บทที่ 3 พันธะเคมี

พันธะเคมี

      พันธะเคมีคือ แรงยึดเหนี่ยวที่อยู่ระหว่างอะตอมซึ่งทำให้อะตอมต่าง ๆ เข้ามาอยู่รวมกันเป็นโมเลกุล

สัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิส 

แบ่งเป็น 2 ประเภทได้แก่

• สูตรโครงสร้างส่วนที่เป็นจุด เป็นสูตรโครงสร้างที่ใช้จุดแทนอิเล็กตรอนวงนอกสุดของอะตอมที่เกิดพันธะ
• สูตรโครงสร้างส่วนที่เป็นเส้น เป็นสูตรโครงสร้างที่ใช้เส้นและจุดแทนอิเล็กตรอนวงนอกสุดของอะตอมที่เกิดพันธะ ซึ่งเส้น 1 เส้นจะแทนอิเล็กตรอน 2 ตัวหรือ 1 คู่ การเขียนสูตรโครงสร้างในลักษณะนี้จะแสดงอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวด้วยหรือไม่ก็ได้

กฏออกเตต
         ธาตุเฉื่อยเป็นธาตุที่เสถียรมาก เกิดปฏิกิริยาเคมีกับธาตุอื่นได้ยาก จากโครงสร้างอะตอมของธาตุเฉื่อยพบว่าธาตุเฉื่อยมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนวงนอกสุดเหมือนกัน คือ มี 8 เวเลนต์อิเล็กตรอน ยกเว้นธาตุ He มี 2 
        โครงสร้างของอะตอมที่มี 8 เวเลนต์อิเล็กตรอนเป็นสภาพที่อะตอมเสถียรที่สุด ดังนั้นธาตุต่าง ๆ ที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 จึงพยายามปรับตัวให้มีโครงสร้างแบบธาตุเฉื่อย ยกเว้นไฮโดรเจนจะพยายามปรับตัวให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2 เหมือนธาตุ He
        กฎออกเตต คือ การที่อะตอมของธาตุต่าง ๆ รวมตัวกันด้วยสัดส่วนที่ทำให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8

3.2 พันธะไอออนิก

       พันธะไอออนิก ( Ionic bond ) หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวที่เกิดในสารประกอบที่เกิดขึ้นระหว่าง 2 อะตอมอะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีต่างกันมาก อะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีน้อยจะให้อิเล็กตรอนแก่อะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีมาก และทำให้อิเล็กตรอนที่อยู่รอบๆ อะตอมครบ 8 กลายเป็นไอออนบวก และไอออนลบตามลำดับ เกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างไอออนบวกและไอออนลบ และเกิดเป็นโมเลกุลขึ้น เช่น

ลักษณะสำคัญของสารประกอบไอออนิก

1.พันธะไอออนิก เป็นพันธะเคมีที่เกิดจาก ไอออนของโลหะ + ไอออนของอโลหะ 
2. พันธะไอออนิก อาจเป็นพันธะเคมีที่เกิดจากธาตุที่มีพลังงานไอออไนเซชันต่ำรวมกับธาตุที่มีพลังงานไอออไนเซชันสูง
3. พันธะไออนิก อาจเป็นพันธะเคมีที่เกดจากไอออนบวกที่เป็นกลุ่มอะตอมของอโลหะ เช่น NH4+กับไอออนลบของอโลหะ สารประกอบไอออนิกไม่มีสูตรโมเลกุล มีแต่สูตรเอมพิริกัล
5. สารประกอบไอออนิกมีจุดเดือด จุดหลอมเหลวสูง เช่น NaCl จุดหลอมเหลว 8010C
6. สารประกอบไอออนิกในภาวะปกติเป็นของแข็ง ประกอบด้วยไอออนบวก และไอออนลบ ไอออนเหล่านี้ไม่เคลื่อนที่ ดังนั้นจึงไม่นำไฟฟ้า แต่เมื่อหลอมเหลวหรือละลายน้ำ จะแตกตัวเป็นไอออนเคลื่อนที่ได้ เกิดเป็นสารอิเล็กโทรไลต์จึงสามารถนำไฟฟ้าได้

