บทที่5

พันธะเคมี

5.1 แรงยึดเหนีย่วภายในโมเลกุล

ในธรรมชาติโมเลกุลของสารโดยท่ัวไป จะประกอบดวยอะตอมตั้งแต 2 อะตอมขึ้นไป

ยกเวนแกสเฉื่อยซึ่งในหนึ่งโมเลกุลประกอบดวย 1 อะตอม ตัวอยางของแกสเฉื่อยเชน He,Ne,Ar,

Kr, xe และ Rn เปนตน ตัวอยางโมเลกุลทั่วไปเชน O2, Cl2, P4และ S8 เปนตน เมื่อตองการให

โมเลกุลของสารเหลานี้สลายตัวเปนอะตอม จะตองใชพลังงานจํานวนหนึ่ง เชนการทําใหแกส

ไฮโดรเจน 1 โมล สลายตัวกลายเปนอะตอมในภาวะแกสจะตองใชพลังงาน 436 กิโลจูล และการทํา

ใหแกสออกซิเจน 1 โมลสลายตัวกลายเปนอะตอมในภาวะแกสจะตองใชพลังงาน 146 กิโลจูล

เขียนสมการแสดงการเปลีย่นแปลงไดดังนี้

H2(g) + 436 kJ 2 H(g)

O2(g) + 146 kJ 2 O(g)

การท่ีตองใชพลังงานในการทําใหโมเลกุลสลายตัวกลายเปนอะตอมของธาตุท่ีเปน

องคประกอบ แสดงวามีแรงยึดเหน่ียวระหวางอะตอมภายในโมเลกุล แรงยึดเหน่ียวน้ีเรียกวา

พันธะเคมี (chemical bond)

5.2 การสลายพันธะและการสรางพันธะ

การทําใหโมเลกุลของแกสไฮโดรเจน 1 โมล สลายตัวกลายเปนอะตอมไฮโดรเจนในภาวะแกส

ตองใชพลังงาน 436 กิโลจูล แสดงวาในปฏิกิริยาตองมีการดูดพลังงานเขาไปดังนัน้ การสลายพันธะ

จึงเปนการเปล่ียนแปลงประเภทดูดพลังงาน (endothermic energy)

ในทางกลับกันการทําใหอะตอมไฮโดรเจน 2 อะตอมรวมตวักันกลับเปนแกสไฮโดรเจน 1

โมล จะคายพลังงานออกมา 436 กิโลจูล ดังสมการ

2 H(g) H2(g) + 436 kJ

ดังน้ัน การสรางพันธะจึงเปนการเปล่ียนแปลงประเภทคายพลังงาน (exothermic energy)

ในปฏิกิริยาเคมีท่ัวไปจะมีท้ังการสลายพันธะเดิมและการสรางพันธะใหมจึงมีการดูด

พลังงานและการคายพลังงานพรอม ๆ กัน เชน ปฏิกิริยาตอไปน้ี

H2(g) + I2(g) 2HI (g) (1.1)

2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) (1.2)

ในปฏิกิริยา (1.1) พันธะท่ีสลายคือพันธะระหวาง H-H และ I-I อยางละ 1 พันธะ พันธะท่ี

สรางใหมคือพันธะระหวาง H-I จํานวน 2 พันธะ

ในปฏิกิริยา (1.2) พันธะท่ีสลายคือพันธะระหวาง N-H จํานวน 6 พันธะ พันธะท่ีสรางใหม

คือพันธะระหวาง N-N จํานวน 1 พนัธะ และ H-H จํานวน 3 พันธะ

ดังน้ัน การเกิดปฏิกิริยาเคมีใด คาพลังงานท่ีเปล่ียนแปลงจะเทากับผลตางระหวางพลังงานท่ี

ใชสลายพันธะเดิมกับพลังงานท่ีไดจากการสรางพันธะใหม โดยถาพลังงานสลายพันธะเดิมมากกวา

พลังงานท่ีไดจาการสรางพันธะใหม แสดงวาเกิดปฏิกิริยาดูดความรอน(endothermic reaction) ถา

พลังงานสลายพันธะเดิมนอยกวาพลังงานท่ีไดจากการสรางพันธะใหมแสดงวาเกิดปฏิกิริยาคาย

ความรอน (exothermic reaction)

ตัวอยางท่ี 5.1 ปฏิกิริยาตอไปน้ีเปนปฏิกิริยาดูดพลังงานหรือคายพลังงาน และจํานวนเทาใด

ก. H2(g) + F2(g) 2HF(g)

ข. CH4(g) + Cl2(g) CH3Cl(g) + HCl(g)

กําหนดให

H-H = 436 kJ/mol C-Cl = 339 kJ/mol

F-F = 159 kJ/mol H-Cl = 431 kJ/mol

Cl-Cl = 242 kJ/mol H-F = 567 kJ/mol

C-H = 413 kJ/mol

วิธีทํา

หาพลังงานได 2 วิธีดังน้ี

ก) H2 (g) + F2(g) 2HF (g)

พันธะท่ีตองสลาย คือ พันธะ H-H 1 พันธะ และ F-F 1 พันธะ พันธะท่ีสรางใหมคือพันธะ

H-F 2 พันธะ

วิธีที ่1 พลังงานท่ีใชสลายพันธะ = (H-H) + (F-F)

= 436 +159 kJ

= 595 kJ

พลังงานท่ีไดจาการสรางพันธะ = 2(H-F)

= 2 x 567 kJ

= 1134 kJ

เน่ืองจากพลังงานท่ีไดจากการสรางพันธะมากกวาพลังงานท่ีใชสลายพันธะใหม ดังน้ัน

ปฏิกิริยาน้ีเปนปฏิกิริยาคายความรอน และมีการคายพลังงาน = 1134 - 595 = 539 kJ

วิธีท่ี 2 เน่ืองจาก 1) D H มีเคร่ืองหมายเปน + เปนปฏิกิริยาดูดพลังงาน

D H มีเคร่ืองหมายเปน- เปนปฏิกิริยาคายพลังงาน

2) พลังงานใชสลายพันธะเดิมมีเคร่ืองหมายเปน +

3)พลังงานท่ีไดจากการสรางพันธะใหมมีเคร่ืองหมายเปน -

D H = (H-H) + (F-F) -2(H-F)

= (436) + 159 - 2(567) kJ = -539 kJ

D H มีเคร่ืองหมายเปนลบ แสดงวาเกิดปฏิกิริยาคายพลังงาน และคายพลังงานเทากับ 539

kJ

ข) CH4(g) + Cl2(g) CH3Cl(g) + HCl(g)

H H

หรือ H - C - H + Cl - Cl H - C - Cl + H -Cl

H H

พันธะท่ีสลายคือ (C - H) 1 พันธะ (Cl-Cl) 1 พันธะ

พันธะท่ีสรางใหมคือ ( C - Cl) และ (H - Cl) อยางละ 1 พันธะ

ดังนั้นD H = (C - H) + (Cl - Cl) - (C - Cl) -(H -Cl)

= 413 +242 -339 -431 = -115 kJ

D H ม่ีเคร่ืองหมายเปนลบ แสดงวาเปนปฏิกิริยาคายพลังงาน และคายพลังงานออกมา 115

kJ

ตัวอยางท่ี5.2 เม่ือนําแกส H2 20 กรัมมาทําปฏิกิริยากับ N2 10 กรัม การเปล่ียนแปลงน้ีเปน

ปฏิกิริยาดูดพลังงานหรือคายพลังงาน และจํานวนเทาใด (กําหนดให (H - H) = 436 kJ/mol,(N º N)

=945 kJ/mol, (H - N) = 721 kJ/mol)

วิธีทํา สมการแสดงปฏิกิริยาคอื 3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)

H2(g) 20 g = 2 = 10 mol

2

N2(g) 10 g = 10 = 0.36 mol

28

จากสมการ N2(g) 1 โมล ทําปฏิกิริยาพอดีกับ H2(g) 3 โมล เกิด NH3 2 โมล แสดงวา

N2(g) เปนสารกําหนดปริมาณ (limiting agent) ดังนั้น N2(g) 0.36 โมล ทําปฏิกิริยาพอดีกับ N2(g)

0.36 x 3 = 1.08 โมล เกิด NH3 2 x 0.36 = 0.72 โมล

D H = 3(H-H) + (Nº N) - 2[3(H-N)]

= 436 + 945 -2[3(721)] = -2945 kJ

ดังน้ัน จะคายพลังงานออกมา 2945 kJ / 1 mol ของ N2(g)

หรือ 2945 kJ / 3 mol ของ H2(g)

หรือ 2945 kJ / 2 mol ของ NH3(g)

แตจากการทดลองใช N2(g) 0.36 โมล ดังนั้น จะคายพลังงานออกมา =0.36 x 2.945 kJ =

1060.20 kJ

5.3 เวเลนซอิเล็กตรอนและพันธะเคมี

เวเลนซอิเล็กตรอน (valence electron) เปนอิเล็กตรอนท่ีอยูในระดับพลังงานรอบนอกสุด

ของอะตอม เวเลนซอิเล็กตรอนทําใหเกิดพันธะเคมีขึ้นระหวางธาตุตาง ๆ โดยธรรมชาติอะตอมจะ

อยูรวมกันเปนโมเลกุลหรือเปนกลุมอะตอม ไมชอบอยูตามลําพัง เพราะสภาพที่อยูเปนโมเลกุล

เสถียร (stable) กวาสภาพท่ีเปนอะตอมเน่ืองจากมีพลังงานตํ่ากวา อะตอมของแกสเฉ่ือยอยูตามลําพัง

ได เพราะมีสภาพเสถียรอยูแลว กลาวคือมีอิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุดครบแปด

อิเล็กตรอน (ยกเวนฮเีลียม มี 2 อิเล็กตรอน) นับวาเปนโครงแบบอิเล็กตรอนท่ีมีลักษณะเสถียรมาก

อะตอมตาง ๆ พยายามปรับตัวเองโดยการรวมกับอะตอมอ่ืน เพ่ือใหการจัดเรียงของอิเล็กตรอนใน

วงนอกสุด หรือเวเลนซอิเล็กตรอนครบ 8 เหมือนกับแกสเฉื่อย โครงแบบอิเล็กตรอนที่มีเวเลนซ

อิเล็กตรอนครบแปดเรียกวา กฎออกเตต (Octet rule)ซ่ึงอะตอมทําไดดังสามวิธีตอไปน้ี

1. ใหอิเล็กตรอนไปกับอะตอมอ่ืน

2. รับอิเล็กตรอนจากอะตอมอ่ืน

3. ใชอิเล็กตรอนรวมกบัอะตอมอ่ืน

ท้ังสามวิธี กอใหเกิดพันธะเคมีระหวางอะตอม ซ่ึงมีหลายแบบดังตอไปน้ี

5.3.1 พันธะไอออนิก หรือพนัธะอิเล็กโทรเวเลนซ ( ionic bond หรือ electrovalent bond) เปน

พันธะท่ีเกดิขึน้ระหวางอะตอมสองอะตอมมีอะตอมหน่ึงเปนตัวใหอิเล็กตรอน และ อีก อะตอมหน่ึง

