ดูวิดีโอตัวอย่างการถ่ายเทอิเล็กตรอน
เป็นพันธะที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนข้างนอกร่วมกันระหว่างอะตอมของธาตุหนึ่งกับอีกธาตุหนึ่ง
แบ่งเป็น 3 ชนิดด้วยกัน
1. พันธะเดี่ยว (Single covalent bond) เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 อิเล็กตรอน เช่น F2 Cl2 CH4 เป็นต้น
2. พันธะคู่ ( Doublecovalent bond ) เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของธาตุทั้งสองเป็นคู่ หรือ 2 อิเล็กตรอน เช่น O2 CO2 C2H4 เป็นต้น
3. พันธะสาม ( Triple covalent bond ) เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 อิเล็กตรอน ของธาตุทั้งสอง เช่น N2 C2H2 เป็นต้น
พันธะโคเวเลนต์แบ่งเป็น 2 ประเภท คือ
1. พันธะโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้ว คือพันธะที่เกิดจากอะตอมทั้ง 2 มีการใช้อิเล็กตรอนเท่าๆกัน (มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีหรือความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนเท่ากัน) และเมื่ออะตอมทั้งสองสร้างพันธะต่อกันแล้วอิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่รอบๆและใช้เวลากับอะตอมทั้งสองเท่าๆกัน
2. พันธะโคเวเลนต์แบบมีขั้ว อะตอมทั้งสองมีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันแต่ไม่เท่ากัน นั่นคืออะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงจะดึงอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองได้มากกว่า
หรืออาจกล่าวได้ว่าเมื่ออะตอมทั้งสองสร้างพันธะต่อกันแล้วอิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่รอบๆอะตอมทั้งสองแต่ว่าจะใช้เวลาสำหรับอะตอมทั้งสองไม่เท่ากัน คือจะเกิดประจุลบขึ้นเล็กน้อย (partial negative charge) กับอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง และประจุบวกขึ้นเล็กน้อย (partial positive charge) กับอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำกว่า
http://www.youtube.com/watch?v=HCBsE6CDjKc&feature=related
ขั้วของโมเลกุล
การพิจารณารูปร่างโมเลกุลโควาเลนต์
โมเลกุลโควาเลนต์ในสามมิตินั้น สามารถพิจารณาได้จากการผลักกันของอิเล็กตรอนที่มีอยู่รอบๆ อะตอมกลางเป็นสำคัญ โดยอาศัยหลักการที่ว่า อิเล็กตรอนเป็นประจุลบเหมือนๆ กัน ย่อมพยายามที่แยกตัวออกจากกนให้มากที่สุดเท่าที่จะกระทำได้ ดังนั้นการพิจารณาหาจำนวนกลุ่มของอิเล็กตรอนที่อยู่รอบๆ นิวเคลียสและอะตอมกลาง จะสามารถบ่งบอกถึงโครงสร้างของโมเลกุลนั้น ๆ ได้ โดยที่กลุ่มต่างๆ มีดังนี้