7. สารประกอบไอออนิกชนิดที่ละลายน้ำได้ จะต้องมีการเปลี่ยนแปลงพลังงานเกิดขึ้นเสมอ อาจเป็นแบบคายหรือดูดพลังงาน เช่น KCl 1 โมล ละลายน้ำ ดูดพลังงาน = 17 kJ/mol
8. สารประกอบไอออนิกที่เกิดจากอะตอมโลหะกับอะตอมอโลหะ สร้างเฉพาะพันธะไอออนิกอย่างเดียว เช่น NaCl , MgCl2, K2S , CaO
9. สารประกอบไอออนิกที่เกิดจากโลหะหรือกลุ่มอะตอมอโลหะที่เกิดไอออนบวกกับอโลหะ หรือกลุ่มอะตอมอะโลหะที่เป็นไอออนลบ สารพวกนี้จะมีทั้งพันธะไอออนิก และพันธะโคเวเลนต์

การเขียนสูตรของสารประกอบไอออนิก ใช้หลักดังนี้

1. เขียนไอออนบวกของโลหะหรือกลุ่มไอออนบวกไว้ข้างหน้า ตามด้วยไอออนลบของอโลหะ หรือกลุ่มไอออนลบ ยกเว้นสารประกอบไอออนิกที่เป็นเกลืออะซิเตต (CH3COO-) จะเขียนกลุ่มไอออนลบไว้ก่อนแล้วตามด้วยไอออนบวกของโลหะ เช่น CH3COONa , (CH3COO)2Ca
2. ไอออนบวกและไอออนลบ จะรวมกันในอัตราส่วนที่ทำให้ผลรวมของประจุเป็นศูนย์ ดังนั้นจึงต้องหาตัวเลขมาคูณกับจำนวนประจุบนไอออนบวก และไอออนลบให้มีจำนวนประจุเท่ากัน แล้วใส่ตัวเลขเหล่านั้นไว้มุมขวาล่างของแต่ละไอออน ซึ่งทำได้โดยใช้จำนวนประจุบนไอออนบวกและไอออนลบคูณไขว้กัน

การเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก  
1. สารประกอบธาตุคู่(Binary compound) ถ้าสารประกอบเกิดจาก ธาตุโลหะที่มีไอออนได้ชนิดเดียวรวมตัวกับอโลหะ ให้อ่านชื่อโลหะที่เป็นไอออนบวก แล้วตามด้วยชื่ออโลหะที่เป็นไอออนลบโดยลงเสียงพยางค์ท้ายด้วย ไอด์ (ide) เช่น

- ออกซิเจน เปลี่ยนเป็น ออกไซด์ (oxide)                                                                                                            - NaCl อ่านว่า โซเดียมคลอไรด์

ถ้าสารประกอบที่เกิดจากธาตุโลหะเดียวกันที่มีไอออนได้หลายชนิด รวมตัวกับอโลหะ ให้อ่านชื่อโลหะที่เป็นไอออนบวกแล้วตามด้วยค่าประจุของไอออนโลหะโดยวงเล็บเป็นเลขโรมัน แล้วตามด้วยอโลหะที่เป็นไอออนลบโดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็นไอด์ (ide) เช่น

- CuS อ่านว่า คอปเปอร์ (II) ซัลไฟด์

2. สารประกอบธาตุสามหรือมากกว่าถ้าสารประกอบเกิดจากไอออนบวกของโลหะ หรือกลุ่มไอออนบวกรวมตัวกับ กลุ่มไอออนลบ ให้อ่านชื่อไอออนบวกของโลหะ (โลหะนั้นเกิดไอออนบวกได้ชนิดเดียว) หรือกลุ่มไอออนบวก แล้วตามด้วยชื่อกลุ่มไอออนลบ เช่น

- Na2SO4 อ่านว่า โซเดียมซัลเฟต

ถ้าสารประกอบเกิดจากโลหะที่เกิดไอออนได้หลายชนิดรวมตัวกับกลุ่มไอออนลบ ให้อ่านชื่อไอออนบวกของโลหะแล้ววงเล็บค่าประจุของไอออนบวกนั้น แล้วจึงอ่านชื่อกลุ่มไอออนลบตามหลัง เช่น