เปนตัวรับอิเล็กตรอน ตัวอยางเชน โครงแบบอิเล็กตรอนของโซเดียมเปน 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 ถา

ใหอิเล็กตรอนตวัท่ีอยูใน 3s ออกไป Na+ จะมีโครงแบบอิเล็กตรอนเหมือนกบัแกสเฉ่ือย คือ 10 Ne

1s2 2s2 2p6

คลอรีนมีโครงแบบอิเล็กตรอนดังนี้ 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ถารับอิเล็กตรอนเขามาอีก 1

ตัว โครงแบบอิเล็กตรอนก็จะเปน 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 เหมอืนกบัของ 18Ar ซ่ึงเปนแกสเฉ่ือย Na จึง

มีความโนมเอียงท่ีจะใหอิเล็กตรอน สวน Cl ก็มีความโนมเอียงท่ีจะรับอิเล็กตรอนเพ่ือท้ังคูจะอยูใน

สถานะท่ีเสถียรกวาเดิม การรวมกันระหวาง Na และ Cl จึงเกิดขึน้ไดงายมีการยายอิเล็กตรอนจาก

Na ไปยัง Cl

Na + Cl: Na+ + : Cl-:

อะตอม อะตอม ไอออน ไอออน

โซเดียม คลอรีน โซเดียม คลอรีน

สมการน้ีเปนการเขียนสูตรโครงสราง โดยแสดงจํานวนเวเลนซอิเล็กตรอนตามแบบ

โครงสรางของลิวอิส (Lewis structure) หรอื โครงสรางแบบจุด( electron-dot structure) โดยแสดง

อิเล็กตรอนระดับนอกสุดเปนจุด

การเขียนสูตรโครงสรางสามารถเขียนแบบเสน (graphic structure) ไดอีกแบบหนึ่ง โดย

อาจจะเขยีนอิเล็กตรอนคูโดดเดี่ยวโดยใชจุด หรืออาจจะไมเขียนเลยก็ได เชน Na- Cl: หรือ

Na - Cl

เมือ่มีการยายอิเล็กตรอนใหแกกันแลวเกิดไอออนที่มีประจุไฟฟาตางชนิดกัน มีแรงดึงดูด

ทางไฟฟายดึเหนี่ยวไอออนทั้งสองไวดวยกัน พันธะที่เกิดขึ้นระหวางไอออนบวกและไอออนลบ

เรียกวา พันธะไอออนิก หรือพันธะอิเล็กโทรเวเลนซ พันธะไอออนิกจะเกิดระหวางโลหหะกับ

อโลหะเชน Ca กับ O หรือ Mg กับ Cl เปนตน

5.3.2 พันธะโคเวเลนต (covalent bond) เกิดจากอะตอมที่มีจํานวนอิเลก็ตรอนในระดับนอกสุด

ใกลจะครบ 8 อยูแลว ตางก็อยากไดอิเล็กตรอน แตไมมีอะตอมใดอยากเสียอิเล็กตรอน เพ่ือท่ีจะใหมี

โครงแบบของอิเล็กตรอนครบ 8 เหมือนแกสเฉ่ือย อะตอมท้ังสองจึงใชวิธีเอาอิเล็กตรอนมารวมกัน

เปนคู และใชอเิล็กตรอนคูนั้นรวมกัน เชน คลอรีน 2 อะตอมรวมกนัเปนคลอรีนโมเลกุล

: Cl + Cl : -® : Cl : Cl

จะเห็นวาคลอรีนท้ังสองอะตอมมีอิเล็กตรอนครบ 8 การใชอิเล็กตรอนเปนคูรวมกันกอใหเกิด

พันธะโคเวเลนตขึ้น

น้ํา H2O มีพันธะโคเวเลนตระหวางไฮโดรเจนและออกซิเจน ออกซิเจนมีอิเล็กตรอนใน

ระดับนอกสุด 6 ตัว เมื่อใชอิเล็กตรอนรวมกับไฮโดรเจน 2 อะตอม ก็จะมีอิเลก็ตรอนครบ 8 ตัว

เหมือนนีออนสวนไฮโดรเจนซ่ึงแตเดิมมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว ก็จะมีอิเล็กตรอนครบ 2 ตัว

เหมือนฮีเลียมท้ังออกซิเจนและไฮโดรเจนตางก็มีโครงแบบอิเล็กตรอนแบบแกสเฉ่ือยซ่ึงเสถียร

2 (H : H) + : O: : O : -® 2 : O :

H H

พันธะโคเวเลนตที่ประกอบขึน้ดวยอิเล็กตรอนคูเดียว เรียกวาพันธะเดีย่ว ( single bond)

เวลาเขียนสูตรโครงสราง ใชขีด (-) แทนอิเล็กตรอนหน่ึงคู เชน

โมเลกุล Cl2 : Cl : Cl : เขียนเปน Cl - Cl

โมเลกุล H2O : O : เขียนเปน O

H H H H

ถาอิเล็กตรอนที่ใชรวมกันในพนัธะมีอยูสองคูเรียกพันธะโคเวเลนตนั้นวาเปน พันธะคู

(double bond) ใชเครื่องหมายขดีสองขีด (=) เขียนแทนในสูตร เชน

โมเลกุล CO2 : O: : C : : O : เขียนแทนดวย O = C = O

โมเลกุล C2H4 H : C : : C : H เขียนแทนดวย H - C = C - H

H H

ยังมีพันธะโคเวเลนตท่ีประกอบดวยอิเล็กตรอนสามคูเรียกวา พันธะสาม (triple bond)

เขียนแทนดวยขีดสามขีด (º ) เชน

โมเลกุล N2 : N : N : เขียนแทนดวย N º N

โมเลกุล C2H2 H : C : C : H เขียนแทนดวย H- Cº C - H

มีสารประกอบท่ีมีพันธะโคเวเลนตอยูบางท่ีเสถียร แตไมเปนไปตามกฏออกเตต คือ เม่ือ

เกิดพันธะโคเวเลนตแลวมีจํานวนอิเล็กตรอนรวมกันนอยหรือมากกวา 8 เชน BF3 , PCl5 และ SF6

เปนตน ซ่ึงมีอิเล็กตรอนในระดับนอกของ B, P และ S อยู 6, 10 และ 12 ตัว ตามลําดับดังน้ี

F

F Cl Cl F F

F B P S

F Cl Cl F F

Cl F

5.3.3 พันธะโคออรดิเนตโคเวเลนต (coordinate covalent bond) หรือเรียกอีกอยางหน่ึงวา พันธะ

เดทิฟ (dative bond)

พันธะโคออรดิเนตโคเวเลนต คลายกับพันธะแบบโคเวเลนต ตางกันตรงที่วาอิเล็กตรอนทั้ง

คูที่เกิดพันธะไมไดมาจากอะตอมสองอะตอม อะตอมละหนึ่งตัว แตมาจากอะตอมเดียวทั้งคูและ

อะตอมคูพันธะก็ขาดอิเล็กตรอน เชน แอมโมเนียมไอออน โมเลกุล NH3 อยางเดียวเรียก พันธะโคเว

เลนตนี้สวนพันธะระหวาง N กับH+ เรียกวาพันธะโคออรดิเนตโคเวเลนตหรือพันธะเดทิฟ พันธะท้ัง

ส่ีของ NH4+ มีคุณสมบัติเหมือนกันทุกประการ

H H +

H : N : + H+ -® H : N : H

H H

5.3.4 พันธะโลหะ(Metallic bond)

โลหะท่ีมีจุดหลอมเหลวสูง นําไฟฟาและนําความรอนไดดีสามารถทุบตีใหเปนแผนบาง ๆ

หรือดึงเปนเสนได นอกจากนัน้โลหะมีเงาเปนมันวาว แสดงวาโลหะไมไดยึดกันดวยพันธะไอ

ออนิกเพราะถายึดกันดวยพันธะไอออนิกจะตองไมนําไฟฟาในสภาพท่ีเปนของแข็งและตองไมใช

พันธะโคเวเลนตดวย ดังน้ัน พันธะระหวางโลหะจึงไมใชพันธะท้ัง 2 อยางท่ีกลาวมา

โลหะเปนธาตุท่ีมีวาเลนซอิเล็กตรอนนอยและมีพลังงานการแตกตัวเปนไอออนต่ํา ดังนัน้

อะตอมของโลหะจึงใชวิธีนําเวเลนซอิเล็กตรอนมาใชรวมกัน โดยอะตอมของโลหะจะอยูในสภาพ

ไอออนบวก สวนเวเลนซอิเล็กตรอนจะไมเปนของอะตอมหน่ึงอะตอมใดแตจะเคล่ือนท่ีไปรอบ ๆ

กอนโลหะเปนกลุมหมอกอิเล็กตรอน (electron cloud ) หรือบางครั้งเรียกวาทะเลอิเล็กตรอน

(electron sea) แรงดึงดูดระหวางไอออนบวก และเวเลนซอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่รอบ ๆ กอนโลหะ

เรียก พันธะโลหะ

รูปท่ี 5.1 แสดงแบบจําลองพันธะโลหะ

การเกิดพันธะโลหะ เนื่องจากมีอิเล็กตรอนอยูไมประจําที ่ (delocalized valence electrons)

ทําใหโลหะมีสมบัติตาง ๆ ดังน้ี

1. โลหะมีจุดเดือด จุดหลอมเหลวสูง เนื่องจากแรงยดึเหนี่ยวระหวางไอออนบวกกับกลุม

หมอกอิเล็กตรอนมีความแข็งแรงสูง

2. โลหะสามารถนําไฟฟาและความรอนไดดี เน่ืองจากมีอิเล็กตรอนเคล่ือนท่ีอยูท่ัวกอ

โลหะ

3. โลหะมีความวาวและสะทอนแสงได เน่ืองจากอิเล็กตรอนอิสระท่ีเคล่ือนท่ีรอบกอน

โลหะเม่ือกระทบกับแสงซ่ึงเปนคล่ืนแมเหล็กไฟฟา อิเล็กตรอนจะรับแสงแลวกระจายแสง

4. โลหะสามารถตีเปนแผนได เน่ืองจากพันธะโลหะเปนพันธะไมมีทิศทางและแรงยึด

เหน่ียวระหวางไอออนบวกกับหมอกอิเล็กตรอนมีความแขง็แรงมากเม่ือตีโลหะจะทําใหไอออน

บวกของโลหะเล่ือนไถลออกจากกันแตจะไมหลุดออกจากกัน เน่ืองจากกลุมหมอกอิเล็กตรอนจะยึด

ไอออนบวกเหลานีไ้ว

5.4 เรโซแนนซ

มีสารหลายชนิดเม่ือเขียนสูตรโครงสรางแทนโมเลกุลนั้น ตามกฎออกเตตสามารถเขียน

สูตรโครงสรางมากกวา 1 แบบ ซึ่งแตละสตูรที่เขียนขึ้นมาจะไมสอดคลองกับสตูรโครงสรางที่

แทจริง ปรากฏการณนี้เรียกวา เรโซแนนซ (resonance) แตละสูตรโครงสรางเรยีก โครงสรางเร

โซแนนซ (resonance structure) เชน SO2 เขียนสูตรโครงสรางได 2 แบบ ดังน้ี

(1) : S (2) : S

: O : : O : : O : : O :

