Transcript 1. ทฤษฎีออร์บิทัลเชิงโมเลกุล

บทที5่ พันธะเคมี
ดร.อุษารัตน์ รัตนคานวณ
ภาควิชาเคมี มหาวิทยาลัยแม่ โจ้
พันธะเคมี (Chemical Bond)
พันธะ มากจากคาว่ า Bond ซึ่งหมายถึง แรงยึดเหนี่ยว ซึ่งอาจเป็ นได้ ท้งั แรงยึดเหนี่ยว
ระหว่ างอะตอมด้ วยกัน และยังรวมถึงแรงยึดเหนี่ยวระหว่ างโมเลกุลด้ วยกันให้ เป็ นกลุ่มก้ อน
ดังนั้น เราจึงสามารถแบ่ งแรงยึดเหนี่ยวระหว่ างอนุภาคของสารทางเคมีออกเป็ น 2 ประเภท
คือ
1. แรงยึดเหนี่ยวระหว่ างอะตอม (ภายในโมเลกุล) ได้ แก่ พันธะไอออนิก พันธะโคเวเลนต์
และพันธะโลหะ
2. แรงยึดเหนี่ยวระหว่ างโมเลกุล ได้ แก่ พันธะไฮโดรเจน และแรงแวนเดอร์ วาลส์
1. แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล (แข็งแรงกว่ า)
2. แรงยึดเหนี่ยวระหว่ างโมเลกุล
การเกิดพันธะเคมี

พันธะเคมีเกิดจากอะตอมของธาตุทมี่ ีการจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบไม่ เสถียร เนื่องจาก
มีเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนไม่ ครบแปดตัวจึงไม่ สามารถอยู่ตามลาพังได้ และจะรวมกับ
อะตอมของธาตุอนื่ โดยการนาเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนมาสร้ างพันธะร่ วมกันเกิดเป็ น
โมเลกุล
การเกิดพันธะเกิดได้ โดย อะตอมของธาตุสามารถ:
1. ให้ อเิ ล็กตรอนแก่ อะตอมของธาตุอนื่
2. รับอิเล็กตรอนจากอะตอมของธาตุอนื่
3. ใช้ อเิ ล็กตรอนร่ วมกับอะตอมของธาตุอนื่
เวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนกับการเกิดพันธะเคมี




เวเลนซ์ อเิ ล็กตรอน เป็ นอิเล็กตรอนทีอ่ ยู่ในระดับพลังงานรอบนอกสุ ดของอะตอม
เวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนทาให้ เกิดพันธะเคมีขนึ้ ระหว่ างธาตุต่างๆ
อะตอมจะไม่ อยู่ตามลาพังแต่ จะอยู่รวมกันเป็ นโมเลกุล เพราะโมเลกุลมีความเสถียรกว่ า
อะตอมเนื่องจากมีพลังงานต่ากว่ า
อะตอมแก๊ สเฉื่อยอยู่ตามลาพังได้ เพราะมีสภาพเสถียร นั่นคือมีเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนครบ
8 อิเล็กตรอน
อะตอมต่ างๆพยายามปรับตัวเองโดยการรวมตัวกับอะตอมอืน่ เพือ่ ให้ การจัดเรี ยงตัว
ของเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนครบ 8 ตัว เหมือนกับแก๊สเฉื่อย
กฎออกเตต (Octet Rule)

The octet rule – อะตอมใดๆมีแนวโน้ มที่จะสร้ างพันธะจานวนหนึ่งเพื่อให้
อะตอมมีเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนครบแปดตัว อะตอมที่มีเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนครบ
แปดตัว มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเหมือนแก๊สเฉื่อยในหมู่ 8A จะมีความเสถียร
มาก (ยกเว้ น H และ He ตามกฎออกเตทจะมีวาเลนซ์ อเิ ล็กตรอนครบสอง)
N o b le N o b le g as
gas
n o ta ti o n
2
He
1s
Ne
[H e ]2 s 2 p
Ar
[N e ]3 s 3 p
Kr
[A r]4 s 4 p
Xe
[K r]5 s 5 p
2
6
2
6
2
6
2
6
Noble Gas (8A)
valence e  8
valence e = 8
ประเภทของพันธะเคมี


พันธะเคมี คือแรงดึงดูดทีย่ ดึ อะตอมเข้ าด้ วยกันเป็ นโมเลกุล (An attractive
force that holds atoms together to form molecules)
พันธะเคมี แบ่ งออกเป็ นประเภทหลักๆดังนี้
 พันธะไอออนิก (Ionic Bond)
 พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond)
*แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล
 พันธะโลหะ (Metallic Bond)
พันธะไอออนิก (Ionic Bond)
 เป็ นพันธะทีเ่ กิดจากแรงกระทาระหว่ างอะตอม 2 อะตอมทีม
่ ปี ระจุต่างกัน โดยจะเกิดการ
แลกเปลีย่ นอิเล็กตรอน ทาให้ เกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตระหว่ างประจุทตี่ ่ างกัน
 พันธะไอออนิกจะเกิดระหว่ างโลหะรวมตัวกับอโลหะ และเกิดขึน
้ ระหว่ างธาตุทมี่ คี ่ า EN
ต่ างกันมาก
อะตอมทีม
่ ีค่า EN ต่า จะให้ เวเลนซ์ อเิ ล็กตรอน กลายเป็ นไอออนบวก (cation) (โลหะ)
 อะตอมทีม
่ ีค่า EN สู ง จะรับเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอน กลายเป็ นไอออนลบ (anion) (อโลหะ)
 สารประกอบที่เกิดพันธะไอออนิกเรียกว า “สารประกอบไอออนิก”
พันธะไอออนิก (Ionic Bond)
 โลหะให้ อเิ ล็กตรอนแก่ อโลหะ อะตอมของอโลหะกลายเป็ นไอออนลบ อะตอม
ของโลหะกลายเป็ นไอออนบวก
NaCl
 ประจุไฟฟ้าต่ างกันจึงเกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ้ายึดเหนี่ยวอะตอมทั้งสองเข้ าด้ วยกัน
พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond)



คือ พันธะทีเ่ กิดจากการทีอ่ ะตอมใช้ เวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนร่ วมกันเป็ นคู่ๆ เพือ่ ให้ เวเลนซ์
อิเล็กตรอนครบแปดตัวตามกฎออกเตต (Octet rule)
เป็ นพันธะในโมเลกุล ซึ่งธาตุทเี่ ป็ นองค์ ประกอบมีค่า EN ใกล้เคียงกัน และมีค่า EN
ค่ อนข้ างสู ง (อะตอมมีค่า EN สู งจึงไม่ มอี ะตอมใดยอมเสี ยอิเล็กตรอน)
1 พันธะ ประกอบด้ วย 2 อิเล็กตรอนซึ่งมีสปิ นตรงข้ ามกัน
-
+
-
-
+
Shared
electrons
-
-
-
พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond)
การเกิดพันธะโควาเลนต์
1. การสร้ างพันธะระหว่ างอะตอมชนิดเดียวกัน เกิดเป็ นโมเลกุลของธาตุ เช่ น H2,
O2, O3, S8
2. การสร้ างพันธะระหว่ างอะตอมต่ างชนิดกัน เกิดเป็ นโมเลกุลของสารประกอบ
เช่ น HCl, H2O, NH3
อิเล็กตรอนที่ใช ในการเกิดพันธะ 1 พันธะ (2ē) เรียกว า อิเล็กตรอนคู พันธะ
(bonded pair)
 คู อิเล็กตรอน (2ē) ทีไ่ ม ได ใช ในการเกิดพันธะ เรียกว า อิเล็กตรอนคู โดด
เดีย่ ว (lone pair)

พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond)
การเขียนสู ตรโครงสร้ างโมเลกุลโควาเลนต์