- Cr เกิดไอออนได้ 2 ชนิด คือ Cr2+กับ Cr3+
- CrSO4 อ่านว่า โครเมียม (II) ซัลเฟต

3. ถ้ากลุ่มไอออนบวกหรือกลุ่มไอออนลบมีมากกว่า 1 กลุ่ม ให้ใส่วงเล็บ ( ) และใส่จำนวนกลุ่มไว้ที่มุมล่างขวา

3.3 พันธะโคเวเลนต์           
         พันธะโคเวเลนต์(Covalent bond) หมายถึง พันธะที่เกิดจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน 

การเกิดพันธะโคเวเลนต์       
       เนื่องจาก พันธะโคเวเลนต์ เกิดจากการใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกัน 

- อิเล็กตรอนคู่ที่อะตอมทั้งสองใช้ร่วมกันเรียกว่า “อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ”

- อะตอมที่ใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเรียกว่าอะตอมคู่ร่วมพันธะ

* ถ้าอะตอมคู่ร่วมพันธะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่จะเกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เรียกว่าพันธะเดี่ยวเช่น ในโมเลกุลของไฮโดรเจน

* ถ้าอะตอมคู่ร่วมพันธะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่จะเกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เรียกว่าพันธะคู่เช่น ในโมเลกุลของออกซิเจน

* ถ้าอะตอมคู่ร่วมพันธะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่จะเกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เรียกว่าพันธะสามเช่น ในโมเลกุลของไฮโดรเจน

       จากการศึกษาสารโคเวเลนต์จะพบว่า ธาตุที่จะสร้างพันธะโคเวเลนต์ส่วนมากเป็นธาตุอโลหะกับอโลหะ ทั้งนี้เนื่องจากโลหะมีพลังงานไอออไนเซชันค่อนข้างสูง จึงเสียอิเล็กตรอนได้ยาก เมื่ออโลหะรวมกันเป็นโมเลกุลจึงไม่มีอะตอมใดเสียอิเล็กตรอน มีแต่ใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์ อย่างไรก็ตามโลหะบางชนิดก็สามารถเกิดพันธะโคเวเลนต์กับอโลหะได้ เช่น Be เกิดเป็นสารโคเวเลนต์คือ BeCl2เป็นต้น

ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ พิจารณาจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันของอะตอมคู่ร่วมพันธะ ดังนี้

ก. พันธะเดี่ยวเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะทั้งสองใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ ใช้เส้น ( - ) แทนพันธะเดี่ยว เช่น

ข. พันธะคู่เป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะทั้งสองใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่ ใช้เส้น 2 เส้น ( = ) แทน 1 พันธะคู่ เช่นพันธะระหว่าง O ใน O2, O กับ C ใน CO2, C กับ H ใน C2H4

ค. พันธะสามเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะทั้งสองใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ ใช้เส้น 3 เส้น แทน 1 พันธะสาม เช่น พันธะระหว่าง N กับ N ใน N2, N กับ C ใน HCN

การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์
การเขียนสูตรสารประกอบโคเวเลนต์เรียงตามหลักสากล ดังนี้
Si C Sb As P N H Te S At I Br Cl O F

       จากความรู้เรื่องกฎออกเตต ทำให้สามารถทำนายสูตรอย่างง่ายของสารได้ โดยใช้ความต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะของแต่ละอะตอมของธาตุคูณไขว้ เช่น
ตัวอย่างที่1สูตรของสารประกอบของธาตุ H กับ S ; H และ S มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 1 และ 6 ตามลำดับ ดังนั้น H และ S ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 1 และ 2 ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย

       ตัวอย่าง สูตรของสารประกอบของธาตุ S กับ C ; S และ C มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 6 และ 4 ตามลำดับ ดังนั้น S และ C ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 2 และ 4 ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย

       ตัวอย่าง สูตรของสารประกอบของธาตุ N กับ Cl ; N และ Cl มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 5 และ 7 ตามลำดับ ดังนั้น N และ Cl ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 3 และ 1 ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย

การเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์(Names of Covalent Compounds)
1.อ่านชื่อธาตุที่อยู่ด้านหน้าก่อนตามด้วยธาตุที่อยู่ด้านหลังโดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็นไ-ด์(ide )2
2.อ่านระบุจำนวนอะตอมของธาตุด้วยเลขจำนวนในภาษากรีก ได้แก่                                                                  3.ถ้าธาตุแรกมีอะตอมเดียว ไม่ต้องอ่านระบุจำนวนอะตอมของธาตุนั้นแต่ถ้าธาตุหลังมีเพียงหนึ่งอะตอมก็ต้องระบุจำนวนอะตอมด้วยเสมอ

