3.3.1 การเกิดพันธะโคเวลเนต์
พันธะโคเวเลนต์(Covalent bond) มาจากคำว่า co + valence electron
ซึ่งหมายถึง พันธะที่เกิดจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน ดังเช่น
ในกรณีของไฮโดรเจน ดังนั้นลักษณะที่สำคัญของ
พันธะโคเวเลนต์ก็คือการที่อะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่ ๆ
-สารประกอบที่อะตอมแต่ละคู่ยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ เรียกว่าสารโคเวเลนต์
-โมเลกุลของสารที่อะตอมแต่ละคู่ยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์เรียกว่าโมเลกุลโคเวเลนต์
1. การเกิดพันธะโคเวเลนต์
เนื่องจาก พันธะโคเวเลนต์ เกิดจากการใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกัน ซึ่งอาจจะใช้ร่วมกันเพียง 1 คู่ หรือมากกว่า 1 คู่ก็ได้
- 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
3.3.2 สูตโมเลกุลและชื่อสารของประกอบโคเวเลนต์
การเขียนสูตรสารประกอบโคเวเลนต์เรียงตามหลักสากล ดังนี้
Si C Sb As P N H Te S At I Br Cl O F
2. 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
ตัวอย่างที่
2 สูตรของสารประกอบของธาตุ S กับ C ; S และ C มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 6 และ 4
ตามลำดับ ดังนั้น S และ C ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 2 และ 4
ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย
ตัวอย่างที่
3 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
1 =mono-2=di-3=tri-4=tetra-5=penta-6=hexa-7=octa-8=nona-9=deca-
3 .ถ้าธาตุแรกมีอะตอมเดียว ไม่ต้องอ่านระบุจำนวนอะตอมของธาตุนั้นแต่ถ้าธาตุหลังมีเพียงหนึ่งอะตอมก็ต้องระบุจำนวนอะตอมด้วยเสมอ
ตัวอย่างการอ่านชื่อ
CO2อ่านว่าคาร์บอนไดออกไซด์,COอ่านว่าคาร์บอนมอนออกไซด์,
BF3อ่านว่าโบรอนไตรฟลูออไรด์,N2Oอ่านว่าไดไนโตรเจนมอนอกไซด์,
N2O5อ่านว่าไดไนโตรเจนเพนตอกไซด์, P4O10อ่านว่าเตตระฟอสฟอรัสเดคะออกไซด์
OF2อ่านว่าออกซิเจนไดฟลูออไรด์, CCl4อ่านว่าคาร์บอนเตตระคลอไรด์
3.3.3ความยาวพันธะและพลังงานของสารโคเวเลนต์
พลังงานพันธะ (Bond energy)
คือพลังงานที่ใช้ในการสลายพันธะระหว่างอะตอมของธาตุภายในโมเลกุลที่อยู่ในสถานะก๊าซออกเป็นอะตอมเดี่ยว
เช่น
H2(g) + 436 kJ ----------------> 2H (g)
จากสมการก๊าซ H21 โมลต้องการจะสลายเป็น H อะตอม 2 โมล ต้องใช้พลังงาน 436 kJ
HI (g) + 298 kJ----------> H (g) + I (g)
ก๊าซ HI 1 โมลต้องการสลายเป็น H และ I อะตอมอย่างละ 1โมลต้องใช้พลังงาน 298 kJ
จากตัวอย่างข้างต้นนี้แสดงว่าสารต่างชนิดกัน จำนวนโมลเท่ากัน
พลังงานที่ใช้สลายพันธะก็ต่างกัน
การสลายพันธะชนิดเดียวกันในสารต่างชนิดกันจะใช้พลังงานสลายไม่เท่ากัน เช่น
การสลายพันธะ C - H ใน CH4และ C2H6มีค่าไม่เท่ากัน
CH4(g) + 435 kJ -------------> CH3(g) + H (g)
C2H6(g) + 400 kJ ------------> C2H5(g) + H (g)
แลการสลายพันธะชนิดเดียวกันในสารเดียวกัน (ที่มีพันธะชนิดเดียวกัน) ก็ใช้พลังงานสลายไม่เท่ากัน เช่น การสลายพันธะ C - H ใน CH4
CH4(g) + 435 kJ------------> CH3(g) + H (g)
CH3(g) + 464 kJ ------------> CH2(g) + H (g)
CH2(g) + 422 kJ -------------> CH (g) + H (g)
CH(g) + 339 kJ --------------> C (g) + H (g)
เมื่อรวมขั้นทั้ง 4 เข้าด้วยกันจะได้ว่า
