บทที่ 3 พันธะเคมี

บทที่ 3 พันธะเคมี

แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล

        โดยปกติแล้วในธรรมชาติ  อะตอมของธาตุต่าง ๆ จะไม่อยู่อย่างโดดเดี่ยว แต่จะรวมกันเป็นกลุ่มอะตอมหรือเป็นโมเลกุลของสารประกอบ  เช่น HCl , NH3  เป็นต้น  การที่อะตอมเหล่านี้รวมอยู่ด้วยกันได้อย่างเสถียรภาพนั้น  เพราะมีแรงยึดเหนี่ยวอะตอมเหล่านั้น แรงยึดเหนี่ยวนี้เรียกว่า  พันธะเคมี (chemical bond) ดังนั้นถ้าต้องการให้อะตอมที่รวมกันเป็นโมเลกุลแตกออกจากกัน  ก็จะต้องมีการทำลายพันธะเคมีอันนี้ จึงสรุปคำจำกัดความของพันธะเคมี  คือ  แรงยึดเหนี่ยวอะตอมต่างๆ ให้อยู่ด้วยกันอย่างมีเสถียรภาพ เกิดเป็นโมเลกุลของสารประกอบ  การที่อะตอมต่างๆ รวมกันอยู่ได้นั้นก็เพราะว่าสภาพรวมมีความเสถียรภาพมากกว่าที่จะอยู่ในสภาพโดดเดี่ยว อย่างไรก็ตามอะตอมของธาตุบางธาตุ  เช่น  ธาตุหมู่  8 A (แก๊สเฉื่อย)  ก็สามารถที่จะอยู่ได้ตามลำพัง  โดยไม่ต้องรวมกับอะตอมอื่น  เมื่อพิจารณาโครงสร้างและการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอมของแก๊สเฉื่อย  จะพบว่าอะตอมเหล่านี้มีอิเล็กตรอนวงนอกสุด  ครบจำนวน 8 ตัว  ซึ่งเป็นการจัดอิเล็กตรอนที่เสถียรเป็นพิเศษ  ดังนั้นอะตอมต่าง ๆ ที่เข้าทำปฏิกิริยากันก็จะพยายามเปลี่ยนแปลงและปรับจำนวนอิเล็กตรอนระดับวงนอกของตัวเองให้เป็นเหมือนแก๊สเฉื่อย  ซึ่งมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับ  8  ซึ่งเป็นไปตามกฎที่เรียกว่า  กฎออกเตต  (octet rule)  การปรับตัวของอะตอมเพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตตนั้น  ทำได้โดยการให้อิเล็กตรอนไปกับอะตอมอื่น การรับอิเล็กตรอนจากอะตอมอื่น  และการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันกับอะตอมอื่น  โมเลกุลของสารประกอบที่ปรับตัวเป็นไปตามกฎออกเตตนั้น โมเลกุลจะมีความเสถียรมาก

        พัฒนาการของตารางธาตุ  ตลอดจนแนวคิดของการจัดอิเล็กตรอน  ช่วยให้นักเคมีสามารถอธิบายการเกิดโมเลกุลหรือสารประกอบได้อย่างมีเหตุผล  กิลเบิร์ต ลิวอิส (Gilbert Newton Lewis)  เสนอว่า  อะตอมรวมตัวกันเพื่อทำให้เกิดการจัดอิเล็กตรอนที่มีเสถียรภาพเพิ่มขึ้น  โดยเสถียรภาพมีค่ามากที่สุดเมื่ออะตอมมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนในธาตุเฉื่อย  เมื่ออะตอมรวมกันเกิดเป็นพันธะเคมี  อิเล็กตรอนระดับนอกหรือที่เรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่านั้นที่เกี่ยวข้องกับการเกิดพันธะเคมี  นักเคมีใช้สัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิส   ในการนับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนระหว่างปฏิกิริยา  และเพื่อให้แน่ใจว่าจำนวนอิเล็กตรอนมีค่าคงที่  สัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิส  ประกอบด้วยสัญลักษณ์  ธาตุ  และจุด 1 จุด แทน 1 เวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมธาตุนั้น เช่น โลหะในหมู่  I Aซึ่งมีเวเลนซ์ อิเล็กตรอน 1 ตัว  จะมีสัญลักษณ์ ดังนี้

ตารางที่ 2  แสดงสัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิสของธาตุเรพรีเซนเททิฟในคาบที่ 2 และ 3

การจัดอิเล็กตรอนและตำแหน่งในตารางธาตุ สามารถนำมาทำนายชนิดพันธะที่เกิดขึ้นจำนวนพันธะที่เกิดขึ้น จำนวนพันธะที่อะตอมธาตุหนึ่ง ๆ จะสร้างได้รวมถึงเสถียรภาพของสารประกอบที่เกิดขึ้น

พันธะไอออนิก  ( Ionic bond )

         เป็นพันธะที่เกิดจากการที่อะตอมหนึ่งเป็นฝ่ายให้อิเล็กตรอนระดับนอก  และอีกอะตอมหนึ่งเป็นฝ่ายรับอิเล็กตรอนเข้ามาสู่ระดับนอก  แล้วทำให้อะตอมทั้งสองฝ่ายอยู่ในสภาพเสถียร (ครบ 8 ตามกฎออกเตต)  เช่น  ธาตุในหมู่  1A ซึ่งมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1 ถ้าเอาอิเล็กตรอนตัวนี้ออกไปเสีย อิเล็กตรอนในระดับถัดเข้าไปจะมีจำนวนเท่ากับ 8 ซึ่งเป็นโครงสร้างที่เสถียรเหมือนแก๊สเฉื่อย เช่น Na มีโครงสร้างอิเล็กตรอนเป็น  1s2 2s22p6 3s1  ถ้าเอาอิเล็กตรอน 3s1  ออกไป  จะเกิดเป็น  Na+   จะมีโครงสร้างอิเล็กตรอนเป็น  1s2  2s2  2p6  ซึ่งมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ  8  ซึ่งเป็นโครงสร้างที่เสถียรเหมือนแก๊สเฉื่อย  คือ  Ne  ซึ่งมีโครงสร้างอิเล็กตรอนคือ 1s2 2s2 2p6 ส่วนธาตุในหมู่  7A มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ  7 ต้องการอีก 1 ตัว จะครบ  8 เช่น  Cl  มีโครงสร้างอิเล็กตรอนเป็น  1s2 2s2 2p6 3s2 3p5   ถ้ารับอิเล็กตรอนเข้ามาหนึ่งตัวจะกลายเป็น Cl –  โครงสร้างอิเล็กตรอนจะเปลี่ยนเป็น  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6  ซึ่งเหมือนโครงสร้างอิเล็กตรอนของ  Ar  ซึ่งเป็นธาตุเฉื่อย

      อะตอมที่มีอิเล็กตรอนระดับนอกจำนวนน้อย  มีพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนต่ำและมีสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนต่ำ  มีแนวโน้มที่จะเสียอิเล็กตรอนระดับนอกไปแล้วกลายเป็นไอออนบวก  ส่วนธาตุที่มีอิเล็กตรอนระดับนอกมากมีพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนสูง  มีสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนสูง มีแนวโน้มจะรับอิเล็กตรอนได้ง่ายและกลายเป็นไอออนลบ  เมื่ออะตอมเหล่านี้ถ่ายโอนอิเล็กตรอนให้แก่กันแล้วเกิดเป็นไอออนบวกและไอออนลบ  ซึ่งมีประจุไฟฟ้าต่างกันจึงเกิดแรงดึงดูดกันทางไฟฟ้ายึดเหนี่ยวให้ไอออนทั้งสองอยู่ด้วยกัน พันธะระหว่างไอออนบวกและไอออนลบนี้เรียกว่า  พันธะไอออนิก  หรือพันธะอิเล็กโทรเวเลนซ์ และเรียกสารประกอบที่เกิดขึ้นว่า  สารประกอบไอออนิก

พันธะไอออนิกเกิดได้ง่ายระหว่างธาตุที่กลายเป็นไอออนบวกได้ง่าย  เช่น  ธาตุหมู่  1A และหมู่  2 A กับธาตุที่กลายเป็นไอออนลบได้ง่าย  เช่น  ธาตุหมู่  7A  และ  6 A  ตัวอย่างเช่น

มีหลายกรณีที่ไอออนบวกกับไอออนลบในสารประกอบมีประจุต่างกัน  เช่น เผาลิเทียม  (Li)  ในอากาศได้เป็นลิเทียมออกไซด์   (Li2O)  ดังสมการ

สัญลักษณ์ลิวอิสแสดงการเกิด LiO2  สามารถเขียนได้ดังนี้

พันธะไอออนิกไม่มีทิศทางที่แน่นอน  เพราะเกิดจากแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างไอออนบวกกับไอออนลบ

สารประกอบไอออนิก

สารประกอบไอออนิก  เป็นสารประกอบที่ประกอบด้วยไอออนที่มาอยู่รวมกันยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะไอออนิกคือแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างไอออนที่มีประจุตรงข้ามกัน การที่ไอออนรวมกันอยู่เป็นกลุ่มทำให้สารประกอบไอออนิกมีสมบัติ  ดังนี้

1.การละลาย สารประกอบไอออนิก  ส่วนมากละลายน้ำได้ ไม่ละลายในตัวทำละลายที่เป็นสารอินทรีย์อื่น ๆ  จากความสามารถละลายน้ำได้ จะพบสารประกอบไอออนิกละลายอยู่ในน้ำทะเลและมหาสมุทร เช่น NaCl เป็นต้น
2.การนำไฟฟ้า  สารประกอบไอออนิกในสภาพของแข็ง  มีการนำไฟฟ้าต่ำมาก เพราะไอออนเกาะกันแน่นในโครงสร้างของผลึก จึงไม่สามารถเคลื่อนที่อย่างอิสระได้ แต่เมื่อละลายน้ำเป็นสารละลาย  หรืออยู่ในสภาวะหลอมเหลวจะนำไฟฟ้าได้ดี  ทั้งนี้เนื่องจากเกิดการแตกตัวเป็นไอออน  และไอออนเหล่านี้เคลื่อนที่ได้เป็นอิสระภายใต้สนามไฟฟ้า  เช่น  การทำอิเล็กโทรไลซิสเกลือชนิดต่าง ๆ
3.ความแข็ง สารประกอบไอออนิกโดยทั่วไปเป็นของแข็ง ภายในผลึกประกอบด้วยแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนที่เกิดจากไฟฟ้าสถิตที่แข็งแรงมากจากการทดลองโดยใช้รังสีเอ็กซ์  ศึกษาโครงสร้างผลึกโซเดียมคลอไรด์  พบว่ามีกลุ่มอิเล็กตรอน  2  กลุ่ม  กลุ่มหนึ่งมีอิเล็กตรอน  10  ตัว อีกกลุ่มหนึ่งมีอิเล็กตรอน  18  ตัว  ล้อมรอบนิวเคลียสหนึ่ง ๆ  จำนวนอิเล็กตรอน  2  กลุ่มนี้ตรงกับจำนวนอิเล็กตรอนของโซเดียมไอออนและคลอไรด์ไอออน  ตามลำดับ สมบัติที่เกี่ยวกับความแข็งของสารประกอบไอออนิกเนื่องมาจาก  การดึงดูดกันระหว่างไอออนในโครงสร้างของผลึก
4.จุดเดือดและจุดหลอมเหลว สารประกอบไอออนิกมีแนวโน้มที่จะมีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง  เนื่องจากมีพันธะไอออนิกที่แข็งแรง  และมีแรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกและไอออนลบทุกทิศทาง  เช่น  NaCl  เมื่อพิจารณาในโครงสร้างของผลึก  พบว่า แต่ละ Na+ จะดึงดูดกับ  Cl–  ไอออน  ที่อยู่ล้อมรอบ  และขณะเดียวกันแต่ละ  Cl– จะดึงดูดกับ  Na+    6  ไอออนการดึงดูดจะเป็นไปในลักษณะเช่นนี้ตลอดทั้งผลึก  และเป็นผลให้  NaCl  มีจุดหลอมเหลวสูง

(ที่มา : http://projects.edte.utwente.nl/deeltjesmodel/FS-register.html)

