พันธะเคมี

พันธะเคมี
พันธะเคมี
พันธะเคมี (Chemical Bond) หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม 2 อะตอม หรือไอออนเข้าไว้ด้วยกันเป็นโมเลกุลหรือเป็นกลุ่มของอะตอม ทั้งนี้ แรงยึดเหนี่ยวจะขึ้นอยู่กับอิเล็กตรอนวงนอกของอะตอม (Valence Electron) เท่านั้น มีการถ่ายโอนหรือการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันทำให้เกิดพันธะเคมีที่มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนให้เกิดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะขึ้นมาทำให้โมเลกุลที่เกิดขึ้นมีความเสถียรขึ้น
พันธะเคมี ประกอบด้วย
-พันธะโคเวเลนต์ (Covalent bond)
-พันธะไอออนิก ( Lonic bond)
-พันธะโลหะ ( Metallic bond)
พันธะโคเวเลนต์
พันธะโคเวเลนต์(Covalent bond)หมายถึง พันธะในสารประกอบที่เกิดขึ้นระหว่างอะตอม 2 อะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีใกล้เคียงกันหรือเท่ากัน แต่ละอะตอมต่างมีความสามารถที่จะดึงอิเล็กตรอน ไว้กับตัว อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจึงไม่ได้อยู่ ณ อะตอมใดอะตอมหนึ่งแล้วเกิดเป็นประจุเหมือนพันธะไอออนิกหากแต่เหมือนการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอมคู่ร่วมพันธะนั้นๆและมีจำนวนอิเล็กตรอนอยู่รอบๆแต่ละอะตอมเป็นไปตามกฎออกเตต ดังภาพ
เป็นพันธะที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนข้างนอกร่วมกันระหว่างอะตอมของธาตุหนึ่งกับอีกธาตุหนึ่งแบ่งเป็น 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
..........
การอ่านชื่อสารประกอบโควาเลนซ์
..............
•สารประกอบของธาตุคู่ ให้อ่านชื่อธาตุที่อยู่ข้างหน้าก่อน แล้วตามด้วยชื่อธาตุที่อยู่หลัง โดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็น “ ไอด์” (ide)
•ให้ระบุจำนวนอะตอมของแต่ละธาตุด้วยเลขจำนวนในภาษากรีก ดังตาราง
•ถ้าสารประกอบนั้นอะตอมของธาตุแรกมีเพียงอะตอมเดียว ไม่ต้องระบุจำนวนอะตอมของธาตุนั้น แต่ถ้าเป็นอะตอมของธาตุหลังให้อ่าน “ มอนอ" เสมอ
<center><br><img src=Bo_clip_image012.gif width=250 height=200></center><br>
<br><center><br><img src=Bo_clip_image016.gif width=600 height=700></center><br>
การพิจารณารูปร่างโมเลกุลโควาเลนต์
โมเลกุลโควาเลนต์ในสามมิตินั้น สามารถพิจารณาได้จากการผลักกันของอิเล็กตรอนที่มีอยู่รอบๆ
อะตอมกลางเป็นสำคัญโดยอาศัยหลักการที่ว่า อิเล็กตรอนเป็นประจุลบเหมือนๆ กั
ย่อมพยายามที่แยกตัวออกจากกนให้มากที่สุดเท่าที่จะกระทำได้ดังนั้นการพิจารณาหาจำนวน
กลุ่มของอิเล็กตรอนที่อยู่รอบๆ นิวเคลียสและอะตอมกลาง จะสามารถบ่งบอกถึงโครงสร้างของโมเลกุลนั้น ๆ
ได้ โดยที่กลุ่มต่างๆ มีดังนี้
- อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
- อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะได้แก่ พันธะเดี่ยว พันธะคู่ และพันธะสาม
ทั้งนี้โดยเรียงตามลำดับความสารารถในการผลักอิเล็กตรอนกลุ่มอื่นเนื่องจากอิเล็กตรอนโดดเดี่ยว
และอิเล็กตรอนที่สร้างพันธะนั้นต่างกันตรงที่อิเล็กตรอน โดยเดี่ยวนั้นถูกยึดด้วยอะตอมเพียงตัวเดียว
ในขณะที่อิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะถูกยึดด้วยอะตอม 2 ตัวจึงเป็นผลให้อิเลคตรอนโดดเดี่ยวมีอิสระมากกว่า
สามารถครองพื้นที่ในสามมิติได้มากกว่า ส่วนอิเล็กตรอนเดี่ยวและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
รวมไปถึงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะแบบต่าง ๆ นั้นมีจำนวนอิเลคตรอนไม่เท่ากันจึงส่งผล
ในการผลักอิเลคตรอนกลุ่มอื่นๆ ได้มีเท่ากัน โครงสร้างที่เกิดจกการผลักกันของอิเล็กตรอนนั้น
สามารถจัดเป็นกลุ่มได้ตามจำนวนของอิเล็กรอนที่มีอยู่ได้ตั้งแต่ 1 กลุ่ม 2 กลุ่ม 3 กลุ่ม ไปเรื่อยๆ