CH4(g) + 1660 kJ --------------> C (g) + 4H (g)
พลังงานที่ทำให้โมเลกุล CH4แตกออกเป็นอะตอมในสภาวะก๊าซ เรียกว่า
Atomization energy และพลังงานเฉลี่ยของพันธะ C - H ใน CH4= 1660/4 = 415
kJ เรียกพลังงานค่านี้ว่าพลังงานพันธะเฉลี่ย( Average bond energy
)อนึ่งจากตารางที่ 6.1 ค่าพลังงานเฉลี่ยของพันธะ C - H ของสารทั่ว ๆ ไป
มีค่า 413 kJ ซึ่งมีค่าต่างจากค่าพลังงานเฉลี่ยของพันธะ C - H ซึ่งหาได้จาก
CH4เท่านั้น
เนื่องจากพลังงานที่ใช้สลายพันธะแต่ละพันธะในคู่อะตอมเดียวกันไม่เท่ากัน
จึงเป็นการยากที่จะจดจำและไม่สะดวกต่อการใช้
ดังนั้นเพื่อความสะดวกจึงนิยมใช้พลังงานพันธะเฉลี่ยแทน ดังในตารางที่ 2
ตารางที่35 พลังงานพันธะเฉลี่ยระหว่างอะตอมคู่ต่าง ๆ
| พลังงานพันธะ (kJ/mol) |
| หมู่ 4 A |
หมู่ 5 A |
หมู่ 6 A |
หมู่ 7 A |
C - H 413
C - C 348
C - N 305
C - F 485
C - Cl 339
C - Br 285
C - I 240
C - S 272
Si - H 323
Si - Si 226
Si - C 301
Si - O 368
C = C 614
C C 839
C = N 615 |
N - H 391
N - N 163
N - O 201
N - F 272
N - Cl 200
N - Br 243
N = N 418
N N 945 |
O - H 463
O - O 146
O - F 190
O - Cl 203
O - I 234
S - H 367
S - F 327
S - Cl 253
S - S 255
O = O 498
S = O 523
S = S 418 |
H - H 436
H - F 567
H - Cl 431
H - Br 366
H - I 298
F - F 159
Cl - F 253
Cl - Cl 242
Br - F 237
Br - Cl 218
Br - Br 193
I - Cl 208
I - Br 175
I - I 151 |
ลักษณะสำคัญของพันธะเคมี
1. พลังงานพันธะมีหน่วยเป็น กิโลจูล/โมล (kJ/mol) หรือกิโลแคลอรี่/โมล (kcal/mol)
2. พลังงานที่ใช้ในการสลายพันธะจำนวน 1 โมล หรือพลังงานที่ได้จากการเกิดพันธะจำนวน 1 โมล เรียกว่า พลังงานพันธะ
3. พันธะชนิดเดียวกัน
พลังงานที่ใช้สลายพันธะและพลังงานที่ได้จากการเกิดพันธะจำนวนเท่ากัน
มีค่าเท่ากันเสมอ แต่ถ้าสลายพันธะต่างชนิดกันจะใช้พลังงานต่างกัน
4. พลังงานพันธะบอกให้ทราบถึงความแข็งแรงของพันธะ คือ
พันธะเคมีที่ต้องใช้พลังงานสลายสูงกว่า
จะมีความแข็งแรงของพันธะมากกว่าพันธะเคมีที่ต้องใช้พลังงานสลายต่ำกว่า
นั่นคือ พันธะระหว่างอะตอมคู่เดียวกัน ความแข็งแรงของพันธะเดี่ยว <
พันธะคู่ < พันธะสาม
5. ปฏิกิริยาเคมีใด ๆ ที่เกิดขึ้น โดยทั่วไปจะมีการสลายพันธะเดิม
และการเกิดพันธะใหม่ พลังงานที่เปลี่ยนแปลงไปในปฏิกิริยา
จะเท่ากับผลต่างระหว่างพลังงานที่ระบบดูดเข้าไปสลายพันธะเดิมทั้งหมดกับพลังงานที่ระบบคายออกมาเมื่อเกิดพันธะใหม่ทั้งหมด
H = (พลังงานที่ระบบดูด) - (พลังงานที่ระบบคาย)
- ถ้าระบบดูดพลังงาน > คายพลังงาน
พลังงานที่เปลี่ยนแปลง (H ) = (ดูด - คาย )
จะได้ค่าH มีเครื่องหมายเป็นบวกแสดงว่าระบบมีการเปลี่ยนแปลงเป็นแบบดูดพลังงาน
- ถ้าระบบดูดพลังงาน < คายพลังงาน
พลังงานที่เปลี่ยนแปลง (H ) = (ดูด - คาย )
จะได้ค่าH มีเครื่องหมายเป็นลบแสดงว่าระบบมีการเปลี่ยนแปลงเป็นแบบคายพลังงาน
6. ในปฏิกิริยาเคมีใด ๆ ที่มีแต่การสลายพันธะ ไม่มีการเกิดพันธะใหม่ เป็นปฏิกิริยาดูดพลังงาน (Endothermic Reaction) เช่น
O2(g) + 498 kJ --------------> 2O (g)
หรือ O2(g) -------------> 2O (g) ; H = +498 kJ
CH4(g) + 1660 kJ -------------> C (g) + 4 H (g)
หรือ CH4(g) ------------> C (g) + 4 H (g) ; H = +1660 kJ