สู ตรโครงสร้ างแบบจุด (electron-dot structure)
หรือเรียกว่ าโครงสร้ างลิวอิส (Lewis structure) เป็ นการสร้ างพันธะโดยการ
นาเอาเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนมาใช้ ร่วมกัน การให้ หรือ/และรับอิเล็กตรอนของอะตอม
ทั้งสองอะตอมให้ เป็ นไปตาม “กฎออกเตต (octet rule)” โดยแสดงเวเลนซ์
อิเล็กตรอนเป็ นจุด
สู ตรโครงสร้ างแบบเส้ น (graphic structure)
 ใช้ เส้ นตรง 1 เส้ น ( — ) แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ ร่วมกัน 1 คู่
 ใช้ เส้ นตรง 2 เส้ น (  ) แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ ร่วมกัน 2 คู่
 ใช้ เส้ นตรง 3 เส้ น (  ) แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ ร่วมกัน 3 คู่
 ให้ เขียนไว้ ในระหว่ างสั ญลักษณ์ ของธาตุค่ ูร่วมพันธะ
 อิเล็กตรอนคู่โดดเดีย
่ วทีเ่ หลืออาจเขียนโดยใช้ จุดแทน หรือไม่ เขียนเลยก็ได้
พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond)
วิธีเขียนสู ตรโครงสร้ าง


เขียนอะตอมทั้งหมดทีเ่ กิดพันธะกันให้ อยู่ใกล้ กนั กรณีทมี่ อี ะตอม 3 ตัว อะตอมที่
จะต้ องอยู่ตาแหน่ งกลาง คือ อะตอมทีม่ คี ่ า EN ต่า
หาจานวนเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนทั้งหมด นาอิเล็กตรอนทีม่ ีอยู่ไปเขียนรอบอะตอมต่ างๆ
โดยใช้ จุดแทนเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนรอบอะตอมเป็ นคู่ ๆ โดยจัดให้ แต่ ละอะตอม มี
จานวนอิเล็กตรอนล้ อมรอบครบ 8 ตัว (ยกเว้ น H=2, Be=4, B=6)




ไอออนลบ: เพิม่ จานวนอิเล็กตรอนเท่ ากับจานวนประจุลบของไอออน
ไอออนบวก: ลบจานวนอิเล็กตรอนเท่ ากับจานวนประจุบวกของไอออน
เชื่อมอะตอมด้ วยพันธะเดีย่ ว โดยใช้ 2 อิเล็กตรอนในการสร้ างพันธะเดีย่ วแต่ ละ
พันธะ
ในกรณีทใี่ ช้ เวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนจนหมดแล้วแต่ อะตอมยังไม่ ครบ 8 ตัว อาจต้ องมี
พันธะคู่ หรือพันธะสามเกิดขึน้ ด้ วย
พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond)
ตัวอย่างการเขียนสูตรโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้น
พันธะทีเ่ กิดขึน้ หนึ่งพันธะแทนด้ วยจุด 2 จุด
หรือหนึ่งเส้ น ()
พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond)
ตัวอย่างการเขียนสูตรโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้น
พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond)
ชนิดของพันธะโควาเลนต์
พิจารณาจากจานวนอิเล็กตรอนทีใ่ ช้ ร่วมกันของอะตอมคู่ร่วมพันธะ ดังนี้
1. พันธะเดี่ยว (Single bond)
2. พันธะคู่ (Double bond)
3. พันธะสาม (Triple bond)

พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond)

พันธะเดี่ยว เป็ นพันธะโควาเลนต์ ทปี่ ระกอบขึน้ ด้ วยอิเล็กตรอนคู่เดียว ทั้งสอง
ใช้ อเิ ล็กตรอนร่ วมกัน 1 คู่ ใช้ เส้ น 1 เส้ น (  ) แทนหนึ่งพันธะเดี่ยว เช่ น
H2 (H — H)
F2 (F — F)
พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond)

พันธะคู่ เป็ นพันธะโควาเลนต์ ที่เกิดจากอะตอมใช้ อเิ ล็กตรอนร่ วมกัน 2 คู่ ใช้
เส้ น 2 เส้ น (  ) แทนหนึ่งพันธะคู่ เช่ น CO2 (O=C=O)
พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond)

พันธะสาม เป็ นพันธะโควาเลนต์ ที่เกิดจากอะตอมใช้ อเิ ล็กตรอนร่ วมกัน 3 คู่
ใช้ เส้ น 3 เส้ น () แทนหนึ่งพันธะสาม เช่ น
พันธะโควาเลนต์ (Covalent Bond)

พันธะโควาเลนต์ มี 2 แบบ คือ
 พันธะโคเวเลนต ธรรมดา : อะตอมใช คู อิเล็กตรอนร วม
กัน แต ละอะตอมมีเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนครบ 8 (ยกเว น H )
หรื อ
พันธะโคออร์ ดิเนตโคเวเลนต์ (Co-ordinate covalent bond) :
พันธะโคเวเลนต์ ทเี่ กิดขึน้ โดยอะตอมหนึ่งเป็ นตัวให้ คู่อเิ ล็กตรอนเพือ่
เกิดพันธะ ซึ่งมักเกิดกับโมเลกุลทีม่ ีอเิ ล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ และ
เมื่อใช้ ไปแล้วก็มีจานวนอิเล็กตรอนวงนอกไม่ เกิน 8

พันธะโคออร์ ดเิ นตโควาเลนต์ (Co-ordinate Covalent Bond)
ตัวอย่ างเช่ น แอมโมเนียมไออน (NH4+) ซึ่งเกิดจาก H+ + NH3
N เป็ นฝ่ ายให้ คู่อเิ ล็กตรอนกับ H ในการสร้ างพันธะ
..
H
H N + H+
H
H
+
[H N H ]
H

NH4+
H
+ , NH +
H
N
H
[
] 4
H
หรือตัวอย่ างของ SO2
ข้ อยกเว้นของกฎออกเตต
โมเลกุลโคเวเลนต์ จะมีการจัดเรียงอิเล็กตรอน เป็ นไปตามกฎออกเตต ซึ่งทาให้
สารประกอบอยู่ในสภาพทีเ่ สถียร แต่ อย่ างไรก็ตามพบว่ าสารประกอบบางชนิดมีการ
จัดเรียงอิเล็กตรอนไม่ เป็ นไปตามกฎออกเตต จัดเป็ นข้ อยกเว้ นสาหรับกฎออกเตต
(ก) พวกที่ไม่ ครบออกเตต ได้ แก่ สารประกอบของธาตุในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ เช่ น Be, B
สามารถสร้ างพันธะแล้วทาให้ อเิ ล็กตรอนน้ อยกว่ าแปด เช่ น BF3 BCl3 BeCl2 และ BeF2
เป็ นต้ น
(ข) พวกที่เกินออกเตต ได้ แก่ สารประกอบของธาตุทอี่ ยู่ในคาบที่ 3 ของตารางธาตุเป็ นต้ น
ไป สามารถสร้ างพันธะแล้ วทาให้ อเิ ล็กตรอนเกินแปด เช่ น PCl5 SF6 เป็ นต้ น
ข้ อยกเว้นของกฎออกเตต
(ก) พวกไม่ ครบออกเตต
(ข) พวกเกินออกเตต
ข้ อแตกต่ างของพันธะโควาเลนต์ กับพันธะไอออนิก
พันธะโควาเลนต์
พันธะไอออนิก
1. ใช้ อเิ ล็กตรอนร่ วมกัน
(Elcetrons equally shared)
1. เกิดการแลกเปลีย่ นอิเล็กตรอน
(Electron transferred)
2. อะตอมทั้งสองมีค่า ENใกล้เคียง
กัน เช่ น H2, Cl2, CH4
2. อะตอมทั้งสองมีค่า EN แตกต่ าง
กันมากเช่ น LiF, MgO
พันธะโลหะ (Metallic Bond)
คือ แรงดึงดูดระหว่ างไอออนบวกกับเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนทีเ่ คลือ่ นทีร่ อบๆก้ อนโลหะ เกิดจาก
อะตอมของโลหะใช้ เวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนร่ วมกัน เวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนสามารถเคลือ่ นทีไ่ ปทุก
อะตอมได้ ทงั่ ทั้งก้อนโลหะ
-
-
-
-
อิเล็กตรอนอิสระ
(วาเลนซ์ อิเล็กตรอน)
+- - - +- + - - - +- - - -+
+
- - + - - +- -+- +-+
+- -
-
-+
- -+
-
- -