        พลังงานของการเกิดผลึกที่เกิดจากไอออนบวกและไอออนลบในผลึกเกิดเป็นแลตทิชของผลึกนั้นเรียกพลังงานแลตทิซ     ( lattice energy, U )  พลังงานนี้จะถูกคายออกมาเมื่อไอออนในสถานะแก๊สทำปฏิกิริยากันคลายเป็นผลึกของแข็ง  และค่าพลังงานแลตทิซนี้จะเป็นค่าที่บอกถึงความเสถียรของผลึกนั้น ในทางกลับกันอาจให้คำจำกัดความของพลังงานแลตทิซได้ว่า คือพลังงานที่ให้กับสารประกอบผลึกของแข็งไอออนิก 1 โมล แล้วเกิดการสลายตัวกลายเป็นไอออนบวกและไอออนลบในสภาพแก๊ส

        ปฏิกิริยาของโซเดียมกับคลอรีน เกิดขึ้นเพียงขั้นเดียวมากกว่าที่จะมีหลายขั้นตอนแต่การคำนวณการเปลี่ยนแปลงพลังงาน อาจทำให้สะดวกขึ้นถ้าแบ่งปฏิกิริยาเป็น  5  ขั้นตอน ดังนี้

1. การเปลี่ยนสถานะของโลหะโซเดียมจากของแข็งไปเป็นไอ  (การระเหิด)

2. การสลายตัวของคลอรีนโมเลกุลเป็นคลอรีนอะตอม  ใช้พลังงาน 243  kJ/mol ของ Cl2

3. การเปลี่ยนโซเดียมอะตอมให้เป็นโซเดียมไอออน  (ค่า IE)

4. การเปลี่ยนคลอรีนอะตอมให้เป็นคลอไรด์ไอออน  (ค่า EA)

5. การรวมกันของโซเดียมไอออนและคลอไรด์ไอออนเป็น  NaCl  การเปลี่ยนแปลงพลังงานในขั้นตอนนี้ ขึ้นกับแรงดึงดูดระหว่างประจุ  ซึ่งเป็นพลังงานที่ปลดปล่อย มีค่าเท่ากับ -787 kJ/Mol สำหรับ NaCl

รวมปฏิกิริยา 5 ขั้นตอนและการเปลี่ยนแปลงพลังงานได้  ดังนี้

ผลรวมของการเปลี่ยนแปลงพลังงานทั้ง  5  ขั้นตอนเท่ากับการเปลี่ยนแปลงพลังงานสุทธิของปฏิกิริยารวม  ซึ่งแสดงเป็นแผนภาพขั้นตอนการเปลี่ยนแปลงพลังงานในปฏิกิริยาระหว่างโซเดียมและคลอรีน  เรียกว่า  วัฏจักรบอร์น-ฮาเบอร์  (Born-Haber cycle) ดังนี้

ภาพวัฏจักรบอร์น –  ฮาเบอร์

      จากแผนภาพจะเห็นว่าขั้นตอนที่  1, 2  และ 3  เป็นขั้นตอนการดูดพลังงาน  (การเปลี่ยนแปลงพลังงานมีค่าเป็น +)  ในขณะที่ขั้นตอนที่ 4 และ 5 เป็นขั้นตอนการคายพลังงาน  โดยเฉพาะขั้นตอนที่ 5 นั้นเป็นการสร้างพันธะไอออนิก

พันธะโคเวเลนต์  (Covalent bond)

        พันธะโคเวเลนต์  เป็นพันธะที่เกิดขึ้นเมื่ออะตอมสร้างแรงยึดเหนี่ยวระหว่างกัน นำเอาอิเล็กตรอนระดับนอกที่มีจำนวนเท่ากันมาใช้ร่วมกัน  (Share)    อาจจะเป็น 1 คู่ เกิดพันธะเดี่ยว (Single bond)  2  คู่  เกิดพันธะคู่ (Double bond) หรือ 3 คู่ เกิดพันธะสาม  (triple bond)  สารประกอบที่เกิดขึ้นจากการเกิดพันธะโคเวเลนต์  เรียกว่า  สารประกอบโคเวเลนต์  ในปี  ค.ศ. 1916 กิลเบิร์ต  ลิวอิส (Gilbert Lewis) ได้เสนอแนวคิดว่า  พันธะโคเวเลนต์เป็นเรื่องของการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่าง  2 อะตอมที่เข้าทำปฏิกิริยากัน  ขณะเดียวกันก็มีการเปลี่ยนแปลงจำนวนอิเล็กตรอนรอบนอกสุด  ให้มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนครบ 8 ตัว แบบแก๊สเฉื่อย  ซึ่งเป็นไปตามกฎออกเตต ตัวอย่าง  เช่น  ฟลูออรีน มีอิเล็กตรอน  ระดับนอก 7 ตัว ต้องการอีก 1 ตัว จะครบ  8 เหมือน Ne เมื่อ ฟลูออรีนอะตอม (F2) มารวมกันจะสร้างพันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะเดี่ยวจะได้โมเลกุล F2   มีโครงสร้างลิวอิสดังนี้

            เพื่อความสะดวกและชัดเจนจะใช้ขีด  (-)  สั้น ๆ  แทนอิเล็กตรอนหนึ่งคู่ที่ใช้ร่วมกัน จะสังเกต เห็นว่ามีอิเล็กตรอนระดับนอกที่ไม่ได้เกี่ยวข้องกับการเกิดพันธะ เรียกว่า อิเล็กตรอนไม่ร่วมพันธะ (nonbonding electron) หรือ  อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว  (lone pair electron)  ซึ่งใน F2 จะมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอยู่อะตอมละ 3 คู่

            ในทำนองเดียวกันออกซิเจนมีอิเล็กตรอนระดับนอก 6 ตัว ต้องการอีก 2 ตัว จะครบ 8 เมื่อออกซิเจน  2  อะตอม มารวมกันจะเกิดเป็นโมเลกุลออกซิเจน (O2) มีโครงสร้างลิวอิส ดังนี้

            ไนโตรเจนก็เช่นกันจะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ เกิดเป็นโมเลกุลไนโตรเจน ( N2 ) และมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอะตอมละ 1 คู่ เขียนโครงสร้างลิวอิสได้ดังนี้

กฎออกเตต (Octet rule)

            ลิวอิส  ได้เสนอกฎออกเตต ซึ่งกฎนี้กล่าวว่า อะตอมต่าง ๆ นอกจากไฮโดรเจนมีแนวโน้มจะสร้างพันธะ  เพื่อให้มีอิเล็กตรอนระดับนอกครบแปด  อะตอมจะสร้างพันธะโคเวเลนต์ เมื่อมีอิเล็กตรอนระดับนอกไม่ครบ 8 อิเล็กตรอน  (เรียกว่า ไม่ครบออกเตต)  การใช้อิเล็กตรอนร่วมกันในพันธะโคเวเลนต์  จะทำให้อะตอมมีอิเล็กตรอนครบออกเตตได้  ยกเว้นไฮโดรเจนจะสร้างพันธะเพื่อให้มีการจัดอิเล็กตรอนระดับนอกเหมือนธาตุฮีเลียม  คือ  มี  2  อิเล็กตรอน เช่น

กฎออกเตตใช้ได้ดีกับธาตุในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ  ซึ่งธาตุเหล่านั้นมีอิเล็กตรอนระดับนอกอยู่ใน  2s  และ 2p ออร์บิทัล  ซึ่งรับอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 อิเล็กตรอน

ข้อยกเว้นของกฎออกเตต

กรณีโมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนเกินแปด ธาตุบางธาตุในคาบที่ 3 เช่น ฟอสฟอรัส (P) หรือ กำมะถัน (S) สามารถมีอิเล็กตรอนระดับนอกได้เกิน 8 ตัว (เพราะจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงาน  n = 3  มีอิเล็กตรอนได้สูดสุด 18 ตัว)  จึงทำให้ฟอสฟอรัสและกำมะถัน  สามารถสร้างพันธะโคเวเลนต์  โดยใช้อิเล็กตรอนมากกว่า 8 ตัว ได้ เช่น ฟอสฟอรัสเพนตะคลอไรด์  (PCl5)

กรณีของโมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนไม่ครบแปดในสารประกอบบางชนิด อะตอมกลางของโมเลกุลที่เสถียรมีอิเล็กตรอนไม่ครบ  8  อิเล็กตรอน  เช่น โบรอนไตรฟลูออไรด์ (BF3 )

จะเห็นว่าโบรอน (B)  มีอิเล็กตรอนเพียง  6 อิเล็กตรอน ซึ่งไม่ครบออกเตต นอกจากนี้โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนเป็นจำนวนเลขคี่  โมเลกุลบางชนิดมีอิเล็กตรอนล้อมรอบเป็นจำนวนเลขคี่  และไม่ครบออกเตตทุกอะตอม  เช่น ไนโตรเจนไดออกไซด์  (NO2)

          ไนโตรเจน  (N) มีอิเล็กตรอนล้อมรอบไม่ครบ 8 มีเพียง 7 อิเล็กตรอน ในบางกรณี อิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันในการสร้างพันธะโคเวเลนต์ไม่ได้มาจากอะตอมสองอะตอม  อาจมาจากอะตอมเดียว  เช่น  โมเลกุลแอมโมเนียรวมกับไฮโดรเจนไอออนได้เป็น  แอมโมเนียมไอออน  (NH3+H+        NH4+) ซึ่งแอมโมเนียมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ สามารถใช้ร่วมกับไฮโดรเจนไอออนได้ ดังนี้

 พันธะโคเวเลนต์ที่เกิดขึ้นใหม่ระหว่าง NH3 กับ  H+  เรียกว่า  พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ หรือพันธะเดทีฟ ซึ่งมีสมบัติเหมือนพันธะโคเวเลนต์ธรรมดา  เพราะพันธะทั้ง 4 ของ NH4+ มีสมบัติเหมือนกันทุกประการ

ความยาวพันธะและพลังงานพันธะ

           ความยาวพันธะ หมายถึง ระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่สร้างพันธะกันซึ่งเป็นค่าที่วัดได้ในหน่วย พิกโคเมตร (pm) และพลังงานพันธะ หมายถึง พลังงานที่ใช้ในการแยกอะตอม ที่ยึดเหนี่ยวกันไว้ด้วยพันธะให้หลุดออกจากกัน  วัดได้ในหน่วยกิโลจูลต่อโมล พลังงานพันธะบอกให้ทราบถึงความแข็งแรงของพันธะนั้น พันธะยิ่งแข็งแรงยิ่งต้องการพลังงานมากในการทำลายพันธะ  พลังงานพันธะบางครั้งเรียก พลังงานสลายพันธะ ความยาวพันธะและพลังงานพันธะขึ้นอยู่กับปริมาณความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง ถ้าความหนาแน่นอิเล็กตรอนมาก นิวเคลียสทั้งสองจะยึดเหนี่ยวกันไว้อย่างแรง และเข้ามาอยู่ชิดกันมาก ดังนั้นพันธะคู่จะสั้นและแข็งแรงกว่าพันธะเดี่ยวและพันธะสามจะสั้นและแข็งแรงกว่าพันธะคู่

เรโซแนนซ์

           เรโซแนนซ์  หมายถึง การใช้โครงสร้างลิวอิสตั้งแต่ 2 โครงสร้างขึ้นไปแทนโมเลกุลใดโมเลกุลหนึ่งที่ไม่สามารถเขียนโครงสร้างที่แท้จริงออกมาเป็นสูตรได้อย่างชัดเจน เช่น เบนซีน จากการทดลองพบว่าพันธะระหว่างคาร์บอนอะตอมในโครงสร้างทั้ง 6 พันธะยาวเท่ากันคือ 140 pm ซึ่งอยู่ระหว่างความยาวของพันธะเดี่ยว  c – c  เท่ากับ 154 pm  และความยาวของพันธะคู่  c  =  c   เท่ากับ 133 pm  แสดงว่าโครงสร้างเรโซแนนซ์ที่เขียนขึ้นนี้ไม่ใช่โครงสร้างที่แท้จริงของเบนซีน โครงสร้างที่แท้จริงของเบนซีนเป็นเรโซแนนซ์ไฮบริดของโครงสร้าง

เรโซแนนซ์ทั้งสองที่เขียนดังตัวอย่างต่อไปนี้

รูปร่างของโมเลกุลโคเวเลนต์และทฤษฎี  VSERP

              รูปร่างของโมเลกุลโคเวเลนต์  เป็นสมบัติที่สำคัญของโมเลกุล เนื่องจากรูปร่างของโมเลกุลจะมีผลต่อสมบัติทางกายภาพ  และปฏิกิริยาเคมี เราสามารถทราบสูตรของสารประกอบโคเวเลนต์ได้จากการเขียนโครงสร้างลิวอิส  พิจารณาโมเลกุลของน้ำ (H2O)  ซึ่งในที่นี้แสดงการเขียนโครงสร้างลิวอิสได้ 6 แบบ ดังนี้