7. ในปฏิกิริยาเคมีใด ๆ ที่มีแต่การเกิดพันธะใหม่ ไม่มีการสลายพันธะ จะเป็นปฏิกิริยาคายพลังงาน (Exothermic Reaction) เช่น
O (g) + 2H (g) ---------> H2O (g) + 926 kJ
หรือ O (g) + 2H (g) -----------> H2O (g) ; H = - 926 kJ
Cl (g) + Cl (g) ----------> Cl2(g) + 242 kJ
หรือ Cl (g) + Cl (g) ------------> Cl2(g) ; H = - 242 kJ
8. ในปฏิกิริยาเคมีใด ๆ ที่มีทั้งการสลายพันธะและการเกิดพันธะใหม่
ปฏิกิริยานั้นอาจจะเป็นการเปลี่ยนแปลงประเภทดูดหรือคายพลังงานก็ได้
ทั้งนี้ขึ้นอยู่กับพลังงานที่ใช้ในการสลายพันธะ
กับพลังงานที่เกิดจากการสร้างพันธะใหม่เป็นเกณฑ์
- ปฏิกิริยาที่มีพลังงานที่ใช้สลายพันธะทั้งหมด
มากกว่าพลังงานที่ได้จากการเกิดพันธะใหม่ทั้งหมด เรียก ปฏิกิริยานั้นว่า
ปฏิกิริยาดูดพลังงาน เช่น
2NH3(g) + 92 kJ -------------> N2(g) + 3H2(g)
หรือ 2NH3(g) ----------------> N2(g) + 3H2(g) - 92 kJ
หรือ 2NH3(g) -----------------> N2(g) + 3H2(g) ; H = + 92 kJ
- ปฏิกิริยาที่มีพลังงานที่ใช้สลายพันธะทั้งหมด
น้อยกว่าพลังงานที่ได้จากการเกิดพันธะใหม่ทั้งหมดเรียกปฏิกิริยานั้นว่า
ปฏิกิริยาคายพลังงาน เช่น
H2(g) + F2(g) -----------------> 2HF (g) + 539 kJ
หรือ H2(g) + F2(g) -539 kJ -----------> 2HF (g)
หรือ H2(g) + F2(g) ---------> 2HF (g) ; H = -539 kJ
9. สำหรับปฏิกิริยาเคมีที่มีทั้งการสลายพันธะและการเกิดพันธะใหม่
แต่ไม่ทราบพลังงานพันธะก็อาจจะคาดคะเนได้ว่าเป็นปฏิกิริยาประเภทดูดหรือคายพลังงานได้
โดยใช้จำนวนพันธะที่สลายและจำนวนพันธะที่เกิดขึ้นใหม่เป็นเกณฑ์ คือ
ถ้าจำนวนพันธะที่สลายทั้งหมดของสารตั้งต้น
มากกว่าจำนวนพันธะที่เกิดใหม่ของสารผลิตภัณฑ์ทั้งหมดก็เป็นประเภทดูดความร้อน
ถ้าน้อยกว่า ก็เป็นประเภทคายพลังงาน หรือพิจารณาได้จากลักษณะของปฏิกิริยา
คือ ถ้าเป็นการสลายโมเลกุลใหญ่ออกเป็นโมเลกุลเล็ก ๆ
ส่วนมากเป็นปฏิกิริยาดูดพลังงาน แต่ถ้าเป็นการรวมโมเลกุลเล็ก ๆ
เกิดเป็นโมเลกุลใหญ่ หรือเป็นปฏิกิริยาการเผาไหม้
ส่วนมากเป็นปฏิกิริยาคายความร้อน เช่น
2NH3(g) + 92 kJ --------------> N2(g) + 3H2(g) ดูดพลังงาน
C2H4(g) ------------> C2H2(g) + H2( g) ดูดพลังงาน
H2(g) + I2(g) -------------> 2HI (g) คายพลังงาน
2C2H2(g) + 5O2(g) ------------------> 4CO2(g) + 2H2O (g) คายพลังงาน
การคำนวณพลังงานกับปฏิกิริยาเคมี
ตัวอย่างที่1จงคำนวณพลังงานความร้อนในการเกิด HCl จากปฏิกิริยา
H2(g)+ Cl2(g)-------------> 2HCl(g)
กำหนดพลังงานพันธะ*D(H - H) = 436 kJ/mol
D(Cl - Cl) = 242 kJ/mol
D(H - Cl) = 431 kJ/mol
วิธีทำพันธะที่สลาย มี (H - H) 1 โมล
(Cl - Cl) 1 โมล
พลังงานที่ใช้สลายพันธะทั้งหมด = D(H - H) + D(Cl - Cl)
= 436 + 242 kJ = 678 kJ
พันธะที่เกิดมี ( H - Cl ) 2 โมล
พลังงานที่เกิดจากการสร้างพันธะทั้งหมด = 2 D(H - Cl)
= 2 (431) kJ = 862 kJ
พลังงานความร้อนของปฏิกิริยา = (678) - (862) = -184 kJ
พลังงานในการเกิดสารใหม่คิดเป็นค่าพลังงานต่อโมลของสารใหม่ที่เกิด
HCl 2 โมล พลังงานความร้อน = -184 kJ
HCl 1 โมล พลังงานความร้อน = -184 x kJ
พลังงานในการเกิด HCl = -92 kJ
ซึ่งเป็นปฏิกิริยาคายความร้อน
3.3.4 รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์
โครงสร้างของโมเลกุลโคเวเลนต์
จากการศึกษาสมบัติและโครงสร้างของสารต่าง ๆ
