พันธะเคมี

พันธะเคมี

แรงยึดเหนี่ยวทางเคมี

ในชีวิตประจำวันทั่วๆไปจะพบว่าสารชนิดหนึ่งๆมักจะอยู่รวมกันเป็นกลุ่มก้อนและเมื่อต้องการทำให้แยกออกจากกันจะต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่งตัวอย่างเช่น

1. เมื่อให้ความร้อนแก่สารจนกระทั่งโมเลกุลของสารมีพลังงานสูงพอจะทำให้เกิด

การเปลี่ยนสถานะ น้ำแข็ง (ให้พลังงานความร้อน) เปลี่ยนสถานะเป็น น้ำ(ของเหลว) ให้พลังงานความร้อน เปลี่ยนสถานะเป็น ไอน้ำ
สารบางชนิดอาจแยกสลายออกเป็นสารหลายชนิดได้

2. เมื่อให้พลังงานไฟฟ้าโมเลกุลของสารบางชนิดจะสลายตัวให้ธาตุที่เป็นองค์ประกอบ เช่นการแยกน้ำด้วยไฟฟ้า

จากข้อมูลข้างต้น แสดงว่ามีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล และแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมที่เป็นองค์ประกอบของโมเลกุลเราสามารถแบ่งแรงยึดเหนี่ยวออกเป็น 2 ประเภทดังนี้

1. แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล (พันธะเคมี) อะตอม - อะตอม ได้แก่

พันธะโคเวเลนต์ (covelent bond)
พันธะไอออนิก (ionic bond)
พันธะโลหะ (metallic bond)

2. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล โมเลกุล - โมเลกุล ได้แก่

แรงแวนเดอร์วาลส์ (vanderwaal force)
แรงดึงดูดระหว่างขั้ว (dipole-dipole interation)
พันธะไฮโดรเจน (hydrogen bond)

พันธะเคมี

พันธะเคมี คือ แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมกับอะตอมภายในโมเลกุล เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมที่ทำให้เกิดโมเลกุลของสาร

กฎออกเตด ( Octet rule )

จากการศึกษาเกี่ยวกับธาตุก๊าซเฉื่อย เช่น He Ne Ar Kr พบว่าเป็นธาตุที่โมเลกุลเป็นอะตอมเดี่ยว คือในหนึ่งโมเลกุลของก๊าซเฉื่อยจะมีเพียง 1 อะตอม แสดงว่าเป็นธาตุที่เสถียรมาก ทำให้นักวิทยาศาสตร์สนใจที่จะค้นคว้าถึงเหตุผลที่ทำให้ธาตุเฉื่อยมีความเสถียร และจากการศึกษาโครงสร้างอะตอมของธาตุเฉื่อยมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนวงนอกสุดเหมือนกัน คือมี 8 อิเล็กตรอน(ยกเว้น He มี 2 อิเล็กตรอน) เช่น

2He = 2 10Ne = 2 , 8 18Ar = 2 , 8 , 8 36Kr = 2 , 8 , 18 , 8

ส่วนธาตุหมู่อื่นมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุด ไม่ครบ 8 เช่น

1H = 1 6C = 2 , 4 7N = 2 , 5 8O = 2 , 6

ธาตุที่มีวาเลนต์อิเล็กตรอนไม่ครบ 8 ในธรรมชาติจะไม่สามารถอยู่เป็นอะตอมเดี่ยวๆได้ ซึ่งแสดงว่าไม่เสถียร ต้องรวมกันเป็นโมเลกุลซึ่งอาจจะมี 2 อะตอมหรือมากกว่า

การที่อะตอมของธาตุต่างๆ รวมตัวกันด้วยสัดส่วนที่ทำให้วาเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8 นี้ นักวิทยาศาสตร์ได้ตั้งเป็นกฎขึ้นเรียกว่า กฎออกเตต