              จะเห็นว่าโครงสร้างลิวอิส ไม่สามารถใช้แสดงรูปร่างของโมเลกุลได้ แต่ใช้อธิบายการเกิดพันธะระหว่างอะตอมใน  2 มิติ เช่น โครงสร้างลิวอิสของน้ำ บอกให้ทราบว่า ไฮโดรเจน 2 อะตอม เกิดพันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะเดี่ยวกับออกซิเจน  ซึ่งเป็นอะตอมกลางและมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ ถ้าเขียนโครงสร้างลิวอิสของโมเลกุลมีเทน (CH4)  พบว่าคู่อิเล็กตรอนทั้ง 4 คู่รอบคาร์บอน ซึ่งเป็นอะตอมกลาง เป็นอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ  จึงเขียนให้ทุกอะตอมอยู่ในแนวระนาบเดียวกัน  ไม่ได้แสดงรูปร่างที่แท้จริงของโมเลกุล  จากการศึกษาพบว่าโมเลกุลของมีเทนมีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า (tetrahedral) ดังภาพ

ภาพที่  24   โมเลกุลของมีเทน

          รูปร่างของโมเลกุลขึ้นกับมุมพันธะ (bond angle) ส่วนขนาดของโมเลกุลขึ้นกับความยาวพันธะ (bond langht) ซึ่งเป็นระยะทางระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่เกิดพันธะกัน  ทฤษฎีที่ใช้ทำนายรูปร่างของโมเลกุลโคเวเลนต์คือ ทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนวงนอกสุด  (Valence Shell Electron Pair Repulsion) เรียกสั้นๆว่าทฤษฎี  VSEPR  ทฤษฎีนี้มีสมมุติฐานเกี่ยวกับการเกิดพันธะดังนี้

1.อะตอมต่าง ๆ ในโมเลกุล เกิดพันธะกันด้วยคู่อิเล็กตรอนวงนอกสุดโดยอะตอมเกิดพันธะกันด้วยอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ 1 คู่ (พันธะเดี่ยว) หรือมากกว่า
2.อะตอมบางอะตอมในโมเลกุล อาจมีอิเล็กตรอนคู่ที่ไม่สร้างพันธะหรืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (lone pair)
3.อิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว รอบอะตอมใด ๆในโมเลกุลเป็นกลุ่ม หมอกอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ จึงพยายามอยู่ห่างกันให้มากที่สุดเพื่อให้มีแรงผลักซึ่งกันและกันของคู่อิเล็กตรอนน้อยที่สุดและพลังงานของโมเลกุลมีค่าน้อยที่สุด
4.อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวครอบครองที่ว่างมากกว่าอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ โดยที่แรงผลักของอิเล็กตรอนสามารถเรียงลำดับได้ดังนี้ อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว – อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว > อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว – อิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ > อิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ – อิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ
5.แรงผลักลดลงเมื่อมุมระหว่างอิเล็กตรอนกว้างขึ้น เช่น แรงผลักของคู่อิเล็กตรอนที่ทำมุม 90 องศาจะมากกว่าแรงผลักระหว่างคู่อิเล็กตรอนที่ทำมุม 120 องศา โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 2 คู่ คู่อิเล็กตรอนทั้งสองจะมีแรงผลักกันน้อยที่สุด เมื่ออยู่ตรงกันข้ามมุมระหว่างคู่อิเล็กตรอนทั้งสองเป็น 180๐ รูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนจึงเป็นเส้นตรง ดังรูป

โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 3 คู่ ดังรูป

 โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 4 คู่ ดังรูป

 โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 5 คู่ ดังรูป

a = อะตอมคู่สร้างพันธะ

ในแนว axial

e = อะตอมคู่สร้างพันธะ

ในแนว equatorial

 โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 6 คู่ ดังรูป

วิธีทำนายรูปร่างของโมเลกุลโดยใช้ทฤษฎี  VSEPR

การทำนายรูปร่างของโมเลกุลทำได้ดังต่อไปนี้

1.เขียนโครงสร้างลิวอิสของโมเลกุลหรือไอออน โดยให้อะตอมที่สนใจเป็นอะตอมกลางและอะตอมอื่น เกิดพันธะกับอะตอมที่สนใจโดยอาจเป็นพันธะเดี่ยว พันธะคู่หรือพันธะสาม

2.นับจำนวนคู่อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง ทั้งอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

     2.1 อิเล็กตรอนในพันธะคู่หรือพันธะสาม นับเป็นกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน 1 กลุ่ม

     2.2 อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว นับเป็นกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน 1 กลุ่ม

     2.3 สำหรับโมเลกุลหรือไอออนที่มีโครงสร้างเรโซแนนซ์ อาจใช้โครงสร้างเรโซแนนซ์ไฮบริดในการทำนายรูปร่างของโมเลกุล

3.ระบุรูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนที่เสถียรที่สุดได้แก่ เส้นตรง สามเหลี่ยมแบนราบ ทรงสี่หน้า พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยมและทรงแปดหน้า

4.พิจารณาตำแหน่งของอะตอมตามชนิดของคู่อิเล็กตรอนในโมเลกุล สำหรับการจัดเรียงตัวของคู่อิเล็กตรอนแบบพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยมและทรงแปดหน้านั้นอาจมีการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวได้มากกว่า 1 แบบ

    4.1 พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม ให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอยู่ในระนาบของฐานสามเหลี่ยม

    4.2 ทรงแปดหน้า ถ้ามีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ ให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวแต่ละคู่อยู่คนละด้านของอะตอมกลาง

5.ระบุรูปร่างของโมเลกุลตามตำแหน่งของอะตอมไม่ใช้ตามคู่อิเล็กตรอนที่ล้อมรอบอะตอมกลาง

สภาพขั้วของโมเลกุล  (Polarity of molecule)

          โมเลกุลมีขั้ว (Polar molecule) คือโมเลกุลที่เป็นกลางซึ่งมีการกระจายของอิเล็กตรอนไม่สม่ำเสมอ ทำให้โมเลกุลมีขั้วบวกและขั้วลบ ซึ่งเรียกว่า เป็นขั้วคู่ (dipole) เนื่องจากมีขั้วบวก (ประจุบวกบางส่วน ,  ) และขั้วลบ (ประจุลบบางส่วน,  ) โมเลกุลมีขั้วจะมีการจัดเรียงตัวในสนามไฟฟ้าโดยหันขั้วบวกของโมเลกุลเข้าหาขั้วไฟฟ้าลบ แต่เนื่องจากประจุสุทธิเป็นศูนย์ โมเลกุลมีขั้วจึงไม่เคลื่อนที่ในสนามไฟฟ้า ในขณะที่ไอออนต่าง ๆ เช่น Na+ และ Cl–  จะเคลื่อนที่ในสนามไฟฟ้าได้ ส่วนโมเลกุลไม่มีขั้ว  (nonpolar molecule) จะไม่มีการจัดเรียงตัวในสนามไฟฟ้า และไม่เคลื่อนที่ในสนามไฟฟ้า

ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ (Valence bond theory) 

          โครงสร้างลิวอิส และทฤษฎี  VSEPR  ให้ข้อมูลเกี่ยวกับรูปร่างของโมเลกุลและการกระจายของอิเล็กตรอนในโมเลกุล อย่างไรก็ตามทฤษฎี  VSEPR  ไม่ได้อธิบายว่าเหตุใดจึงเกิดพันธะ ในปี ค.ศ. 1930  ไลนัส พอลิง (Linus Pauling) และเจ.ซี. สเลเตอร์ (J.C. Slater) ได้เสนอทฤษฎีที่ใช้อธิบายการเกิดพันธะโคเวเลนต์ขึ้นเรียกว่า ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ (valence bond theory) โดยพันธะโคเวเลนต์เกิดขึ้นโดยออร์บิทัลอะตอมวงนอกสุดที่มีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่เพียงตัวเดียวซ้อนเกย (Overlap) กับออร์บิทัลอะตอมวงนอกสุดที่มีอิเล็กตรอนตัวเดียวของอีกอะตอมหนึ่ง และอิเล็กตรอนทั้งสองจะจัดตัวให้มีสปินตรงกันข้ามอยู่ในออร์บิทัลนี้ เช่น ใน  H2 พันธะ H-H  เกิดจากการซ้อนเกยกันของ  1S  ออร์บิทัล  ดังรูป

ภาพที่ 25 พันธะ  H – H เกิดจากการซ้อนเกยกันของ 1s ออร์บิทัลจากแต่ละไฮโดรเจนอะตอม

ในไฮโดรเจนฟลูออไรด์โมเลกุล   HF   พันธะเกิดจากการซ้อนกันของ   2p  ออร์บิทัลของฟลูออรีนอะตอมกับ  1s  ออร์บิทัลของไฮโดรจนอะตอม  ดังรูป

ภาพที่ 26  พันธะ  H – F   เกิดจากการซ้อนกันของ 1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจนอะตอมกับ  2p  ออร์บิทัลของฟลูออรีนอะตอม

พันธะที่เกิดขึ้นจากการซ้อนกันของ  s  ออร์บิทัลกับ  s  ออร์บิทัลหรือ  s  ออร์บิทัลกับ  p  ออร์บิทัล เรียกว่า  พันธะซิกมา (σ bond)  ซึ่งเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงในแนวแกนระหว่างนิวเคลียส  อิเล็กตรอนเหล่านี้จะทำหน้าที่เป็น  “กาว”  ยึดนิวเคลียสทั้งสองไว้ด้วยกัน

P  ออร์บิทัล  2  ออร์บิทัลอาจซ้อนกันได้  2  แบบเนื่องจาก  p  ออร์บิทัลไม่เป็นทรงกลม  ถ้า  p  ออร์บิทัลทั้งสองซ้อนกันตามแนวแกนระหว่างนิวเคลียส  จะเกิดพันธะ σ  แต่ถ้า  p  ออร์บิทัลทั้งสองซ้อนกันทางด้านข้างจะเกิดพันธะที่เรียกว่า  พันธะพาย (π bond)   พันธะ π  นี้เป็นพันธะโคเวเลนต์ซึ่งบริเวณที่ซ้อนกันอยู่เหนือและใต้แกนระหว่างนิวเคลียส  การซ้อนกันของ  P  ออร์บิทัลในพันธะ π เกิดขึ้นได้น้อยกว่าการซ้อนกันในพันธะ  σ ดังนั้นพันธะπ  จะแข็งแรงน้อยกว่าพันธะ σ

ภาพที่ 27  การเกิดพันธะโดยการซ้อนกันของ  p  ออร์บิทัล  2  ออร์บิทัล (ก)  พันธะ σ และ (ข)  พันธะ π

พันธะเดี่ยวจะเป็นพันธะ σ เสมอ  พันธะคู่ประกอบด้วยพันธะ σ หนึ่งพันธะและพันธะ π หนึ่งพันธะ  ส่วนพันธะสามประกอบด้วยพันธะ  σ  หนึ่งพันธะ และพันธะ π สองพันธะ

ออกซิเจนมีโครงสร้างอิเล็กตรอนเป็น 1s² 2s² 2p4

        เนื่องจากออกซิเจนมีอิเล็กตรอนเดี่ยว  2  ตัวใน  p  ออร์บิทัล  จึงสามารถเกิดพันธะกับออกซิเจนอีกอะตอมหนึ่งได้  2  พันธะ  พันธะหนึ่งเกิดจากการซ้อนกันของ  p  ออร์บิทัลในแนวแกนระหว่างนิวเคลียส  เกิดเป็นพันธะ  หนึ่งพันธะ อีกหนึ่งพันธะเกิดจากการซ้อนกันของ p ออร์บิทัลทางด้านข้าง เกิดเป็นพันธะ หนึ่งพันธะ  พันธะใน  O2  จึงเป็นพันธะคู่

ทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัล   (Hybrid  obital  theory)

          ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์สามารถอธิบายการเกิดพันธะในโมเลกุลอะตอมคู่และโมเลกุลง่าย ๆ  ได้ดี  อย่างไรก็ตามทฤษฎีดังกล่าวไม่สามารถอธิบายการเกิดพันธะในโมเลกุลอื่นอีกมากมายได้  เช่น  มีเทน (CH4)  คาร์บอนอะตอมมีอิเล็กตรอนวงนอกสุด   4   ตัว