จะพบว่าสารที่มีโครงสร้างต่างกันจะมีสมบัติต่างกัน
ถึงแม้ว่าจะมีสูตรโมเลกุลเหมือนกันหรือไม่ก็ตาม เช่น เอทานอล และเมทานอล
และเมทอกซีมีเทน ซึ่งมีสูตรโมเลกุลเป็น C2H6เหมือนกัน
แต่มีสูตรโครงสร้างต่างกันจึงทำให้สารทั้งสองมีสมบัติต่างกันด้วย
จากตัวอย่างทั้งสองนี้แสดงให้เห็นว่า โครงสร้างโมเลกุล (รูปร่างโมเลกุล)
มีความสัมพันธ์กับสมบัติของสาร
ดังนั้นในการศึกษาสมบัติของสารจึงจำเป็นต้องทราบโครงสร้างโมเลกุลหรือรูปร่างโมเลกุลของสารนั้นด้วย
รูปร่างโมเลกุลโคเวลนต์
การจัดเรียงอะตอมต่าง ๆ
ในโมเลกุลโคเวเลนต์มีตำแหน่งและทิศทางที่แน่นอนจึงทำให้โมเลกุลโคเวเลนต์ของสารต่าง
ๆ มีรูปร่างแตกต่างกัน สิ่งที่ใช้บอกรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์
จะเป็นอย่างไรนั้น คือ
การจัดเวเลนต์อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางของธาตุในโมเลกุลโคเวเลนต์
นอกจากนั้นความยาวพันธะและมุมระหว่างพันธะยังสามารถใช้บอกรูปร่างโมเลกุลได้ด้วย
ความยาวพันธะ(Bond length)คือ ระยะทางระหว่างนิวเคลียสของอะตอมคู่หนึ่งที่มีพันธะต่อกัน
มุมระหว่างพันธะ(Bond angle)คือ มุมที่เกิดจากอะตอมสองอะตอมทำกับอะตอมกลางหรือมุมที่เกิดระหว่างพันธะสองพันธะ เช่น
มุม เป็นมุมระหว่างพันธะในโมเลกุล
yx2และมุมระหว่างพันธะจะกว้างหรือแคบขึ้นอยู่กับแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวและอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะรอบ
ๆ อะตอมกลาง โดยถือหลักว่าโมเลกุลที่เสถียรจะต้องมีพลังงานต่ำ นั่นคือ
อะตอมในโมเลกุลต้องจัดเรียงตัวกันเพื่อให้มแรงผลักของคู่อิเล็กตรอนให้น้อยที่สุด
การทำนายรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์
โมเลกุลโคเวเลนต์จะมีรูปร่างเป็นอย่างไร 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 1800ดังรูป
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) มีโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้1
อะตอมกลาง C ในโมเลกุล CH4มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 4 คู่ และทั้ง 4
คู่เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเดี่ยว 4 พันธะ
ซึ่งเกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุดทำให้โมเลกุลเป็นรูปทรงสี่หน้า
มีมุมระหว่างพันธะเป็น 109.50ดังรูป
สรุป
โมเลกุล หรือไอออนโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางมี 4 พันธะ
(ไม่คำนึงถึงชนิดของพันธะ)
และไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวโมเลกุลหรือไอออนนั้นจะมีรูปร่างเป็น
ทรงสี่หน้า
ข้อสังเกตโมเลกุลฟอสฟอรัส (P4)
อะตอม P มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 5 สร้างพันธะเดี่ยวกับ P อะตอมอื่นอีก 3
อะตอมเหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ ผลักให้ทุกพันธะงอลง
เกิดรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า ชนิดที่ไม่มีอะตอมกลาง และมีมุมระหว่างพันธะ P -
P - P เท่ากับ 600ทุกมุม ดังรูป
4. รูปร่างพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม (Trigonal bipyramiddal)
โมเลกุล PCl5มีโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้
อะตอมกลาง P ในโมเลกุล PCl5มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด 5 คู่ และทั้ง 5