-

อะตอมของโลหะอยู่ในสภาพไอออนบวก
วาเลนซ์ อเิ ล็กตรอนของโลหะเคลือ่ นทีไ่ ปในทีต่ ่ าง ๆ ได้ อย่ างอิสระ
อิเล็กตรอนอิสระทาหน้ าทีด่ งึ ดูดนิวเคลียสของอะตอมต่ างๆเข้ าด้ วยกัน
-

- +-
+
+-
-+
-
Sea of
electrons
พันธะโลหะ (Metallic Bond)
ทาไมอิเล็กตรอนของโลหะถึงเคลือ่ นที่ได้ ตลอดเวลา?
แบบจาลองทะเลอิเล็กตรอน (electron sea model)
พันธะโลหะ (Metallic Bond)
โลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันที่ตา่ ดังนั้นจึงยึดอิเล็กตรอน วงนอกสุ ดไว้ อย่ าง
หลวมๆ ทาให้ อเิ ล็กตรอนเหล่านีเ้ คลือ่ นที่ไปมา รอบๆโลหะตลอดเวลา
อิเล็กตรอนเหล่านีท้ าหน้ าที่คล้ายกาวทีช่ ่ วยยึดไอออนบวกให้ อยู่ในตาแหน่ งที่
คงที่ ไว้ ด้วยกันอย่างแข็งแรง
ความแข็งแรงของพันธะโลหะขึน้ อยู่กบั จานวนอิเล็กตรอนอิสระ
จานวนเวเลนซ์ อเิ ล็กตรอนมาก  พันธะแข็งแรงมาก
พันธะโลหะ (Metallic Bond)

พันธะโลหะ ทาให้ โลหะมีสมบัติต่างๆดังนี้
 นาไฟฟ้ าและความร้ อนได้ ดี
 มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสู ง
 มีลก
ั ษณะเป็ นเงาและมีความวาวเมื่อถูกแสง
 สามารถดึงเป็ นเส้ น ตีเป็ นแผ่ น หรื อบิดงอได้
เรโซแนนซ์ (Resonance)



หมายถึง การใช้ สูตรโครงสร้ างแบบจุดของลิวอิสตั้งแต่ 2 โครงสร้ างขึน้ ไป
แทนโมเลกุลใดโมเลกุลหนึ่ง
โครงสร้ างเรโซแนนซ์ (Resonance structure) คือ สู ตรโครงสร้ างของทีส่ าร
ที่สามารถเขียนได้ มากกว่ า 1 แบบ ซึ่งแต่ ละสู ตรทีเ่ ขียนขึน้ มาจะไม่
สอดคล้องกับสู ตรโครงสร้ างทีแ่ ท้จริง
การจะเป็ นโครงสร้ างเรโซแนนซ์ ได้ สารต้ องมีการจัดเรียงตัวของอะตอม
เหมือนกัน ต่ างเพียงการกระจายอิเล็กตรอนในพันธะเท่ านั้น
เรโซแนนซ์ (Resonance)

ตัวอย่ างโครงสร้ างเรโซแนนซ์
CO2
SO2
OCO
S
O
O3
S
O
O
O
O
NO3
O=C=O
O
O
O
O
O
OCO
เรโซแนนซ์ (Resonance)
SO2
S
S
: O : :O.. :
:O.. : :O :
S
O
O
เรโซแนนซ์ ไฮบริด (Resonance hybrid)
ค่ าต่ างๆทีเ่ กีย่ วข้ องกับพันธะและโครงสร้ างของโมเลกุล

พลังงานพันธะ
 พลังงานสลายพันธะและสร้ างพันธะ และพลังงานพันธะเฉลี่ย



ความยาวพันธะ
มุมพันธะ
สภาพขั้วของพันธะ
พลังงานพันธะ (Bond Energy)
พลังงานสลายพันธะและสร้ างพันธะ

คือ พลังงานทีต่ ้ องใช้ ในการสร้ าง หรือสลายพันธะเคมีแต่ ละพันธะในโมเลกุล

พันธะเคมีชนิดเดียวกันในโมเลกุลทีต่ ่ างกันอาจมีค่าพลังงานสลายพันธะต่ างกัน
เช่ น C-H
CH4(g)  CH3(g) + H(g)
 CH3(g)  CH2(g) + H(g)
 CH2(g)  CH(g) + H(g)
 CH(g)  C(g) + H(g)

(H-C)CH4= 423 kJ/mol
(H-C)CH3= 368 kJ/mol
(H-C)CH2 = 519 kJ/mol
(H-C)CH = 335 kJ/mol
พลังงานสลายพันธะและสร้ างพันธะ



การสลายพันธะ เป็ นการเปลีย่ นแปลงประเภทดูดพลังงาน (endothermic
H2(g) + 436 kJ
2H(g)
energy)
การสร้ างพันธะ เป็ นการเปลีย่ นแปลงประเภทคายพลังงาน (exothermic
energy)
2H(g)
H2(g) + 436 kJ
ในปฏิกริ ิยาเคมีทั่วไปจะมีท้งั การสลายพันธะเดิมและการสร้ างพันธะใหม่ จึง
มีการดูดพลังงานและคายพลังงานพร้ อมๆกัน
H2(g) + I2
2HI
2NH3(g)
N2(g) + 3H2(g)
พลังงานสลายพันธะและสร้ างพันธะ



ปฏิกริ ิยาเคมีใดๆ พลังงานที่เปลีย่ นแปลง (H) มีค่าเท่ ากับผลต่ าง
ระหว่ างพลังงานที่ใช้ สลายพันธะเดิมกับพลังงานที่ได้ จากการสร้ าง
พันธะใหม่
พลังงานสลายพันธะเดิม > พลังงานสร้ างพันธะใหม่ = ปฏิกริ ิยาดูด
ความร้ อน (endothermic reaction) (H เป็ น +)
พลังงานสลายพันธะเดิม < พลังงานสร้ างพันธะใหม่ = ปฏิกริ ิยาคาย
ความร้ อน (exothermic reaction) (H เป็ น -)
พลังงานพันธะเฉลีย่ (Average Bond Energy)
พลังงานพันธะเฉลีย่ เป็ นค่ าเฉลีย่ ของพลังงานสลายพันธะสาหรับพันธะ
แต่ ละชนิดในโมเลกุลต่ าง ๆ (เป็ นค่ าโดยประมาณ)
ความร้ อนของปฏิกริ ิยา (Heat of Reaction)


การเกิดปฏิกริ ิยาเคมี คือกระบวนการทีม่ ีการทาลายพันธะเดิม (สารตั้งต้ น)
และสร้ างพันธะใหม่ (สารผลิตภัณฑ์ )
ความร้ อนของปฏิกริ ิยา (H) คือพลังงานเอนทาลปี ของระบบที่เปลีย่ นแปลง
ไปในรูปความร้ อนเมื่อเกิดปฏิกริ ิยา สามารถหาได้ จาก
H 

D
reactants
พลังงานที่ใช้ สลายพันธะรวม
ของสารตั้งต้ น

products
D
H เป็ นลบ
ปฏิกริ ิยาคายพลังงาน
H เป็ นบวก ปฏิกริ ิยาดูดพลังงาน
พลังงานที่ใช้ สร้ างพันธะรวม
ของผลิตภัณฑ์
การคานวณหาค่าความร้ อนของปฏิกริ ิยา
จงหาพลังงานที่เปลีย่ นแปลงของปฏิกริ ิยาต่ อไปนี้ CH4(g) + Cl2(g)  CH3Cl(g) + HCl(g)
พลังงานที่ใช้ ในการสลายพันธะ = 4(C-H) + (Cl-Cl)
= (4414) + 243 kJ
= 1899 kJ
พลังงานที่ได้ จากการสร้ างพันธะ = (C-Cl) + 3(C-H) + (H-Cl)
= 339 + (3414) + 431 kJ
= 2012 kJ
H = 1899 – 2012 = -113 kJ
H มีเครื่องหมายเป็ น
ลบ ดังนั้นเป็ นปฏิกริ ิยา
คายความร้ อน และมีการ
คายพลังงาน 113 kJ
Example 5.1