เรียกวิธีการจัดตัวแบบนี้ว่า ทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนวงนอก
(Valence Shell Electron Pair Repulsion : VSEPR) ดังภาพ
ภาพแสดงรูปร่างโครงสร้างโมเลกุลโควาเลนต์แบบต่างๆ ตามทฤษฎี VSEPR
<center><br><img src=Bo_clip_image001.jpg width=600 height=700></center><br>
หมายเหตุ A คือ จำนวนอะตอมกลาง (สีแดง)
X คือ จำนวน อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะ (สีน้ำเงิน)
E คือ จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (สีเขียว)
แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ( Van de waals interaction)
เนื่องจากโมเลกุลโควาเลนต์ปกติจะไม่ต่อเชื่อมกันแบบเป็นร่างแหอย่างพันธะโลหะหรือไอออนิก
แต่จะมีขอบเขตที่แน่นอนจึงต้องพิจารณาแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลด้วย
ซึ่่งจะเป็นส่วนที่ใช้อธิบายสมบัติทางกายภาพของโมเลกุลโควาเลนต์ อันได้แก่ ความหนาแน่น
จุดเดือด จุดหลอมเหลว หรือความดันไอได้ โดยแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลนั้น
เกิดจากแรงดึงดูดเนื่องจากความแตกต่างของประจุเป็นสำคัญ ได้แก่
1.แรงลอนดอน ( London Force) เป็นแรงที่ เกิดจากการดึงดูดทางไฟฟ้าของโมเลกุลที่ไม่มีขั้ว
ซึ่งแรงดึงดูดทางไฟฟ้านั้น เกิดได้จากการเลื่อนที่ของอิเล็กตรอนอย่างเสียสมดุลทำให้เกิดขั้วเล็กน้อย
<br>และขั้วไฟฟ้าเกิดขึ้นชั่วคราวนี้เอง จะเหนี่ยวนำกับโมเลกุลข้างเคียงให้มีแรงยึดเหนี่ยวเกิดขึ้น ดังภาพ
<center><br><img src=Bo_clip_image002_0001.jpg width=300 height=150></center><br>
อิเล็กตรอนสม่ำเสมอ........................อิเล็กตรอนมีการเปลี่ยนแปลงตามเวลา
ดังนั้นยิ่งโมเลกุลมีขนาดใหญ่ก็จุยิ่งมีโอกาสที่อิเลคตรอนเคลื่อนที่ได้ เสียสมดุลมากจึงอาจกล่าวได้ว่า
แรงลอนดอนแปรผันตรงกับขนาดของโมเลกุล เช่น F2 Cl2 Br2 I2 และ CO2 เป็นต้น
2.แรงดึงดูดระหว่างขั้ว (Dipole-Dipole interaction)</b>เป็นแรงยึดเหนี่ยวที่เกิดระหว่างโมเลกุล
ที่มีขั้วสองโมเลกุลขึ้นไปเป็นแรงดึงดูดทางไฟฟ้าที่แข็งแรงกว่าแรงลอนดอน เพราะเป็นขั้นไฟฟ้าที่
เกิดขึ้นอย่างถาวร โมเลกุลจะเอาด้านที่มีประจุตรงข้ามกันหันเข้าหากัน ตามแรงดึงดูดทางประจุ
เช่น H2O HCl H2S และ CO เป็นต้น ดังภาพ
3.พันธะไฮโดรเจน ( hydrogen bond) เป็น แรงยึดเหนี่ยวที่มีค่าสูงมาก
โดยเกิดระหว่างไฮโดรเจนกับธาตุที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ เกิดขึ้นได้ต้องมีปัจจัยต่างๆ ได้แก่
ไฮโดรเจนที่ขาดอิเล็กตรอนอันเนื่องจากถูกส่วนที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี สูงในโมเลกุลดึงไป
จนกระทั้งไฮโดรเจนมีสภาพเป็นบวกสูงและจะต้องมีธาตุที่มีอิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือและ
มีความหนาแน่นอิเลคตรอนสูงพอให้ไฮโดรเจนที่ขาดอิเลคตรอนนั้น เข้ามาสร้างแรงยึดเหนี่ยว
ด้วยได้เช่น H2O HF NH3 เป็นต้น ดังภาพ
เนื่องจากมีข้อมูลบางส่วนหรือทั้งหมดได้ทำการคัดลอกมาแล้วไม่อ้างอิงแหล่งที่มาของข้อมูล
กรุณาอ้างอิงแหล่งที่มาของข้อมูลให้ชัดเจนด้วย ดูรูปแบบการทำเอกสารอ้างอิงได้ที่
http://www.thaigoodview.com/node/99177
มิฉะนั้นทางเว็บ thaigoodview.com จำเป็นต้องลบข้อมูลทั้งหมดออก
ขอขอบคุณ
ครูพูนศักดิ์ สักกทัตติยกุล
ผู้ดูแลเว็บไซต์ไทยกู๊ดวิว
ช่วยด้วยครับ
นักเรียนที่สร้างบล็อก กรุณาอย่าคัดลอกข้อมูลจากเว็บอื่นทั้งหมด
ควรนำมาจากหลายๆ เว็บ แล้ววิเคราะห์ สังเคราะห์ และเขียนขึ้นใหม่
หากคัดลอกทั้งหมด จะถูกดำเนินคดีตามกฎหมายจากเจ้าของลิขสิทธิ์
มีโทษทั้งจำคุกและปรับในอัตราสูง
ช่วยกันนะครับ
ไทยกู๊ดวิวจะได้อยู่นานๆ ไม่ถูกปิดเสียก่อน
ขอขอบคุณในความร่วมมือครับ