คู่ เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเดี่ยว 5 พันธะ
ซึ่งเกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด
ทำให้โมเลกุลเป็นรูปพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม มีมุมระหว่างพันธะเป็น 1200และ
900ดังรูป
สรุปโมเลกุลหรือไอออนโคเวเลนต์ใด ถ้าอะตอมกลางมี 5 พันธะ
(ไม่คำนึงถึงชนิดของพันธะ)
และไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวรูปร่างโมเลกุลหรือไอออนจะเป็นแบบ
พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม
5. รูปร่างทรงแปดหน้า (Octahedral)
ในโมเลกุล SF6มีโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้
อะตอมกลางS
ในโมเลกุลSF6
มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด6
คู่ และทั้ง6
คู่ เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเดี่ยว6
พันธะ ซึ่งเกิดจากการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปทรงแปดหน้า มีมุมระหว่างพันธะเป็น900
ดังรูป
สรุป
โมเลกุลหรือไอออนโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางมี 6 พันธะ
(ไม่คำนึงถึงชนิดของพันธะ) และไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
รูปร่างโมเลกุลหรือไอออนเป็นแบบ ทรงแปดหน้า
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
อะตอมกลางN
ในโมเลกุลNH3
มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด4
คู่ มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ3
คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว1
คู่ อิเล็กตรอนทั้ง4
คู่ รอบอะตอมกลางที่กล่าวนี้จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด โดยพยายามปรับตัวให้อยู่ในแนวเส้นตรงที่ชี้ออกจากอะตอมกลางไปยังมุมทั้ง4
ของรูปทรงสี่หน้าคล้ายกับมีเทน(CH4)
และเนื่องจากแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะของอะตอมN
ในNH3
มีค่ามากว่าแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ จึงทำให้มุมระหว่างพันธะH - N - H
ลดลงเหลือ1070
และมีรูปร่างโมเลกุลเป็น 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)
3.3.5 สภาพขั้วของโมเลกุลโคเวเลนต์
ในพันธะโคเวเลนต์ อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ จะเคลื่อนที่อยู่ระหว่าง
อะตอมทั้งสอง ถ้าพบว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะระหว่างอะตอมคู่ใด
เคลื่อนที่อยู่ตรงกลางระหว่างอะตอมพอดี
แสดงว่าอะตอมคู่นั้นมีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเท่ากัน
แต่ถ้าพบว่า อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ เคลื่อนที่อยู่ใกล้อะตอมใดอะตอมหนึ่ง
มากกว่าอีกอะตอมหนึ่ง แสดงว่าอะตอมคู่นั้น
มีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะไม่เท่ากัน ดังภาพ
(ก) อิเล็กตรอนถูกดึงดูดเท่า ๆ กัน
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
การเปรียบเทียบสภาพขั้วของพันธะระหว่างอะตอม พิจารณาได้จากผลต่างของค่า
อิเล็กโตรเนกาติวิตีดังนี้
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
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
การพิจารณาขั้วของโมเลกุลโดยใช้หลักผลบวกทางเรขาคณิตของขั้วของพันธะ