ซ่ึงท้ังสูตร (1) และ (2) ไมสอดคลองกับสูตรโครงสรางท่ีแทจริงของ SO2 กลาวคือ มีพันธะ

คู และพันธะเดี่ยวระหวาง S กับ O ดังน้ัน ความยาวพันธะระหวาง S กับ O ท้ังสองพันธะตองไม

เทากัน โดย S = O ควรสั้นกวา S O แตขอมูลท่ีไดจากการทดลองพบวาความยาวพันธะระหวาง

S กับ O ท้ังสองพันธะเทากัน ดังน้ัน สูตรโครงสราง SO2 แบบ 1 และ 2 จึงเปนเรโซแนนซกันดังนี้

: S : S

: O : : O : : O : : O

(1) (2)

ทั้งสูตรโครงสรางแบบ (1) และ (2) จึงไมใชสูตรโครงสรางท่ีแทจริงของ SO2 แตถาเอาสูตร

โครงสรางแบบ (1) และ (2) มารวมกัน จะไดสูตรท่ีสอดคลองกันกบัผลการทดลองมากท่ีสุด คือ

S

O O

เรียกสูตรโครงสรางนี้วา เรโซแนนซไฮบรคิ (resonance hybrid) เสนปะแทนคูอิเล็กตรอนท่ีเคล่ือนท่ี

ไปมาระหวาง O ท้ังสองอะตอม

5.5 ทฤษฎทีี่ใชอธิบายพันธะเคมี

มี 4 ทฤษฎี ดังน้ี

5.5.1 ทฤษฎีออรบิทลัเชิงโมเลกุล (Molecular Orbital Theory, MO)ซึ่งสรุปหลักในการเกิด

พันธะสําหรับโมเลกุลประเภทอะตอมคูไดดังน้ี

1. การสรางออรบิทัลเชิงโมเลกุล ข้ันแรกจะรวมออรบิทัลเชิงอะตอม (atomic orbital) ของ

อะตอมคูเขาดวยกันอยางเหมาะสม เพื่อสรางออรบิทัลเชิงโมเลกุลโดยยึดหลักวาจํานวนออร

บิทัลเชิงโมเลกุลท่ีสรางข้ึนใหมจะตองเทากับจํานวนออรบิทัลเชิงอะตอมท้ังหมดของอะตอมคู

รวมกัน เชน ถามีออรบิทัลเชิงอะตอมแบบ s ของอะตอม A และอะตอม B ท่ีจะเกิดเปนโมเลกุล

และเขียนแทนดวยฟงกชันคลื่น (wave function) ของอะตอมเปน yA และ yB ตามลําดับ

สามารถเขยีนฟงกชันคลื่น สําหรับออรบิทัลเชิงโมเลกุลที่ไดจากการรวมกันของออรบิทัลเชิง

อะตอมไดดังนี้

yMO1 = ayA + byB

y MO11 = cyA - dyB

เม่ือ a,b,c และ d เปนคาคงท่ีสําหรับการรวมแบบหน่ึง ๆ และเน่ืองจากการรวมแบบเชิง

เสนตรงซ่ึงมีได 2 แบบ คือ แบบผลบวกและแบบผลตาง เขียนเปนรูปไดดังน้ี

รูปท่ี 5.2 แสดงการรวมกันของ s ออรบิทัล

(ก) แบบผลบวก

(ข) แบบผลตาง

เม่ือนําออรบิทัลมารวมกันแบบเชิงเสนตรง ตองนําเคร่ืองหมายของออรบิทัลมาพิจารณา

ดวย ถาเปนผลบวกเคร่ืองหมายจะคงเดิม แตถาเปนผลตางเคร่ืองหมายจะตองเปล่ียนเปนตรงขาม

เคร่ืองหมายท่ีเขียนกํากับไวน้ันเปนผลเน่ืองจากคณิตศาสตรท่ีใชในกลศาสตรควอนตัม ไมเก่ียวกับ

ประจุบวกและประจุลบ รูปรางของออรบิทัลเชิงโมเลกุลท่ีจะไดเปนลักษณะการกระจายของ

อิเล็กตรอนในโมเลกุล ดังนี้

1. แบบผลบวก โอกาสจะพบอิเล็กตรอนท่ีบริเวณระหวางนิวเคลียสมีมากท่ีสุดหรือเกิดการ

รวมแบบเสริมกัน ( constructive) เรียกออรบิทัลแบบนี้วา ออรบิทัลเชิงโมเลกุลแบบมีพันธะ

(bonding molecular orbital, BMO)

2. แบบผลตาง โอกาสจะพบอิเล็กตรอนตรงกลางเปนศูนย หรือเกิดการรวมแบบหักลางกัน

(destructive) เรียกออรบิทัลแบบน้ีวา ออรบิทัลเชิงโมเลกุลแบบตานพันธะ (anti – bonding

molecular orbital, AMO)

ใน p ออรบิทัลสามาถรวมออรบิทัลเชิงอะตอมเพ่ือใหเกิดออรบิทัลเชิงโมเลกุลไดเชนกนั

โดยรวมแบบผลบวก และผลตางได 2 ลักษณะ คือ

(ก) รวมตามแนวปลาย ดังรูปท่ี 5.3

รูปท่ี 5.3 แสดงการรวมกันของ p ออรบิทัลตามแนวปลาย

(ก) แบบผลบวก

(ข) แบบผลตาง

(ข) รวมตามแนวขาง ดังรูปท่ี 5.4

(ก)

(ข)

รูปท่ี 5.4 แสดงการรวมกันของ p ออรบิทัลตามแนวขาง

(ก) แบบผลบวก

(ข) แบบผลตาง

การรวมกันของ p ออบิทัลยังข้ึนอยูกับการต้ังแกนในโมเลกุล เน่ืองจากมี px py และpzใน

แตละแนวแกน เพื่อความสะดวกจึงตั้งแกนบนอะตอมใหขนานกัน และอยูในทิศทางเดียวกัน เชน

โมเลกุล A - B จะเขียนแกนดังนี้

xA xB

A zB B

zA

yA yB

รูปท่ี 5.5 การต้ังแกนในโมเลกุลเพ่ือสรางออรบิทัลเชิงโมเลกุล

ออรบิทัลเชิงโมเลกุลที่เกิดขึ้นมี 2 แบบ คือ ซิกมา (s) และไพ (p)โดยพิจารณาจากการ

หมุนแกนท่ีเช่ือมระหวางนิวเคลียสท้ังสองของออรบิทัลเชิงโมเลกุล วามีการเปลี่ยนแปลง

เครื่องหมายหรือไม ถาหมุนไป 180 0 แลวเครื่องหมายของออรบิทัลคงเดิมเรียกออรบิทัลเชิง

โมเลกุลนั้นวา s - ออรบิทัล ดังตัวอยางในรูปท่ี 5.2 และรูปท่ี 5.3 และเรียก s - ออรบิทัลของ

BMO และ AMO ใน s - ออรบิทัลวาss และss* ตามลําดับ แตถาหมุนไป 180 0 แลวเครื่องหมาย

ของออรบิทัลเปล่ียนเปนตรงกันขาม เรียกออรบิทัลเชิงโมเลกุลน้ันวา p - ออบิทัล ดังตัวอยางในรูป

ท่ี 5.4

เม่ือพิจารณาการต้ังแกนในโมเลกุลของรูปท่ี 5.5 เม่ือหมุนแกนท่ีเช่ือมระหวางนิวเคลียสท้ัง

สองไป 180 0 จะเห็นวา pz ออรบิทัลเชิงอะตอมทําใหเกิด s - ออรบิทัลในขณะท่ี px และ py ทําให

เกิด p - ออบิทัล และเรียก s - ออรบิทัลของ px และp - ออบิทัลของ px และ py ใน BMO และ

AMO ดังรูปท่ี 5.3 และรูปท่ี 5.4 วาsz ,sz*,px , px*, py และpy* เปนตน

1. การพิจารณาระดับพลังงานของออรบิทัลเชิงโมเลกุล คาท่ีถูกตองของระดับพลังงานได

จากการคํานวณโดยใชกลศาสตรควอนตัม แตในที่นี้จะพิจารณาอยางคราว ๆ โดยใชหลักวา BMO

จะมีพลังงานตํ่ากวา AMO ประเภทเดียวกนัเสมอ และตํ่ากวาระดับพลังงานของออรบิทัลเชิง

อะตอมท่ีใชสรางดวย สวน AMO จะมีระดับพลังงานสูงท่ีสุด เชนออรบิทัลเชิงอะตอม 1s ของ

ไฮโดรเจนจะไดวาss มีพลังงานตํ่ากวาss*

ss*

พลังงาน 1s 1s

ss

สําหรับอะตอมในคาบท่ีสองของตารางธาตุ จะมีออรบิทัลท่ีใชสรางออรบิทัลเชิงโมเลกุลได

คือ 2s, 2px , 2py , 2pz ระดับพลังงานของออรบิทัลเชิงโมเลกุลตางจัดเรียงได ดังน้ี

รูปท่ี 5.6 ระดับพลังงานของโมเลกุลอะตอมคูท่ีมีเวเลนซอิเล็กตรอน

อยูใน s และ p ออรบิทัล

เน่ืองจากss และss * สรางจาก s- ออรบิทัลที่มีพลังงานต่ํา ระดับพลังงานจึงต่ํากวาออร

บิทัลเชิงโมเลกุลของ p - ออรบิทัล px และpy ที่มีพลังงานเทากัน เพราะสรางขึ้นในลักษณะ

เดียวกันทําใหระดับพลังงานนี้เทากัน (degenerate) จากผลการศึกษาอยางละเอียดจากสเปกตรัมของ

โมเลกุล พบวาpx และpy มีพลังงานตํ่ากวาsz ยกเวนใน O2 และ F2 จะสูงกวา

3.การกระจายของอิเล็กตรอนในโมเลกุล ใชหลักคลายกับหลักของเอาฟบาว สําหรับอะตอม

กลาวคือ แตละออรบิทัลเชิงโมเลกุลมีไดไมเกิน 2 อิเล็กตรอน ซ่ึงตองมีสปนตางกัน(หลักของเพาลี)

การเขยีนอิเล็กตรอนจะใสในออรบิทัลที่มีพลังงานต่ําสุดที่ยังวางอยูกอน และไปตามกฏของฮุนด

ท่ีวาอิเล็กตรอนตองอยูในลักษณะอิเล็กตรอนเด่ียวใหครบทุกออรบิทัลในระดับพลังงานเทากนักอน

4. การพิจารณาความเสถียรของโมเลกุลใหพิจารณาจากอันดับพันธะในโมเลกุล อะตอมจะ

มารวมสรางพันธะเปนโมเลกุลก็เพ่ือใหมีระดับพลังงานตํ่าลงจากหลักท่ีวา BMO มีพลังงานต่ํากวา