          จึงมี  p  ออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดียว  2  ออร์บิทัลซึ่งสามารถซ้อนกับ  s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจนเกิดพันธะได้  แต่จากการทดลองพบว่าโมเลกุล  CH4  มีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า  มุมพันธะเป็น  109.50   โดยมีพันธะ  ระหว่างคาร์บอนและไฮโดรเจน  4  อะตอม  จำนวน  4  พันธะ  ซึ่งทุกพันธะเหมือนกัน  การที่จะเกิดพันธะ ตามแนวแกนพันธะได้  คาร์บอนอะตอมจะต้องมีออร์บิทัลที่ชี้ไปยังมุมของทรงสี่หน้า  และซ้อนกับ  1s  ออร์บิทัลของแต่ละไฮโดรเจนอะตอม  อย่างไรก็ตาม  นักศึกษาได้ทราบแล้วว่า  s  และ  p  ออร์บิทัลไม่ได้มีรูปร่างและการจัดเรียงตัวเป็นมุมดังกล่าว  จึงเป็นไปไม่ได้ที่จะให้  2s  และ  2p  ออร์บิทัลของคาร์บอนซ้อนกับ  1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจนทั้งสี่อะตอม เกิดเป็นพันธะ  สี่พันธะที่เหมือนกันและมีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า

          ทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัล  กล่าวว่า  “เมื่ออะตอม  2  อะตอมเข้าใกล้กัน  อิทธิพลของนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองจะทำให้พฤติกรรมของอิเล็กตรอนในแต่ละอะตอมเปลี่ยนแปลงไป  ดังนั้นออร์บิทัลอะตอมที่เกิดพันธะจะแตกต่างไปจากออร์บิทัลอะตอมในอะตอมเดี่ยว  เวเลนซ์ออร์บิทัลที่พลังงานใกล้เคียงกันของอะตอมเดียวกันจะเข้ามารวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลอะตอมใหม่ ซึ่งมีรูปร่าง  ทิศทาง  และพลังงานเปลี่ยนไปจากเดิม”  ออร์บิทัลอะตอมที่เกิดขึ้นใหม่นี้  เรียกว่าไฮบริดออร์บิทัลอะตอม  (hybrid  atomic  orbitals)  ซึ่งมักเรียกกันสั้น ๆว่า  ไฮบริดออร์บิทัล  (hybrid  orbitals)  จำนวนไฮบริดออร์บิทัลที่ได้นี้จะเท่ากับจำนวนออร์บิทัลอะตอมที่มารวมกัน  ไฮบริดออร์บิทัลสามารถซ้อนกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นได้ดีกว่า  และเกิดพันธะที่แข็งแรงกว่าออร์บิทัลอะตอมเดิม  กระบวนการที่ออร์บิทัลอะตอมรวมกันเกิดเป็นไฮบริดออร์บิทัล  เรียกว่า  ไฮบริไดเซชัน (hybridization)

ถ้าใช้ทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัล  เราจะอธิบายการเกิดพันธะในมีเทนได้ว่า  เมื่อไฮโดรเจน  4  อะตอมเข้าใกล้คาร์บอนอะตอม  เวเลนซ์ออร์บิทัลของคาร์บอนคือ  2s  ออร์บิทัล  1  ออร์บิทัล  และ  2p  ออร์บิทัล  3 ออร์บิทัล  จะรวมกันเป็น  sp3  ไฮบริดออร์บิทัล  4  ออร์บิทัลซึ่งมีพลังงานเท่ากันและมีรูปร่างเหมือนกัน  โดยแต่ละไฮบริดออร์บิทัลจะมี  2  พู  พูหนึ่งมีขนาดใหญ่  อีกพูหนึ่งมีขนาดเล็ก  พูใหญ่จะมีความยาวจากนิวเคลียสมากกว่า  s  และ  p  ออร์บิทัลที่ทำให้เกิดไฮบริดออร์บิทัลนั้น  ทำให้ไฮบริดออร์บิทัลซ้อนกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นได้ดีกว่าและเกิดพันธะที่แข็งแรงกว่าออร์บิทัลอะตอมเดิม  sp3  ไฮบริดออร์บิทัลทั้งสี่จะจัดเรียงตัวให้อยู่ห่างกันมากที่สุดเพื่อลดแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนตามทฤษฎี  VSEPR  ดังนั้น  sp3  ไฮบริดออร์บิทัลจะจัดเรียงตัวเป็นทรงสี่หน้า  มีมุมระหว่างไฮบริดออร์บิทัลเป็น  109.50   จากนั้นคาร์บอนจะใช้  sp3  ไฮบริดออร์บิทัลซ้อนกับ  1s ออร์บิทัลของไฮโดรเจนอะตอมเกิดพันธะระหว่างคาร์บอนและไฮโดรเจน  4  พันธะ

ภาที่ 28 การเกิด sp3   ไฮบริดออร์บิทัล  4  ออร์บิทัล ซึ่งจัดเรียงตัวเป็นทรงสี่หน้า

ภาพการเกิดพันธะ

            ระหว่างคาร์บอนและไฮโดรเจนใน  CH4  โดยคาร์บอนใช้ sp3ไฮบริดออร์บิทัลซ้อนกับ  1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจน  ทำให้โมเลกุลของ  CH4  มีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้าไฮบริไดเซชันของ  s  ออร์บิทัล  1  ออร์บิทัล  และ  p  ออร์บิทัล  1  ออร์บิทัล  ทำให้เกิด  sp  ไฮบริดออร์บิทัลจำนวน  2  ออร์บิทัลซึ่งมีรูปร่างเหมือนกันและมีพลังงานเท่ากัน  จัดเรียงตัวเป็นเส้นตรงทำมุม  1800  ซึ่งกันและกัน ดังรูป

ภาพ  sp ไฮบริไดเซชันและ sp ไฮบริดออร์บิทัล

พิจารณาโมเลกุลของ BeF2 ซึ่งมีโครงสร้างลิวอิสเป็น

จากทฤษฎี   VSEPR   ทำนายว่าโมเลกุล  BeF2 เป็นเส้นตรง  ถ้าใช้ทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัลอธิบายการเกิดพันธะ  รูปร่างของโมเลกุล BeF2  จะเป็นอย่างไร
ฟลูออรีนมีโครงสร้างอิเล็กตรอนเป็น 1s2 2s2 2p5

        โดยมีอิเล็กตรอนเดี่ยว  1  ตัว  ใน  2p  ออร์บิทัล  จึงสามารถเกิดพันธะ  σ ได้ 1  พันธะ  Be  อะตอมมีโครงสร้างอิเล็กตรอนเป็น  1s2 2s2   การจัดอิเล็กตรอนในออร์บิทัลอะตอมในสภาวะพื้น  Be  ไม่มีอิเล็กตรอนเดี่ยว  จึงไม่น่าจะเกิดพันธะโคเวเลนต์กับ  F  อะตอมได้  แต่อิเล็กตรอนใน  2s  ออร์บิทัลของ Be  อะตอมอาจถูกส่งเสริม (promotion)  ให้ขึ้นไปอยู่ใน  2p  ออร์บิทัลได้  ทำให้  Be  มีอิเล็กตรอนเดี่ยว  2  ตัวอยู่ใน  2s  และ  2p   ออร์บิทัล  2s  และ  2p  ออร์บิทัลดังกล่าวจะรวมกันเกิด  sp  ไฮบริดออร์บิทัล  2  ออร์บิทัลซึ่งมีรูปร่างเหมือนกันและมีพลังงานเท่ากัน  ทำมุม    180 º  ซึ่งกันและกัน  จากนั้น  sp  ไฮบริดออร์บิทัลทั้งสองจะเกิดการซ้อนกับ  p  ออร์บิทัลของฟลูออรีน  เกิดเป็นพันธะ σ สองพันธะ

ภาพแสดงออร์บิทัลอะตอมและการเกิดไฮบริไดเซชันของ Be   ใน   BeF2

ภาพการเกิดพันธะโคเวเลนต์ใน  BeF2

โดยการซ้อนกันของ  sp  ไฮบริดออร์บิทัลของ  Be  กับ  p  ออร์บิทัลของ  F

  การกระตุ้นให้อิเล็กตรอนคู่แยกกันเป็นอิเล็กตรอนเดี่ยวเพื่อให้เกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์กับอะตอมอื่นได้นั้นต้องใช้พลังงาน  ยิ่งไปกว่านั้นพลังงานของอิเล็กตรอนในไฮบริดออร์บิทัลก็สูงกว่าพลังงานของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเดิมในสภาวะปกติ  อย่างไรก็ตาม  การเกิดพันธะโคเวเลนต์จากการซ้อนกันของไฮบริดออร์บิทัลกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นจะทำให้พลังงานลดลงมากกว่าพลังงานที่ใช้ไป  พันธะที่เกิดขึ้นจึงเสถียรดังจะเห็นได้จาก  Be  อะตอมในสภาวะพื้นไม่สามารถเกิดพันธะกับ  F  ได้  แต่เมื่อเกิดการส่งเสริมและไฮบริไดเซชันแล้วจะสามารถเกิดพันธะได้  2  พันธะ  สภาวะที่เกิดจากการส่งเสริมและไฮบริไดเซชันเป็นสภาวะซึ่งสมมติขึ้นตามทฤษฎี  มีพลังงานสูงกว่าสภาวะพื้นของอะตอมและสภาวะที่อะตอมเกิดพันธะซึ่งเป็นสภาวะปกติ  สภาวะทั้งสองนี้ช่วยให้เราเข้าใจเกี่ยวกับพลังงานในการเกิดพันธะได้ดีขึ้น  แต่อาจไม่ใช่กลไกของปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นจริง ไฮบริไดเซชันของ  s  ออร์บิทัล  1 ออร์บิทัล  กับ  p  ออร์บิทัล  2  ออร์บิทัลของอะตอมกลาง  จะทำให้เกิด sp2  ไฮบริดออร์บิทัล  3 ออร์บิทัลที่มีรูปร่างเหมือนกันและมีพลังงานเท่ากัน  จัดเรียงตัวเป็นสามเหลี่ยมแบนราบ  ทำมุม  1200  ซึ่งกันและกัน ดังภาพ

                                                 ภาพ sp2  ไฮบริไดเซชันและ sp2 ไฮบริดออร์บิทัล

ในโมเลกุลที่มีรูปร่างเป็นสามเหลี่ยมแบนราบ  อะตอมกลางจะมี  sp2  ไฮบริดออร์บิทัล  เช่น  โมเลกุลของ BF3  อิเล็กตรอนจาก  2s  ออร์บิทัลของ  B  อะตอมจะถูกกระตุ้นขึ้นไปอยู่ที่  2p  ออร์บิทัล  แล้ว  s  ออร์บิทัล  1  ออร์บิทัล  และ  p  ออร์บิทัล  2  ออร์บิทัล  ซึ่งบรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  เกิดไฮบริไดเซชันเป็น  sp2 ไฮบริดออร์บิทัล  3  ออร์บิทัล  ทำมุม  1200  ซึ่งกันและกัน  sp2  ไฮบริดออร์บิทัลเหล่านี้จะซ้อนกับ  p  ออร์บิทัลของ  F  เกิดพันธะ สามพันธะโมเลกุล  BF3  จึงมีรูปร่างเป็นสามเหลี่ยมแบนราบ

แผนภาพแสดงออร์บิทัลอะตอมและการเกิดไฮบริไดเซชั่นของ  B  ใน  BF3

     ภาพที่ 35   การเกิดพันธะโคเวเลนต์ในโมเลกุล  BF3

โดย  sp2  ไฮบริดออร์บิทัลของ  B  ซ้อนกับ  2p  ออร์บิทัลของ  F

        พิจารณาการเกิดพันธะใน  CH4  คาร์บอนอะตอมกลางในสภาวะพื้นจะถูกกระตุ้นให้เวเลนซ์อิเล็กตรอนจาก  2s  ออร์บิทัลขึ้นไปอยู่ใน  2p  ออร์บิทัลซึ่งมีพลังงานสูงขึ้น  จากนั้น  2s  ออร์บิทัล  1  ออร์บิทัล และ  2p  ออร์บิทัล  3  ออร์บิทัลจะรวมกันเกิดเป็น  sp3  ไฮบริดออร์บิทัล  จำนวน  4  ออร์บิทัล

