
O OO ......
.. ..
.. O = 6 – 4 – ½(4) = 0
O = 6 – 2 – ½(6) = +1
O = 6 – 6 – ½(2) = -1
O OO ......
.. ..
..
0 +1 -1
pp-01/2-57
23

24. หมายถึง การใช้โครงสร้างลิวอิสตั้งแต่ 2 โครงสร้างขึ้นไปแทน
โมเลกุลใดโมเลกุลหนึ่ง
ข้อควรระวัง คือ การจะเป็นโครงสร้างเรโซแนนซ์ได้สารต้องมีการ
จัดเรียงตัวของอะตอมเหมือนกัน ต่างเพียงการกระจาย
อิเล็กตรอนในพันธะเท่านั้น เช่น SO2
S
O
O.. ..
..
S
O
O.. ..
..
เรโซแนนซ์ (Resonance) :
pp-01/2-57
24

25. เรโซแนนซ์ (Resonance)
ในบางโมเลกุลหรือไอออน สามารถเขียนแบบจาลองของลิวอิสได้มากกว่า 1 แบบ เช่น CO2 และ
SO2
เรียกปรากฏการณ์นี้ว่า ปรากฏการณ์เรโซแนนซ์ โดยต้องมีการจัดเรียงลาดับของอะตอม
เหมือนกันเสมอ ต่างกันแต่เพียงการกระจายอิเล็กตรอนในพันธะ
OCO O = C = O O  C  O
-1 +1-1+1
S
O O
S
O O
+1
-1
+1
-1
pp-01/2-57
25

26. เรโซแนนซ์ (Resonance)
โครงสร้างลิวอิสของ O3
จากการทดลองพบว่า ความยาวพันธะระหว่าง O ทั้งสองเท่ากันแสดงว่าโมเลกุล O3 ไม่
เกิดพันธะทั้ง 2 แบบ แต่เกิดโครงสร้างที่เรียกว่า โครงสร้างเรโซแนนซ์ (Resonance
structure)
O
O O
+1
-1
O
O O
+1
-1
O
O O
1.278 Å1.278 Å
pp-01/2-57
26

27. โครงสร้าง Lewis ที่เป็นไปได้
หลักในการตัดสินว่าโครงสร้างเรโซแนนซ์แบบใด ควรเป็นไปได้มากที่สุดมี
หลักการพิจารณาว่าโครงสร้างใดเป็นโครงสร้างที่เป็นไปได้ มากที่สุด มีดังนี้
1. เป็นไปตามกฎออกเตดมากที่สุด
2. โครงสร้างที่มีประจุฟอร์มาลต่าที่สุด
3. อะตอมที่มีค่า EN สูงควรมีประจุฟอร์มาลเป็นลบ
4. อะตอมชนิดเดียวกันไม่ควรมีประจุฟอร์มาลตรงข้ามกัน
N N N N N N N N N
-2 +1 0 -1 +1 -1 0 +1 -2
N3

+1 0 -1 0 0 0 -1 0 +1
CO2
OCO O = C = O O  C  O
pp-01/2-57
27

28. การเขียนสูตรโมเลกุลของสารประกอบโคเวเลนต์
1. เขียนสัญลักษณ์ของธาตุเรียงตามลาดับดังนี้
B Si C Sb As P N H Te Se S At I Br Cl O F
2. ระบุจานวนอะตอมของธาตุในสารประกอบ โดยเขียนตัวเลข
ไว้มุมล่างขวา
3. ใช้จานวนอิเล็กตรอนที่แต่ละอะตอมต้องการคูณไขว้กัน
และทาให้เป็นอัตราส่วนอย่างต่า เช่น C S C2S4 CS2
4 2
pp-01/2-57
28

29. ตัวอย่างสูตรสารประกอบโคเวเลนต์
NCl3 CO2 NH3
C2H4 HF CH4
H2S PH3 Cl2O
ClO3
+ PO4
3- H2O
pp-01/2-57
29

30. การเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์
1. สารประกอบธาตุคู่ ให้อ่านธาตุตัวหน้าก่อนและตามด้วย
ธาตุตัวหลังโดยเปลี่ยนท้ายพยางค์เป็นไอด์ (-ide)
2. ระบุจานวนอะตอมของแต่ละธาตุด้วยจานวนในภาษากรีก
ดังนี้ mono- (1), di-(2), tri-(3), tetra-(4), penta-(5), hexa-(6),
hepta-(7), octa-(8), nona-(9), deca-(10)
3. ถ้าธาตุตัวหน้ามีอะตอมเดียวไม่ต้องระบุจานวนอะตอม แต่
ธาตุตัวหลังต้องระบุจานวนอะตอมแม้มีเพียงอะตอมเดียวpp-01/2-57
30

31. ตัวอย่างการเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์
AsF5 อ่านว่า อาร์ซีนิกเพนตะฟลูออไรด์
AlI3 อ่านว่า อะลูมิเนียมไตรไอโอไดด์
N2O อ่านว่า ไดไนโตรเจนโมโนออกไซด์
Cl2O7 อ่านว่า ไดคลอรีนเฮปตะออกไซด์
CO อ่านว่า คาร์บอนโมโนออกไซด์
pp-01/2-57
31

32. ความยาวพันธะ
หมายถึง ระยะทางระหว่างนิวเคลียสของอะตอมสอง
อะตอมที่สร้างพันธะกันในโมเลกุล
อะตอมแต่ละชนิดอาจเกิดพันธะมากกว่า 1 ชนิด เช่น C
กับ C , N กับ N และพันธะแต่ละชนิดจะมีพลังงานพันธะ
และความยาวพันธะแตกต่างกัน
พันธะเดี่ยว > พันธะคู่ > พันธะสาม pp-01/2-57
32

33. พลังงานพันธะ
หมายถึง พลังงานที่ใช้ไปเพื่อสลายพันธะระหว่าง
อะตอมภายในโมเลกุลซึ่งอยู่ในสถานะแก๊สให้แยก
ออกเป็นอะตอมในสถานะแก๊ส
พันธะสาม > พันธะคู่ > พันธะเดี่ยว
พลังงานพันธะใช้บอกความแข็งแรงของพันธะ
pp-01/2-57
33

34. CH4 (g) + 423 kJ CH3(g) + H (g)
CH3 (g) + 368 kJ CH2(g) + H (g)
CH2 (g) + 519 kJ CH (g) + H (g)
CH (g) + 335 kJ C (g) + H (g)
การสลายพันธะชนิดเดียวกันในโมเลกุลที่มีหลายพันธะ ต้องมีการ
สลายพันธะหลายขั้นตอน แต่ละขั้นตอนใช้พลังงานไม่เท่ากัน ดังนั้น
พลังงานพันธะจึงใช้ค่าเฉลี่ยแทน เรียกว่า พลังงานพันธะเฉลี่ยpp-01/2-57
34

35. พลังงานพันธะเฉลี่ย (Average Bond Energy)
พลังงานพันธะเฉลี่ย เป็นค่าเฉลี่ยของพลังงานสลายพันธะสาหรับพันธะแต่ละชนิดในโมเลกุลต่าง
ๆ (เป็นค่าโดยประมาณ)
pp-01/2-57
35

36. ความร้อนของปฏิกิริยา (Heat of Reaction)
การเกิดปฏิกิริยาเคมี คือกระบวนการที่มีการทาลายพันธะเดิม(สารตั้งต้น) และสร้างพันธะใหม่(สาร
ผลิตภัณฑ์)
ความร้อนของปฏิกิริยา ( Hrxn) คือพลังงานเอนทาลปีของระบบที่ เปลี่ยนแปลงไปในรูปความร้อน
เมื่อเกิดปฏิกิริยา สามารถหาได้จาก
 DHrxn เป็นลบ ปฏิกิริยาคายพลังงาน
 DHrxn เป็นบวก ต้องใช้พลังงานเพื่อให้เกิดปฏิกิริยา (ดูดพลังงาน)
 
productsreactants
DDHrxn
พลังงานพันธะรวม
ของผลิตภัณฑ์
พลังงานพันธะรวม
ของสารตั้งต้น
pp-01/2-57
36