รูปร่างโมเลกุลโคเวลนต์     

          การจัดเรียงอะตอมต่าง ๆ ในโมเลกุลโคเวเลนต์มีตำแหน่งและทิศทางที่แน่นอนจึงทำให้โมเลกุลโคเวเลนต์ของสารต่าง ๆ มีรูปร่างแตกต่างกัน สิ่งที่ใช้บอกรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์
       จะเป็นอย่างไรนั้น คือ การจัดเวเลนต์อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางของธาตุในโมเลกุลโคเวเลนต์ นอกจากนั้นความยาวพันธะและมุมระหว่างพันธะยังสามารถใช้บอกรูปร่างโมเลกุลได้ด้วย
       ความยาวพันธะ(Bond length)คือ ระยะทางระหว่างนิวเคลียสของอะตอมคู่หนึ่งที่มีพันธะต่อกัน         
       มุมระหว่างพันธะ(Bond angle)คือ มุมที่เกิดจากอะตอมสองอะตอมทำกับอะตอมกลางหรือมุมที่เกิดระหว่างพันธะสองพันธะ                                                                                                                                                          มุม เป็นมุมระหว่างพันธะในโมเลกุล yx2และมุมระหว่างพันธะจะกว้างหรือแคบขึ้นอยู่กับแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวและอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะรอบ ๆ อะตอมกลาง โดยถือหลักว่าโมเลกุลที่เสถียรจะต้องมีพลังงานต่ำ นั่นคือ อะตอมในโมเลกุลต้องจัดเรียงตัวกันเพื่อให้มแรงผลักของคู่อิเล็กตรอนให้น้อยที่สุด

การทำนายรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์โมเลกุลโคเวเลนต์จะมีรูปร่างเป็นอย่างไร พิจารณาจาก
1. จำนวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะรอบอะตอมกลาง (bonding electron)
2. จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวรอบอะตอมกลาง (non bonding electron)

       ดังนั้นการทำนายรูปร่างโมเลกุลให้เลือกอะตอมกลาง ซึ่งเป็นอะตอมที่สร้างพันธะได้มากที่สุดก่อน และนับจำนวนพันธะที่อะตอมกลางสร้างได้ และจำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวรอบอะตอมกลางนั้น แรงผลักทั้งหมดของคู่อิเล็กตรอนที่เกิดจากการสร้างพันธะ และไม่ได้สร้างพันธะจะทำให้เกิดรูปร่างโมเลกุลที่แตกต่างกันดังนี้

1. รูปร่างเส้นตรง ( Linear)
โมเลกุล BeCl2มีสูตรโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้
อะตอมกลาง Be ในโมเลกุล BeCl2มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 2 คู่ และทั้งสองคู่เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ซึ่งจะเกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปร่างเส้นตรง มีมุมระหว่างพันธะเป็น 1800 ดังรูป

2. รูปร่างสามเหลี่ยมแบนราบ (Trigonal planar) ในโมเลกุล BCl3มีสูตรแบบจุดและแบบเส้นดังนี้

อะตอมกลาง B ในโมเลกุล BCl3มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 3 คู่ และทั้ง 3 คู่เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเดี่ยว 3 พันธะ ซึ่งเกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปสามเหลี่ยมแบนราบ มีมุมระหว่างพันธะเป็น 1200ดังรูป

3. รูปร่างทรงสี่หน้า (Tetarhedral) โมเลกุลมีเธน (CH4) มีโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้

อะตอมกลาง C ในโมเลกุล CH4มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 4 คู่ และทั้ง 4 คู่เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเดี่ยว 4 พันธะ ซึ่งเกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุดทำให้โมเลกุลเป็นรูปทรงสี่หน้า มีมุมระหว่างพันธะเป็น 109.50ดังรูป

4. รูปร่างพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม (Trigonal bipyramiddal) โมเลกุล PCl5มีโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้