แผนภาพแสดงออร์บิทัลอะตอมและการเกิดไฮบริไดเซชันของ  C  ใน  CH4

             sp3 ไฮบริดออร์บิทัลของคาร์บอนอะตอมสามารถซ้อนกับ  1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจนอะตอม  เกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์  โดยรูปร่างของโมเลกุล CH4 เป็นทรงสี่หน้า ในโมเลกุลของ  BeF2,  BF3  และ  CH4 อะตอมของ   Be,  B และ C  สามารถใช้ไฮบริดออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  ซ้อนกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นเกิดเป็นพันธะ      อย่างไรก็ตาม  ไฮบริดออร์บิทัลอาจมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่  2  ตัวก็ได้  ในกรณีเช่นนี้อะตอมจะไม่สามารถใช้ไฮบริดออร์บิทัลนั้นสร้างพันธะกับอะตอมอื่น  เนื่องจากตามหลักการกีดกันของพาวลี  แต่ละออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนได้เพียง  2  ตัวเท่านั้น  เราจึงเรียกอิเล็กตรอนในไฮบริดออร์บิทัลดังกล่าวว่า  “อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว”  ตัวอย่างเช่น  โมเลกุลของ  NH3  และ  H2O ซึ่งมีรูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางเป็นทรงสี่หน้าดังนั้นออร์บิทัลอะตอมจึงเกิดไฮบริไดเซชันให้  sp3  ไฮบริดออร์บิทัล  4  ออร์บิทัล  NH3 โมเลกุล  sp3 ไฮบริดออร์บิทัลของไนโตรเจนอะตอม  3  ออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  จึงสามารถเกิดพันธะ σ  สามพันธะกับไฮโดรเจน  3  อะตอม  ส่วนอีกหนึ่งออร์บิทัลบรรจุคู่อิเล็กตรอนที่ไม่สร้างพันธะหรืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

ภาพไฮบริดไดเซชันของไนโตรเจนในโมเลกุลของแอมโมเนีย ( NH3 )

     ทฤษฎี  VSEPR  ทำนายได้ว่ารูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนเป็นทรงสี่หน้า  โดยมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวหนึ่งคู่ ระบุชนิดของไฮบริดออร์บิทัลที่มีการจัดเรียงตัวสอดคล้องกับรูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอน การที่คู่อิเล็กตรอนจัดเรียงตัวเป็นทรงสี่หน้า  แสดงให้เห็นว่ามีออร์บิทัลที่มีรูปร่างและพลังงานเหมือนกัน  4  ออร์บิทัล  นั่นคือ  N  อะตอมเกิด  ไฮบริดออร์บิทัลใน H2O โมเลกุล  sp3  ไฮบริดออร์บิทัลของออกซิเจนอะตอม  2  ออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  จึงเกิดพันธะ สองพันธะกับไฮโดรเจน  2  อะตอม  ส่วนอีก  2  ออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

        ภาพไฮบริไดเซชันของออกซิเจนในโมเลกุลของน้ำ (H2O)

อะตอมในคาบที่  3  ขึ้นไป  สามารถใช้  d  ออร์บิทัลในการเกิดไฮบริดออร์บิทัลได้  ไฮบริดออร์บิทัลที่เกี่ยวข้องกับ  d  ออร์บิทัลที่สำคัญที่สุดคือ  sp3d  และ sp3d2ไฮบริดออร์บิทัล  จะเห็นว่า sp3dไฮบริดออร์บิทัล  ชี้ไปยังมุมของพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม  และ sp3d2 ไฮบริดออร์บิทัลชี้ไปยังมุมของทรงแปดหน้า

ภาพรูปร่างของ  sp3  d และ  sp3   d2 ไฮบริดออร์บิทัล

ตารางที่ 3 แสดงลักษณะเฉพาะในการจัดเรียงตัวเป็นรูปทรงเรขาคณิตของไฮบริดออร์บิทัล

ไฮบริไดเซชันในโมเลกุลที่มีพันธะคู่และพันธะสาม

          สำหรับโมเลกุลที่อะตอมกลางเกิดพันธะคู่และพันธะสาม  ไฮบริดออร์บิทัลจะบรรจุอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ  σ ในพันธะเดี่ยว  π พันธะคู่หรือพันธะสาม  และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเท่านั้น ส่วนอิเล็กตรอนที่ใช้ในการสร้างพันธะในพันธะคู่หรือพันธะสามนั้นจะบรรจุในออร์บิทัลอะตอมที่ไม่ได้เกิดไฮบริไดเซชัน

         พิจารณาการเกิดพันธะในเอทีน  (ethene)  หรือเอทิลีน  (ethylene)  ซึ่งมีสูตรเป็น  C2H4  และโครงสร้างลิวอิสเป็นดังนี้

        รอบคาร์บอนแต่ละอะตอม  โมเลกุลจะมีรูปร่างเป็นสามเหลี่ยมแบนราบโดยมีมุมพันธะเป็น sp2  ดังนั้นทุกอะตอมในโมเลกุลจึงอยู่ในระนาบเดียวกัน  จากโครงสร้างโมเลกุลแสดงว่าแต่ละคาร์บอนอะตอมใช้ sp2  ไฮบริดออร์บิทัลในการเกิดพันธะสอง σ พันธะกับไฮโดรเจน  2  อะตอม  และเกิดพันธะ σ หนึ่งพันธะกับคาร์บอนอีกอะตอมหนึ่ง

จากแผนภาพแสดงออร์บิทัลอะตอมและการเกิด sp2   ไฮบริไดเซชัน  อาจเขียนโครงสร้างอิเล็กตรอนของคาร์บอนโดยพิจารณาเวเลนซ์ออร์บิทัลได้ดังนี้

จะเห็นว่าคาร์บอนยังมีอิเล็กตรอนเดี่ยวใน  2 p   ออร์บิทัล ที่ไม่เกิดไฮบริไดเซชัน  p   ออร์บิทัลนี้มีทิศทางตั้งฉากกับระนาบสามเหลี่ยมแบนราบของ sp2 ไฮบริดออร์บิทัล  จึงสามารถซ้อนกันทางด้านข้างเกิดพันธะ π ได้

แผนภาพแสดงออร์บิทัลอะตอมและการเกิดไฮบริไดเซชันของ  C  ใน  เอทีน  หรือ  เอทิลีน (C2H4 )

ภาพการซ้อนกันของ p ออร์บิทัลที่ไม่เกิดไฮบริไดเซชัน  เกิดเป็นพันธะ π

        จากรูปการเกิดพันธะคู่ระหว่างคาร์บอน-คาร์บอน C=C ในเอทีน  หรือ  เอทิลีน (C2H4) พิจารณาโมเลกุลของเอไทน์ (ethyne)  หรืออะเซทิลีน  (acethylene, (C2H2 )  ซึ่งเป็นแก๊สที่ใช้เป็นเชื้อเพลิงสำหรับเชื่อมโลหะ

โมเลกุลของเอไทน์เป็นเส้นตรง  แต่ละคาร์บอนต้องใช้  sp  ไฮบริดออร์บิทัลในการเกิดพันธะ กับคาร์บอนอีกอะตอมหนึ่ง  และกับไฮโดรเจน  จากโครงสร้างอิเล็กตรอนของคาร์บอนเมื่อเกิด  sp  ไฮบริไดเซชัน

จะเห็นว่าแต่ละคาร์บอนอะตอมจะมีอิเล็กตรอนเดี่ยวอีก  2  อิเล็กตรอนอยู่ใน  p  ออร์บิทัลที่ไม่ได้ไฮบริไดซ์ทั้งสองออร์บิทัล  ซึ่งอยู่ในแนวตั้งฉากกับ  sp  ไฮบริดออร์บิทัล  p  ออร์บิทัลทั้งสองจึงสามารถซ้อนกัน  เกิดเป็นพันธะสองพันธะ  ดังนั้น  พันธะสามจึงประกอบด้วยพันธะ  หนึ่งพันธะ σ และพันธะ  π สองพันธะ

ภาพการเกิดพันธะสามระหว่างคาร์บอน-คาร์บอน  (C=C) ในเอไทน์หรืออะเซทิลีน (C2H2)

        เนื่องจากพันธะ   π    แข็งแรงน้อยกว่าพันธะ σ   ดังนั้นพันธะสาม C=C จะแข็งแรงกว่า (ความยาวพันธะน้อยกว่า)  พันธะคู่  แต่แข็งแรงกว่า  C – C   ไม่ถึงสามเท่า ลักษณะที่สำคัญอีกประการหนึ่งของพันธะคู่และพันธะสาม  คือการหมุนบิดโมเลกุลรอบแกนของพันธะคู่หรือพันธะสามไม่สามารถเกิดขึ้นได้  เช่น ใน  C2H4  ถ้าเราหมุน C อะตอม รอบพันธะ  (c = c)  p  ออร์บิทัลที่ไม่เกิดไฮบริไดเซชันบนคาร์บอนนั้นจะมีทิศทางเปลี่ยนไป  ไม่อยู่ในแนวขนานกับ  p  ออร์บิทัลที่ไม่เกิดไฮบริดไดเซชันบนคาร์บอนอีกอะตอมหนึ่งจึงไม่สามารถซ้อนกันได้อย่างมีประสิทธิผล  ดังนั้นการหมุนบิดโมเลกุลรอบพันธะคู่หรือพันธะสาม  จึงทำให้เกิดการสลายพันธะ   π  ซึ่งต้องใช้พลังงานสูงกว่าพลังงานของโมเลกุลที่สภาวะปกติ  เป็นเหตุให้การหมุนบิดรอบแกนของพันธะคู่หรือพันธะสามไม่เกิดขึ้น

ภาพการหมุนบิดโมเลกุลรอบพันธะคู่ของคาร์บอน-คาร์บอน (C =  C)

        พิจารณาการเกิดพันธะในฟอร์แมลดีไฮด์ ซึ่งมีพันธะเดี่ยว  C-H   สองพันธะ พันธะคู่ (C = O) หนึ่งพันธะ  รูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนในฟอร์แมลดีไฮด์  (H2CO) เป็นสามเหลี่ยมแบนราบ  แสดงว่าคาร์บอนอะตอมเกิด sp2  ไฮบริดออร์บิทัล  3  ออร์บิทัลสำหรับสร้างพันธะ  σ สามพันธะ  โดยที่ sp2  ไฮบริดออร์บิทัล  2  ออร์บิทัลจะเกิดพันธะ σ   กับ 1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจน  2  อะตอม  ส่วน  sp2  ไฮบริดออร์บิทัลอีกออร์บิทัลหนึ่งจะซ้อนกับ sp2 ไฮบริดออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยวของออกซิเจน  (โครงสร้างอิเล็กตรอนของออกซิเจนคือ  2s2  2px1  2py1  2pz1 จึงเกิด sp2 ไฮบริดออร์บิทัล  และมี  p  ออร์บิทัลที่ไม่เกิดไฮบริไดเซชันอีก  1  ออร์บิทัล)  ในแนวแกนระหว่างนิวเคลียสของคาร์บอนและออกซิเจนอะตอม  จึงเกิดเป็นพันธะ σ นอกจากนี้  p  ออร์บิทัลที่ไม่เกิดไฮบริไดเซชันของคาร์บอนอะตอมซึ่งอยู่ในแนวตั้งฉากกับระนาบสามเหลี่ยมแบนราบ  และอยู่ในแนวขนานกับ  p  ออร์บิทัลที่ไม่ได้เกิดไฮบริไดเซชันของออกซิเจนซึ่งมีอเล็กตรอนเดี่ยวบรรจุอยู่  จะสามารถซ้อนกันได้ทางด้านข้าง เกิดเป็นพันธะ ดังนั้นจึงเกิดพันธะคู่ระหว่างคาร์บอนและออกซิเจนซึ่งประกอบด้วยพันธะ σ และพันธะ π อย่างละ  1  พันธะ

ภาพฟอร์แมลดีไฮด์  (H2CO)

ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล  (Molecular  orbital  theory :  MO  theory)

          ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์และทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัลอธิบายว่า  พันธะโคเวเลนต์ในโมเลกุลเกิดจากการซ้อนกันของออร์บิทัลอะตอมหรือไฮบริดออร์บิทัล  อิเล็กตรอนในโมเลกุลจึงอยู่ในออร์บิทัลอะตอมหรือไฮบริดออร์บิทัลของแต่ละอะตอม  เช่น ใน  CH4 โมเลกุล  พันธะเกิดจาก  1s  ออร์บิทัลของ  H  อะตอมและ  sp3 4  ออร์บิทัล ของ  C  อะตอม   อย่างไรก็ดี  ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ และทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัลไม่สามารถใช้อธิบายสเปกตรัมและสมบัติแม่เหล็กของโมเลกุลได้  เช่น  ออกซิเจน  (O2)  มีสมบัติเป็นพาราแมกเนติก (paramagnetic) ซึ่งจะถูกดึงดูดในสนามแม่เหล็กเหนื่องจากมีอิเล็กตรอนเดี่ยว  แต่ออกซิเจนอะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  6 ตัวซึ่งเป็นเลขคู่  ตามทฤษฎีพันธะเวเลนซ์จะทำนายได้ว่าอิเล็กตรอนทั้งหมดในโมเลกุลจะอยู่เป็นคู่  ซึ่งไม่สอดคล้องกับสมบัติพาราแมกเนติก ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล  มีสมมติฐานเกี่ยวกับการเกิดพันธะ  ดังนี้