AMO ท่ีมาจากออรบิทัลเชิงอะตอมคูเดียวกนั และตํ่ากวาพลังงานของออรบิทัลเชิงอะตอมเดิมดวย

ดังนั้น ถาสามารถบรรจุเวเลนซอิเล็กตรอนจากอะตอมทั้งสองไวใน BMO ไดมากกวาใน AMO

พลังงานของโมเลกุลที่เกิดขึ้นยอมจะต่ํากวาพลังงานของอะตอมเดิม และยิ่งมีอิเล็กตรอนใน BMO

มากกวาใน AMO เทาใด พลังงานของโมเลกุลจะยิ่งต่ํากวาซึ่งแสดงถึงความเสถียรที่มากขึ้น ซึ่ง

ความเสถียรสามารถบอกไดโดยใชคาอันดับพันธะ (bond order) โดยคิดไดจากการนําจํานวน

อิเล็กตรอนทั้งหมดใน BMO ลบออกดวยจํานวนอิเล็กตรอนท้ังหมดใน AMO แลวหารผลที่ไดดวย

2 อันดับพันธะอาจเปนเลขจํานวนเต็มหรือเศษสวนก็ไดโดยโมเลกุลท่ีมีอันดับพันธะสูงจะเสถียร

มากกวา

ตัวอยาง การเกิดพันธะในโมเลกุลอะตอมคู

เริ่มดวย H2 ซ่ึงมีเวเลนซออรบิทัลเชิงอะตอมคอื 1s และไฮโดรเจน อะตอมมีเวเลนซ

อิเล็กตรอน 1 ตัว

H2 H = 1® 1s1

H = 1® 1s1

รูปท่ี 5.7 แสดงระดับพลังงานของออรบิทัลเชิงโมเลกุล

และโครงแบบอิเล็กตรอนในH2

หรือเขียนยอๆ ดวยสัญลักษณ (ss)2

อันดับพันธะใน H2 = [(2) - (0)] = 1 และเน่ืองจากอิเล็กตรอนอยูใน s - ออรบิทัล

2

เรียกพันธะนีว้า พันธะซิกมา

He2 มีระดับพลังงานเหมือนของไฮโดรเจน แตมีเวเลนซอิเล็กตรอนทั้งหมด 4 ตัวจากทั้ง

สองอะตอมรวมกัน ดังน้ัน จึงมีโครงแบบเปน (ss)2 (ss*)2

อันดับพันธะจะเทากับ [(2) - (2)] = 0

2

ซึ่งหมายความวา อะตอมของฮีเลยีมไมสรางพนัธะซึง่กันและกนัหรือกลาวไดวาฮเีลี่ยมไม

อยูในสภาพทีเ่ปนโมเลกุล (2 อะตอม) คําอธิบายนี้ตรงกับความจริง

Li2 ลิเทียมเปนธาตุแรกในคาบท่ี 2 ของตารางธาตุโครงแบบอิเล็กตรอน คือ (ss)2 และเปน

พันธะซิกมา

Be2 มีโครงแบบอิเล็กตรอนเปน (ss)2 (ss*)2 อะตอมของ Be จึงไมสรางพันธะตอกัน

B2 มีเวเลนซอิเล็กตรอนทั้งส้ิน 6 (ss)2 (ss*)2 (px)

1 (py)1 จึงมีพันธะ 1 พันธะไพ

C2 มีเวเลนซอิเล็กตรอนท้ังโมเลกุลเทากับ 8 และมีโครงแบบอิเล็กตรอนเปน (ss)2 (ss*)2

(px)2 (py*)2 นั้นคือม ี2 พันธะไพ

รูปที ่5.8 แสดงโครงแบบอิเล็กตรอนใน (ก) B2 และ (ข) C2

N2 และ O2 มีโครงแบบอิเล็กตรอนตามรูปท่ี 5.9 (ก) และ 5.9 (ข) ตามลําดับ ดังน้ี

N2 : (ss)2 (ss*)2 (px)

2 (py)2 (sz)

2

O2 : (ss)2 (ss*)2(sz)

2 (px)2 (py)

2 (sz)2(px*)1(py*)1

รูปที ่5.9 แสดงระดับพลังงานของออรบทิัลเชงิโมเลกุล และโครงแบบ

อิเลก็ตรอนในโมเลกุลของ (ก) ไนโตรเจน และ (ข) ออกซิเจน

(สังเกตการสลับที่กันของ p และsz ใน O2)

ทั้งไนโตเจนและออกซิเจนมีอิเล็กตรอนใน BMO ทั้งหมด 8 อิเล็กตรอน แตจํานวน

อิเล็กตรอนใน AMO ของไนโตรเจนมีเพียง 2 ในขณะท่ีของออกซิเจนมีท้ังหมด 4 จึงทําให

ไนโตรเจนมีอันดับพนัธะเปน 3 โดยเปน 1 พันธะซิกมา และ 2 พันธะไพ สวนออกซิเจนมีอันดับ

พันธะเพียง 2 เปน 1 พันธะซิกมา และ 1 พันธะไพ

F2 มีโครงแบบอิเล็กตรอนเปน (ss)2 (ss*)2(sz)

2 (px)2 (py)

2 (px*)2(py*)2

Ne2 มีโครงแบบอิเล็กตรอนเปน(ss)2 (ss*)2(sz)

2 (px)2 (py)

2 (px*)2(py*)2

(sz*)2 มีอันดับพันธะเทากับ 0 ดังน้ัน นีออนในสภาพท่ีเปนโมเลกุล (2 อะตอม อยูรวมกัน) จึงไมมี

ตัวอยางท่ี 5.4 จงเปรียบเทียบความเสถียรของสารตอไปน้ี H2, H2+ และ H2

-

วิธีทํา เปรียบเทียบความเสถียรโดยพิจารณาจากอันดับพันธะ และใชรูปท่ี 5.7 แสดงระดับพลังงาน

ของ MO ดังนี้

H2 มีเวเลนซอิเล็กตรอนท้ังหมดเทากับ 2 ในขณะท่ี H2+ และ H2

- มี 1 และ 3 ตามลําดับเม่ือ

จัดโครงแบบอิเล็กตรอนแลว จะได

อันดับพันธะของ H2 เทากับ = 2 - 1 = 1

2

อันดับพันธะของ H2+ เทากับ = 1 - 0 = 1

2 2

อันดับพันธะของ H2- เทากับ = 2 - 1 = 1

2 2

แสดงวา H2 เสถียรมากท่ีสุด H2+ และ H2

- เสถียรเทากัน

ตัวอยางท่ี 5.5 จงหาอันดับพนัธะของ CO และ NO

วิธีทํา เน่ืองจาก C , O และ N เปนธาตุคาบท่ีสองเหมือนกัน และมีเวเลนซออรบิทัลเชิงอะตอม

เปน 2s และ 2p จะใชระดบัพลังงานตามรูปท่ี 5.8

COมีเวเลนซอิเล็กตรอนรวมทั้งสิ้น 10 อิเล็กตรอน (C มี 4 O มี 6) โครงแบบอเิล็กตรอนจึง

เปน

(ss)2 (ss*)2 (px)

2 (py)2 (sz)

2 และมีอันดับพันธะ = 3

NO มีเวเลนซอิเล็กตรอนรวมทั้งส้ิน 11 อิเล็กตรอน และมีโครงแบบอิเล็กตรอนเปน (ss)2

(ss*)2 (px)2 (py)

2 (sz)2(px*)1 อันดับพันธะเทากับ 2 1/2

CO และ N2 มีจํานวนเวเลนซอิเล็กตรอนเทากัน และมีอันดับพันธะเทากันดวย เรยีกวา

โมเลกุลท้ังสองเปนไอโซอิเล็กโทรนิก (isoelectronic) กัน

5.5.2 ทฤษฎีพันธะเวเลนซ (Valence Bond Theory, VB)

ทฤษฎีน้ี ดับลิว ไฮตเลอร (W.Heitler) และ เอฟ ลอนดอน (F.London) ไดเสนอเปนครั้ง

แรกในป ค.ศ. 1927 และตอมา คารล ไลนัส พอลิง (Carl Linus Pauling) และ เจ ซี สเลเตอร(J.C

Slater) ไดปรับปรุงโดยเฉพาะเก่ียวกับแนวคิดท่ีวา พันธะมีทิศทาง ซ่ึงสามารถใชทํานายรูปทรง

เรขาคณิตของโมเลกุลไดแมนยําย่ิงข้ึน ผลจากการใชทฤษฎีน้ี บางสวนจะคลาย ๆ กับแบบจําลองลิว

อิส โดยจะพิจารณาการเกิดพันธะในโมเลกุลของฟลูออรีนเปนตัวอยางดังน้ี

เม่ือมีฟลูออรีน 2 อะตอมอยูหางกันมาก และตางก็อยูในสภาวะพื้น จะมีโครงแบบ

อิเล็กตรอนเปน 1s2 2s2 2px2 2py

2 2pz1 โดยมีอิเล็กตรอนเดี่ยว 1 อิเล็กตรอน ถาอะตอมทั้งสองนี้เขา

ใกลกันมากขึ้นตามแนวแกน z ก็จะมีแรงกระทําตอกันมากขึ้น โดยขึ้นกับสปนของอิเล็กตรอนเดี่ยว

ที่มีอยูถาสปนเหมือนกัน จะมีผลใหผลักกันยิ่งแรงเมื่อยิ่งเขาใกลกันแตถาสปนตรงขามกัน อะตอม

ทั้งสองจะดึงดูดกันมากขึ้นเมื่อเขาใกลกัน ในกรณีหลังนี้พลังงานของระบบจะลด นิวเคลียสของ

อะตอมท้ังสองอยูหางกันเทากับ ro ในชวงน้ี ออรบิทัลเชิงอะตอมจะมีการซอนเหล่ือมกัน(over lap)

และถือวามีการสรางพันธะเกิดเปนโมเลกุลขึ้น อิเล็กตรอนเดี่ยวของอะตอมหนึ่งสามารถแลกเปลี่ยน

ที่อยูกับอีกอะตอมหนึ่งได หรือบางขณะอาจอยูในบริเวณของอะตอมหนึ่งหรืออยูระหวางอะตอม

ท้ังสองก็ได น้ันคืออิเล็กตรอนเด่ียวท้ังสอง ซ่ึงมีสปนตรงขามสามารถเคล่ือนท่ีไปรอบ ๆ นิวเคลียส

ท้ังสองไดแตถาอะตอมท้ังสองเขาใกลกันมากกวาน้ี จะมีแรงผลักอยางรุนแรงดังนั้น นิวเคลียสของ

สองอะตอมในโมเลกุลน้ีจะอยูหางกันประมาณ ro ซ่ึงก็คือความยาวพันธะน่ันเอง ดังแสดงในรูปท่ี

5.10

รูปที ่5.10 แสดงพลงังานศักยในการเกิดโมเลกุลอะตอมคู

การเกิดพันธะในโมเลกุล F2 โดยที่ 1s , 2s , 2px และ 2py ออรบิทัลมีอิเล็กตรอนเต็มแลวจะ