ปฏิกริ ิยาต่ อไปนีเ้ ป็ นปฏิกริ ิยาดูดพลังงานหรือคายพลังงาน และจานวนเท่ าใด
H2(g) + F2(g)
2HF
พลังงานทีใ่ ช้ ในการสลายพันธะ = (H-H) + (F-F)
= 436 + 159 kJ
= 595 kJ
พลังงานทีไ่ ด้ จากการสร้ างพันธะ = 2(H-F)
= 2  565 kJ
= 1130 kJ
H = 595 – 1130 = -535 kJ
H มีเครื่องหมายเป็ น ลบ ดังนั้นเป็ นปฏิกริ ิยาคายความร้ อน และมีการคายพลังงาน
535 kJ
Example 5.2

เมื่อนาแก๊ส H2 20 กรัม มาทาปฏิกริ ิยากับ N2 10 กรัม การเปลีย่ นแปลงนีเ้ ป็ น
ปฏิกริ ิยาดูดพลังงานหรือคายพลังงาน และจานวนเท่ าใด กาหนดให้ (H-H) =
436 kJ/mol, (N  N) = 945 kJ/mol, (H-N) = 721 kJ/mol
3H2(g) + N2(g)
2NH3(g)
H2(g) 20 g = 10 mol
N2(g) 10 g = 0.36 mol
จากสมการ N2(g) 1 โมล ทาปฏิกริ ิยาพอดีกบั H2(g) 3 โมล เกิด NH3 2 โมล แสดง
ว่ า N2 เป็ นสารกาหนดปริมาณ
ดังนั้น N2(g) 0.36 โมล ทาปฏิกริ ิยาพอดีกบั H2(g) 30.36 =1.08 โมล เกิด NH3
20.36 = 0.72 โมล
H = 3(H-H) + (NN) – 2[3(H-N)]
= 3(436) + (945) – 2[3(721)]
= – 2945 kJ
ปฏิกริ ิยาคายความร้ อนออกมา 2945 kJ/ 1 mol ของ N2(g)
แต่ จากการทดลองใช้ N2(g) 0.36 โมล
ดังนั้น ปฏิกริ ิยาจะคายพลังงานออกมา = 0.362945 = 1060.2 kJ
ความยาวพันธะ
ความยาวพันธะ หมายถึง คือระยะห่ างทีส่ ้ั นทีส่ ุ ดระหว่ างนิวเคลียสของ
อะตอมคู่ทสี่ ร้ างพันธะ โดยเป็ นตาแหน่ งทีอ่ ะตอมทั้งสองดึงดูดกันได้ ดที สี่ ุ ด มีพลังงาน
ตา่ สุ ดหรือมีเสถียรภาพทีส่ ุ ด
 ความยาวของพันธะสั มพันธ์ กบ
ั พลังงานพันธะ ดังนี้
“ถ้ าความยาวพันธะยิง่ สั้ น พลังงานพันธะจะยิง่ มีค่ามาก
พลังงานพันธะนั้นเสถียรมาก”
ความยาวพันธะ : พันธะเดีย่ ว  พันธะคู่  พันธะสาม
พลังงานพันธะ : พันธะเดีย่ ว  พันธะคู่  พันธะสาม
Bond
Length
Bond
Energy
มุมพันธะ
มุมพันธะ คือมุมทีเ่ กิดขึน้ เมื่อลากเส้ นผ่ าน
พันธะ 2 พันธะมาตัดทีน่ ิวเคลียสของอะตอมกลาง
โมเลกุลทีม่ ีสูตรเคมีคล้ายกัน มุมพันธะอาจไม่ เท่ ากัน เช่ น
H2O =
104.5
H2S = 92
106.0
104.0
ทฤษฎีทใี่ ช้ อธิบายพันธะโควาเลนต์
1.
2.
3.
4.
ทฤษฎีออร์ บิทลั เชิงโมเลกุล (Molecular Orbital Theory, MO)
ทฤษฎีพนั ธะเวเลนซ์ (Valence Bond Theory)
ออร์ บิทัลไฮบริดไดเซชัน (Orbital Hybridization)
ทฤษฎีการผลักคู่อเิ ล็กตรอนในวงเวเลนซ์ (Valence Shell Electron Pair
Repulsion Theory, VSEPR)
1. ทฤษฎีออร์ บิทัลเชิงโมเลกุล (Molecular Orbital Theory, MO)

อธิบายการเกิดพันธะโควาเลนต์ โดยใช้ ออร์ บิทลั ของโมเลกุล
อะตอม
AO
+
อะตอม
AO
โมเลกุล
MO
ออร์ บิทลั เชิงโมเลกุล (MO) คือทีอ่ ยู่ของอิเล็กตรอนในโมเลกุล เกิด
จากการรวมออร์ บิทัลเชิงอะตอม (AO) ตามวิธีผลรวมเชิงเส้ นตรง
(Linear Combination of Atomic Orbital)
 จานวน MO ที่เกิดขึน
้ เท่ ากับจานวน AO ทั้งหมด

การสร้ างออร์ บิทลั เชิงโมเลกุล

ออร์ บิทลั ของโมเลกุลเกิดจากการรวมกันแบบเชิงเส้ นตรงหรือการซ้ อน
เหลือ่ มกัน (overlap) ของ AO ซึ่งมีได้ สองแบบคือ แบบเสริมหรือแบบ
ทาลาย
แบบเสริม หรือแบบผลบวก (Bonding): เป็ นการรวม AO ด้ านที่มเี ครื่องหมาย
เหมือนกัน ขนาดออร์ บิทัลในแนวเชื่อมระหว่ างอะตอมเพิม่ ขึน้ เสถียรมากขึน้
 แบบทาลาย หรือแบบผลต่ าง (Antibonding): เป็ นการรวม AO ด้ านที่มี
เครื่องหมายต่ างกัน ขนาดออร์ บิทลั ในแนวเชื่อมระหว่ างอะตอมลดลง เสถียร
น้ อยลง (พลังงานเพิม่ )

1sA
+
1sB
Bonding
แบบเสริม (Bonding)
1sA

1sB
Antibonding
แบบทาลาย (Antibonding)
การสร้ างออร์ บิทลั เชิงโมเลกุล
การสร้ างออร์ บิทลั เชิงโมเลกุล


รูปร่ างของออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลทีเ่ กิดขึน้ จะเป็ นลักษณะการกระจายตัวของ
อิเล็กตรอนในโมเลกุล ดังนี้
ออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลแบบมีพนั ธะ (Bonding Molecular Orbital, BMO)
เกิดจากการซ้ อมเหลือ่ มกันของออร์ บิทลั เชิงอะตอมแบบเสริม หรือแบบผลบวก โอกาส
จะพบอิเล็กตรอนทีบ่ ริเวณระหว่ างนิวเคลียสมีมากทีส่ ุ ด

ออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลแบบต้ านพันธะ (Anti-bonding Molecular Orbital,
AMO) เกิดจากการซ้ อนเหลือ่ มกันของออร์ บิทลั เชิงอะตอมแบบผลต่ าง โอกาสจะพบ
อิเล็กตรอนตรงกลางเป็ นศูนย์
BMO
AMO
ออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลใน p-orbital
 ใน p-orbital สามารถรวมออร์ บิทล
ั เชิงอะตอมเพือ่ ให้ เกิดออร์ บิทัลเชิงโมเลกุลได้ โดย
ซ้ อมเหลือ่ มแบบผลบวกและผลต่ างได้ 2 ลักษณะ คือ
รวมตามแนวปลาย (
(ก)
รวมตามแนวข้ าง (
(ก)
(ข)
* (ก) รวมแบบผลต่ าง
(ข) รวมแบบผลบวก
(ข)
ชนิดของออร์ บิทลั เชิงโมเลกุล
 ออร์ บิทล
ั เชิงโมเลกุลทีเ่ กิดขึน้ มี 2 แบบ คือ sigma () และ pi ()
 sigma () bond : พันธะเคมีทเี่ กิดโดยการซ้ อนเหลือ
่ มกันของสองออร์ บิทลั เชิง
อะตอมในลักษณะหัวชนหัวหรือปลายต่ อปลาย ซึ่งความหนาแน่ นอิเล็กตรอนจะ
หนาแน่ นและอยู่ในแนวเส้ นตรงระหว่ างสองนิวเคลียสทีเ่ กิดพันธะเคมีกนั
 pi () bond : พันธะทีเ่ กิดขึน
้ จากการซ้ อนเหลือ่ มกันด้ านข้ างของคู่ p ออร์ บิทลั
โดยทีค่ วามหนาแน่ นของอิเล็กตรอนอยู่ท้งั สองด้ านของระนาบทีอ่ ยู่ในแนวนิวเคลียส
sigma() bond & pi() bond
Sigma bonding
Pi 
bonding
ระดับพลังงานของออร์ บิทลั เชิงโมเลกุล
แผนผังระดับพลังงานของออร์ บทิ ลั เชิงโมเลกุล คือแผนผังทีแ่ สดงระดับ
พลังงานของ MO เทียบกับระดับพลังงานของ AO
 BMO จะมีระดับพลังงานตา่ กว่ า AMO เสมอ และต่ากว่ าระดับพลังงานของออร์ บิทล
ั
เชิงอะตอมที่ใช้ สร้ างด้ วย(AO) และ AMO มีระดับพลังงานสู งทีส่ ุ ด
 EAMO  EAO  EBMO
AMO
 ระดับพลังงานขึน
้ กับชนิดของพันธะ