ทั้งนี้โดยเรียงตามลำดับความสารารถในการผลักอิเลคตรอนกลุ่มอื่นเนื่องจาก อิเลคตรอนโดดเดี่ยวและอิเลคตรอนที่สร้างพันธะนั้นต่างกันตรงที่อิเล็กตรอน โดยเดี่ยวนั้นถูกยึดด้วยอะตอมเพียงตัวเดียว ในขณะที่อิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะถูกยึดด้วยอะตอม 2 ตัวจึงเป็นผลให้อิเลคตรอนโดดเดี่ยวมีอิสระมากกว่าสามารถครองพื้นที่ในสามมิ ตได้มากกว่า ส่วนอิเล็กตรอนเดี่ยวและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว รวมไปถึงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะแบบต่าง ๆ นั้นมีจำนวนอิเลคตรอนไม่เท่ากันจึงส่งผลในการผลักอิเลคตรอนกลุ่มอื่นๆ ได้มีเท่ากัน โครงสร้างที่เกิดจกการผลักกันของอิเล็กตรอนนั้น สามารถจัดเป็นกลุ่มได้ตามจำนวนของอิเล็กรอนที่มีอยู่ได้ตั้งแต่ 1 กลุ่ม 2 กลุ่ม 3 กลุ่ม ไปเรื่อยๆ เรียกวิธีการจัดตัวแบบนี้ว่า ทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนวงนอก (Valence Shell Electron Pair Repulsion : VSEPR) ดังภาพ
เนื่องจากโมเลกุลโควาเลนต์ปกติจะไม่ต่อเชื่อมกันแบบเป็นร่างแหอย่างพันธะโลหะหรือไอออนิก แต่จะมีขอบเขตที่แน่นอนจึงต้องพิจารณาแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลด้วย ซึ่งจะเป็นส่วนที่ใช้อธิบายสมบัติทางกายภาพของโมเลกุลโควาเลนต์ อันได้แก่ ความหนาแน่น จุดเดือด จุดหลอมเหลว หรือความดันไอได้ โดยแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลนั้นเกิดจากแรงดึงดูดเนื่องจากความแตกต่างของประจุเป็นสำคัญ ได้แก่
1. แรงลอนดอน ( London Force) เป็นแรงที่ เกิดจากการดึงดูดทางไฟฟ้าของโมเลกุลที่ไม่มีขั้วซึ่งแรงดึงดูดทางไฟฟ้านั้น เกิดได้จากการเลื่อนที่ของอิเล็กตรอนอย่างเสียสมดุลทำให้เกิดขั้วเล็กน้อย และขั้วไฟฟ้าเกิดขึ้นชั่วคราวนี้เอง จะเหนี่ยวนำกับโมเลกุลข้างเคียงให้มีแรงยึดเหนี่ยวเกิดขึ้น ดังภาพ
อิเล็กตรอนสม่ำเสมอ........................อิเล็กตรอนมีการเปลี่ยนแปลงตามเวลา
ดังนั้นยิ่งโมเลกุลมีขนาดใหญ่ก็จุยิ่งมีโอกาสที่อิเลคตรอนเคลื่อนที่ได้ เสียสมดุลมากจึงอาจกล่าวได้ว่าแรงลอนดอนแปรผันตรงกับขนาดของโมเลกุล เช่น F2 Cl2 Br2 I2 และ CO2 เป็นต้น
2. แรงดึงดูดระหว่างขั้ว (Dipole-Dipole interaction)เป็นแรงยึดเหนี่ยวที่เกิดระหว่างโมเลกุลที่มีขั้วสองโมเลกุลขึ้นไปเป็นแรงดึงดูดทางไฟฟ้าที่แข็งแรงกว่าแรงลอนดอน เพราะเป็นขั้นไฟฟ้าที่เกิดขึ้นอย่างถาวร โมเลกุลจะเอาด้านที่มีประจุตรงข้ามกันหันเข้าหากัน ตามแรงดึงดูดทางประจุ เช่น H2O HCl H2S และ CO เป็นต้น ดังภาพ
3. พันธะไฮโดรเจน ( hydrogen bond ) เป็น แรงยึดเหนี่ยวที่มีค่าสูงมาก โดยเกิดระหว่างไฮโดรเจนกับธาตุที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ เกิดขึ้นได้ต้องมีปัจจัยต่างๆ ได้แก่ ไฮโดรเจนที่ขาดอิเล็กตรอนอันเนื่องจากถูกส่วนที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี สูงในโมเลกุลดึงไป จนกระทั้งไฮโดรเจนมีสภาพเป็นบวกสูงและจะต้องมีธาตุที่มีอิเลคตรอนคู่โดด เดี่ยวเหลือและมีความหนาแน่นอิเลคตรอนสูงพอให้ไฮโดรเจนที่ขาดอิเลคตรอนนั้น เข้ามาสร้างแรงยึดเหนี่ยวด้วยได้เช่น H2O HF NH3 เป็นต้น ดังภาพ