ไมมีสวนเกี่ยวของในการเกิดพนัธะ สวน2pzออรบิทัลมีอิเล็กตรอนเด่ียวจึงสรางพันธะไดและถือวา

การซอนเหล่ือมของ2pz ออรบิทัลตามแนวปลาย จึงจัดเปนพันธะซิกมา นิยมเขียนส้ัน ๆ วา F - F

แสดงวามี 1 พันธะ ฉะน้ัน จะเห็นวาทฤษฎีพันธะเวเลนซมีความคลายคลึงกับของโครงสรางลิวอิส

ดังแสดงในรูปท่ี 5.11

F

1s 2s 2px 2py 2px

รูปที ่5.11 แสดงการเกิดพนัธะในฟลูออรนี

(ก) อิเล็กตรอนที่เกีย่วของในการสรางพันธะ

(ข) การซอนเหลื่อมของ 2pz ออรบิทัล

การซอนเหล่ือมของออรบิทัลโดยท่ัวไปจะสอดคลองกับความแข็งแรงของพันธะ กลาวคือ

ถามีการซอนเหล่ือมมาก แสดงวามีอิเล็กตรอนอยูหนาแนนระหวางนิวเคลียสของสองอะตอมน้ัน ๆ

นั่นคือพันธะเสถียร โมเลกุลก็เสถียร อนึ่งถาโมเลกุลหรืออะตอมคูใด ๆ มีการสรางพันธะโดยใช

อิเล็กตรอนเดี่ยวจํานวนมากขึ้น เชน มีทั้งพันธะซิกมา พันธะไพเกิดเปนพันธะคูหรือพันธะสาม เปน

ตน พันธะระหวางอะตอมคูน้ัน ๆ จะแข็งแรงย่ิงข้ึน ตัวอยางเชน N2 พิจารณาอะตอมอิสระจะเห็นวา

ม ี 3 อิเล็กตรอนเดี่ยวใน 2px 2py 2pz ออรบิทัล เม่ืออะตอมท้ังสองเขามาใกลกันพอสมควรก็จะมี

การซอนเหล่ือมของออรบิทัลไดท้ังตามแนวปลายและแนวขางเกิดพันธะซิกมา 1 พันธะ และพันธะ

ไพ 2 พันธะตามลําดับ โมเลกุลของ N2 จึงมีพันธะสาม ดังแสดง ในรูปท่ี 5.12

รูปที ่5.12 แสดงการเกิดพันธะไนโตรเจน

(ก) อิเล็กตรอนที่เกีย่วของในการสรางพันธะ

(ข) การซอนเหลื่อมของ 2px 2py 2pz ออรบิทลั

5.5.3 ออรบิทลัไฮบริไดเซชนั ( Orbital hybridization)

ท้ังสองทฤษฎีท่ีกลาวมา เปนการใชทฤษฎีพันธะเวเลนซมาอธิบายนการเกิดพันธะ ระหวาง

อะตอมในโมเลกุลอะตอมคู สําหรับโมเลกุลท่ีมีมากกวา 3 อะตอมข้ึนไป อาจใชทฤษฎีพันธะ

เวเลนซไดเชนเดียวกัน แตตองดัดแปลงไปบางเพ่ือสามารถอธิบายผลท่ีไดจากการทดลอง

ถาพิจารณาโมเลกุลของ CH4 อะตอมของคารบอนมีโครงแบบอิเล็กตรอน ดังนีคื้อ

C= 6 => 1s2 2s2 2px1 2py

1

เน่ืองจากคารบอนสรางพันธะกับไฮโดรเจนท้ังหมดรวม 4 พันธะดวยกนั แสดงวาคารบอน

ตองมีอิเล็กตรอนในวงนอกสุด 4 อิเล็กตรอน ซึ่งจะเกดิขึ้นไดถาโครงแบบอิเล็กตรอนเปลี่ยนเปน2s1

2px1 2py

1 2pz1 โดยคิดเฉพาะวงนอกสุด

กระบวนการเชนนี้ เรียกวา การเล่ือนระดับพลังงานของอิเล็กตรอน (promotion of

electron) ซ่ึงจะตองใชพลังงานจากภายนอก เพราะ 2p มีระดับพลังงานสูงกวา 2s

ถาพิจารณาการเกิดพันธะใน CH4 ในลักษณะท่ี 1s - ออรบิทัล ของไฮโดรเจนแตละ

อะตอมเขาซอนเหล่ือมกับ 2s - ออรบิทัล และ 2p - ออรบิทัล ทั้งสามของคารบอน ในกรณีเชนนี้

พันธะท้ังสามท่ีเกิดจาก px py และ pz ออรบิทัลควรทํามุม 900 ซึ่งกันและกัน สวนพันธะที4่ ซึ่ง

เกิดจาก 2s ออรบิทัลของ C กับ 1s ออรบิทัลของ H นั้นควรทํามุมปานกับพันธะอ่ืน ๆ เพ่ือลดแรง

ผลัก และควรมีพลังงานพันธะตางกันดวย

แตจากการทดลอง พบวาพันธะท้ังส่ีเหมือนกันทุกประการและมีระดับพลังงานเทากัน

นอกจากน้ี มุมพันธะท้ังส่ีตางกันมีคาเทากับ 109.50

พอลิงอธิบายปรากฏการณน้ีไดในป ค.ศ 1931 โดยเร่ิมพิจารณาเฉพาะอะตอมของคารบอน

ซ่ึงอยูตรงกลางกอนวา ออรบิทัลเชิงอะตอมมีการรวมกันเชิงเสนตรงไดเปนออรบิทัลใหม 4 ออร

บิทัล ซ่ึงมีลักษณะ สมบัติ และระดับพลังงานเทากันทุกประการ เน่ืองจากเปนการผสมระหวางออร

บิทัลตางชนิดกัน เชน s และ p ออรบิทัล จึงเรียกออรบิทัลใหมน้ีวา ไฮบริดออรบิทัล(hybrid orbital)

และเรียกกระบวนการสรางไฮบรดิออรบิทัลวา ไฮบริไดเซชัน (hybridization)

ในกรณีของ CH4 ไฮบริดออรบิทัลที่ไดจะจัดเรียงตัวอยูในแนวมุมของทรงสี่หนา

(tetrahedral) โดยท้ัง 4 ไฮบริดออรบิทัลจะอยูทํามุม 109.50 ซ่ึงกันและกัน เรียกช่ือเฉพาะของไฮบริด

ออรบิทัลแบบน้ีวา sp3- ไฮบริดออรบทิัลเพราะไดจากการรวมตัวของ s ออรบิทัล 1 ออรบิทัล และ p

ออรบิทัลอี 3 ออรบิทัล ดังแสดงในรปูท่ี 5.13

รูปท่ี 5.13 แสดงการสรางและรูปรางของ sp3- ไฮบริดออรบิทัล

เม่ือเกิดมีไฮบริไดเซชันข้ึนแลว เรียกสภาวะใหมของอะตอมของคารบอนวา สภาวะไฮบริ

ไดส (hybridized state) ซ่ึงมีระดับพลังงานสูงกวาสถานะพ้ืน จากน้ีจึงจัดอิเล็กตรอนเด่ียวท้ังส่ีท่ีจะ

ใชสรางพันธะเขาไวใน sp3- ไฮบริดออรบิทัลอยางละอิเล็กตรอน ดังแสดงในรูปท่ี 5.14

p ­ ­ ­ ­ ­ ­ sp3

Sp3-ไฮบริไดเซชัน

s ­¯

ระดับพลังงานของออรบิทัลในสถานะพืน้ (s1p2) ระดับพลังงานของ sp3- ไฮบรดิออรบิทลั

รูปที ่5.14 แสดงระดับพลังงานของออรบิทัลและโครงแบบอิเลก็ตรอนของคารบอน

พอลิงอธิบายการเกิดพันธะวา 1s- ออรบิทัลของไฮโดรเจนจะเขามาซอนเหล่ือมกับ sp3-

ไฮบริดออรบิทัลแตละออรบิทัล แลวสรางเปนพันธะใหมข้ึน ซ่ึงเรียกวาเปนพันธะซิกมาเพราะมีการ

รวมกันเฉพาะแนวปลายโดยจะมีอิเล็กตรอน 2 อิเล็กตรอนอยูรวมกันในแตละพันธะซิกมานั้นซึ่งมา

จากอิเล็กตรอนเดี่ยวของคารบอนและอิเล็กตรอนเดี่ยวของไฮโดรเจน การสรางพันธะดวยวิธี

ดงักลาวนี ้ถึงแมวาจะตองใชพลังงานสูงขึ้นในการทําไฮบริไดเซชัน แตเมื่อสรางพันธะ แลวจะ

คายพลังงานออกมามากกวาท่ีใชไป หรืออีกนัยหนึ่งโมเลกุลเสถียรกวา หรือมีพลังงานต่ํากวา

พลังงานรวมของคารบอนอะตอม และไฮโดรเจนท้ังส่ีอะตอมเม่ือแยกกันอยู ดังแสดงในรูปท่ี 5.15

รูปท่ี 5.15 แสดงพันธะซิกมาในมีเทน

ไฮบรดิออรบิทัลแตกตางจากโมเลกุลารออรบิทัล เพราะไดจากการรวมกันของออรบิทัล

เชิงอะตอมในอะตอมเดียวกัน จึงยังเปนออรบิทัลของอะตอมนั้นเพียงอะตอมเดียว ไมใชของ

โมเลกุลท้ังหมด รูปรางท่ีไดจากการจัดเรียงไฮบริดออรบิทัลแตละแบบ เปนส่ิงท่ีบอกถึงรูปราง และ

มุมพันธะของโมเลกุลดวย

การสรางไฮบริดออรบิทัลจาก s และ p ออรบิทัล อาจทําไดหลายแบบและมีชื่อเรียกตาม

ออรบิทัลเชิงอะตอมท่ีใชสราง ดังน้ี

1.sp 3- ไฮบริดออรบทิัล มีรูปรางการจัดออรบิทัลเปนแบบทรงส่ีหนา เชน CH4

2. sp2 – ไฮบริดออรบิทลั ไดจาการรวมกันระหวาง s กับ p ออรบิทัล ไฮบริดออร

บิทัลท่ีไดจะช้ีไปท่ีมุมของรูปสามเหล่ียม ดังแสดงในรูปท่ี 5.16

แนวของsp2- ไฮบริดออรบิทัลอยูในระนาบ xy

รูปท่ี 5.16 แสดงการเกิด sp2- ไฮบรไิดเซชัน

ตัวอยางเชน โมเลกุล BF3 อะตอมของโบรอนมีโครงแบบอิเล็กตรอนในสถานะพ้ืนเปน 1s2

2s2 2p1 ซ่ึงจะตองเล่ือนระดับอิเล็กตรอน 1 อิเล็กตรอนจาก 2s เปน 1s2 2s1 2px1 2py

1 จะเลือก 2pz

แทนก็ได และสรางไฮบริดออรบิทัลจากการรวมของ 2s , 2px และ 2py ขึ้น

ฟลูออรีนมีโครงแบบอิเล็กตรอน นั่นคือ 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1 มีอิเล็กตรอนเด่ียวอยู 1