นิยมใช้สัญลักษณ์แสดงขั้วของพันธะดังนี้
จากหลักการข้างต้นสามารถนำมาใช้พิจารณาหาว่าโมเลกุลใดมีขั้วหรือไม่มีขั้ว ดังนี้
ก. โมเลกุลของ BeF2มีรูปร่างเป็นเส้นตรง ดังนั้นขั้วของพันธะชี้ไปในทิศทางตรงกัน ข้าม ดังนี้
ข. โมเลกุลของ BF3มีรูปร่างเป็นสามเหลี่ยมแบนราบ ทิศทางของขั้วของพันธะทั้ง 3 พันธะดังนี้
เมื่อนำผลรวมของขั้วของพันธะมารวมกัน จะเท่ากับศูนย์ดังรูป
ค. โมเลกุลของ OF2มีรูปร่างเป็น มุมงอ ทิศทางของขั้วของพันธะทั้ง 2 พันธะดังนี้
เมื่อนำผลรวมของขั้วของพันธะมารวมกัน ดังรูป
ง.โมเลกุลของ NF3 มีรูปร่างเป็น พีระมิดฐานสามเหลี่ยม ทิศทางของขั้วของพันธะทั้ง 3 พันธะดังนี้
3.3.6 แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลและสมบัติของสารโคเวเลนต์
1. แรงแวนเดอวาลส์
ในปี ค.ศ. 1873 Johannes van der wals
ได้อธิบายแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของสารโคเวเลนต์
ซึ่งปัจจุบันแรงแวนเดอวาลส์
จะประกอบด้วยแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลแบบต่าง ๆ ดังนี้
1. แรงลอนดอน (Induced dipole - induced dipole forces หรือ Lond force)
2.แรงดึงดูดระหว่างขั้ว(Dipole -pole forces)
3.แรงดึงดูดระหว่างขั้วถาวรกับขั้วที่ถูกเหนี่ยวนำ(dipole - induced dipole forces)
แรงลอนดอน (London force) ใน ปี ค.ศ. 1928 Fritz London ได้อธิบายทฤษฎีเกี่ยวกับแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลชนิดนี้ดังนี้
สารโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว โมเลกุลประกอบด้วยอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ตลอดเวลา
ในขณะใดขณะหนึ่งกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนในโมเลกุลเสียสมดุลเอียงไปด้านใดด้านหนึ่ง
ทำให้ด้านนั้นมีอำนาจขั้วไฟฟ้าลบมากขึ้นกว่าปกติ
และอีกด้านหนึ่งจะมีอำนาจขั้วไฟฟ้าบวก เกิดโมเลกุลมีขั้วชั่วคราว (Induced
dipole) ขึ้น และโมเลกุลมีขั้วชั่วคราวนี้
จะไปเหนี่ยวนำโมเลกุลข้างเคียงให้กลายเป็นโมเลกุลมีขั้วชั่วคราว
โดยเกิดขั้วลบชั่วคราวทางด้านที่ติดกับขั้วบวกชั่วคราวในโมเลกุลต่างกัน
เมื่อโมเลกุลมีขั่วชั่วคราวนี้เข้ามาใกล้กันจะส่งแรงดึงดูดกัน เรียกว่า
แรงลอนดอน
รูปที่1 แสดงการเกิดแรงลอนดอนของโมเลกุลโคเวเลนต์
ลักษณะสำคัญของแรงลอนดอน
1. แรงลอนดอนเป็นแรงที่เกิดขึ้นช่วงสั้น ๆ
และจะเกิดเฉพาะส่วนของโมเลกุลที่เข้าใกล้ชิดกันเท่านั้น
โดยเกิดขึ้นระหว่างพื้นผิวของโมเลกุลต่อโมเลกุล
2. แรงลอนดอนมีความแข็งแรงประมาณ1/100 ถึง 1/10 ของความแรงของพันธะโคเวเลนต์
3. สารโคเวเลนต์ใดที่มีแต่แรงลอนดอนจะพบว่า
แรงลอนดอนจะมีผลต่อสมบัติกายภาพบางประการของสาร เช่น จุดเดือด จุดหลอมเหลว
กล่าวคือ สารโคเวเลนต์ที่มีแรงลอนดอนมากจุดเดือด
และจุดหลอมเหลวสูงกว่าสารโคเวเลนต์ที่มีแรงลอนดอนน้อย
ปัจจัยที่มีผลต่อแรงลอนดอนของสารโคเวเลนต์
1. มวลโมเลกุลถ้าสารเหล่านั้นมีมวลโมเลกุลที่ต่างกันมากพอแรงลอนดอน จะเพิ่มตามมวลโมเลกุลของสาร
กล่าวคือ สารที่มีมวลโมเลกุลมากขึ้น จะมีขนาดโมเลกุลใหญ่
มีจำนวนอิเล็กตรอนมาก
เมื่อกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนมากและความหนาทำให้เกิดอำนาจขั้วไฟฟ้าลบและบวกชั่วคราวได้แรง
จึงเป็นผลทำให้มีแรงลอนดอนสูงขึ้น เช่น CH4(มวลโมเลกุล 16 ) และ