ในกรณีของ น้ำแข็ง โมเลกุลของน้ำแต่ละโมเลกุลสร้างพันธะไฮโดรเจนกับโมเลกุลอื่นๆอีก 4 โมเลกุลเช่นเดียวกัน แต่มีความเป็นระเบียบมากกว่า โดยระยะห่างระหว่างออกซิเจนของโมเลกุลของตัวมันเองกับโมเลกุลใกล้เคียงมีค่าประมาณ 2.76 อังสตรอม (Ao) ผลึกของน้ำแข็งมีได้หลายรูป แต่รูปที่พบในธรรมชาติ คือ hexagonal
ออกซิเจนซึ่งมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 6 ดังนั้นเมื่อใช้อิเล็กตรอนไป 2 ตัวเพื่อเกิดพันธะโคเวเลนต์กับ H สองอะตอม (อะตอมละ 1 อิเล็กตรอน) จึงเหลือ 4 อิเล็กตรอนหรือมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ ดังรูป
สภาพขั้วของโมเลกุลน้ำและก๊าซคาร์บอนไดออกไซด์
การอ่านชื่อสารประกอบโควาเลนซ์
- สารประกอบของธาตุคู่ ให้อ่านชื่อธาตุที่อยู่ข้างหน้าก่อน แล้วตามด้วยชื่อธาตุที่อยู่หลัง โดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็น “ ไอด์” (ide)
- ให้ระบุจำนวนอะตอมของแต่ละธาตุด้วยเลขจำนวนในภาษากรีก ดังตาราง
- ถ้าสารประกอบนั้นอะตอมของธาตุแรกมีเพียงอะตอมเดียว ไม่ต้องระบุจำนวนอะตอมของธาตุนั้น แต่ถ้าเป็นอะตอมของธาตุหลังให้อ่าน “ มอนอ” เสมอ
ประเภทของพันธะโคเวเลนต์
1. พันธะโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้ว คือพันธะที่เกิดจากอะตอมทั้ง 2 มีการใช้อิเล็กตรอนเท่าๆกัน (มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีหรือความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนเท่ากัน) และเมื่ออะตอมทั้งสองสร้างพันธะต่อกันแล้วอิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่รอบๆและใช้เวลากับอะตอมทั้งสองเท่าๆกัน
หรืออาจกล่าวได้ว่าเมื่ออะตอมทั้งสองสร้างพันธะต่อกันแล้วอิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่รอบๆอะตอมทั้งสองแต่ว่าจะใช้เวลาสำหรับอะตอมทั้งสองไม่เท่ากัน คือจะเกิดประจุลบขึ้นเล็กน้อย (partial negative charge) กับอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง และประจุบวกขึ้นเล็กน้อย (partial positive charge) กับอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำกว่า
| สภาพขั้วของโมเลกุลโคเวเลนต์ - โมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีพันธะโคเวเลนต์แบบมีขั้ว อาจเป็นโมเลกุลมีขั้วหรือไม่มีขั้วก็ได้ - โมเลกุลโคเวเลนต์มีพันธะโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้ว โมเลกุลก็ต้องไม่มีขั้วด้วย - สภาพขั้วของของโมเลกุลขึ้นอยู่กับผลรวมเวกเตอร์ทางคณิตศาสตร์ของทุกพันธะในโมเลกุล ถ้าผลรวมเวกเตอร์หักล้างกันหมด (ผลรวมเวกเตอร์เท่ากับศูนย์) แสดงว่าเป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว เช่น CO2 |
ขั้วของโมเลกุล
การพิจารณารูปร่างโมเลกุลโควาเลนต์