1.เมื่ออะตอมเข้าใกล้กัน ออร์บิทัลอะตอมของอิเล็กตรอนวงนอกสุดจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุล    (molecular  orbital : MO)  ซึ่งแสดงลักษณะเฉพาะของทั้งโมเลกุล  ไม่ได้เป็นของอะตอมใดอะตอมหนึ่งในโมเลกุล  โดยจำนวนออร์บิทัลโมเลกุลที่เกิดขึ้นเท่ากับจำนวนออร์บิทัลอะตอมที่มารวมกัน  เช่น เมื่อไฮโดรเจน  2  อะตอมรวมกันเกิดเป็น H2  โมเลกุล  1s  ออร์บิทัลจาก  H  อะตอมทั้งสองจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุล  2  ออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานไม่เท่ากัน

2.ออร์บิทัลโมเลกุลจะจัดเรียงตัวตามลำดับพลังงานที่เพิ่มขึ้น พลังงานสัมพัทธ์ ของออร์บิทัลโมเลกุลเหล่านี้ สรุปได้จากการทดลองเกี่ยวกับสเปกตรัมและสมบัติแม่เหล็กของโมเลกุล

3.เวเลนซ์อิเล็กตรอนในโมเลกุล จะบรรจุอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุล โดยแต่ละออร์บิทัลโมเลกุลสามารถบรรจุอิเล็กตรอนได้สูดสุด  2  ตัว  ตามหลักการกีดกันของพาวลี และอิเล็กตรอนจะบรรจุอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานต่ำสุดจนเต็มก่อน  แล้วจึงบรรจุในออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานสูงขึ้นตามลำดับ และการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุลเป็นไปตามกฎของฮุนด์  เช่น  เมื่อมีออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากันว่างอยู่  อิเล็กตรอนจะบรรจุในออร์บิทัลเหล่านี้ออร์บิทัลละ  1  ตัวก่อน  ทำให้เกิดออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  เพื่อที่จะให้เข้าใจทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล  ให้พิจารณาโมเลกุลอะตอมคู่ของธาตุในคาบที่  1  ในตารางธาตุ  เช่น การเกิดพันธะในโมเลกุลไฮโดรเจนและฮีเลียม  การรวม 1s ออร์บิทัล เมื่ออะตอมของธาตุในคาบที่  1  ของตารางธาตุเข้าใกล้กัน  1s ออร์บิทัลจากอะตอมทั้งสองจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุล  2  ออร์บิทัล  ออร์บิทัลโมเลกุลออร์บิทัลหนึ่งจะมีพลังงานต่ำกว่าออร์บิทัลอะตอม  การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลนี้จะทำให้โมเลกุลเสถียรกว่าอะตอมที่แยกกันอยู่   ดังนั้นจึงเรียกออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานต่ำกว่าออร์บิทัลอะตอมว่า  ออร์บิทัลโมเลกุลที่สร้างพันธะ  (bonding  molecular  orbital)  ส่วนออร์บิทัลโมเลกุลอีกออร์บิทัลหนึ่งจะมีพลังงานสูงกว่าออร์บิทัลอะตอม  การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลนี้จึงทำให้โมเลกุลมีพลังงานเพิ่มขึ้นและไม่เสถียร  จึงเรียกออร์บิทัลโมเลกุลนี้ว่า  ออร์บิทัลที่ต้านการสร้างพันธะ (antibonding  molecular  orbital)

ภาพการสร้างออร์บิทัลโมเลกุลจาก  1s  ออร์บิทัลโมเลกุลจาก  1s  ออร์บิทัลอะตอมของไฮโดรเจนอะตอม

ในออร์บิทัลโมเลกุลที่สร้างพันธะมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงในบริเวณที่อยู่ระหว่างนิวเคลียสทั้งสอง  จึงทำให้ระดับพลังงานต่ำกว่าออร์บิทัลอะตอม  ส่วนในออร์บิทัลโมเลกุลที่ต้านการสร้างพันธะ  โอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในบริเวณที่อยู่ระหว่างนิวเคลียสทั้งสองมีน้อย  อิเล็กตรอนจะมีความหนาแน่นมากในบริเวณด้านนอกของโมเลกุล  ออร์บิทัลที่ต้านการสร้างพันธะจึงมีพลังงานสูงกว่าออร์บิทัลอะตอม ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุลที่สร้างพันธะและออร์บิทัลโมเลกุลที่ต้านการสร้างพันธะจะสมมาตรรอบแกนระหว่างนิวเคลียสทั้งสอง  ซึ่งหมายความว่าออร์บิทัลทั้งสองเป็นออร์บิทัลโมเลกุลชนิดซิกมา  (sigma  molecular  orbital)  ซึ่งใช้สัญลักษณ์  σ  เครื่องหมาย  *  ใช้แสดงว่าเป็นออร์บิทัลที่ต้านการสร้างพันธะ  และตัวอักษรด้านล่างขวาแสดงออร์บิทัลอะตอมที่ทำให้เกิดออร์บิทัลโมเลกุลนั้น ๆ  เช่น ออร์บิทัลโมเลกุลที่สร้างพันธะซึ่งเกิดจากการรวมกันของ  1s  ออร์บิทัลจะมีสัญลักษณ์เป็น σ 1s  และออร์บิทัลโมเลกุลที่ต้านการสร้างพันธะจะมีสัญลักษณ์เป็น σ* 1s

ใน H2 โมเลกุลมีอิเล็กตรอน  2  ตัว อิเล็กตรอนทั้งสองจะบรรจุใน  σ1s   ออร์บิทัลซึ่งมีพลังงานต่ำกว่าก่อน

 แผนภาพระดับพลังงานของออร์บิทัลโมเลกุล H2

เนื่องจากแต่ละ  H  อะตอมมีอิเล็กตรอน  1  ตัวใน  1s  ออร์บิทัล ดังนั้น H2  จึงมีอิเล็กตรอน  2  ตัว  อิเล็กตรอนทั้งสองจะบรรจุใน σ 1s ออร์บิทัลซึ่งมีพลังงานต่ำกว่าออร์บิทัลอะตอมในอะตอมเดี่ยว H2   โมเลกุลจึงเสถียรกว่า  H  สองอะตอมที่แยกกันอยู่

 ฮีเลียม  (He)  แต่ละอะตอมมีอิเล็กตรอน  2  ตัวอยู่ใน  1s  ออร์บิทัล เมื่อ  He  สองอะตอมเข้าใกล้กัน  1s ออร์บิทัลจะรวมกันเป็นออร์บิทัลโมเลกุล σ 1s  และ σ* 1s  อิเล็กตรอนใน He2 โมเลกุลจะบรรจุในออร์บิทัลที่สร้างพันธะ  2  ตัว  และออร์บิทัลที่ต้านการสร้างพันธะ  2  ตัว  เนื่องจาพลังงานที่ลดลงจากอิเล็กตรอนที่สร้างพันธะ

แผนภาพระดับพลังงานของออร์บิทัลโมเลกุลของ He2

การเกิดพันธะในโมเลกุลอะตอมคู่ของธาตุในคาบที่  2  :  การรวม  2s  และ  2p  ออร์บิทัล

      ธาตุเรพรีเซนเททิฟในคาบที่  2  ของตารางธาตุมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนบรรจุใน  2s,  2px,  2py  และ  2pzออร์บิทัลเมื่ออะตอมของธาตุในคาบที่  2  เกิดพันธะกันเป็นโมเลกุลอะตอมคู่  ออร์บิทัลอะตอมที่บรรจุเวเลนซ์อิเล็กตรอนจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุลอย่างไร

      การรวม  2s  ออร์บิทัลจากแต่ละอะตอมจะให้ออร์บิทัลโมเลกุล  2  ออร์บิทัล  คือ 
และ ซึ่งมีรูปร่างเหมือนและ ตามลำดับ

       ในอะตอมเดี่ยวของธาตุในคาบที่  2  จะมี  p  ออร์บิทัล  3  ออร์บิทัลคือ 2px , 2py  และ  2pz   ซึ่งมีทิศทางตั้งฉากซึ่งกันและกัน  กำหนดให้แกนระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่เกิดพันธะกันคือแกน  z  เมื่อ  2pz ออร์บิทัลจากแต่ละอะตอมรวมกันตามแนวแกนระหว่างนิวเคลียส  จะเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุลที่สมมาตรรอบแกน  z  นั่นคือ  เป็นออร์บิทัลโมเลกุลชนิดซิกมา  2  ออร์บิทัล  ออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำกว่าจะมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงในบริเวณที่อยู่ระหว่างนิวเคลียส  เรียกว่า  ออร์บิทัลโมเลกุลชนิดซิกมาที่สร้างพันธะ ส่วนออร์บิทัลที่มีพลังงานสูงกว่าจะมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนจะสูงในบริเวณที่ห่างจากนิวเคลียส  เรียกว่า  ออร์บิทัลโมเลกุลชนิดซิกมาที่ต้านการสร้างพันธะดังภาพ

ภาพ ออร์บิทัลโมเลกุลที่เกิดจากการรวมออร์บิทัลอะตอม (ก)  2pz (ข)  2px หรือ 2py

        ออร์บิทัลอะตอม 2px หรือ 2py ซึ่งตั้งฉากกับ 2pz จะรวมกับออร์บิทัลอะตอม 2px  หรือ 2py จากอีกอะตอมหนึ่งในลักษณะที่แตกต่างจาก  2pz  ออร์บิทัล  ดังรูป  (ข)  โดยจะเกิดการรวมกันทางด้านข้างทำให้เกิดออร์บิทัลโมเลกุล  2  ออร์บิทัล  ซึ่งความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลไม่สมมาตรรอบแกนระหว่างนิวเคลียส  ซึ่งเป็นลักษณะของออร์บิทัลโมเลกุลชนิดพาย π  (pi molecular  orbital,)  ออร์บิทัลที่มีพลังงานสูงกว่าคือออร์บิทัลที่มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงในบริเวณที่ห่างจากนิวเคลียส  เรียกว่า  ออร์บิทัลโมเลกุลชนิดพายที่ต้านการสร้างพันธะ หรือออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำกว่าคือออร์บิทัลที่มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงในบริเวณที่อยู่ระหว่างนิวเคลียส  เรียกว่า  ออร์บิทัลโมเลกุลชนิดพายที่สร้างพันธะหรือ พลังงานสัมพัทธ์ของออร์บิทัลโมเลกุลในโมเลกุลอะตอมคู่ของธาตุเรพรีเซนเททิฟในคาบที่  2  โปรดสังเกตว่าจาก Li2  ถึง N2  พลังงานของและออร์บิทัลจะต่ำกว่าพลังงานของออร์บิทัลและตั้งแต่  O2 ถึง Ne2  พลังงานของออร์บิทัลจะต่ำกว่าพลังงานของและออร์บิทัล

แผนภาพระดับพลังงานของออร์บิทัลโมเลกุลในโมเลกุลอะตอมคู่ของธาตุในคาบที่  2

                                                        (ก)  Li2  ถึง N2              (ข)  O2 ถึง Ne2

จากแผนภาพระดับพลังงานของออร์บิทัลโมเลกุล  เราสามารถเขียนโครงสร้างอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุล  ( MO  electron  configuration )  ของโมเลกุลอะตอมคู่ของธาตุเรพรีเซนเททิฟในคาบที่  2  ได้  โดยบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุลตามลำดับพลังงานจากต่ำไปสูง  เช่น  โครงสร้างอิเล็กตรอนของ  F2  เขียนได้ดังนี้

สารประกอบโคเวเลนต์

สารประกอบโคเวเลนต์ มีสมบัติดังนี้

1.มีจุดเดือด จุดหลอมเหลวต่ำ เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลมีค่าน้อย