อิเล็กตรอน ซึ่งจะใชสรางพันธะไดทันที ดังนั้น การเกิดพันธะจึงเปนการซอนเหลื่อมกันระหวาง

sp2- ไฮบริดออรบิทัลของโบรอน กับ 2pz ออรบิทัลเชิงอะตอมของฟลูออรีน พันธะท่ีไดเปนพันธะ

ซิกมาเชนกัน เพราะมีการรวมกันเฉพาะแนวปลายของอะตอมตาง ๆ ดังแสดงในรูปท่ี 5.17

รูปท่ี 5.17 แสดงการเกิดพันธะซิกมาใน BF3

3. sp - ไฮบริดออรบิทัล เปนผลมาจากการรวมระหวาง s กับ p - ออบิทัลอยางละหน่ึงออร

บิทัล ไฮบริดออรบิทัลท้ังสองท่ีไดจะอยูในแนวเสนตรงแตมีทิศทางตรงขามกัน ดังแสดงใน รูปท่ี

5.18

รูปท่ี 5.18 แสดงการเกิด sp - ไฮบริไดเซชัน

ตัวอยางของโมเลกุลท่ีเปน sp - ไฮบริดออรบิทัล เชน BeH2 และ HgCl2 เปนตน

นอกจากจะใช s และ p ออรบิทัลเพ่ือสรางไฮบริดออรบิทัลแลว พบวาในอะตอมท่ีมีเลข

ควอนตัมหลักสูงสุดต้ังแต 3 ข้ึนไปเชน ธาตุในคาบท่ี 3 และ 4 ในตารางธาตุ อาจใช d- ออรบิทัล

ดวย เพราะระดับพลังงานของ d และ p - ออรบิทัลไมแตกตางกันมากนัก ตัวอยางเชน P , S และ Cl

เปนตน ไฮบริดออรบิทัลแบบท่ีพบมากมีสองชนิด คือ

1. sp3d- ไฮบริดออรบทิัล ไดจากการผสมกันระหวาง s ออรบิทัล และ d- ออรบิทัลอยางละ

1 ออรบิทัล และ p - ออรบิทัลอีก 3 ออรบิทัล เชนในโมเลกุล PCl5 อะตอมของฟอสฟอรสัมีโครง

แบบอิเล็กตรอนเปน [Ne]3s2 3px1 3py

1 3pz1 แตฟอสฟอรัสตองการอิเล็กตรอนเดี่ยว 5 อิเล็กตรอน

เพ่ือสรางพันธะ จึงตองมีการเล่ือนระดับอิเล็กตรอนเปน [Ne]3s1 3px1 3py

1 3pz1 3d1 แลวสรางเปน

sp3d - ไฮบริดออรบิทัลข้ึน 5 ออรบิทัล ซ่ึงจะมีรูปรางเปนแบบคูพีระมิรวมฐานสามเหล่ียม (trigonal

bipyramidal) การเกิดพันธะจะไดจากการซอนเหลื่อมกันระหวาง sp3d- ไฮบริดออรบิทัลของ p กับ

3p - ออรบิทัลของ Cl ซ่ึงตางก็เปนออรบิทัลท่ีมีอิเล็กตรอนเด่ียวอยูดังแสดงในรูปท่ี 5.19

2.sp3d2 – ไฮบริดออรบทิัล เปนการผสมระหวาง s ออรบิทัล 1 ออรบิทัล d ออรบิทัล 2 ออร

บิทลั และ p - อรบิทัล 3 ออรบิทัล เชน SF6 อะตอมของกํามะถันในสถานะพ้ืนมีโครงแบบ

อิเล็กตรอนเปน [Ne]3s2 3px23py

1 3pz1 ซึ่งถาเล่ือนระดับของอิเล็ตรอนก็จะได[Ne]3s13px

1 3py1 3pz

1

3d1x2-y

2 3dz12 แลวสรางเปน sp3d2- ไฮบริดออรบิทัลขึ้นเพือ่ใชในการสรางพันธะตอไป รูปรางของ

ไฮบริดออรบิทัลท้ังหกจะเปนทรงแปดหนา (octahedral) ดังแสดงในรูปท่ี 5.19

รูปท่ี 5.19 แสดงไฮบริไดเซชันระหวาง s, p และ d ออรบิทัล

(ก) sp3d - ไฮบริไดเซชัน และโครงสรางของ PCl5

(ข) sp3d2 - ไฮบริไดเซชัน และโครงสรางของ SF6

5.5.4 ทฤษฎกีารผลกัคูอเิลก็ตรอนในวงเวเลนซ

ในป ค.ศ 1940 ซิดจวิก (Sidgwick) และเพาเวลล(Powell) ไดเสนอหลักงายๆ เพ่ือใชทํานาย

รูปรางของโมเลกุล และไดรับการเพิ่มเติมตอมาโดย อาร เจ กิลเลสป (R.J. Gillespie) และอาร เอส

ไนโฮลม (R.S. Nyholm) แนวคิดนี้ใชกับโมเลกุลหรือไอออนที่ยึดกันอยูดวยพันธะโคเวเลนซเทานั้น

โดยอาศัยหลักการของการผลักกันระหวาง คูอิเล็กตรอนที่มีอยูในวงเวเลนซ (valence shell) ของ

อะตอมกลาง (central atom) และเรียกวา ทฤษฎีการผลักคูอิเล็กตรอนในวงเวเลนซ (Valence

Shell Electron Pair Repulsion Theory, VSEPR) ถาเขียนสูตรโมเลกุลแบบ AXmEn เมื่อ A เปน

อะตอมกลาง X เปนอะตอมหรือหมูอะตอมที่ยึดอยูกับ A โดยใชพันธะโคเวเลนซ E เปน

สัญญลักษณแทนคูอิเล็กตอนท่ีไมใชสรางพันธะ m เปนจํานวนคูอิเล็กตรอนท่ีใชสรางพันธะ

(bonding pair) และ n เปนจํานวนคูอิเล็กตรอนที่ไมใชสรางพันธะ (non - bonding pair) หรือ

เรียกวาคูอิเล็กตรอนโดดเดี่ยว (lone pair) สรุปใจความของทฤษฎีนี้ไดดังนี้

1.รูปรางของโมเลกลุหรือไอออนที่ยดึกันอยูดวยพันธะโคเวเลนซขึน้อยูกับคา m และ n

ท้ังหมดท่ีมีอยูในวงเวเลนซ คูอิเล็กตรอนเหลาน้ีจะจัดตัวเองรอบ ๆ อะตอมกลางใหหางกันมากท่ีสุด

เพ่ือใหเกิดการผลักกันนอยท่ีสุดระหวางอิเล็กตรอนคูตาง ๆ ดังตารางท่ี 5.1

2. การผลกักันระหวางคูอิเล็กตรอนจะลดลงตามลําดับ ดังนี ้:

คูโดดเดี่ยว - คูโดดเดี่ยว > คูโดดเด่ียว - คูสรางพันธะ > คูสรางพันธะ - คูสรางพันธะ ที่เปนเชนนี้

เพราะคูอิเล็กตรอนที่ไมสรางพันธะมีเพียงนิวเคลียสเดียว จึงมีการกระจายหมอกอิเล็กตรอนไป

กวางขวางกวา และมีความหนาแนนท่ีบริเวณรอบ ๆ อะตอมกลางมากกวาคูอิเล็กตรอนท่ีสราง

พันธะ ทั้งนี้เพราะอเิล็กตรอนที่สรางพันธะมีสองนิวเคลียสจะดึงหมอกอิเล็กตรอนไปสวนหนึ่งดวย

3. สําหรับพหุพันธะ (multiple bond) ใหถือวามีอิเล็กตรอนท่ีรวมสรางพันธะอยูเพียงกลุม

เดียว

4.อิเล็กตรอนเดี่ยว ถามีจะผลักอิเล็กตรอนอ่ืน ๆ นอยกวาอิเล็กตรอนคู การผลักของ

อิเล็กตรอนตาง ๆ ลดลงตามลําดับ ดังน้ี

คูโดดเดีย่ว > พหุพันธะ > คูสรางพันธะ > อิเล็กตรอนเดี่ยว

5.ในระหวางคูของอิเล็กตรอนที่รวมสรางพันธะดวยกัน การผลักกันจะลดลงเมื่อคาอิเล็ก

โทรเนกาตวิิตขีองลิแกนดเพิ่มขึ้น ทั้งนี้ เพราะอะตอมที่มีคาอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง จะดึงดูด

อิเล็กตรอนท่ีรวมสรางพันธะเขาหาตัวเองไดมาก ทําใหความหนาแนนของอิเล็กตรอนรอบ ๆ

อะตอมกลางนอยลง เปนผลทําใหมีการผลักลดนอยลงดวย

ทฤษฎีน้ีเปนบทเสริมของทฤษฎีพันธะเวเลนซ ท่ีสามารถใชทํานายรูปรางของโมเลกุล หรือ

ไอออนท่ีโมเลกุลมีอะตอมกลางยึดอยูกับอะตอมอ่ืน ๆ แบบพันธะเด่ียวและไมมีคูอิเล็กตรอนโดด

เด่ียว ซ่ึงมีสูตรโมเลกุลแบบ Axm ดังตัวอยางในตารางท่ี 5.1 และ รูปท่ี 5.20

ตารางที ่5.1 แสดงรูปรางโมเลกุลและไอออนที่ไมมีคูอเิล็กตรอนโดดเดี่ยว

สูตร จํานวนพนัธะ รูปรางของโมเลกุล ตัวอยาง

AX2 2 เสนตรง(linear) HgCl2 , BeCl2

AX3 3 สามเหล่ียมแบนราบ

(trigonal planar)

BCl3, BF3 , Gal3

AX4 4 ทรงส่ีหนา(tetrahedral) CH4 , SnCl4 , CHCl3, NH4+

AX5 5 คูพิระมิดรวมฐานสามเหล่ียม

(trigonal bipyramidal)

PCl5 , PF5 , PF3Cl2

AX6 6 ทรงแปดหนา (octahedral) SF6 , [AlCl6]3- , [SiF6]

2-

รูปที ่5.20 แสดงรูปรางของโมเลกุล หรอืไอออนที่มีคูอิเล็กตรอนสอง ถึงหกคูในวงเวเลนซ

ในกรณีท่ีโมเลกุลหรือไอออนท่ีมีท้ังคูอิเล็กตรอนท่ีสรางพันธะ และ คูอิเล็กตรอนโดดเดี่ยว

มีสูตรโมเลกุลเปนแบบ AXmEn ซ่ึงสูตรดังกลาวอาจเขียนได จากการทดลองเขียนสูตรโครงสรางลิว

อิสกอนพิจารณาตัวอยาง เชน SnCl4 ซึ่งมีสูตรโครงสรางแบบ AX2E นั่นคือ มีอิเล็กตรอนสามคู

รอบ ๆ อะตอมโดยเปนคูอิเล็กตรอนท่ีสรางพันธะสองคู สวนอีกคูหน่ึงเปนคูอิเล็กตรอนโดดเด่ียว