โมเลกุลโควาเลนต์ในสามมิตินั้น สามารถพิจารณาได้จากการผลักกันของอิเล็กตรอนที่มีอยู่รอบๆ อะตอมกลางเป็นสำคัญ โดยอาศัยหลักการที่ว่า อิเล็กตรอนเป็นประจุลบเหมือนๆ กัน ย่อมพยายามที่แยกตัวออกจากกนให้มากที่สุดเท่าที่จะกระทำได้ ดังนั้นการพิจารณาหาจำนวนกลุ่มของอิเล็กตรอนที่อยู่รอบๆ นิวเคลียสและอะตอมกลาง จะสามารถบ่งบอกถึงโครงสร้างของโมเลกุลนั้น ๆ ได้ โดยที่กลุ่มต่างๆ มีดังนี้
- อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
- อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะได้แก่ พันธะเดี่ยว พันธะคู่ และพันธะสาม
- อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะได้แก่ พันธะเดี่ยว พันธะคู่ และพันธะสาม
ทั้งนี้โดยเรียงตามลำดับความสารารถในการผลักอิเลคตรอนกลุ่มอื่นเนื่องจาก อิเลคตรอนโดดเดี่ยวและอิเลคตรอนที่สร้างพันธะนั้นต่างกันตรงที่อิเล็กตรอน โดยเดี่ยวนั้นถูกยึดด้วยอะตอมเพียงตัวเดียว ในขณะที่อิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะถูกยึดด้วยอะตอม 2 ตัวจึงเป็นผลให้อิเลคตรอนโดดเดี่ยวมีอิสระมากกว่าสามารถครองพื้นที่ในสามมิ ตได้มากกว่า ส่วนอิเล็กตรอนเดี่ยวและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว รวมไปถึงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะแบบต่าง ๆ นั้นมีจำนวนอิเลคตรอนไม่เท่ากันจึงส่งผลในการผลักอิเลคตรอนกลุ่มอื่นๆ ได้มีเท่ากัน โครงสร้างที่เกิดจกการผลักกันของอิเล็กตรอนนั้น สามารถจัดเป็นกลุ่มได้ตามจำนวนของอิเล็กรอนที่มีอยู่ได้ตั้งแต่ 1 กลุ่ม 2 กลุ่ม 3 กลุ่ม ไปเรื่อยๆ เรียกวิธีการจัดตัวแบบนี้ว่า ทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนวงนอก (Valence Shell Electron Pair Repulsion : VSEPR) ดังภาพ
ภาพแสดงรูปร่างโครงสร้างโมเลกุลโควาเลนต์แบบต่างๆ
ตามทฤษฎี VSEPR
หมายเหตุ A คือ จำนวนอะตอมกลาง (สีแดง)
X คือ จำนวน อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะ (สีน้ำเงิน)
E คือ จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (สีเขียว)
X คือ จำนวน อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะ (สีน้ำเงิน)
E คือ จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (สีเขียว)
แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ( Van de waals interaction)
เนื่องจากโมเลกุลโควาเลนต์ปกติจะไม่ต่อเชื่อมกันแบบเป็นร่างแหอย่างพันธะโลหะหรือไอออนิก แต่จะมีขอบเขตที่แน่นอนจึงต้องพิจารณาแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลด้วย ซึ่งจะเป็นส่วนที่ใช้อธิบายสมบัติทางกายภาพของโมเลกุลโควาเลนต์ อันได้แก่ ความหนาแน่น จุดเดือด จุดหลอมเหลว หรือความดันไอได้ โดยแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลนั้นเกิดจากแรงดึงดูดเนื่องจากความแตกต่างของประจุเป็นสำคัญ ได้แก่