2.ไม่นำไฟฟ้าทั้งสภาพแก๊ส ของเหลว และของแข็ง

3.ไม่ละลายในตัวทำละลายมีขั้ว เช่น น้ำ แต่ละลายในตัวทำละลายไม่มีขั้ว เช่น เบนซิน

4.ปฏิกิริยาของสารประกอบโคเวเลนต์ เป็นปฏิกิริยาที่เกิดช้าเพราะต้องทำลายพันธะเดิมก่อนแล้วเกิดพันธะใหม่ การปะทะกันระหว่างโมเลกุลจะเกิดปฏิกิริยาเมื่อได้รับพลังงานเพียงพอ

มีสารโคเวเลนต์บางชนิดที่ไม่มีโมเลกุล ปกติมีสถานะเป็นของแข็ง ภายในโครงสร้างประกอบด้วยอะตอมชนิดเดียวกันต่อกันด้วยพันธะโคเวเลนต์เป็นโครงสร้างสามมิติขนาดใหญ่ ได้แก่ เพชร (C) ซิลิคอน (Si) ซิลิคอน

        คาร์ไบด์ (SiC) เป็นต้น ซึ่งเพชรประกอบด้วยอะตอมคาร์บอนต่อกันด้วยพันธะโคเวเลนต์มีโครงสร้างแบบทรงสี่หน้าต่อกันไปเป็นโครงสร้างที่ยึดกันแน่นเป็นของแข็งที่แข็งมาก มีจุดเดือด จุดหลอมเหลวสูงถึง 3,500  องศาเซลเซียส ไม่นำไฟฟ้า นอกจากนี้ยังพบว่า คาร์บอนมีโมเลกุลที่เสถียรมากอีกแบบหนึ่งคือ มีโครงสร้างประกอบด้วยคาร์บอน 60 อะตอม แต่ละอะตอมสร้างพันธะโคเวเลนต์ด้วย sp2 ไฮบริดออร์บิทัล นักเคมีเรียกโครงสร้างแบบนี้ว่าบัคมินสเตอร์ฟุลเลอรีน (Buckminsterfullerene) นิยมเรียกสั้น ๆ ว่า บัคกีบอล (Buckyball)

พันธะโลหะ  (Metallic bond)

           โลหะเป็นธาตุที่มีอิเล็กตรอนระดับนอกจำนวนน้อย และมีพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนต่ำ มีจุดหลอมเหลวสูง นำไฟฟ้าและความร้อนได้ดี สามารถทุบให้เป็นแผ่นบางหรือดึงให้เป็นเส้นได้ โลหะมีเงาและทึบแสง สมบัติเหล่านี้แสดงว่าอะตอมโลหะไม่ได้ยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะไอออนิก หรือพันธะโคเวเลนต์ หรือแรงแวนเดอร์วาล เหตุผลเพราะว่าสารที่มีพันธะโคเวเลนต์ ไม่นำไฟฟ้า เนื่องจากไม่มีอิเล็กตรอนที่สามารถเคลื่อนที่ไปได้ และจะทำให้เป็นแผ่นหรือดึงให้เป็นเส้นก็ไม่ได้ เพราะพันธะโคเวเลนต์มีทิศทางเฉพาะย่อมขัดขืนต่อการเปลี่ยนรูป พันธะไอออนิกก็เช่นกัน แม้เป็นพันธะที่ไม่มีทิศทาง ถ้าใช้แรงทุบตีให้เป็นแผ่นก็จะแตกหักออกจากกัน ส่วนแรงแวนเดอร์วาลเป็นแรงที่อ่อนมากแต่โลหะเป็นวัสดุที่แข็งแรงย่อมมีแรงระหว่างอนุภาคสูงมากกว่าแรงแวนเดอร์วาล

           จากสมบัติของโลหะดังกล่าวแสดงว่าโลหะมีพันธะที่เป็นแรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกที่อยู่เรียงชิดติดกันกับอิเล็กตรอนที่อยู่โดยรอบ คล้ายทะเลอิเล็กตรอนที่เคลื่อนไหลอยู่รอบ ๆ ไอออนบวกจึงเป็นเหตุทำให้โลหะนำไฟฟ้าได้ดี ตีให้เป็นแผ่นหรือดึงให้เป็นเส้นได้ โดยไม่แตกหักดังภาพ

แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล (Intermolecular Forces)

          แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล นอกจากอยู่ในรูปของพันธะไอออนิกและพันธะโคเวเลนต์แล้วยังมีแรงยึดเหนี่ยวที่สำคัญระหว่างอะตอมและระหว่างโมเลกุล คือ แรงแวนเดอร์วาล (van der waal forces) และพันธะไฮโดรเจน (hydrogen bond) แรงดึงดูดทั้งสองนี้เป็นแรงที่อ่อนกว่าแรงจากพันธะไอออนิกและโคเวเลนต์  แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลนี้มีความสำคัญและสามารถใช้อธิบายสมบัติทางเคมีของสารและสมบัติทางกายภาพ เช่น จุดเดือด จุดหลอมเหลว  แรงแวนเดอร์วาลจะเพิ่มมากขึ้นเมื่อจำนวนอิเล็กตรอนและมวลโมเลกุลเพิ่ม แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลมีหลายประเภทดังนี้

แรงแวนเดอร์วาล (van der waal forces)

          เป็นแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลไม่มีขั้วซึ่งเป็นผลมาจากการมีสภาพขั้วขณะหนึ่ง  ซึ่งภายในอะตอมหรือโมเลกุลมีกลุ่มอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ตลอดเวลา ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียสเปลี่ยนแปลงได้ทำให้ชั่วขณะหนึ่ง มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนไม่สม่ำเสมอ  เป็นผลทำให้เกิดลักษณะขั้วบวกลบ (สองขั้ว) ขึ้นมาชั่วขณะ นั่นคือ ศูนย์กลางของประจุบวกเคลื่อนที่ไปอยู่คนละที่กับศูนย์กลางของประจุลบ  โมเลกุลเหล่านี้จะเหนี่ยวนำโมเลกุลที่อยู่ข้างเคียงให้กลายเป็นโมเลกุลที่มีขั้วขึ้นมาด้วย และมีแรงดึงดูดกันแม้เป็นช่วงระยะเวลาสั้น ๆ แต่เกิดบ่อยครั้ง แรงดึงดูดจึงมีอยู่ตลอดไป นอกจากนี้ขนาดและรูปร่างโมเลกุลก็มีส่วนสำคัญ โมเลกุลขนาดใหญ่และมีรูปร่างยาวจะอยู่ในสภาพมีขั้วง่ายกว่าโมเลกุลที่มีขนาดเล็กและมีรูปร่างเป็นก้อนกลม

แรงดึงดูดระหว่างขั้ว (dipole-dipole interaction)

          แรงนี้เกิดจากโมเลกุลที่มีขั้ว เช่น CO, NO, SO2 เมื่อโมเลกุลเหล่านี้เข้ามาใกล้กัน ขั้วบวก (137)   ของโมเลกุลจะหันเข้าหาด้านขั้วลบ (138)   ของอีกโมเลกุลหนึ่ง ทำให้เกิดแรงดึงดูดขึ้น ซึ่งเป็นแรงดึงดูดที่อ่อน มีความแรงประมาณ 1% ของพันธะไอออนิกหรือพันธะโคเวเลนต์เท่านั้น แรงดึงดูดประเภทนี้ทำให้โมเลกุลที่มีสภาพขั้ว มีจุดเดือดจุดหลอมเหลวสูงกว่าโมเลกุลที่ไม่มีสภาพขั้ว  เมื่อมีมวลโมเลกุลใกล้เคียงกัน

 พันธะไฮโดรเจน  (Hydrogen bond)

            พันธะไฮโดรเจน เป็นพันธะที่เกิดกับโมเลกุลที่ประกอบด้วยธาตุไฮโดรเจน (H) สร้างพันธะโคเวเลนต์กับอะตอมที่มีสภาพไฟฟ้าลบสูง ซึ่งสามารถดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ในพันธะได้ดี ความหนาแน่นอิเล็กตรอนจะไปเข้มข้นอยู่ทางด้านของอะตอมที่มีสภาพไฟฟ้าลบสูง ทำให้อะตอมไฮโดรเจนมีสภาพไฟฟ้าเป็นบวกมาก จนเกือบกลายเป็นไฮโดรเจนไอออน อะตอมไฮโดรเจนจึงสามารถดึงดูดอะตอมที่มีสภาพไฟฟ้าลบสูงของโมเลกุลข้างเคียง เกิดเป็นพันธะขึ้น ซึ่งพันธะนี้ทำหน้าที่คล้ายสะพานเชื่อมระหว่างสองอะตอมของสองโมเลกุลนั้น พันธะไฮโดรเจนจัดเป็นแรงระหว่างโมเลกุลที่เป็นแรงดึงดูดทางไฟฟ้าอย่างอ่อนกว่าพันธะไอออนิกและพันธะโคเวเลนต์แต่แรงกว่าแรงแวนเดอร์วาล และเป็นพันธะที่ยาวกว่าพันธะโคเวเลนต์ เราใช้ขีด —- และ …. แทนพันธะไฮโดรเจน ตัวอย่าง

            สารประกอบที่มีพันธะไฮโดรเจนได้แก่ HCl, H2O, HF  ฟลูออรีนเป็นธาตุที่มีสภาพไฟฟ้าลบสูงที่สุด  ดังนั้นพันธะ  H – F ในไฮโดรเจนฟลูออไรด์จึงเป็นพันธะที่อยู่ในสภาพมีขั้วมาก จึงเกิดแรงดึงดูดระหว่างฟลูออรีนกับไฮโดรเจนของอีกโมเลกุลหนึ่ง เกิดเป็นพันธะไฮโดรเจน ดังนี้

           โมเลกุลของน้ำ  (H2O)    เกิดพันธะไฮโดรเจนได้เป็นอย่างดี เนื่องจากออกซิเจนมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ เช่น140  และออกซิเจนเป็นธาตุที่มีความสามารถในการดึงอิเล็กตรอนในพันธะได้ดี จึงมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบ ๆ อะตอมออกซิเจนสูง ในขณะที่ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบอะตอมไฮโดรเจนมีเบาบางจึงเกิดพันธะไฮโดรเจนระหว่างโมเลกุลของน้ำได้ดี

ตัวอย่างของการเกิดพันธะไฮโดรเจน

          พันธะไฮโดรเจนมีอิทธิพลต่อสมบัติของสาร เช่น ทำให้สารมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูงกว่าที่ควรจะเป็น เช่น  H2S  มีมวลโมเลกุล  34  มีสถานะเป็นแก๊สที่อุณหภูมิห้อง มีจุดเดือด – 60 องศาเซลเซียส ในขณะที่ H2O   ซึ่งมีมวล 18  แต่มีสถานะเป็นของเหลวที่อุณหภูมิห้อง มีจุดเดือด 100 องศาเซลเซียส ทั้งนี้เนื่องจากอิทธิพลของพันธะไฮโดรเจนในโมเลกุลของน้ำ นอกจากนี้  พันธะไฮโดรเจนยังมีบทบาทมากในลักษณะโครงสร้างของโปรตีน DNA  และ RNA ซึ่งเป็นโมเลกุลของสิ่งมีชีวิต

เลขออกซิเดชัน  (Oxidation number)

          เลขออกซิเดชัน หมายถึง ตัวเลขที่แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับนอกของธาตุที่ใช้ในการสร้างพันธะเคมี เวลาเขียนจะแสดงเครื่องหมายบวกหรือลบกำกับไว้  สำหรับสารประกอบไอออนิก เลขออกซิเดชันของธาตุที่ให้อิเล็กตรอนจะมีเครื่องหมายเป็นบวก และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้ไป ส่วนธาตุที่รับอิเล็กตรอนเลขออกซิเดชันจะมีเครื่องหมายเป็นลบ และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่รับมา ตัวอย่างเช่น

NaCl   จะได้ว่า                     Na   มีเลขออกซิเดชันเป็น   +1

Cl    มีเลขออกซิเดชันเป็น    -1

CaCl2   จะได้ว่า                    Ca   มีเลขออกซิเดชันเป็น   +2

Cl    มีเลขออกซิเดชันเป็น    -1

          สำหรับสารประกอบโคเวเลนต์ที่พันธะประกอบด้วยธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้สูงกับธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้ต่ำ ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้สูงสามารถดึงอิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันในพันธะได้ดีกว่า จะมีเลขออกซิเดชันเป็นลบ และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่ดึงเข้ามา ส่วนธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้ต่ำกว่า จะมีเลขออกซิเดชันเป็นบวก และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่ถูกดึงไป