CO2(มวลโมเลกุล 44) ซึ่งต่างเป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว เนื่องจาก
CO2มีมวลโมเลกุลสูงกว่า ดังนั้น CO2จึงมีแรงลอนดอนมากกว่า ดังนั้นจุดเดือด
จุดหลอมเหลวสูงกว่า
รูปที่ 2 จุดเดือดของก๊าซเฉื่อยและสารประกอบไฮไดรด์ของธาตุหมู่ที่ 4A
2. ขนาด รูปร่าง
และพื้นที่ผิวของโมเลกุลในกรณีที่สารเหล่านั้นมีมวลโมเลกุลเท่ากันหรือใกล้เคียงกัน แรงแวนเดอวาลส์เพิ่มตามขนาดและพื้นที่ผิวของโมเลกุลของสาร
กล่าวคือ สารที่มีมวลโมเลกุลเท่ากันหรือใกล้เคียงกัน
สารที่มีขนาดโมเลกุลใหญ่ และมีพื้นที่ผิวของโมเลกุลมาก
จะเกิดแรงลอนดอนมากกว่าสารที่มีขนาดโมเลกุลเล็ก
และมีพื้นที่ผิวของโมเลกุลน้อย
รูปที่ 3 สารที่มีขนาดโมเลกุลใหญ่
มีกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนหนาทึบสามารถเกิดแรงลอนดอนสูงกว่าสารที่มีขนาดโมเลกุลเล็ก
มีกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนบาง
สำหรับสารประกอบไฮโดรคาร์บอนถือว่าเป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว
แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลเป็นแรงลอนดอนอย่างเดียว เช่น อัลเคน
ที่มีโมเลกุลเล็ก จะมีแรงลอนดอนน้อยจึงมีจุดเดือดต่ำ
แต่ถ้าโมเลกุลมีขนาดใหญ่ขึ้น แรงลอนดอนจะมากขึ้น
เป็นผลทำให้จุดเดือดสูงขึ้นด้วย
รูปที่ 4 จุดเดือดของสารประกอบไฮโดรคาร์บอนสายตรงที่มี C1ถึง C7
แรงลอนดอนของสารโคเวเลนต์นอกจากขึ้นกับมวลโมเลกุล
พื้นที่ผิวและขนาดโมเลกุลแล้ว ยังขึ้นอยู่กับรูปร่างโมเลกุลด้วย
กล่าวคือโมเลกุลที่ไม่ซับซ้อน
กลุ่มหมอกอิเล็กตรอนเสียสมดุลเอียงไปด้านใดด้านหนึ่งได้ง่าย
การเหนี่ยวนำให้เกิดขั้วขึ้นที่โมเลกุลจึงเกิดได้ง่าย ทำให้แรงลอนดอนสูง
แต่ถ้าโมเลกุลมีรูปร่างสลับซับซ้อน
กลุ่มหมอกอิเล็กตรอนที่จะถูกเหนี่ยวนำจะเกิดการบดบังกัน
ทำให้เอียงไปด้านใดด้านหนึ่งยาก
สภาพขั้วจึงน้อยทำให้เกิดแรงดึงดูดน้อยตามไปด้วย
รูปที่ 5 นีโอเพนเทน (รูป ก) เกิดการเอียงกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนในโมเลกุลให้เสียสมดุล เพื่อเกิดแรงลอนดอนได้ยากกว่าเพนเทน (รูป ข.)
แรงลอนดอนนอกจากจะเกิดกับโมเลกุลโคเวเลนต์ไม่มีขั้วแล้ว
ยังสามารถเกิดกับโมเลกุลโคเวเลนต์มีขั้วได้อีกด้วย
และแรงแวนเดอวาลส์นอกจากจะมีแรงลอนดอนแล้วยังมี แรงดึงดูดระหว่างขั้ว
(Dipole -dipole forces) ซึ่งเป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลมีขั้ว
โดยหันขั้วบวกและขั้วลบของต่างโมเลกุลยึดเหนี่ยวกัน
และแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลมีขั้วอย่างถาวรกับโมเลกุลไม่มีขั้วโดยเกิดจาก
โมเลกุลมีขั้วถาวรเหนี่ยวนำให้โมเลกุลที่ถูกเหนี่ยวนำเป็นโมเลกุลมีขั้วชั่วคราว
แล้วด้านที่มีขั้วตรงข้ามดึงดูดกัน เรียกแรงนี้ว่าdipole - induced forces
รูปที่ 6 แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลโคเวเลนต์มีขั้ว
แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของสารโคเวเลนต์
1. สารโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลเป็นแรงลอนดอนชนิดเดียว
2. สารโคเวเลนต์มีขั้ว แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลนอกจากจะมีแรงดึงดูดระหว่างขั้วแล้วยังมีแรงลอนดอนอีกด้วย
แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลโคเวเลนต์กับสมบัติของสาร