การรวมกันเพื่อทำให้อะตอม มีวาเลนต์อิเล็กตรอนครบ 8 อาจมีลักษณะดังนี้

1.อะตอมใช้วาเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่ๆ จะเกิด "พันธะโคเวเลนต์ "

2.อะตอม ให้หรือรับอิเล็กตรอน จะเกิดเป็น " พันธะไอออนิค "

3.อะตอมใช้วาเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันทั้งก้อน จะเกิดเป็น " พันธะโลหะ "

(ความแข็งแรงของพันธะ พันธะโลหะ > พันธะไอออนิค > พันธะโคเวเลนต์)

แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล

สารในธรรมชาติส่วนใหญ่จะไม่อยู่ในอิสระโดดๆ แต่อยู่รวมกันเป็นกลุ่มเป็นก้อน เช่นในของแข็งและของเหลวสามารถรวมกันอยู่เป็นกลุ่มก้อนแสดงว่าอะตอมเหล่านั้นมีแรงยึดเหนี่ยวต่อกัน ถ้าต้องการแยกสารที่อยู่รวมกันออกจากกัน เช่น การแยกก้อนหินออกเป็นก้อนเล็กๆ ต้องใช้พลังงานโดยใช้แรงทุบหรือนำไปเผาไฟ การแยกสารเคมีออกจากกันจะใช้พลังงานหรือไม่ จะเห็นได้ว่า การแยกสารออกจากกันนั้นต้องใช้พลังงาน และการที่อะตอมสามารถรวมกันเป็นโมเลกุลเมื่อต้องการให้สลายตัวกลับมาเป็นอะตอมจะต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่ง ซึ่งเมื่อต้องการทำให้แยกออกจากกันจะต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่ง ดังนั้น อนุภาคภายในของสารจะต้องมีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกัน โดยแรงยึดเหนี่ยวระหว่างของแข็งนั้นจะมากกว่าของเหลวและก๊าซ

พันธะเคมี (Chemical bond) หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเพื่อให้อยู่ในโมเลกุล หรือแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลเพื่อทำให้อยู่กันเป็นก้อน
คำว่า พันธะ มาจาก Bond ซึ่งหมายถึง แรงยึดเหนี่ยว ดังนั้นเมื่อกล่าวถึงพันธะเคมีก็จะศึกษาถึงแรงยึดเหนี่ยวในทางเคมีนั่นเอง ซึ่งอาจจะเป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมด้วย และยังรวมถึงแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลด้วยกันให้เป็นกลุ่มก้อน

สาเหตุที่มีการสร้างพันธะหรือแรงยึดเหนี่ยว

จากความรู้เรื่องธาตุหมู่ 8A (ก๊าซเฉื่อย) จัดเป็นธาตุที่เฉื่อยต่อการเกิดปฏิกิริยากับธาตุอื่นๆ ที่เป็นเช่นนี้เพราะก๊าซเฉื่อยมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในวงนอกสุดเป็น 8 (ยกเว้น He เป็น 2) ทำให้โครงสร้างอะตอมของก๊าซเฉื่อยเสถียร มีพลังงานต่ำ ดังนั้นในการสร้างพันธะเคมีของอะตอมของธาตุอื่นๆ จึงพยายามที่จะทำให้ตัวเองเสถียรเหมือนก๊าซเฉื่อย โดยอาจจะมีการจ่าย เวเลนซ์อิเล็กตรอนออกไปหรือรับอิเล็กตรอนเพิ่มเข้ามา หรือนำเอาเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาใช้ร่วมกับอะตอมอื่น ทั้งนี้เพื่อทำให้ เวเลนซ์อิเล็กตรอนครบ 8 ซึ่งเป็นไปตามกฎที่ใช้สร้างพันธะเคมี เรียกกฎนี้ว่า “กฎออกเตต” (Octet rule)