37. การคานวณหาค่าความร้อนของปฏิกิริยา
ตัวอย่าง จงหาพลังงานที่เปลี่ยนแปลงของปฏิกิริยาต่อไปนี้
CH4(g) + Cl2(g)  CH3Cl(g) + HCl(g)
 (พลังงานพันธะสารตั้งต้น) = 4D(C-H) + D(Cl-Cl)
 (พลังงานพันธะผลิตภัณฑ์ ) = D(C-Cl) + 3D(C-H) + D(Cl-H)
 Hrxn = 4D(C-H) + D(Cl-Cl)– [D(C-Cl) + 3D(C-H) + D(Cl-H)]
= (4414 + 243) – (339 + 3414 + 431) kJ/mol =–113 kJ/mol
ปฏิกิริยานี้จะคายความร้อนออกมา 113 kJ/mol
products
D
reactants
D
pp-01/2-57
37

38. การคานวณ
ตัวอย่างที่ 1
กาหนดพลังงานให้ดังนี้ H – H = 436 kJ/mol
N N = 945 kJ/mol และ N – H = 391 kJ/mol
ปฏิกิริยาเคมีต่อไปนี้ดูดหรือคายพลังงานเท่าใด
2NH3 (g) N2 (g) + 3H2 (g)
pp-01/2-57
38

39. H
2NH3 (g) N2 (g) + 3H2 (g)
2H – N – H N N + 3(H – H)
6(N – H) N N + 3(H – H)
6 x 391 945 + 3 x 436
2346 kJ 2253 kJ
ปฏิกิริยาดูดพลังงาน = 2346 – 2253 = 93 kJpp-01/2-57
39

40. รูปร่างโมเลกุล
ทาไมต้องศึกษารูปร่างโมเลกุล
เพราะสารต่างๆ แม้ว่าจะมีสูตรโมเลกุลเหมือนกันหรือไม่ก็ตาม
ถ้ามีรูปร่างโมเลกุลต่างกัน สมบัติของสารก็แตกต่างกันด้วย
รูปร่างของโมเลกุล (รูปทรงทางเรขาคณิต) เกิดจากการจัดตัว
ของอะตอมภายในโมเลกุลมีผลต่อคุณสมบัติทางกายภาพ
(m.p., b.p., density) และเคมี pp-01/2-57
40

41. ตัวอย่างเช่น
เอทานอล และ เมทอกซีมีเทน
H
C C
O
H
H
H
H
H
CH3CH2OH
O
CC
H
H H
H
H
H
CH3OCH3
สมบัติ : ของเหลวไม่มีสี ละลาย
น้าได้ดี mp.-1170C bp. 78.5 0C
สมบัติ : แก๊ส ไม่มีสี ไม่ละลายน้า
mp. -138.50C bp. -23 0C
pp-01/2-57
41

42. ปัจจัยที่มีผลต่อรูปร่างโมเลกุล
จานวนอะตอมในโมเลกุล
จานวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ
จานวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
มุมระหว่างพันธะและความยาวพันธะ
pp-01/2-57
42

43. มุมพันธะ
มุมพันธะ คือมุมที่เกิดขึ้น เมื่อลาก
เส้นผ่านพันธะ 2 พันธะมาตัดที่
นิวเคลียสของอะตอมกลาง
 โมเลกุลที่มีสูตรเคมีคล้ายกัน มุมพันธะอาจไม่เท่ากัน
H2O = 104.5  H2S = 92
 การทานายโครงสร้างของโมเลกุลเช่น มุมพันธะ จาเป็นต้องอาศัยข้อมูลเกี่ยวกับอิเล็กตรอนใน
โมเลกุล
106.0
104.0
pp-01/2-57
43