MO: Molecular orbital
AO: Atomic orbital
BMO: Bonding Molecular Orbital
AMO: Antibonding Molecular Orbital
AO
BMO
BMO จะมีพลังงานต่ากว่ า AMO ประเภทเดียวกันเสมอ และต่า
กว่ าระดับพลังงานของอะตอมมิกออร์ บิตอล (AO) ที่ใช้ สร้ างด้ วย
เช่ น -ระดับชั้นพลังงานหลัก n = 1 (1s)
AMO
s*
1s
1s
s
AO
BMO
เช่ น -ระดับชั้นพลังงานหลัก n = 2 (2s, 2px, 2py, 2pz)
z*
x* y*
2p
x
z
AMO
2p
BMO
y
AMO
s*
2s
2s
s
AO
AO
BMO
ระดับพลังงานขึน้ กับชนิดของพันธะ  
Pi () bonding
Sigma () bonding
S-orbital
P-orbital
AMO
AMO
AO
AO
BMO
BMO
P-orbital
AMO
AO
BMO
ยกเว้ นกรณีสาหรับ O2 และ F2 ที่  มีระดับพลังงานสู งกว่ า 
เช่ น ระดับพลังงานโมเลกุลาร์ ออร์ บิตอลและการจัดเรียงอิเล็กตรอน ในโมเลกุล
ของ (ก) ไนโตรเจน และ (ข) ออกซิเจน
(ก) ไนโตรเจน (N2)
(ข) ออกซิเจน (O2) (>)
การกระจายของอิเล็กตรอนในออร์ บิทัลเชิงโมเลกุล





ใช้ หลักการคล้ ายกับการบรรจุอเิ ล็กตรอนในอะตอม
ในแต่ ละออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลมีอเิ ล็กตรอนได้ ไม่ เกิน 2 อิเล็กตรอน ซึ่งต้ องมีสปิ น
ต่ างกัน
เขียนอิเล็กตรอนใส่ ในออร์ บิทัลทีม่ พี ลังงานต่าสุ ดทีย่ งั ว่ างอยู่ก่อน
การบรรจุอเิ ล็กตรอนในออร์ บิทัลทีม่ รี ะดับพลังงานเท่ ากัน (degenerate orbital) จะใช้
กฎของฮุนด์ (Hund’s rule) นั่นคือ จะบรรจุอเิ ล็กตรอนตัวเดียวให้ ครบทุกออร์ บิทัล
ก่อน นั่นคือทาให้ มีอเิ ล็กตรอนเดีย่ วและสปิ นในทิศทางเดียวกันมากที่สุด (สปิ นขึน้ )
จานวนอิเล็กตรอนใน MO เท่ ากับผลรวมจานวนอิเล็กตรอนที่มาจากอะตอมที่สร้ าง
พันธะหรือออร์ บิทลั เชิงอะตอม (AO)
อันดับพันธะในโมเลกุล
 ความเสถียรของโมเลกุล พิจารณาได้ จากอันดับพันธะในโมเลกุล
 อันดับพันธะคือการทานายความแข็งแรงของพันธะโควาเลนต์
หรือความเสถียรของ
โมเลกุลโดยดูจากจานวนอิเล็กตรอนใน BMO และ AMO
 อันดับพันธะ =
½(จานวนอิเล็กตรอนใน BMO – จานวนอิเล็กตรอนใน AMO)
 โมเลกุลทีม
่ อี นั ดับพันธะสู งจะมีความเสถียรมาก
 อันดับพันธะอาจเป็ นเลขจานวนเต็มหรือเศษส่ วนก็ได้
อันดับพันธะ :
H2
1
H2+
0.5
H2–
0.5
แผนภาพออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลของ H2 และ He2
ตัวอย่ าง การเกิดพันธะในอะตอมคู่ H2
H2 (12)
electrons
H = 1s1
H = 1s1
เขียนย่อๆด้ วยสั ญลักษณ์ (s)2
อันดับพันธะใน H2 = 2-0 = 1
2
ตัวอย่ าง การเกิดพันธะในอะตอมคู่ He2
He2 (22)
electrons
He = 1s2
เขียนย่อๆด้ วยสั ญลักษณ์ (s)2 (s*)2
He = 1s2
อันดับพันธะใน He2 = 2-2 = 0 (no bond)
2
อันดับพันธะของฮีเลียม = 0 หมายความว่ า อะตอมของฮีเลียมไม่ สร้ างพันธะซึ่งกันและ
กัน ฮีเลียมไม่ อย่ ใู นสภาพทีเ่ ป็ นโมเลกลุ (2 อะตอม)
Li2 (2 x 3)
electrons
Li = 1s2 2s1
Li = 1s2 2s1
Energy
แผนภาพออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลของ Li2 และ Be2
Be2 (2 x 4)
electrons
Be = 1s2 2s2
Be = 1s2 2s2
เขียนย่ อๆด้ วยสั ญลักษณ์ (1s)2 (1s*)2 (2s)2
เขียนย่ อๆด้ วยสั ญลักษณ์ (1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2
อันดับพันธะใน Li2 = 4-2 = 1
2
อันดับพันธะใน Be2 = 4-4 = 0 (no bond)
2
แผนภาพออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลของ B2
Energy
B2 (2 x 5) electrons
B= 1s2 2s2 2p1
B = 1s2 2s2 2p1
เขียนย่ อๆด้ วยสั ญลักษณ์ (1s)2(*1s)2(2s)2 (*2s)2 (2py)1(2pz)1
อันดับพันธะใน B2 = 6-4 = 1
2
แผนภาพออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลของ C2
Energy
C2 (2 x 6) electrons
C= 1s2 2s2 2p2
C = 1s2 2s2 2p2
เขียนย่ อๆด้ วยสั ญลักษณ์ (1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2 (2py)2(2pz)2
อันดับพันธะใน C2 = 8-4 = 2
2
แผนภาพออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลของ N2
Energy
N2 (2 x 7) electrons
N= 1s2 2s2 2p3
N = 1s2 2s2 2p3
อันดับพันธะใน N2 = 10-4 = 3
2
2
2
2
2
2
2
2
เขียนย่ อๆด้ วยสั ญลักษณ์ (1s) (*1s) (2s) (*2s) (2py) (2pz) (2px)
แผนภาพออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลของ O2
Energy
O2 (2 x 8) electrons
O = 1s2 2s2 2p4
O = 1s2 2s2 2p4
เขียนย่ อๆด้ วยสั ญลักษณ์ (1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2
(2px)2(2py)2(2pz)2(*2py)1(*2pz)1
อันดับพันธะใน O2 = 10-6 = 2
2
แผนภาพออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลของ F2
F2 (2 x 9) electrons
F = 1s2 2s2 2p5
F = 1s2 2s2 2p5
เขียนย่ อๆด้ วยสั ญลักษณ์ (1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2
(2px)2(2py)2(2pz)2(*2py)2(*2pz)2
อันดับพันธะใน F2 = 10-8 = 1
2
แผนภาพออร์ บิทลั เชิงโมเลกุลของ Ne2
Ne2 (2 x 10) electrons
Ne = 1s2 2s2 2p6
Ne = 1s2 2s2 2p6
เขียนย่ อๆด้ วยสั ญลักษณ์ (1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2
(2px)2(2py)2(2pz)2(*2py)2(*2pz)2(*2px)2
อันดับพันธะใน Ne2 = 10-10 = 0
2
2. ทฤษฎีพนั ธะเวเลนซ์ (Valence Bond Theory)
ทฤษฎีพนั ธะเวเลนซ์ (VB) คือทฤษฎีทใี่ ช้ อธิบายการเกิดพันธะโควาเลนต์ ในอะตอมโดย
การซ้ อนเหลือ่ มระหว่ างออร์ บิทลั เชิงอะตอมของอะตอมแต่ ละคู่ก่อให้ เกิดพันธะโควาเลนต์
และบริเวณทีม่ ีพนั ธะเคมีคอื บริเวณทีม่ ีอเิ ล็กตรอนหนาแน่ นระหว่ างนิวเคลียสของสอง
อะตอมนั้นๆ
ออร์ บิทล
ั เชิงอะตอมที่มอี เิ ล็กตรอนเดีย่ วเท่ านั้นที่สามารถสร้ างพันธะโควาเลนต์
ได้ โดยออร์ บิทลั เชิงอะตอมวงนอกสุ ดทีม่ อี เิ ล็กตรอนบรรจุอยู่เพียงตัวเดียว จะซ้ อนเหลือ่ ม
(Overlap) กับออร์ บิทลั เชิงอะตอมวงนอกสุ ดทีม่ อี เิ ล็กตรอนเพียงตัวเดียวของอีกอะตอม
หนึ่ง และอิเล็กตรอนทั้งสองจะจัดตัวให้ มีสปิ นตรงข้ ามกันในออร์ บิทลั
 ออร์ บิทลั เชิงอะตอมที่มอี เิ ล็กตรอนเดีย่ วเท่ านั้นที่สามารถสร้ างพันธะโควาเลนต์ ออร์
บิทลั ที่มอี เิ ล็กตรอนเต็มแล้ว (มีครบ 2 อิเล็กตรอน) ไม่ มสี ่ วนเกีย่ วข้ องในการสร้ างพันธะ
 การซ้ อนเหลือ่ มของออร์ บิทลั เชิงอะตอมเป็ นแบบสร้ างพันธะ (Bonding) เท่ านั้น
(พันธะแบบ ,
การเกิดพันธะในทฤษฎี VB