ตารางที่ 1จุดเดือด และจุดหลอมเหลวของสารโคเวเลนต์บางชนิด
| สาร |
มวลโมเลกุล |
สภาพขั้วของโมเลกุล |
จุดหลอมเหลว(0C) |
จุดเดือด(0C) |
He
Ne
Ar
CH4
NH3
H2O
HF
SiH4
PH3
H2S
HCl |
4
20
40
16
17
18
20
32
34
34
36 |
ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว
ไม่มีขั้ว
มีขั้ว
มีขั้ว
ไม่มีขั้ว
มีขั้ว
มีขั้ว
มีขั้ว |
-272
-249
-189
-182
-78
0
-83
-185
-133
-85.5
-114 |
-269
-246
-186
-161
-33
100
19
-111.8
-87.7
-60.7
-85 |
จากตารางที่ 1 สารโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว เช่น
CH4มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวต่ำแสดงว่าแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลเป็นแรงอ่อน
ๆ เรียกว่าแรงลอนดอนซึ่งเป็นแรงที่เกิดขึ้นกับสารทั่ว ๆ ไปด้วย
ส่วนสารโคเวเลนต์มีขั้ว เช่น HCl และ H2S มีจุดเดือด และจุดหลอมเหลวสูงกว่า
แสดงว่ามีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลอีก
เรียกว่าแรงดึงดูดระหว่างขั้วเป็นแรงกระทำกันระหว่างขั้วบวก-ขั้วลบของโมเลกุลต่าง
ๆ
จากข้อมูลในตารางที่ 1 SiH4กับ PH3มีมวลโมเลกุลใกล้เคียงกัน แต่
PH3มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูงกว่า แสดงว่าสารที่มีมวลโมเลกุลใกล้เคียงกัน
สารโคเวเลนต์มีขั้วจะมีแรงยึดเหนี่ยวสูงกว่า
เพราะมีทั้งแรงลอนดอนและแรงดึงดูดระหว่างขั้ว
จึงทำให้มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลที่เป็น
แรงลอนดอนหรือแรงดึงดูดระหว่างขึ้นเรียกรวม ๆ กันว่าแรงแวนเดอวาลส์
พิจารณาโมเลกุล CH4และ NH3ซึ่งมีมวลโมเลกุลใกล้เคียงกัน
CH4เป็นโมเลกุลไม่มีขั้วแต่ NH3เป็นโมเลกุลมีขั้ว
NH3มีจุดเดือดจุดหลอมเหลวสูงกว่ามาก
แสดงว่ามีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของ NH3สูงมาก
แรงยึดเหนี่ยวที่มีค่ามากนี้เรียกว่า พันธะไฮโดรเจน
จากตารางข้างต้นยังสามารถสรุปได้ว่าสารโคเวเลนต์ใดที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลมาก
ก็จะเป็นผลทำให้สารนั้นมีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง
โดยทั่วไปสารที่มีมวลโมเลกุลใกล้เคียงกัน
สารใดที่มีแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลเป็นแรงดึงดูดระหว่างขั้ว
จะมีความแข็งแรงมากกว่าสารที่มีแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลเป็นแรงลอนดอน
สมบัติของสารที่เป็นโมเลกุลมีขั้วและโมเลกุลไม่มีขั้ว
สมบัติของสารโคเวเลนต์โมเลกุลมีขั้วและโมเลกุลไม่มีขั้วจะสรุปเป็นตารางเปรียบเทียบดังนี้
ตารางที่ 41 แสดงการเปรียบเทียบสมบัติบางประการของสารโคเวเลนต์มีขั้วและไม่มีขั้ว
| สมบัติ |
โมเลกุลมีขั้ว |
โมเลกุลไม่มีขั้ว |
| 1.การละลาย |
ละลายได้ในตัวทำละลายที่เป็นโมเลกุลมีขั้ว เช่น น้ำ เอทานอล |
ละลายได้ในตัวทำละลายที่เป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว เช่น อีเทอร์ อะซิโตน คาร์บอนเตตระคลอไรด์
|
| 2. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล |
มีค่าสูง เพราะเป็นแรงดึงดูดทางไฟฟ้า ระหว่างอำนาจขั้วไฟฟ้าบวกกับลบต่างโมเลกุลกัน ซึ่งเป็นแรงดึงดูดระหว่างขั้ว
|
มีค่าต่ำ เพราะเป็นแรงแวนเดอร์วาลส์ ชนิดแรงลอนดอนเพียงอย่างเดียว |
3. จุดหลอมเหลวและจุดเดือด
|
ค่อนข้างสูง |
ค่อนข้างต่ำ |