อะตอมกลาง P ในโมเลกุล PCl5มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 5 คู่ และทั้ง 5 คู่ เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเดี่ยว 5 พันธะ ซึ่งเกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม มีมุมระหว่างพันธะเป็น 1200และ 900ดังรูป

5. รูปร่างทรงแปดหน้า (Octahedral) ในโมเลกุล SF6มีโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้

อะตอมกลางSในโมเลกุลSF6มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด6คู่ และทั้ง6คู่ เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเดี่ยว6พันธะ ซึ่งเกิดจากการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปทรงแปดหน้า มีมุมระหว่างพันธะเป็น900ดังรูป

อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับรูปร่างโมเลกุล       โมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีสูตรคล้ายกัน (คือ มีจำนวนอะตอมเป็นอัตราส่วนเท่ากัน) บางสารก็มีรูปร่างแตกต่างกัน เช่น BeF2และ BeCl2มีรูปร่างโมเลกุลแตกต่างกับ H2O และ H2S จากการพิจารณาพบว่าสิ่งที่ทำให้รูปร่างโมเลกุลของสารเหล่านี้ต่างกันก็คือ จำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางในโมเลกุลว่ามีจำนวนอิเล็กตรอน คู่ร่วมพันธะ และจำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว แตกต่างกันอย่างไร

อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ(Bond pair electrons) คืออิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันเพื่อเกิดพันธะขึ้น

อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว( Lone pair electrons) คืออิเล็กตรอนที่ไม่ได้ใช้เกิดพันธะ

ตามปกติอิเล็กตรอนแต่ละคู่จะออกแรงผลักกัน แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนแต่ละคู่มากน้อยไม่เท่ากัน ซึ่งสามารถเขียนแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ต่าง ๆ จากมากไปหาน้อยได้ดังนี้

e คู่โดดเดี่ยว กับ e คู่โดดเดี่ยว > e คู่โดดเดี่ยว กับ e คู่ร่วมพันธะ > e คู่ร่วมพันธะกับ e คู่ร่วมพันธะ

การพิจารณารูปร่างโมเลกุลที่อะตอมกลางมีจำนวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวแตกต่างกันดังนี้
1. รูปร่างพีระมิดฐานสามเหลี่ยม (Trigonal pyramidal) โมเลกุล NH3มีสูตรโครงสร้างดังนี้

       อะตอมกลางNในโมเลกุลNH3มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด4คู่ มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ3คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว1คู่ อิเล็กตรอนทั้ง4คู่ รอบอะตอมกลางที่กล่าวนี้จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด โดยพยายามปรับตัวให้อยู่ในแนวเส้นตรงที่ชี้ออกจากอะตอมกลางไปยังมุมทั้ง4ของรูปทรงสี่หน้าคล้ายกับมีเทน(CH4)และเนื่องจากแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะของอะตอมNในNH3มีค่ามากว่าแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ จึงทำให้มุมระหว่างพันธะH - N - Hลดลงเหลือ1070และมีรูปร่างโมเลกุลเป็น รูปพีระมิดฐานสามเหลี่ยม ดังรูป

สรุป
โมเลกุลหรือไอออนโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางมี 3 พันธะ (ไม่คำนึงถึงชนิดพันธะ) และมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ 1 คู่ รูปร่างโมเลกุลหรือไอออนเป็นพีระมิดฐานสามเหลี่ยม (pyramidal)

2. รูปร่างโมเลกุลแบบมุมงอหรือตัววี โมเลกุลของ H2O มีสูตรโครงสร้างดังนี้

       อะตอมกลาง O ในโมเลกุล H2O มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 4 คู่ มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ อิเล็กตรอนทั้ง 4 คู่รอบอะตอมกลางนี้จะผลักกันให้ห่างกันมากที่สุดโดยพยายามปรับตัวให้อยู่ในแนวเส้นตรงที่ชี้ออกจากอะตอมกลางไปยังมุมทั้ง 4 ของรูปทรงสี่หน้าคล้ายกับมีเทน (CH4) และเนื่องจากอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวของ O ทั้ง 2 คู่เกิดแรงผลักมากกว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจึงทำให้มุมระหว่างพันธะ H - O - H มีมุมลดลงเหลือ 1050รูปร่างโมเลกุล จึงไม่เป็นเส้นตรงแต่เป็นรูปมุมงอหรือ รูปตัววี ดังรูป