1. อะตอมให้อิเล็กตรอนในชั้นพลังงานนอกสุด (เวเลนซ์อิเล็กตรอน) แก่อะตอมอื่น

2. อะตอมรับอิเล็กตรอนในชั้นพลังงานนอกสุดของอะตอมเข้าสู่ชั้นนอกสุดของตัวเอง

3. อะตอมใช้อิเล็กตรอนในชั้นพลังงานนอกสุดร่วมกันกับอิเล็กตรอนในชั้นพลังงานนอกสุดของอะตอมอื่น ซึ่งทำให้เกิดแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมของธาตุแล้ว ยังสามารถเกิดแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของสารได้ด้วย

แรงยึดเหนี่ยวของสารมี 2 ประเภท

1. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล การทำให้สารเปลี่ยนแปลงจะต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่ง ซึ่งจะมากหรือน้อยขึ้นอยู่กับชนิดของสาร ข้อมูลที่ยืนยันว่าสารมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ได้แก่ จุดเดือด จุดหลอมเหลว ความร้อนแฝง การที่ต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่งทำให้ของแข็งเป็นหลอมเหลวหรือเปลี่ยนสถานะจากของแข็ง ของเหลว การที่จะให้ของเหลวเดือดหรือเปลี่ยนแปลงสถานะ จากของเหลวกลายเป็นไอ เช่น น้ำในสถานะของเหลว ณ อุณหภูมิห้อง เมื่อได้รับ ความร้อนจะระเหยกลายเป็นไอ ไอน้ำก็คือโมเลกุลของน้ำ ซึ่งแสดงว่าโมเลกุลของน้ำจะต้องมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างกันอยู่
2. แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล โดยทั่วไป โมเลกุลของสารจะประกอบด้วยอะตอมตั้งแต่ 2 อะตอมขึ้นไป เช่น HCl, HNO3, NH3 เป็นต้น (ยกเว้นโมเลกุลของก๊าซเฉื่อยซึ่ง 1 โมเลกุลประกอบด้วยหนึ่งอะตอม เช่น He, Ne, Ar) จากการทดลองพบว่าการที่จะทำให้โมเลกุลเหล่านี้สลายตัวออกเป็นอะตอมต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่ง เช่น ถ้าต้องการจะทำลายพันธะระหว่างคาร์บอน-คาร์บอน ในอีเทน(ethane;H3C-CH3), เอทิลลีน(ethylene ; H2C=CH2) และ อะเซทิลีน(acetylene ; HCºCH) พันธะของคาร์บอน-คาร์บอน ในโมเลกุลเหล่านี้เป็น พันธะเดี่ยว พันธะคู่ และพันธะสาม ตามลำดับ และพลังงานที่ใช้ในการสลายพันธะจะขึ้นอยู่กับชนิดของพันธะระหว่างคาร์บอน-คาร์บอน คือ

เมื่อ H = แทนพลังงานที่ถ่ายเทจากสิ่งแวดล้อมเข้าไปในโมเลกุล ส่วนเครื่องหมายบวก (+) หมายความว่า การสลายพันธะในโมเลกุลเป็นกระบวนการดูดความร้อน (endothermic) จากตัวอย่างข้างต้น แสดงให้เห็นว่าอะตอมของธาตุต้องมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมในโมเลกุลและแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมคู่หนึ่ง ๆ ในโมเลกุล เรียกว่า พันธะเคมี (chemical bond)

แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม (ภายในโมเลกุล)

แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม แบ่งออกเป็น 3 ชนิด คือ

1. พันธะโลหะ (แรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกกับเวเลนซ์อิเล็กตรอน)

2. พันธะไอออนิก (แรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกกับไอออนลบ)

3. พันธะโคเวเลนต์ (แรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนที่แชร์กันกับนิวเคลียส)

แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล (เกิดเฉพาะในพันธะโคเวเลนต์ ใช้บอกจุดเดือด)