การเกิดพันธะเนื่องจากออร์ บิทัลที่มีอเิ ล็กตรอนเดีย่ ว
 พิจารณาการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม
1s 2s 2px 2py 2pz
H =      มีอเิ ล็กตรอนเดีย่ ว 1 AO จะเกิด 1 พันธะ
 N =      มีอเิ ล็กตรอนเดีย่ ว 3 AO จะเกิด 3 พันธะ
 F =      มีอเิ ล็กตรอนเดีย่ ว 1 AO จะเกิด 1 พันธะ

 ภาพแสดงการเกิดพันธะโควาเลนต์ จากการซ้ อนเหลือ
่ มของ AO ที่มี
อิเล็กตรอนเดี่ยว

H2

HF
H H
H F
 N2
N N
การเกิดพันธะในทฤษฎี VB

การซ้ อนเหลือ่ มของพันธะสอดคล้องกับความแข็งแรงของพันธะ
 ถ้ ามีการซ้ อนเหลือ
่ มมาก แสดงว่ ามีอเิ ล็กตรอนอยู่หนาแน่ นระหว่ างนิวเคลียสของ
สองอะตอมมาก  พันธะเสถียร
 ถ้ าอะตอมใด มีการสร้ างพันธะโดยใช้ อเิ ล็กตรอนเดีย
่ วจานวนมากขึน้ (มีท้งั พันธะ
และพันธะเกิดเป็ นพันธะคู่หรือพันธะสาม พันธะระหว่ างอะตอมคู่น้ันๆจะ
แข็งแรงยิง่ ขึน้
N N
3. ออร์ บิทลั ไฮบริดไดเซชัน (Orbital Hybridization)
 การใช้ หลักการซ้ อนเหลือ
่ มกันของออร์ บิตอลทีม่ อี เิ ล็กตรอนเดี่ยวอยู่ พบว่ า
ไม่ สามารถใช้ ได้ กบั โมเลกุลทีซ่ ับซ้ อนขึน้ เช่ น คาร์ บอน
C6 1s 2s 2px 2py 2pz
1s2 2s2 2px1 2py1
 พบว่ าอะตอมคาร์ บอนมีอเิ ล็กตรอนเดีย่ วใน 2p ออร์ บิตอล 2 ตัว ดังนั้นควรเกิดพันธะ
โคเวเลนต์ กบั อะตอมอืน่ ได้ เพียง 2 พันธะเท่ านั้น แต่ ความจริงแล้ วคาร์ บอนสามารถเกิดได้
4 พันธะ เช่ น CH4 คาร์ บอนสร้ างพันธะกับไฮโดรเจนทั้งหมดรวม 4 พันธะ แสดงว่ า
คาร์ บอนต้ องมีอเิ ล็กตรอนในวงนอกสุ ด 4 อิเล็กตรอน ซึ่งจะเกิดขึน้ ได้ ถ้าโครงแบบ
1s 2s 2px 2py 2pz
อิเล็กตรอนเปลีย่ นเป็ น 1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1
ออร์ บิทลั ไฮบริดไดเซชัน (Orbital Hybridization)

ถ้ าพิจารณาว่ าอิเล็กตรอนใน 2s ของคาร์ บอนถูกกระตุ้นขึน้ ไปที่ 2p ทาให้ มีจานวน AO
ทีม่ ีอเิ ล็กตรอนเดีย่ วมากขึน้
1s 2s 2px 2py 2pz

C =      มีอเิ ล็กตรอนเดีย่ ว 2 AO จะเกิด 2 พันธะ
C =      มีอเิ ล็กตรอนเดีย่ ว 4 AO จะเกิด 4 พันธะ
การทดลองพบว่ าพันธะทั้งสี่ ของคาร์ บอนเหมือนกันทุกประการ
มีการตั้งสมมติฐานว่ าออร์ บิทลั ทั้งสี่ (s px py pz) จะผสมรวมกันเกิดเป็ นออร์ บิทลั ใหม่ ที่
เรียกว่ า กระบวนการไฮบริดไดเซชัน ได้ ไฮบริดออร์ บิทลั 4 อันที่มีพลังงานเท่ ากันแต่ มี
ทิศทางต่ างกัน
3



1s

C=
sp

ออร์ บิทลั ไฮบริดไดเซชัน (Orbital Hybridization)
 ไฮบริไดเซชัน (Hybridization) : กระบวนการสร้ างไฮบริดออร์ บิทัล คือ การผสมออร์
บิทลั เชิงอะตอมเพือ่ สร้ างออร์ บิทัลชุ ดใหม่ ทมี่ ีรูปร่ างและระดับพลังงานเท่ ากัน เพือ่ ให้
สามารถอธิบายการสร้ างพันธะได้ ดขี นึ้
 ไฮบริไดเซชันจะเกิดได้ กต
็ ่ อเมือ่ ระดับพลังงานของ AO มีค่าใกล้เคียงกัน
 ออร์ บิทล
ั ใหม่ เรียกว่ า ไฮบริดออร์ บิทลั (Hybrid orbital)


มีรูปร่ างลักษณะ สมบัติ และระดับพลังงานเท่ ากัน แต่ มที ศิ ทางแตกต่ างกัน
จานวนไฮบริดออร์ บิทลั = อะตอมิกออร์ บิทลั เดิม
p
s
ออร์ บทิ ลั ของอะตอม
Hybridization
sp3
ไฮบริดออร์ บทิ ลั ของอะตอม
ออร์ บิทลั ไฮบริดไดเซชัน (Orbital Hybridization)