สรุป
โมเลกุลหรือไอออนโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางมี 2 พันธะ (ไม่คำนึงถึงชนิดของพันธะ) และมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ 2 คู่ รูปร่างโมเลกุลหรือไอออนเป็นมุมงอหรือตัววี ( Bent or V - shaped)

หลักการทำนายรูปร่างโมเลกุลและไอออนโคเวเลนต์

1. ต้องทราบเวเลนต์อิเล็กตรอนแต่ละอะตอม หรือทราบเลขอะตอมของธาตุ แล้วจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่าง ๆ ทำให้ทราบเวเลนต์อิเล็กตรอน                                                                                                    2. ต้องทราบสูตรเคมี ของสารที่จะทำนายรูปร่างโมเลกุล                                                                                    3. นำข้อมูลข้อ 1. และข้อ 2. มาเขียนสูตรโครงสร้างแบบจุด หรือสูตรโครงสร้างแบบลิวอิส ตามโมเลกุลหรือไอออนของสารนั้น                                                                                                                                                4. พิจารณาดูที่อะตอมกลางของธาตุของสูตรโครงสร้างที่เขียนขึ้น ว่ามีการจัดเรียงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ตลอดจนจำนวนพันธะว่าเป็นอย่างไร เข้าข่ายลักษณะรูปร่างแบบไหน

สภาพขั้วของโมเลกุล       ในพันธะโคเวเลนต์ อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ จะเคลื่อนที่อยู่ระหว่าง อะตอมทั้งสอง ถ้าพบว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะระหว่างอะตอมคู่ใด เคลื่อนที่อยู่ตรงกลางระหว่างอะตอมพอดี แสดงว่าอะตอมคู่นั้นมีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเท่ากัน แต่ถ้าพบว่า อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ เคลื่อนที่อยู่ใกล้อะตอมใดอะตอมหนึ่ง มากกว่าอีกอะตอมหนึ่ง แสดงว่าอะตอมคู่นั้น มีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะไม่เท่ากัน ดังภาพ

ค่าที่บอกให้ทราบถึงความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนของธาตุที่สร้างพันธะกันเป็นสารประกอบ เรียกว่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี(Electronegativity)ซึ่งขึ้นอยู่กับจำนวนประจุในนิวเคลียส และระยะระหว่างเวเลนต์อิเล็กตรอนกับนิวเคลียส

ธาตุที่มีจำนวนประจุในนิวเคลียสมาก แต่มีระยะระหว่างเวเลนต์อิเล็กตรอนกับนิวเคลียสห่างกันน้อยจะมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่าธาตุที่มีระยะระหว่างเวเลนต์อิเล็กตรอนกับนิวเคลียสห่างกันมาก

อะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง มีแนวโน้มที่จะแสดงอำนาจไฟฟ้าลบ

อะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำ มีแนวโน้มที่จะแสดงอำนาจไฟฟ้าบวก

ลักษณะสำคัญของพันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว

1. เป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เกิดกับคู่อะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน

2. เป็นพันธะโคเวเลนต์ที่มีการกระจายอิเล็กตรอนให้แต่ละอะตอมเท่ากัน

3. พันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้วอาจจะเกิดกับพันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะเดี่ยว เช่น Cl - Cl พันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะคู่ เช่น O = O และพันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะสาม เช่น N N

4. พันธะโคเวเลนต์ที่ไม่มีขั้วเกิดในโมเลกุลใดเรียกว่า โมเลกุลไม่มีขั้ว (non- polar molecule)

ลักษณะสำคัญของพันธะโคเวเลนต์มีขั้ว

1. พันธะโคเวเลนต์มีขั้วเกิดกับคู่อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่างกัน

2. เป็นพันธะโคเวเลนต์ที่มีการกระจายอิเล็กตรอนในแต่ละอะตอมไม่เท่ากัน

3. พันธะโคเวเลนต์มีขั้วเกิดในโมเลกุลใด โมเลกุลนั้นจะมีขั้วหรืออาจจะไม่มีขั้วก็ได้ แต่ถ้าพันธะโคเวเลนต์มีขั้ว เกิดในโมเลกุลที่มีเพียง 2 อะตอม โมเลกุลนั้นต้องเป็นโมเลกุลมีขั้วเสมอ