ตัวอย่างที่ 1   H2O

O มีเลขออกซิเดชัน   =    –  2

H มีเลขออกซิเดชัน   =    + 1

          สำหรับธาตุหรือสารประกอบโคเวเลนต์ที่ประกอบด้วยธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้เท่ากันจะมีเลขออกซิเดชันเป็นศูนย์ เช่น O2,  F2,  O3,  S8,  Cu,  Fe

ข้อควรจำ ผลบวกของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดในสารหนึ่งโมเลกุลมีค่าเป็นศูนย์ และผลบวกของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดในไอออนที่มีหลายอะตอมมีค่าเท่ากับประจุของไอออนนั้น (การคิดเลขออกซิเดชันจะคิดต่อ 1 อะตอมของแต่ละธาตุ)

ตัวอย่างที่ 2    CH3Cl

C    มีเลขออกซิเดชัน   = – 2

Cl   มีเลขออกซิเดชัน   = – 1

H    มีเลขออกซิเดชัน   = + 1  (มี 3 อะตอม จะมีค่า  = +3)

ผลรวมของเลขออกซิเดชันของ  CH3Cl  =   0

ตัวอย่างที่ 3     MnO4–

         เนื่องจากในการสร้างพันธะเคมีของ O จะใช้ 2 อิเล็กตรอน ดังนั้น O 1 อะตอมมีเลขออกซิเดชัน  – 2 ดังนั้นในไอออน  MnO4–   จะได้ว่า  O ทั้งหมด 4 อะตอมมีเลขออกซิเดชันรวม  =   – 8

Mn   จะมีเลขออกซิเดชัน คือ    =    + 7

         การหาเลขออกซิเดชันของธาตุในสารประกอบพิจารณาง่าย ๆ ดังตัวอย่าง

H2SO4          H 1 อะตอมมีเลขออกซิเดชัน   =  +1

H 2 อะตอมมีเลขออกซิเดชัน   =  +2

O 1 อะตอมมีเลขออกซิเดชัน   =  -2

O 4 อะตอมมีเลขออกซิเดชัน   =  -8

         ดังนั้น  S  1 อะตอมจะมีเลขออกซิเดชัน  =  8 – 2  =  6   แต่ผลรวมของเลขออกซิเดชันของธาตุทุกอะตอมใน 1 โมเลกุลของสารมีค่า 0 ดังนั้น  S   มีเลขออกซิเดชัน   =    + 6

สารประกอบ และสมบัติของสารประกอบ

  การเกิดสารประกอบ

         สารประกอบ คือ สารที่เกิดจากการรวมตัวของธาตุตั้งแต่สองธาตุขึ้นไป โดยเกิดการเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอน เพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตต (ให้อิเล็กตรอนวงนอกสุดครบแปด) นั่นคือ สารประกอบเกิดจากพันธะเคมีซึ่งอาจเกิดจากพันธะไอออนิก หรือ พันธะโคเวเลนต์ก็ได้

         สมบัติของสารประกอบไอออนิก

1.มีขั้ว สารประกอบไอออนิกไม่เกิดเป็นโมเลกุลเดี่ยว แต่เป็นของแข็งประกอบด้วยไอออนจำนวนมากยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงยึดเหนี่ยวทางไฟฟ้า

2.นำไฟฟ้าได้ เมื่อใส่สารประกอบไอออนิกลงในน้ำ ไอออนจะแยกออกจากกัน ทำให้สารละลายนำไฟฟ้าได้ และสารประกอบไอออนิกที่หลอมเหลวก็นำไฟฟ้าได้ เพราะเมื่อหลอมเหลวไอออนจะแยกกันเป็นอิสระ

3.มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง เพราะสารประกอบไอออนิกต้องใช้พลังงานมากในการทำลายแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออน เพื่อจะให้กลายเป็นของเหลว หรือกลายเป็นไอ

4.การละลาย สารประกอบไอออนิกละลายได้ในน้ำหรือละลายในตัวทำละลายที่มีสภาพขั้วสูงมาก

5.การเกิดปฏิกิริยาไอออนิก เป็นปฏิกิริยาระหว่างไอออน เพราะสารประกอบไอออนิกเมื่อเป็นสารละลาย ไอออนเป็นอิสระ จึงเกิดปฏิกิริยาทันที

6.สารประกอบไอออนิกเกิดจากไอออนประจุตรงกันข้าม รอบ ๆ ไอออน จะมีสนามไฟฟ้าจึงไม่แสดงทิศทางพันธะไอออนิก

สมบัติของสารประกอบโคเวเลนต์

1.แรงดึงดูดภายในโมเลกุลมีน้อยทำให้มีสถานะเป็นแก๊ส ของเหลว และเป็นของแข็งที่อ่อนนุ่มที่อุณหภูมิปกติ

2.ไม่ละลายน้ำ

3.มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวต่ำ เพราะใช้พลังงานน้อยในการทำลายแรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล

4.ไม่นำไฟฟ้า

5.ละลายในเบนซีน และสารอินทรีย์หรือตัวทำละลายที่ไม่มีขั้ว

        เนื่องจากสารประกอบมีอยู่มากมาย จึงจำเป็นต้องมีกฎเกณฑ์ในการเขียนสูตร และการเรียกชื่อสารประกอบ เพื่อให้สะดวกแก่การจดจำ และง่ายต่อการเรียนการสอน ทั้งจะได้มีแบบแผนหลักเกณฑ์ที่เหมือนกัน จึงมีหลักดังนี้

การเขียนสูตรสารประกอบ

          สารประกอบเกิดจากการรวมตัวของธาตุ หรือหมู่ธาตุ ตั้งแต่ 2 ธาตุขึ้นไป ซึ่งอาจจะอยู่ในลักษณะของไอออน หรืออะตอมก็ได้ ในการเขียนสูตรจึงมีกฎเกณฑ์ดังนี้

1.โลหะ กับอโลหะ ให้เขียนสัญลักษณ์โลหะก่อน แล้วเขียนอโลหะตามหลัง เช่น

K          +         Cl     KCl

Ba        +          O      Ba

2.ถ้าเป็นไอออน กับไอออน ต้องเขียนไอออนบวกก่อน แล้วตามด้วยไอออนลบ เช่น

NH4 +    กับ  SO4 –   เขียนได้เป็น     ( NH4)2SO4

การเรียกชื่อสารประกอบ

        การเรียกชื่อสารประกอบใช้หลักการตามระบบ IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) ซึ่งมีข้อตกลงดังนี้

1.สารประกอบระหว่างโลหะกับอโลหะ ให้เรียกชื่อโลหะธาตุแรก หรือไอออนบวก เต็ม ๆ แล้วตามด้วยอโลหะ หรือไอออนลบ  แล้วเปลี่ยนท้ายเสียงเป็นไอด์ (ide) เช่น

Na (Sodium) กับ Cl (Chlorine)     เขียนสูตร     NaCl     อ่านเป็น        Sodium chloride

Ba (Barium) กับ S (Sulfur)           เขียนสูตร     BaS     อ่านเป็น          Barium sulfide

K (Potassium) กับ I (Iodine)         เขียนสูตร     KI        อ่านเป็น        Potassium iodide

บางธาตุมีการตัด / เติม พยางค์ท้ายก่อนเปลี่ยนท้ายเสียงเป็นไอด์ เช่น

H (Hydrogen)                     เป็น        Hydride

N (Nitrogen)                       เป็น        Nitride

O (Oxygen)                          เป็น        Oxide

P (Phosphorus)                  เป็น        Phosphide

2. สารประกอบระหว่างอโลหะ กับอโลหะ สารประกอบชนิดนี้แม้จะมีองค์ประกอบเหมือนกัน แต่บางทีมีสารได้มากกว่า 1 สาร เช่น SO2 กับ SO3  หรือ  CO กับ CO2  การเรียกชื่อต้องบอกจำนวนอะตอมของแต่ละธาตุ เป็นภาษากรีก คือ  1 (mono),  2 (di), 3 (tri), 4 (treta),  5 (penta),  6 (hexa), 7 (hepta), 8 (octa), 9 (nona),10 (deca) ยกเว้นธาตุแรกมี 1 อะตอมไม่ต้องบอก เช่น

SO2         อ่านว่า  Sulfur dioxide

SO3         อ่านว่า  Sulfur trioxide

CO          อ่านว่า  Cabon monoxide

CO2        อ่านว่า  Cabon dioxide

P2 O5     อ่านว่า  Diphosphorus pentaoxide

3.สารประกอบที่มีไอออนบวก กับไอออนลบที่ไม่ใช่อะตอมเดี่ยว แต่เป็นไอออนที่ประกอบด้วยหมู่อะตอม เช่น Sulphateion SO42- มี S เป็นอะตอมกลาง ตามข้อตกลงให้ถือว่าไอออนที่มีลักษณะเช่นนี้ เป็นไอออนเชิงซ้อน เรียกชื่อแบบเดียวกับสารเชิงซ้อน แต่อนุโลมให้ใช้ชื่อสามัญ ถ้ามีธาตุอื่นมารวมตัวกับไอออนนี้ ก็เรียกธาตุนั้นนำหน้า เช่น

4.สารประกอบที่ไอออนบวกมีค่าเลขออกซิเดชันหลายค่า การเรียกชื่อสารประกอบต้องระบุเลขออกซิเดชันด้วย โดยเขียนเลขโรมันไว้หลังชื่อธาตุนั้น เช่น
FeCl2                     อ่านได้ว่า               Iron (II) chloride

MnO2                     อ่านได้ว่า               Manganese (IV) oxide

สารประกอบเชิงซ้อน

        สารประกอบที่ประกอบด้วยไอออนเชิงซ้อน มักจะมีโลหะสองชนิด ซึ่งในสารประกอบนั้นจะมีไอออน 2 ชนิดคือ ไอออนบวก (+) และไอออนลบ (-) และไอออนที่ประกอบด้วยธาตุตั้งแต่ 2 ธาตุขึ้นไปนี้เรียกว่า ไอออนเชิงซ้อนอาจเป็นไอออนบวกหรือไอออนลบก็ได้ พวกไอออนเชิงซ้อนจะมีธาตุแทรนซิชันเป็นอะตอมกลาง และมีไอออน อะตอม หรือโมเลกุลอื่น มาล้อมรอบ โดยเรียกสิ่งที่ล้อมรอบว่า ลิแกนด์ ส่วนมากแล้วลิแกนด์จะยึดเหนี่ยวกับธาตุแทรนซิชันด้วยพันธะโคเวเลนต์ หรือโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์  หลักการอ่านชื่อสารประกอบเชิงซ้อนมีดังนี้

1.ถ้าไอออนเชิงซ้อนเป็นไอออนบวก ให้อ่านลิแกนด์นำหน้า แล้วตามด้วยเลขอะตอมกลาง โดยบอกเลขออกซิเดชันด้วย จากนั้นอ่านไอออนลบ
2.ถ้าไอออนเชิงซ้อนเป็นลบ อ่านลิแกนด์นำหน้า จากนั้น อ่านอะตอมกลางลงท้ายด้วย – ate โดยบ่งบอกเลขออกซิเดชันของธาตุด้วย

ลิแกนด์บางตัวที่ควรทราบ

Cl–                           อ่านว่า                    Chloro

Br–                          อ่านว่า                    Bromo

I–                             อ่านว่า                    Iodo

CO32-                            อ่านว่า                    Carbonate

H2O                        อ่านว่า                    Aqua

CN–                         อ่านว่า                    Cyano

NO2–                       อ่านว่า                    Nitro

NH3                        อ่านว่า                    Ammine

ตัวอย่างการอ่านชื่อสารประกอบเชิงซ้อน

Na[FeF6]                             อ่านว่า                    Sodiumhexafluoroferrate (III)
[ K3Fe(CN)6 ]                     อ่านว่า                    Potassiumhexacyanoferrate (III)
[ ( Cu(H2O)4) SO4 ]          อ่านว่า                    Tetraaquacopper (II) sulphate
[ ( Zn(NH3)4 ]2+               อ่านว่า                    Tetraamminezinc (II ) ion
[ ( Ni(CN)4 ]2 –                 อ่านว่า                    Tetracyanonickelate (II) ion


ที่มา https://chemistryprosite.wordpress.com/2017/03/16/%E0%B8%9A%E0%B8%97%E0%B8%97%E0%B8%B5%E0%B9%88-5-%E0%B8%88%E0%B8%A5%E0%B8%99%E0%B8%A8%E0%B8%B2%E0%B8%AA%E0%B8%95%E0%B8%A3%E0%B9%8C%E0%B9%80%E0%B8%84%E0%B8%A1%E0%B8%B5%E0%B9%81%E0%B8%A5%E0%B8%B0/