44. มุมระหว่างพันธะ (Bond angle)
คือ มุมที่เกิดจากอะตอมสองอะตอมทากับอะตอมกลางหรือ
มุมที่เกิดระหว่างพันธะสองพันธะ
A
BB
O
Oมุม เป็นมุมระหว่างพันธะของโมเลกุล AB2 ซึ่งจะแคบหรือกว้าง
ขึ้นอยู่กับแรงผลักระหว่าง Bond Pair Electron และ Lone Pair Electronpp-01/2-57
44

45. การทานายรูปร่างโมเลกุล
พิจารณารูปร่างโมเลกุลจาก Valence Shell Electron
Pair Repulsion Model (VSEPR) โดยยึดหลักที่ว่า
valence electron pair รอบอะตอมจะมีการผลักกันทาให้
อิเล็กตรอนแต่ละคู่อยู่ห่างกัน
pp-01/2-57
45

46. 1. โมเลกุลเป็นเส้นตรง (Linear) : AX2
อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่ แต่ละคู่ผลักกัน
เพื่อให้ห่างกันมากที่สุด เป็นมุมระหว่างพันธะเท่ากับ 180 oC
เช่น BeCl2 HCN CO2 C2H2
โมเลกุลที่อะตอมกลางไม่มี อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
pp-01/2-57
46

47. 2. โมเลกุลเป็นรูปสามเหลี่ยมแบนราบ(Trigonal planar) : AX3
อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 3 คู่ แต่ละคู่ผลักกันห่าง
กันมากที่สุด เป็นมุมระหว่างพันธะเท่ากับ 120 oC
เช่น BF3 SO3 NO3
-
pp-01/2-57
47

48. 3. โมเลกุลเป็นรูปทรงเหลี่ยมสี่หน้า (Tetrahedral) : AX4
อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 4 คู่ แต่ละคู่ผลักกันห่าง
มากที่สุด เป็นมุมระหว่างพันธะเท่ากับ 109.5 oC
เช่น CH4 SiCl4 SO4
2- NH4
+
pp-01/2-57
48

49. 4. โมเลกุลเป็นรูปพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม
(Trigonal bipyramidal) : AX5
อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 5 คู่ แต่ละคู่ผลักกันห่าง
มากที่สุด เป็นมุมระหว่างพันธะเท่ากับ 90 oC และ 120 oC
เช่น PCl5 SbI5 pp-01/2-57
49

50. 5. โมเลกุลเป็นรูปทรงแปดหน้า (Octahedral) : AX6
อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 6 คู่ แต่ละคู่ผลักกันห่าง
มากที่สุด เป็นมุมระหว่างพันธะเท่ากับ 90 o และ 180 o
เช่น SF6 SiF6
2-
pp-01/2-57
50

51. ถ้าโมเลกุลมี lone pairs  1 ที่อะตอมกลางการทานายรูปร่างของ
โมเลกุลจะซับซ้อน เพราะมีแรงผลักของ electron pairs เข้ามาเกี่ยวข้อง
1. แรงผลักระหว่าง lone pair กับ lone pair
2. แรงผลักระหว่าง lone pair กับ bonding pair
3. แรงผลักระหว่าง bonding pair กับ bonding pair
โดยที่ แรง 1 > แรง 2 > แรง 3
โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
pp-01/2-57
51

52. 1. โมเลกุลเป็นรูปตัววีหรือมุมงอ (V-Shape or Bent) : AX2E
และ AX2E2
อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดด
เดี่ยว 1 หรือ 2 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด ยิ่งอิเล็กตรอน
คู่โดดเดี่ยวมาก มุมระหว่างพันธะยิ่งน้อย
เช่น SO2 SnCl2 H2O Cl2O SH2
SO2
H2O
119.50
มุมงอ(V-shape)
มุมงอ(bent)
pp-01/2-57
52

53. 2. โมเลกุลเป็นรูปพีระมิดฐานสามเหลี่ยม
(Trigonal pyramidal) : AX3E
อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 3 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดด
เดี่ยว 1 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด มุมระหว่างพันธะ
น้อยกว่า 109.5 0 เช่น NH3 NCl3 SO3
2- PH3
pp-01/2-57
53