เมื่อโมเลกุลหลายๆ โมเลกุลอยู่รวมกันเป็นกลุ่มเป็นก้อนได้นั้น จะต้องมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลซึ่งยึดแต่ละโมเลกุลเหล่านั้น ตัวอย่างเช่น น้ำในแก้วหนึ่งประกอบด้วยโมเลกุลของน้ำจำนวนมากโดยที่แต่ละโมเลกุลยึดเหนี่ยวกันในรูปของของเหลว เมื่อให้ความร้อนแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของน้ำก็จะถูกทำลาย และทำให้โมเลกุลของน้ำเป็นอิสระจากกันได้ จึงอยู่ในสถานะก๊าซ
แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล แบ่งออกเป็น 3 ชนิด ดังนี้

1. แรงลอนดอน (ไม่มีขั้ว) เช่น F₂ (F-F F-F)

2. แรงดึงดูดระหว่างขั้ว เช่น FCl ( F-Cl F-Cl )

3. พันธะไฮโดรเจน เช่น H₂O กับ H₂O

พันธะโคเวเลนต์

พันธะโคเวเลนต์ ( Covelent bond ) คือพันธะที่เกิดจากอะตอมคู่หนึ่งใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน โดยเกิดแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับโปรตอนในนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง

ลักษณะสำคัญของพันธะโคเวเลนต์

1.พันธะโคเวเลนต์ เป็นพันธะที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมที่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูง กับอะตอมที่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูงด้วยกัน

2.ธาตุที่เกิดพันธะโคเวเลนต์ได้เป็นอโลหะ เพราะอโลหะมีพลังงานไอออไนเซชัน (IE) ค่อนข้างสูง จึงเสียอิเล็กตรอนได้ยาก จึงไม่มีฝ่ายใดเสียอิเล็กตรอน แต่จะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน

การเกิดพันธะโคเวเลนต์

การเกิดพันธะโคเวเลนต์ เกิดจากอะตอมส่งอิเล็กตรอนออกมาฝ่ายละเท่าๆกัน ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน ให้อะตอมมีเวเลนต์อิเล็กตรอนครบ 8 (เป็นไปตามกฎออกเตต)

เช่นการเกิดโมเลกุลของคลอรีน

อะตอมของคลอรีนมีการจัดเรียงอิเล็กตรอน เป็น 2 , 8 , 7

Cl = 2 8 7 ดังนั้น คลอรีนมีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 7 จึงต้องการอิเล็กตรอนอีก 1 ตัว เพื่อให้เวเลนต์อิเล็กตรอนครบ 8 อะตอมจึงจะเสถียร

อิเล็กตรอนที่อะตอมใช้ร่วมกัน เรียกว่า อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ

อิเล็กตรอนตัวอื่นๆที่ไม่ได้ใช้ร่วมในพันธะ เรียกว่า อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว หรืออิเล็กตรอนคู่อิสระ

ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ มี 3 ชนิด

1.พันธะเดี่ยว เกิดจากอะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่

( H มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 1 ต้องการอิเล็กตรอนอีก 1 ตัว ให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอน=2 เหมือน He )

2. พันธะคู่ เกิดจากอะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่

3. พันธะสาม เกิดจากอะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่

การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารโคเวเลนต์

1.สูตรโมเลกุล โดยทั่วไปเขียนสัญลักษณ์ของธาตุที่เป็นองค์ประกอบเรียงตามลำดับของธาตุ และค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี ( เรียงลำดับก่อนหลังดังนี้ B , Si , C , P , H , S , I , Br , Cl , O และ F ) แล้วระบุจำนวนอะตอมของธาตุที่เป็นองค์ประกอบของโมเลกุล เช่น CO2 , HCl . NH3 , PCl3 , NO3 ฯลฯ