เขียนสัญลักษณ์แสดงขั้วของพันธะ

ใช้เครื่องหมาย อ่านว่า เดลตา โดยกำหนดให้ว่า พันธะมีขั้วใดที่อะตอมแสดงอำนาจไฟฟ้าลบ (เป็นอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง) ใช้เครื่องหมายแทนด้วย และพันธะโคเวเลนต์มีขั้วใดที่อะตอมแสดงอำนาจไฟฟ้าบวก (เป็นอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำ ) ใช้เครื่องหมายแทนด้วย เช่น HF และ ClF

       สภาพขั้วของพันธะโคเวเลนต์ (Polarity of covalent bond) คือ ความแรงของขั้วของพันธะโคเวเลนต์ กล่าวคือ พันธะโคเวเลนต์ใดที่มีอะตอมของธาตุทั้งสองมีผลต่างของค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีมาก ขั้วของพันธะโคเวเลนต์มีขั้วนั้นจะมีอำนาจขั้วไฟฟ้ามาก คือ มีสภาพขั้วแรง ส่วนพันธะโคเวเลนต์ใดที่มีอะตอมของธาตุทั้งสองมีผลต่างของค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีน้อย ขั้วของพันธะโคเวเลนต์มีขั้วนั้นจะมีอำนาจไฟฟ้าน้อย คือ มีสภาพขั้วต่ำ เช่น

HCl H มี EN = 2.20 Cl มี EN = 3.16

ผลต่างของค่า EN ของอะตอม H กับ Cl = 3.16 - 2.20 = 0.96

FCl F มี EN = 3.98 Cl มี EN = 3.16

ผลต่างของค่า EN ของอะตอม F กับ Cl = 3.98 - 3.16 = 0.82

จะเห็นได้ว่าผลต่างของค่า EN ที่เกิดจากธาตุของพันธะ H - Cl มากกว่าของพันธะ F - Cl ดังนั้นขั้วของพันธะ H - Cl มีสภาพขั้วแรงกว่า ขั้วขอพันธะ F - Cl

จากความรู้เรื่องพันธะโเวเลนต์มีขั้ว และพันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้วสามารถนำมาแบ่งประเภทของโมเลกุลโคเวเลนต์ได้เป็นโมเลกุลมีขั้ว และโมเลกุลไม่มีขั้ว แต่โมเลกุลโคเวเลนต์ใดจะเป็นโมเลกุลมีขั้ว หรือ ไม่มีขั้วนั้นสามารถพิจารณาได้ดังนี้

ก. โมเลกุลที่มีเพียง 2 อะตอม

ถ้าโมเลกุลโคเวเลนต์ใดมีเพียง 2 อะตอม และเป็นอะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน พันธะที่เกิดขึ้นในโมเลกุลเป็นพันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว ดังนั้น โมเลกุลก็จะเป็นโมเลกุลไม่มีขั้วด้วย เช่น H2, O2, N2

ถ้าโมเลกุลโคเวเลนต์ใดมีเพียง 2 อะตอม และเป็นอะตอมของธาตุต่างชนิดกัน พันธะที่เกิดขึ้นในโมเลกุลเป็นพันธะโคเวเลนต์มีขั้ว ดังนั้นโมเลกุลก็จะเป็นโมเลกุลมีขั้วด้วย เช่น HCl , ClF , HI

ข. โมเลกุลที่มี 3 อะตอมหรือมากกว่า

ถ้าโมเลกุลที่เกิดจากพันธะมีขั้ว และมีรูปร่างของโมเลกุลสมมาตร โมเลกุลนั้นจะเป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว เพราะมีผลรวมของทิศทางของแรงดึงดูดอิเล็กตรอนทั้งหมดในโมเลกุลเป็นศูนย์ เช่น