54. 3. โมเลกุลเป็นรูปทรงสี่หน้าบิดเบี้ยว
(Distorted tetrahedral หรือ seesaw) : AX4E
อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 4 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดด
เดี่ยว 1 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด มุมระหว่างพันธะ
น้อยกว่า 180 0 เช่น SF4 TeCl4 XeO2F2 SeF4 pp-01/2-57
54

55. 4. โมเลกุลเป็นรูปตัวที (T - Shaped) : AX3E2
อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 3 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดด
เดี่ยว 2 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด มุมระหว่างพันธะน้อย
กว่า 90 0 และ 180 0 เช่น ClF3 BrF3 pp-01/2-57
55

56. 5. โมเลกุลเป็นเส้นตรง (Linear) : AX2E3
อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
3 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด มุมระหว่างพันธะเป็น 180 0
เช่น XeF2 I3
- ICl2
- pp-01/2-57
56

57. 6. โมเลกุลเป็นรูปทรงพีระมิดฐานสี่เหลี่ยม
(Square pyramidal) : AX5E
อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 5 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
1 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด มุมระหว่างพันธะน้อยกว่า 90 0
และ 180 0 เช่น BrF5 IF5 XeOF4
pp-01/2-57
57

58. 7. โมเลกุลเป็นรูปสี่เหลี่ยมแบนราบ (Square planar) : AX4E2
อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 4 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
2 คู่ แต่ละคู่จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด มุมระหว่างพันธะ 90 0 และ
180 0 เช่น XeF4 BrF4
- pp-01/2-57
58

59. หลักการพิจารณามุมระหว่างพันธะ
1. กรณีอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมุมระหว่างพันธะขึ้นกับ
จานวนพันธะรอบอะตอมกลาง ยิ่งมีมากมุมยิ่งเล็กลง
2. กรณีอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวไม่เท่ากัน โมเลกุลใดมี
อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมากมุมยิ่งเล็กลง
3. กรณีอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเท่ากัน
- ถ้าอะตอมกลางชนิดเดียวกัน พิจารณาจากอะตอมที่มาจับ ถ้าค่า EN
มาก มุมจะเล็กลง
- ถ้าอะตอมกลางต่างชนิดกัน พิจารณาอะตอมกลาง ถ้าค่า EN มาก มุม
จะห่างมาก
pp-01/2-57
59

60. สภาพขั้วของพันธะ (Bond Polarity)
สภาพขั้วของพันธะ คือ การอธิบายการกระจายตัวของอิเล็กตรอนที่ใช้ในการสร้าง
พันธะระหว่างอะตอม
สภาพขั้วของพันธะโควาเลนต์ขึ้นอยู่กับ ค่า EN ของอะตอมทั้งสอง ถ้าค่า EN ของ
อะตอมทั้งสองต่างกัน การกระจายตัวของอิเล็กตรอนในบริเวณระหว่างอะตอมทั้ง
สองจะไม่สม่าเสมอ ซึ่งจะเรียกว่า พันธะโควาเลนต์แบบมีขั้ว
 X+Y- เมื่อ EN ของ Y  X
+ -
H F+ H F
pp-01/2-57
60

61. สภาพขั้วของโมเลกุล (Polarity of Molecule)
สภาพขั้วของโมเลกุลคือสภาพขั้วสุทธิ(net dipole)ของพันธะทุกพันธะในโมเลกุล
สภาพขั้วของโมเลกุลหาได้โดยการรวมสภาพขั้วของพันธะทุกพันธะแบบเวคเตอร์
pp-01/2-57
61

62. ตัวอย่างสภาพขั้วของโมเลกุล
BCl3
NH3
CHCl3
SF5
HCN pp-01/2-57
62

63. H F
H F

+

-
โมเมนต์ขั้วคู่ (Dipole Moments)
ภายในโมเลกุลของสารประกอบ ถ้าอะตอมมีค่า EN ต่างกัน มีการดึง
อิเล็กตรอนทาให้เกิดขั้วขึ้น
ตัวอย่าง แสดงทิศทางการดึงของ e-
แสดงขั้ว (polar bond) 2.1 4.0
H F
pp-01/2-57
63