เมื่อเกิดมีไฮบริไดเซชันขึน้ แล้ว เรียกสภาวะใหม่ ของอะตอมของคาร์ บอนว่ า
สภาวะไฮบริไดส์ (hybridised state) ซึ่งมีระดับพลังงานสู งกว่ าสถานะพืน้
C6
2p
sp3 ไฮบริไดเซชัน
sp3
2s
ระดับพลังงานของออร์ บิตอลในสภาวะพืน้ (s2p2)
ระดับพลังงานของ sp3 ไฮบริดออร์ บิตอล
CH4 ไฮบริดออร์ บิทลั
 เมือ
่ นาคาร์ บอนไปฟอร์ มพันธะกับไฮโดรเจน จึงได้ เป็ น CH4 ทีม่ ีโครงสร้ างเป็ นรู ป
สามเหลีย่ มด้ านเท่ า 4 หน้ า
 1s-orbital ของไฮโดรเจนจะเข้ ามาซ้ อนเหลือ่ มกับ sp3-hybrid orbital แล้ วสร้ างเป็ น
พันธะใหม่ ขนึ้ ซึ่งเป็ นพันธะซิกมา เพราะมีการรวมกันเฉพาะแนวปลาย โดยมีอิเล็กตรอน 2
ตัวอยู่รวมกันในแต่ ละพันธะซิกมานั้น ซึ่งมาจากอิเล็กตรอนเดีย่ วของคาร์ บอนและ
อิเล็กตรอนเดีย่ วของไฮโดรเจน
CH4 ไฮบริดออร์ บิทลั

ไฮบริดออร์ บิทลั ของ CH4 ทีไ่ ด้ จะจัดเรียงตัวอยู่ในแนวมุมของทรงสี่ เหลีย่ ม
(tetrahedral) โดยทั้ง 4 ไฮบริดออร์ บิทลั จะทามุม 109.5 ซึ่งกันและกัน เรียกชื่อเฉพาะ
ของไฮบริดออร์ บิทลั แบบนีว้ ่ า sp3-hybrid orbital เพราะคาร์ บอนเกิดการรวมตัวกัน
ของ s 1 ออร์ บิทลั และ p ออร์ บิทลั อีก 3 ออร์ บิทลั
ไฮบริดออร์ บิทลั แตกต่ างจากออร์ บิทลั เชิงโมเลกุล
เพราะได้ จากการรวมกันของออร์ บิทัลเชิงอะตอมในอะตอม
เดียวกัน จึงยังเป็ นออร์ บิทลั ของอะตอมนั้นเพียงอะตอมเดียว
ไม่ ใช่ ของโมเลกุลทั้งหมด
ชนิดของไฮบริดออร์ บิทลั

ชนิดไฮบริดออร์ บิทลั ขึน้ กับชนิดและจานวนของ AO ทีม่ าผสมกัน
 sp
มี 2 ออร์ บิทัล (Linear)

sp2
มี 3 ออร์ บิทลั (Triangular planar)

sp3
มี 4 ออร์ บิทลั (Tetrahedral)

sp3d
มี 5 ออร์ บิทลั (Trigonal bipyramidal)

sp3d2
มี 6 ออร์ บิทลั (Octahedral)
จานวนพันธะทีอ่ ะตอมมีได้ เท่ ากับจานวน AO ทั้งหมดทีม่ อี เิ ล็กตรอนเดีย่ ว (ทั้งออร์ บิทลั ปกติและ
ไฮบริดออร์ บิทลั )
 ไฮบริดออร์ บท
ิ ลั (sp, sp2, …) สามารถเกิดพันธะซิกมาเท่ านั้นในขณะทีอ่ อร์ บิทลั ปกติ (s,p,d …)
สามารถเกิดพันธะซิกมา ไพ เดลต้ า ...