1. แรงลอนดอน ( London Force) เป็นแรงที่ เกิดจากการดึงดูดทางไฟฟ้าของโมเลกุลที่ไม่มีขั้วซึ่งแรงดึงดูดทางไฟฟ้านั้น เกิดได้จากการเลื่อนที่ของอิเล็กตรอนอย่างเสียสมดุลทำให้เกิดขั้วเล็กน้อย และขั้วไฟฟ้าเกิดขึ้นชั่วคราวนี้เอง จะเหนี่ยวนำกับโมเลกุลข้างเคียงให้มีแรงยึดเหนี่ยวเกิดขึ้น ดังภาพ
อิเล็กตรอนสม่ำเสมอ........................อิเล็กตรอนมีการเปลี่ยนแปลงตามเวลา
ดังนั้นยิ่งโมเลกุลมีขนาดใหญ่ก็จุยิ่งมีโอกาสที่อิเลคตรอนเคลื่อนที่ได้ เสียสมดุลมากจึงอาจกล่าวได้ว่าแรงลอนดอนแปรผันตรงกับขนาดของโมเลกุล เช่น F2 Cl2 Br2 I2 และ CO2 เป็นต้น
2. แรงดึงดูดระหว่างขั้ว (Dipole-Dipole interaction)เป็นแรงยึดเหนี่ยวที่เกิดระหว่างโมเลกุลที่มีขั้วสองโมเลกุลขึ้นไปเป็นแรงดึงดูดทางไฟฟ้าที่แข็งแรงกว่าแรงลอนดอน เพราะเป็นขั้นไฟฟ้าที่เกิดขึ้นอย่างถาวร โมเลกุลจะเอาด้านที่มีประจุตรงข้ามกันหันเข้าหากัน ตามแรงดึงดูดทางประจุ เช่น H2O HCl H2S และ CO เป็นต้น ดังภาพ
3. พันธะไฮโดรเจน ( hydrogen bond ) เป็น แรงยึดเหนี่ยวที่มีค่าสูงมาก โดยเกิดระหว่างไฮโดรเจนกับธาตุที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ เกิดขึ้นได้ต้องมีปัจจัยต่างๆ ได้แก่ ไฮโดรเจนที่ขาดอิเล็กตรอนอันเนื่องจากถูกส่วนที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี สูงในโมเลกุลดึงไป จนกระทั้งไฮโดรเจนมีสภาพเป็นบวกสูงและจะต้องมีธาตุที่มีอิเลคตรอนคู่โดด เดี่ยวเหลือและมีความหนาแน่นอิเลคตรอนสูงพอให้ไฮโดรเจนที่ขาดอิเลคตรอนนั้น เข้ามาสร้างแรงยึดเหนี่ยวด้วยได้เช่น H2O HF NH3 เป็นต้น ดังภาพ
http://www.nyu.edu/pages/mathmol/textbook/info_water.html
ในกรณีของ น้ำแข็ง โมเลกุลของน้ำแต่ละโมเลกุลสร้างพันธะไฮโดรเจนกับโมเลกุลอื่นๆอีก 4 โมเลกุลเช่นเดียวกัน แต่มีความเป็นระเบียบมากกว่า โดยระยะห่างระหว่างออกซิเจนของโมเลกุลของตัวมันเองกับโมเลกุลใกล้เคียงมีค่าประมาณ 2.76 อังสตรอม (Ao) ผลึกของน้ำแข็งมีได้หลายรูป แต่รูปที่พบในธรรมชาติ คือ hexagonal
www.ill.fr/dif/ 3D-gallery.html
| เพื่อความเข้าใจมากขึ้นขออธิบายพันธะไฮโดรเจนผ่านกระบวนการการเกิดเป็นน้ำแข็งของน้ำ ซึ่งจะช่วยให้แยกแยะระหว่างพันธะโคเวเลนต์กับพันธะไฮโดรเจนได้เป็นอย่างดี | ||
น้ำ 1 โมเลกุลประกอบด้วย | ||
ออกซิเจนซึ่งมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 6 ดังนั้นเมื่อใช้อิเล็กตรอนไป 2 ตัวเพื่อเกิดพันธะโคเวเลนต์กับ H สองอะตอม (อะตอมละ 1 อิเล็กตรอน) จึงเหลือ 4 อิเล็กตรอนหรือมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ ดังรูป
| ดังนั้นน้ำแข็งจึงเกิดจากโมเลกุลของน้ำหลายๆโมเลกุลเชื่อมกัน หรืออาจกล่าวได้ว่าอะตอมของ O เชื่อมกันโดยอาศัยพันธะโคเวเลนต์และพันธะไฮโดรเจนร่วมกัน โดย 1 อะตอมของออกซิเจนจะเชื่อมกับอีก 4 อะตอมของออกซิเจน | ||
การเกิดพันธะไฮโดรเจนของโมเลกุลน้ำ