โมเลกุลที่มีรูปร่างสมมาตร

       จะต้องเป็นโมเลกุลที่อะตอมกลางไม่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว และอะตอมกลางในโมเลกุลต้องสร้างพันธะชนิดเดียวกันหมด นอกจากนี้โมเลกุลที่มีพันธะชนิดเดียวกัน 4 พันธะแต่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ 2 คู่ ก็จัดเป็นโมเลกุลที่มีรูปร่างสมมาตรชนิดหนึ่ง เช่น มีเทน (CH4) อะตอมกลางคือ C ไม่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว และอะตอม C สร้างพันธะกับอะตอม H ชนิดเดียวกันทั้ง 4 พันธะ คือ C - H ดังนั้น โมเลกุล CH4จึงเป็นโมเลกุลที่มีรูปร่างสมมาตร

โมเลกุลที่มีรูปร่างไม่สมมาตร

       จะต้องเป็นโมเลกุลที่อะตอมกลางมีเวเลนต์อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว เช่น โมเลกุลแอมโมเนีย (NH3) มีอะตอม N เป็นอะตอมกลางใช้อิเล็กตรอนสร้างพันธะกับอะตอม H 3 พันธะ แล้วยังเหลือเวเลนต์อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ ดังนั้นโมเลกุลของแอมโมเนียเป็นโมเลกุลที่มีรูปร่างไม่สมมาตร

       นอกจากนี้โมเลกุลที่มีรูปร่างไม่สมมาตรอาจจะหมายถึง โมเลกุลที่อะตอมกลางใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนสร้างพันธะทั้งหมด แต่พันธะรอบอะตอมกลางเป็นพันธะต่างชนิดกัน เช่น โมเลกุลคลอโรมีเทน (CH3Cl) มีอะตอมกลางใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนสร้างพันธะกับอะตอม H 3 พันธะ และกับอะตอมของ Cl 1 พันธะ อะตอม C มีพันธะทั้งหมด 4 พันธะเป็นพันธะต่างชนิดกัน ดังนั้นโมเลกุลของคลอโรมีเทนเป็นโมเลกุลมีรูปร่างไม่สมมาตร

3.4 พันธะโลหะ
          พันธะโลหะ หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวที่ทำให้อะตอมของโลหะ อยู่ด้วยกันในก้อนของโลหะ โดยมีการใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมของโลหะ โดยที่เวเลนต์อิเล็กตรอนนี้ไม่ได้เป็นของอะตอมหนึ่งอะตอมใดโดยเฉพาะ เนื่องจากมีการเคลื่อนที่ตลอดเวลา ทุกๆอะตอมของโลหะจะอยู่ติดกันกับอะตอมอื่นๆ ต่อเนื่องกันไม่มีที่สิ้นสุด จึงทำให้โลหะไม่มีสูตรโมเลกุล ที่เขียนกันเป็นสูตรอย่างง่าย หรือสัญลักษณ์ของธาตุนั้นเอง

•  นำความร้อนได้ดี  นำไฟฟ้าได้

• รีดเป็นแผ่นได้ง่าย

•  ดึงเป็นเส้นยาว ๆ ได้โดยไม่ขาดง่าย
•  จุดหลอมเหลวสูง
•  มีความเป็นมันวาว
•  เชื่อมต่อกันได้

การที่โลหะมีพันธะโลหะจึงทำให้โลหะมีสมบัติทั่วไป ดังนี้

1. โลหะเป็นตัวนำไฟฟ้าที่ดี เพราะอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ได้ง่าย

2. โลหะมีจุดหลอมเหลวสูง เพราะเวเลนต์อิเล็กตรอนของอะตอมทั้งหมดในก้อนโลหะยึดอะตอมไว้อย่างเหนียวแน่น

3. โลหะสามารถตีแผ่เป็นแผ่นบางๆได้ เพราะมีกลุ่มเวเลนต์อิเล็กตรอนทำหน้าที่ยึดอนุภาคให้เรียงกันไม่ขาดออกจากกัน

4. โลหะมีผิวเป็นมันวาว เพราะกลุ่มอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่โดยอิสระมีปฏิกิริยาต่อแสง จึงสะท้อนแสงทำให้มองเห็นเป็นมันวาว

5. สถานะปกติเป็นของแข็ง ยกเว้น Hg เป็นของเหลว

6. โลหะนำความร้อนได้ดี เพราะอิเล็กตรอนอิสระเคลื่อนที่ได้ทุกทิศทาง