64. pp-01/2-57
64

65. HH
O....
OO C
HH
CC
Cl Cl
H
H
CC
Cl
Cl
dipole moment สุทธิ  = 1. 87
(เป็น polar molecule)
Cis (polar)
 = 1. 89 Trans  = 0
โมเลกุล H2O
โมเลกุล CO2
โมเลกุล C2H2Cl2
ขั้วของโมเลกุล คานวณจากผลรวมแบบ vector ของขั้วของพันธะ
เป็น non-polar molecule
 = 0
pp-01/2-5765

66. สภาพขั้วของโมเลกุลโคเวเลนต์
หมายถึง โมเลกุลโคเวเลนต์ที่เกิดจากพันธะโคเวเลนต์
ที่มีอะตอมของธาตุทั้งสองมีผลต่างของค่า EN มาก ขั้ว
นั้นมีอานาจไฟฟ้ามาก สภาพขั้วแรง แต่ถ้า EN ต่างกัน
น้อย ขั้วนั้นมีอานาจไฟฟ้าน้อย สภาพขั้วต่า
pp-01/2-57
66

67. พันธะมีขั้วและพันธะไม่มีขั้ว
พันธะมีขั้ว
คือ พันธะที่เกิดจากอะตอมของธาตุต่างชนิดกัน มีค่า EN ไม่เท่ากัน
มายึดกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ เป็นโมเลกุลมีขั้วหรือไม่มีขั้วก็ได้
ขึ้นกับรูปร่างโมเลกุล
พันธะไม่มีขั้ว
คือ พันธะที่เกิดจากอะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน มีค่า EN
เท่ากัน มายึดกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ เป็นโมเลกุลไม่มีขั้วpp-01/2-57
67

68. โมเลกุลมีขั้วและโมเลกุลไม่มีขั้ว
โมเลกุลไม่มีขั้ว
1. โมเลกุลของธาตุชนิดเดียวกัน เช่น H2 Cl2 P4
2. โมเลกุลของสารประกอบที่เกิดจากธาตุ 2 ชนิด โดยมี
อะตอมหนึ่งเป็นอะตอมกลาง และอะตอมอีกธาตุหนึ่งอยู่
โดยรอบ โดยมีรูปร่างโมเลกุลที่สมมาตร ทาให้สภาพขั้วของ
พันธะหักล้างกันหมด เช่น BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6
3. โมเลกุลของสารประกอบไฮโดรคาร์บอนทั้งหมดpp-01/2-57
68

69. โมเลกุลมีขั้ว
1. โมเลกุลที่มี 2 อะตอม ของธาตุต่างชนิดกัน เช่น HCl NO
CO HF
2. โมเลกุลที่อะตอมกลางเกิดพันธะโคเวเลนต์กับอะตอม
ข้างเคียงชนิดเดียวกัน และมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลืออยู่
เช่น NH3 H2O PCl3
3. โมเลกุลที่อะตอมกลางเกิดพันธะโคเวเลนต์กับอะตอม
ข้างเคียงต่างชนิดกัน เช่น HCN CHCl3 HCHO
pp-01/2-57
69

70. ตัวอย่างการพิจารณาสภาพขั้วของโมเลกุล
H C N
O
HH
pp-01/2-57
70

71. pp-01/2-57
71

72. ความแรงของสภาพขั้วของพันธะและโมเลกุลโคเวเลนต์
พิจารณาจากผลต่างของค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี (EN) ถ้า
ผลต่างมากกว่า สภาพขั้วจะแรงกว่า เช่น
H F H Cl
ผลต่างค่า EN = 1.78 ผลต่างค่า EN = 0.96
HF มีสภาพขั้วแรงกว่า HCl ทาให้มีจุดเดือดสูงกว่าด้วยpp-01/2-57
72