2.สูตรโครงสร้าง คือสูตรที่แสดงให้ทราบว่า 1 โมเลกุลของสารประกอบด้วยธาตุใดบ้าง อย่างละกี่อะตอม และอะตอมของธาตุเหล่านั้นมีการจัดเรียงตัวหรือเกาะเกี่ยวกันด้วยพันธะอย่างไร ซึ่งแบบเป็น 2 แบบคือ

สูตรโครงสร้างแบบจุด คือสูตรโครงสร้างที่แสดงถึงการจัดอิเล็กตรอนวงนอกสุดให้ครบออกเตต ในสารประกอบนั้น โดยใช้จุด ( . ) แทนอิเล็กตรอน 1 ตัว
สูตรโครงสร้างแบบเส้น คือสูตรโครงสร้างที่แสดงถึงพันธะเคมีในสารประกอบนั้นว่าพันธะใดบ้าง โดยใช้เส้น ( - ) แทนพันธะเคมี เส้น 1 เส้น แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 1 คู่

การอ่านชื่อสารโคเวเลนต์ มีวิธีการอ่านดังนี้

1.อ่านจำนวนอะตอมพร้อมชื่อธาตุแรก (ในกรณีธาตุแรกมีอะตอมเดียวไม่ต้องอ่านจำนวน )

2.อ่านจำนวนอะตอม และชื่อธาตุที่สอง ลงท้ายเป็น ไ-ด์ (ide )

เลขจำนวนอะตอมอ่านเป็นภาษากรีก คือ

1 = mono 2 = di 3 = tri 4 = tetra

5 = penta 6 = hexa 7 = hepta 8 = octa

9 = nona 10 = deca 11 = undec 12 = dodec

ตัวอย่าง*

NO2 อ่านว่า ไนโตรเจนไดออกไซด์ Cl2O อ่านว่า ไดคลอรีนโมโนออกไซด์

P4O10 อ่านว่า เตตระฟอสฟอรัสเดคะออกไซด์ CCl4 อ่านว่า คาร์บอนเตตระคลอไรด์

พลังงานพันธะและความยาวพันธะ

พลังงานพันธะ หมายถึง พลังงานที่ใช้เพื่อสลายพันธะที่ยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมคู่หนึ่งๆในโมเลกุลในสถานะก๊าซ

พลังงานพันธะเฉลี่ย หมายถึง ค่าพลังงานเฉลี่ยของพลังงานสลายพันธะ ของอะตอมคู่หนึ่งๆซึ่งเฉลี่ยจากสารหลายชนิด

ความยาวพันธะ หมายถึง ระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมคู่หนึ่งๆที่สร้างพันธะกันในโมเลกุล ความยาวพันธะระหว่างคู่เดียวกันมีค่าต่างกันได้ เมื่ออยู่ในสารประกอบต่างชนิดกัน และความยาวพันธะเป็นคิดเป็นค่าเฉลี่ย เรียกว่า ความยาวพันธะเฉลี่ย

ความสัมพันธ์ระหว่างชนิดของพันธะกับพลังงานพันธะและความยาวพันธะ

พลังงานพันธะ กับ ชนิดของพันธะ

พลังงานพันธะ = พันธะสาม > พันธะคู่ > พันธะเดี่ยว

ความยาวพันธะ กับ ชนิดของพันธะ

ความยาวพันธะ =พันธะเดี่ยว>พันธะคู่>พันธะสาม

รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์

รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ขึ้นอยู่กับ ทิศทางของพันธะโคเวเลนต์ , ความยาวพันธะ , และมุมระหว่างพันธะโคเวเลนต์รอบอะตอมกลาง

ทิศทางของพันธะขึ้นอยู่กับ

- แรงผลักระหว่างพันธะรอบอะตอมกลาง เพื่อให้ห่างกันมากที่สุด

-แรงผลักของอิเล็กตรอนคู่อิสระของอะตอมกลางที่มีต่อพันธะรอบอะตอมกลางแรงนี้มีค่ามากกว่าแรงที่พันธะผลักกันเอง