ลักษณะดังกลาวแสดงวา แนวของไฮบริดออรบิทัลของ A ช้ีไปท่ีมุมของสามเหล่ียม เน่ืองมาจากการ

ผลักกันระหวางคูโดดเดียว- คูสรางพันธะ มีมากกวาระหวางคูสรางพันธะ - คูสรางพันธะ จะมีมุม

พันธะเพียง 1040 และโมเลกุลนี้มีรูปรางเปนรูปตัววี ในทํานองเดียวกัน น้ํา (H2O) ซ่ึงมีสูตรโมเลกุล

แบบ AX2E2 และมีอิเล็กตรอนรอบอะตอมส่ีคู สองคูเปนคูที่สรางพันธะ สวนอีกสองคูเปนคูโดด

เด่ียวแนวของไฮบริดออรบิทัลท้ังส่ีจึงช้ีไปท่ีมุมของทรงส่ีหนา แตเนื่องจากการผลักกันของคู

อิเล็กตรอนโดดเดี่ยวทั้งสองที่มีตอสองคูของอิเล็กตรอนที่ใชสรางพันธะมีมาก จึงทําใหมุมพันธะ

ของน้ํ า ผิดไปจาก 109.5 0 โมเลกุลของน้ํ าจึงมีรูปรางเปนรูปตัววี ถาหากเปรียบเทียบกับ

โมเลกุลของ :NH3ซ่ึงมีสูตรโมเลกุลเปนแบบ AX3E และมีอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางส่ีคู

เหมือนกับของน้ํา แตสามคูเปนคูอิเล็กตรอนที่สรางพันธะ สวนอีกหนึ่งคูเปนคูอะเล็กตรอนโดด

เด่ียวรูปทรงท่ีไดจากไฮบริดออรบิทัลท้ังส่ีเปนแบบทรงส่ีหนาเชนเดียวกับของนํ้า แตมุมพันธะ H -

N - H วัดไดเปน 107 0 ซ่ึงมากกวาของน้ํา ท่ีเปนเชนน้ีอธิบายไดวา เน่ืองจากแอมโมเนียมีคู

อิเล็กตรอนโดดเดียวเพียงหน่ึงคู และมีคูอิเล็กตรอนท่ีใชสรางพันธะถึงสามคู จึงทําใหการผลักกันมี

นอยกวากรณีของนํ้าโมเลกุลของแอมโมเนียจึงมีรูปรางเปนพีระมิดฐานสามเหล่ียม ดังแสดงในรปูท่ี

5.21

รูปที ่5.21 แสดงรูปรางของโมเลกุลของ SnCl4 , H2O และ NH3

ตัวอยางรปูรางโมเลกุล หรือไอออนอ่ืน ๆ ท่ีมีอิเล็กตรอนคูโดดเด่ียวรอบ ๆ อะตอมกลาง ดัง

ตารางท่ี 5.2 มีท้ังรูปทรงท่ีไดจากไฮบริดออรบิทัลและรูปรางของโมเลกุล รูปทรงท่ีไดจากไฮบริด

ออรบิทัลหมายถึง รูปทรงท่ีเกิดจากไฮบริดออรบิทัลท้ังหมดอันเปนผลจากการผสมกันของเวเลนซ

ออรบิทัลเชิงอะตอมของอะตอมกลางของโมเลกุล ซ่ึงรวมถึงออรบิทัลของคูอิเล็กตรอนโดดเด่ียว

ดวยแตรูปรางของโมเลกุลหมายถึง รูปรางของโมเลกุลท่ีเกิดจากอะตอมคูพันธะ ซ่ึงพิจารณาเฉพาะ

อะตอมที่สรางพันธะกันโดยที่ไมรวมเอาคูอิเล็กตรอนโดดเดี่ยวเขามาดวย

ตารางที ่5.2 แสดงรูปรางของโมเลกุลหรอืไอออนที่มีคูอิเลก็ตรอนโดดเดี่ยว

สูตร จํานวนคูอิเล็กตรอน

โดดเดี่ยว

รูปทรงท่ีไดจาก

ไฮบรดิออรบิทัล

รูปรางโมเลกุล ตัวอยาง

Ax2E 1 สามเหล่ียมแบนราบ รูปตัว V SnCl2 , SO2, NO2-

Ax3E 1 ทรงสี่หนา พีระมิดฐาน

สามเหลี่ยม

NH3 , H3O+ , PCl3

Ax4E 1 คูพีระมิดรวมฐาน

สามเหลี่ยม

คลายไมกระดานหก

(seesaw)

SF4 . TeCl4

Ax5E 1 ทรงแปดหนา พีระมิดฐานจตุรัส BrF5, IF5

Ax2E2 2 ทรงสี่หนา รูปตัว V H2O,SCl2, O(CH3)2

Ax3E2 2 คูพีระมิดรวมฐาน

สามเหลี่ยม

รูปตัว T BrF3, CIF3

Ax4E2 2 ทรงแปดหนา จตุรัสระนาบ XeF4, ICI4-

Ax2E3 3 คูพีระมิดรวมฐาน

สามเหลี่ยม

เสนตรง I3-, ICI2

-, XeF2

ตัวอยางท่ี 5.4 จงใชหลัก VSEPRทํานายโครงสรางรูปรางของโมเลกุลตอไปนี้

(ก) BCl3

(ข) SF4

(ค) ICI4-

วิธีทํา

(ก) BCl3

BCl3 B = 5 ® 1s2 2s2 2p1

Cl =17 ® 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl = 17 ® 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl =17 ® 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

B ซ่ึงเปนอะตอมกลางเกิดไฮบริไดเซช่ันแบบ sp2- ไฮบริดออรบิทัล และอะตอมกลางไมมีคู

อิเล็กตรอนโดดเดี่ยว จึงพจิารณาจากสูตร AXm ไดเปน AX3

เม่ือไมมีคูอิเล็กตรอนโดดเด่ียว รูปรางไฮบริดออรบิทัล และรูปรางโมเลกุลจะเหมือนกัน

และขึ้นกับคา m ในที่นี้ m = 3 จะเปนรูปสามเหล่ียมแบนราบ มุมระหวางพันธะ B - Cl จาํนวน 3

พันธะ เทากับ 120 0 ดังนี้

(ข) SF4

S = 16 ® 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

F = 9 ® 1s2 2s2 2p5

F = 9 ® 1s2 2s2 2p5

F = 9 ® 1s2 2s2 2p5

F = 9 ® 1s2 2s2 2p5

S ซ่ึงเปนอะตอมกลางเกิดไฮบริไดเซชันแบบ sp3d- ไฮบริดออรบิทัล อะตอมกลางมีคู

อิเล็กตรอนโดดเดี่ยว จึงพจิารณาจากสูตร AXmEn ไดเปน AX4E1

รูปรางของไฮบริดออรบิทัลข้ึนกับคา m รวมกับคา n = 4+1 = 5 เปนรูปคูพีระมิดรวมฐาน

สามเหลี่ยม

รูปรางของโมเลกุลขึ้นอยูกับคา m และ n ประกอบกัน โดยคูอิเล็กตรอนโดดเดี่ยว 1 คู (n)

จะเลือกอยูในแนวระนาบ เพราะมีบริเวณกวางกวาในแนวดิ่ง และจะผลักใหมุมพันธะของ

อิเล็กตรอนคูสรางพันธะ (m) แคบลงรูปรางจึงคลายไมกระดานหก ดังน้ี

(ค) ICl4-

I- = 54® 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 5s2 5p6

Cl = 17® 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl = 17® 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl = 17® 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl = 17® 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

I ซ่ึงเปนอะตอมกลางเกิดไฮบริไดเซชันแบบ sp3d2- ไฮบริดออรบิทัล อะตอมกลางมีคู

อิเล็กตรอนโดดเดี่ยว จึงพจิารณาจากสูตร AXmEn ไดเปน AX4E2

รูปรางของไฮบริดออรบิทัลข้ึนกับคา m รวมกับคา n = 4+2 = 6 เปนรูปทรงแปดหนา

รูปรางของโมเลกุลขึ้นอยูกับคา m และ n ประกอบกัน โดยคูอิเล็กตรอนโดดเดี่ยว 2 คู (n)

จะอยูในแนวดิ่งและอยูตรงกันขามกนั และจะผลักมุมพันธะของอิเล็กตรอนคูสรางพันธะ (m) ท้ัง 4

พันธะท่ีอยูระหวางกลางดวยแรกผลักเทา ๆ กัน ทําใหพันธะซ่ึงเปนรูปทรงส่ีหนาถูกแรงผลักบีบให

เปนรูปจัตุรัสระนาบ ดังนี้

5.6 พันธะโคเวเลนตแบบมีขั้ว

โมเลกุลสองอะตอมท่ีใชคูอิเล็กตรอนรวมกันในการเกดิพันธะโคเวเลนต แตละอะตอมจะ

ดึงอิเล็กตรอนเขาหาตวัเองไดเทา ๆ กันก็ตอเมื่ออะตอมทั้งสองนั้นเปนอะตอมชนิดเดียวกัน เชน H2,

O2, Cl2, N2 พันธะโคเวเลนตที่เกดิจากอะตอมชนิดเดียวกันเรียกวา พันธะไมมีขั้ว (non - polar bond)

ซ่ึงจัดวาเปนพันธะท่ีมีความเปนโคเวเลนตเต็มตัว แตเม่ืออะตอมท่ีเกิดพันธะกนัเปนอะตอมตาง

ชนิด แตละอะตอมจะดึงอิเล็กตรอนทีใ่ชในการเกิดพันธะเขาหาตัวเองไดไมเทากันเพราะอะตอม

ตางๆ มีสภาพไฟฟาลบไมเทากัน อะตอมท่ีมีสภาพไฟฟาลบมากกวาจะดึงอิเล็กตรอนไดมากกวา

ทําใหเปนลบเล็กนอย สวนอะตอมท่ีมีสภาพไฟฟาลบนอยก็จะมีความเปนบวกเล็กนอย พันธะแบบ

นี้เรียกวาพันธะโคเวเลนตที่มคีวามเปนไอออนิกปนอยูดวย เชนพันธะระหวาง H กับ Cl ใน HCl

ซึ่ง H มีความเปนบวกเล็กนอย และ Cl มีความเปนลบเล็กนอย อาจเขียนแสดงไดดังนี้d+H - Cl

d -

โมเลกุลที่มีพันธะมีขั้วอาจเรียกวาไดโพล (dipole) ท้ังน้ีการท่ีจะมีข้ัวมากหรือนอยดูจากคา

ไดโพลโมเมนต ( dipole moment ) พันธะใดมีคาไดโพลโมเมนตมากความมีข้ัวก็จะมากดวย หรือ

กลาวไดอีกอยางหน่ึงวา พันธะน้ันมีความเปนไอออนิกมากน่ันเอง ในโมเลกุลท่ีมีหลายอะตอม

พันธะระหวางอะตอมท่ีตางกันก็จะเปนพันธะมีข้ัว แตโมเลกุลน้ันอาจเปนโมเลกุลท่ีไมมีข้ัวก็ได

เชน โมเลกุล CO2 พันธะ C = O เปนพันธะมีข้ัว

d- O = d+Cd+ = O

d - หรือ O = C = O

สําหรับโมเลกุล CO2 ซ่ึงมีรูปรางเปนเสนตรงไดโพลจะหักลางกันหมด ดังน้ันจึงเปน

โมเลกุลท่ีไมมีข้ัว

การคํานวณคาไดโพลโมเมนตของโมเลกุลหน่ึง ๆ สามารถนําไปหาคารอยละของไอออนิก

ของพันธะโคเวเลนตของโมเลกุลได โดยทั่วๆ ไปถอืวาถาพันธะโคเวเลนตในโมเลกุลมคีวามเปนไอ

ออนิกต้ังแตรอยละ 50 ข้ึนไป ถือวาพันธะน้ันเปนไอออนิกไดเลย หรือถาคิดจากความแตกตางของ

สภาพไฟฟาลบของสองอะตอมท่ีเกิดพันธะกนั จะไดวาถาผลตางของสภาพไฟฟาลบมีคา ต้ังแต 1.7

ขึ้นไป ใหถือวาพันธะนั้นเปนพนัธะไอออนิก (เทียบไดเทากับรอยละ 51 ของไอออนิก)

ตัวอยางท่ี 5.5 โมเลกุล HA มีไดโพลโมเมนต 1.03 D หรือ 1.03 x 10-18 esu / cm ถาระยะระหวาง

H และ A เทากับ 128 pm จงหารอยละไอออนิกในพันธะ H-A

วิธีทํา ถาพันธะเปนไอออนิกเต็มตัว (100%)

ไดโพลโมเมนต = ประจุอิเล็กตรอน x ระยะระหวาง 2 อะตอม

ดังนั้นสําหรับ HA ถาพันธะเปนไอออนิกเต็มตัว

ไดโพลโมเมนต = (4.8 x 10-10 esu) x (128 x 10-10 cm)

= 6.14 x 10-18 esu-cm

= 6.14 D

(ประจุอิเล็กตรอน = 4.8 x 10-10 esu หรือ = 1.6 x 10-19คูลอมปและ 1 x 10-18esu-cm

= 1D)

แตจริง ๆ แลว HA มีไดโพลโมเมนตเทากับ 1.03 D

ดังนั้นรอยละไอออนิกของพันธะ HA = 1.03 x 100 = 17%

6.14

รอยละไอออนิกของพันธะ HA เทากับ 17

5.7 ความมีขั้วกับรปูรางโมเลกุล

ความมีข้ัวหรือไมมีข้ัวของโมเลกุลใด ๆ อาจบอกไดจากรูปรางโมเลกุล ดังน้ี

1.โมเลกุลหลายอะตอมท่ีเปนเสนตรง ไดโพลจะหักลางกันหมด จึงเปนโมเลกุลไมมีข้ัว เชน

CO2

2. โมเลกุลท่ีมีรูปรางเปนสามเหล่ียมแบนราบ ซ่ึงมีสูตรท่ัวไป AX3 จะเปนโมเลกุลไมมีข้ัว

เชน BCl3, SO2 แตถามีสูตรเปน AX2Y ( X และ Y เปนอะตอมที่ไมเหมือนกัน) จะเปนโมเลกุลมี

ขั้ว

2. โมเลกุลท่ีมีรูปรางเปนทรงส่ีหนา ซ่ึงมีสูตรท่ัวไป AX4 จะเปนโมเลกุลไมมีข้ัว เชน

CH4, CF4 แตถามีสูตรเปน AX3Y หรือ AX2Y2 จะเปนโมเลกุลมีข้ัว

4. โมเลกุลท่ีมีรูปรางแบบคูพีระมิดรวมฐานสามเหล่ียม ซ่ึงมีสูตรท่ัวไป AX5 หรือแบบทรง

แปดหนา ซ่ึงมีสูตรท่ัวไป AX6 จะเปนโมเลกุลไมมีข้ัว เพราะไดโพลโมเมนตหักลางกันหมดแตถา

อะตอมท่ีมาตอกับอะตอมกลางเปนอะตอมท่ีตางกัน ก็จะทําใหโมเลกุลน้ันมีไดโพลโมเมนตสุทธิ

ทําใหกลายเปนโมเลกุลมีข้ัวได ถาทิศทางของไดโพลโมเมนตไมไดหักลางกันหมด

3. โมเลกุลท่ีมีอิเล็กตรอนคูโดดเด่ียวท่ีอะตอมกลาง มักเปนโมเลกุลมีข้ัว เชน NH3, SO2,

H2O ซ่ึงเปนโมเลกุลท่ีมีรูปรางแบบพีระมิดฐานสามเหล่ียม หรือรูปตัววี ยกเวนโมเลกุลท่ีมีรูปราง

เปนเสนตรงซ่ึงมีสูตรเปนแบบ AX2E3 กับโมเลกุลท่ีเปนระนาบจัตุรัส ท่ีมีสูตรเปน AXX4E2 จะ

เปนโมเลกุลท่ีไมมีข้ัวเพราะไดโพลโมเมนตอยูในลักษณะสมมาตร (symmetrically) และหักลางกัน

หมด

3.8 แรงแวนเดอรวาลส

แรงแวนเดอรวาลส (Van der Waals force) เปนแรงดึงดูดอยางออนระหวาง

โมเลกุล มี (London dispersion force) ซ่ึงเปนแรงดึงดูดระหวางโมเลกุลท่ีมีมีข้ัว คนพบโดยชาว

ฮอลันดา ชื่อ Van der waals แบงได 3 ประเภท ดังนี้

1. แรงท่ีเกิดระหางโมเลกุลท่ีมีข้ัวถาวร ( dipole - dipole interaction)

ความมีขัว้ (polar) ถาใชคา EN พิจารณาไดดังตัวอยางตอไปน้ี

ก. H2 H-H O2 O=O

EN2.1 EN2.1 EN3.5 EN3.5 EN3.5

N2 N N Cl2 Cl- Cl

EN3.0 EN3.0 EN3.0 EN3.0

โมเลกุลท่ีเกิดจากอะตอม 2 อะตอม และเปนอะตอมชนิดเดียวกันแตละอะตอมมีคา EN

หรือมีความสามารถในการดันอิเล็กตรอนเทา ๆ กัน จะเปนโมเลกุลท่ีไมมีข้ัว (non - polar)

ข. HCl Hd+- Cl

d- HF Hd+- F

d-

EN2.1 EN3.0 EN2.1 EN4.0

โมเลกุลท่ีท้ัง 2 อะตอมมีคา EN ไมเทากัน อิเล็กตรอนจะถูกอะตอมท่ีมีคา ENสูงกวา คือ เขาใกล

นิวเคลียส ทําใหอะตอมท่ีมีคา EN สูงคอนขางมีประจุเปนลบ(d-) และอะตอมท่ีมีคา EN ต่ํา กวา

คอนขางมีประจุเปนบวก (d+) เกิดโมเลกุลมีข้ัว (polar) เมื่อโมเลกุลที่มีขั้ว 2 โมเลกุล อยูใกลกันจะ

เกิดแรงดึงดูดระหวางขั้วทีต่างกนัขึ้น ดังนี้

Hd+ - Cl

d------------------Hd+ - Cl

d-

dipole - dipole interaction

2.แรงท่ีเกิดระหวางโมเลกุลท่ีมีขั้วถาวรไมเหนี่ยวนําใหโมเลกุลท่ีไมมีข้ัว เกิดมีขั้ว (ไม

ถาวร) แลวเกิดแรงดึงดูดระหวางกันขึ้น(dipole -imduced dipole interaction) หรือแรงเดอบาย

(debye force) หรือแรงเหน่ียวนํา (induction force) ดังนี้

Hd+-Cl

d----------------------Hd+- H

d-

,มีขั้วถาวร มีขั้วไมถาวร

dipole induced dipole interaction

3.แรงท่ีเกิดระหวางโมเลกุลท่ีไมมีข้ัวดวยกัน ( London force ) หรือแรงกระจายลอนดอน

(London dispersion force) ผูคนพบคือ Fritz London ดังนี้

H-H Hd+- H

d- , Hd+ - H

d- H – H

Hd+ -H

d-------------------Hd+-H

d-

London force

อิเล็กตรอนท่ีเคล่ือนท่ีรอบ ๆ นิวเคลียสของอะตอมมีการกระจายไมสมํ่าเสมอ หากขณะเขา

ไมใกลอะตอมใดจะทําใหอะตอมน้ันเกิดขั้วลบไมถาวร(d-) และสงผลใหอะตอมคูพันธะเกิด

ขั้วบวกไมถาวร(d+)ดวยและถาม ี2 โมเลกุลอยูใกลกัน ขั้วตางกันจะเกิดแรงดึงดูดกันขึ้น

3.9 พันธะไฮโดรเจน

พันธะไฮโดรเจน (Hydrogen bond) เปนพันธะท่ีเกิดจากแรงดึงดดูระหวางโมเลกุลท่ีมี

ความแรงมากกวาแรงแวนเดอรวาลส และเกิดจากแรงดึงดูดระหวางอะตอมของไฮโดรเจน (ที่เกิด

พันธะกับธาตุท่ีมีสภาพไฟฟาลบสูงในสารโคเวเลนต) กับอิเล็กตรอนคูโดดเดี่ยวของธาตุท่ีมีสภาพ

ไฟฟาลบสูง ๆ ของอีกโมเลกุลหน่ึง หรือในโมเลกุลเดียวกัน พันธะไฮโดรเจนมักเขียนแทนดวย

เสนประ(......) เชน

พันธะไฮโดรเจน H.......O ใน H2O

พันธะไฮโดรเจน H.......N ใน NH3

พันธะไฮโดรเจน H.......F ใน HF

พันธะไฮโดรเจน H.......O ใน CH3CO2H

อะตอมท่ีมีสภาพไฟฟาลบสูงจะเกิดพันธะไฮโดรเจนท่ีแข็งแรงกวาอะตอมท่ีมีสภาพไฟฟา

ลบต่ํากวาการเกิดพันธะไฮโดรเจนจะทาํใหสารนั้นมีจดุเดือดสูงกวาโมเลกุลที่มีน้ําหนักโมเลกุล

ใกลเคียงกันแตไมมพีันธะไฮโดรเจน และโมเลกุลที่เกดิพันธะไฮโดรเจนมจีํานวนพันธะมากกวาจะ

มีจุดเดือดสูงกวาโมเลกุลที่เกิดพันธะไฮโดรเจนตอหนึ่งโมเลกุลนอยกวา ตวัอยาง เชน H2O กับ HF

แมพันธะไฮโดรเจน H.......F จะแข็งแรงกวา H.......O แต H2O จํานวน 1 โมเลกุล เกดิพันธะ

ไฮโดรเจนไดหลายพันธะกวา HF ดังนั้น H2O จึงมีจุดเดือดสูงกวา HF มากโดย H2O เดือดท่ี 100 0C

สวนHFเดือดที1่90C