sp ไฮบริดออร์ บิทลั
 sp-Hybridization
คือการผสมระหว่ าง s-orbital
และ p-orbital อย่ างละ 1 ออร์ บิทัล
 ได้ sp-hybrid orbital 2 ออร์ บิทล
ั จัดเรียงกันเป็ น
เส้ นตรง แต่ มีทศิ ทางตรงข้ ามกัน
 p-orbital ทีเ่ หลืออาจเกิดพันธะ 1 หรือ 2 พันธะ
px py pz
Hybridization
s
เกิด 2-bond
py pz
sp
เกิด 2 -bond
sp2 ไฮบริดออร์ บิทลั
 sp2-Hybridization คือการผสมระหว่ าง s-orbital
1 ออร์ บิทัล และ p-orbitals 2 ออร์ บิทัล
 ได้ sp2-hybrid orbital รวม 3 ออร์ บิทัลจัดเรียงกัน
เป็ นแบบสามเหลีย่ มระนาบ
 p-orbital ที่เหลืออาจเกิดพันธะ 
px py pz
Hybridization
s
เกิด 3-bond
pz
sp2
p-orbital
เกิด 1 -bond
sp3 ไฮบริดออร์ บิทลั
 sp3-Hybridization เกิดจาก s-orbital 1
ออร์ บิทัลและ p-orbitals 3 ออร์ บิทัล
 ได้ sp3-hybrid orbital รวม 4 ออร์ บิทัล
จัดเรียงกันเป็ นแบบทรงสี่ หน้ า
 ไม่ มี p orbital เหลือให้ สร้ างพันธะ 
px py pz
s
Hybridization
sp3
เกิด 4-bond (หรื อตามจานวน
ออร์ บทิ ัลที่มีอเิ ล็กตรอนเดี่ยว)
Hybrid orbitals and molecular shapes involving s and p-orbital
sp3d ไฮบริดออร์ บิทลั
 sp3d-Hybridization เกิดจาก s-orbital
และ d-orbital อย่ างละ 1 ออร์ บิทัล
และ p-orbital อีก 3 ออร์ บิทัล
 รู ปร่ างออร์ บิทล
ั เป็ นแบบพีระมิดคู่ฐานสามเหลีย่ ม (trigonal bipyramidal
เช่ น PCl5 , PF5
sp3d2 ไฮบริดออร์ บิทลั
 sp3d2-Hybridization เกิดจาก s-orbital 1 ออร์ บิทัล และ d-orbital 2 ออร์
บิทัล และ p-orbital อีก 3 ออร์ บิทลั
 รู ปร่ างออร์ บิทล
ั เป็ นรูปทรงแปดหน้ า (octahedral) เช่ น SF6
ตัวอย่ างการสร้ างพันธะโดยพันธะไฮบริด
Be 1s2 2s2
Linear
2px 2py 2pz
Hybridization
2s
2py 2pz
sp
Be
H
H
BeH2
C 1s2 2s2 2p2
H
2px 2py 2pz Hybridization
2s
Tetrahedral
C
sp3
H
Cl
H
CH3Cl
ตัวอย่ างการสร้ างพันธะโดยพันธะไฮบริด
N 1s2 2s2 2p3
Tetrahedral
2px 2py 2pz
N
Hybridization
H
sp3
2s
H
H
NH3
O 1s2 2s2 2p4
H
2px 2py 2pz
2s
Hybridization
O
sp3
H
H2O
Bent
4. ทฤษฎีการผลักคู่อเิ ล็กตรอนในวงเวเลนซ์
(Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory, VSEPR)
 แนวคิดนีใ้ ช้ ทานายรู ปร่ างของโมเลกุล
โดยดูจากการจัดตาแหน่ งของ
พันธะ
 การทานายโครงสร้ างของโมเลกุล มีรากฐานมาจากแนวคิดทีว
่ ่า
อิเล็กตรอนในวงเวเลนซ์ ซึ่งก็คอื อิเล็กตรอนในชั้นพลังงานนอกสุ ดมีส่วน
เกีย่ วข้ องกับการสร้ างพันธะเคมีเท่ านั้น ซึ่งเมื่อมีการฟอร์ มพันธะ
อิเล็กตรอนเหล่านีจ้ ะมีการจัดเรียงตัวให้ อยู่ห่างกันมากทีส่ ุ ด โดยโครงสร้ างที่
เหมาะสมของโมเลกุลนั้นๆจะเป็ นรูปทรงทีอ่ เิ ล็กตรอนในโมเลกุลผลักกัน
น้ อยทีส่ ุ ด เรียกทฤษฎีนีว้ ่ า ทฤษฎีการผลักค่ อู ิเล็กตรอนในวงเวเลนซ์
(Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory, VSEPR)
ทฤษฎีการผลักคู่อเิ ล็กตรอนในวงเวเลนซ์
(Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory, VSEPR)
 ใช้ กบ
ั โมเลกุลหรือไอออนทีย่ ดึ กันอยู่ด้วยพันธะโควาเลนต์ เท่ านั้น
 อาศัยหลักการของการผลักกันระหว่ างคู่อเิ ล็กตรอนทีม
่ ีอยู่ในวงเวเลนซ์ ของ
อะตอมกลาง
รู ปร่ างของโมเลกุลหรือไอออนทีย่ ดึ เหนี่ยวกันด้ วยพันธะโคเวเลนต์ จะขึน้ อยู่กบั
จานวนอิเล็กตรอนคู่สร้ างพันธะ (หรือจานวนพันธะโคเวเลนต์ ) และจานวน
อิเล็กตรอนคู่โดดเดีย่ วทีม่ ีอยู่ในเวเลนซ์ เชลล์ ของอะตอมกลาง โดยทีค่ ู่อเิ ล็กตรอน
เหล่ านั้นจะจัดตัวเองรอบๆ อะตอมกลางให้ อยู่ห่างกันมากทีส่ ุ ด ทั้งนีเ้ พือ่ ให้ เกิดแรง
ผลักระหว่ างคู่อเิ ล็กตรอนน้ อยทีส่ ุ ด
สู ตรทัว่ ไปของโมเลกุล
สู ตร = AXmEn
เมื่อ
A = คืออะตอมกลางของโมเลกุล
X = คืออะตอมหรือกลุ่มของอะตอมทีย่ ดึ เหนี่ยวกับ A
โดยใช้ พนั ธะโควาเลนต์
m = จานวนคู่ของอิเล็กตรอนคู่สร้ างพันธะ
E = สั ญลักษณ์ แทนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
n = จานวนคู่ของอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
ใจความสาคัญของทฤษฎี VSEPR
1. รู ปร่ างของโมเลกุลหรือไอออนทีย่ ดึ กันด้ วยพันธะโคเวเลนต์ ขนึ้ กับค่ า m และ nทั้งหมด
ทีม่ อี ยู่ในวงเวเลนซ์ คู่อเิ ล็กตรอนเหล่ านีจ้ ะมีการจัดเรียงตัวให้ อยู่ห่างกันมากทีส่ ุ ด เพือ่ ให้
เกิดแรงผลักกันน้ อยทีส่ ุ ด
2. การผลักกันของคู่อเิ ล็กตรอนจะลดลงตามลาดับดังนี้
คู่โดดเดีย่ ว-คู่โดดเดีย่ ว > คู่โดดเดีย่ ว-คู่สร้ างพันธะ > คู่สร้ างพันธะ-คู่สร้ างพันธะ
3. สาหรับพหุพนั ธะ (multiple bond) ให้ ถือว่ ามีอเิ ล็กตรอนที่ร่วมสร้ างพันธะอยู่เพียงกลุ่ม
เดียว (พันธะเดีย่ ว พันธะคู่ พันธะสาม หรือพันธะโคออร์ ดเิ นตโควาเลนต์ ถือว่ าเป็ น 1
พันธะ)
4. อิเล็กตรอนเดีย่ ว ถ้ ามีจะผลักอิเล็กตรอนอืน่ ๆน้ อยกว่ าอิเล็กตรอนคู่ การผลักของ
อิเล็กตรอนต่ างๆลดลงตามลาดับดังนี้
คู่โดดเดีย่ ว > พหุพนั ธะ >คู่สร้ างพันธะ> อิเล็กตรอนเดีย่ ว
รู ปร่ างโมเลกุลทีไ่ ม่ มอี เิ ล็กตรอนคู่โดดเดีย่ ว (AXm)
1. AX2 เช่ น BeCl2
180 o
Cl
Be
Cl
อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะทั้ง 2 คู่อยู่ทปี่ ลายด้ านตรงข้ ามของแนวเส้ นตรงเดียวกัน เพือ่ จะได้
อยู่ห่างกันมากทีส่ ุ ด
2. AX3 เช่ น BF3
F
120 o
B
F
F
มีโครงสร้ างเป็ นรู ปสามเหลีย่ มด้ านเท่ าแบนราบ อะตอมทั้งสี่ อยู่บนระนาบเดียวกัน
รู ปร่ างโมเลกุลทีไ่ ม่ มอี เิ ล็กตรอนคู่โดดเดีย่ ว (AXm)
3. AX4 เช่ น CH4
H
109.5 o
H
C
H
H
มีโครงสร้ างเป็ นหน้ ารู ปสามเหลีย่ มด้ านเท่ า 4 หน้ า
4. AX5 เช่ น PCl5
90o
Cl
Cl
P
Cl
Cl
120o
Cl
อะตอมที่อยู่ด้านบนด้ านบนและด้ านล่ างระนาบ 3 เหลีย่ มเรียกว่ าอยู่ในแนวแกน (axial) ส่ วน
อีก 3 อะตอมที่อยู่ในระนาบ 3 เหลีย่ มเรียกว่ าอยู่ในแนวระนาบ (equatorial)
รู ปร่ างโมเลกุลทีไ่ ม่ มอี เิ ล็กตรอนคู่โดดเดีย่ ว (AXm)
5. AX6 เช่ น SF6
F
F
F
F
S
F
F
มุมพันธะมีค่าเท่ ากับ 90o ทุกพันธะบนทรงแปดหน้ าถือว่ าเหมือนกัน เราจึงไม่ สามารถใช้
คาว่ า แนวแกน และแนวระนาบสาหรับโครงสร้ างนีไ้ ด้
ตารางสรุปรู ปร่ างโมเลกุลทีไ่ ม่ มีอเิ ล็กตรอนคู่โดดเดีย่ ว (AXm)
สู ตร
AX2
AX3
AX4
AX5
จานวน
พันธะ
2
3
4
5
AX6
6
รู ปร่ างของโมเลกุล
ตัวอย่าง
เส้ นตรง (linear)
สามเหลีย่ มแบนราบ (trigonal planar)
ทรงสี่ หน้ า (tetrahedral)
คู่พรี ะมิดร่ วมฐานสามเหลีย่ ม (trigonal
bipyramidal)
ทรงแปดหน้ า (octahedral)
HgCl2, BeCl2
BCl3, BF3, Gal3
CH4, SnCl4, CHCl3, NH4+
PCl5, PF5, PF3Cl2
SF6, [AlCl6]3-,[SiF6]2-
*A คืออะตอมกลาง X คืออะตอมทีม่ คี ู่อเิ ล็กตรอนทีเ่ กิดพันธะกับอะตอมอืน่
รู ปร่ างโมเลกุลทีม่ ีท้งั คู่อเิ ล็กตรอนทีส่ ร้ างพันธะและมี
อิเล็กตรอนคู่โดดเดีย่ ว (AXmEn)
1. AX2E เช่ น SO2
..
O..
..
O. .
..
..
S
O
..
..
O..
..
S
แรงผลักกันระหว่ างอิเล็กตรอนคู่โดดเดีย่ วกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะมีมากกว่ าแรงผลัก
ระหว่ างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะด้ วยกัน จากการทดลองพบว่ ามุมระหว่ างพันธะ O-S-O มีค่า
น้ อยกว่ า 120o คือ 119.5o รู ปV (V shape)
2. AX3E เช่ น NH3
..
H
N
H
H
H
..N
H
H
อิเล็กตรอนคู่โดดเดีย่ วผลักคู่ร่วมพันธะได้ แรงกว่ าแรงผลักระหว่ างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะด้ วยกัน ทา
ให้ N-H ทั้ง 3 ถูกดันให้ เข้ าใกล้ กนั มากขึน้ พีระมิดฐานสามเหลีย่ ม (trigonal pyramidal)
รู ปร่ างโมเลกุลทีม่ ที ้งั คู่อเิ ล็กตรอนทีส่ ร้ างพันธะและ
มีอเิ ล็กตรอนคู่โดดเดีย่ ว (AXmEn)
3. AX4E เช่ น SF4
.. F
S
F
F
..
F
F
S
F
F
F
ทรงเหลีย่ มสี่ หน้ าเบีย้ ว โดยอิเล็กตรอนคู่อสิ ระเลือกทีจ่ ะอยู่ในแนวระนาบ เนื่องจากมุมใน
แนวระนาบ มีค่า 120o ซึ่งเมือ่ จัดเรียงตัวแล้ วเกิดแรงผลักกันน้ อยทีส่ ุด คล้ายไม้
กระดานหก (seesaw)
รู ปร่ างโมเลกุลทีม่ ที ้งั คู่อเิ ล็กตรอนทีส่ ร้ างพันธะและ
มีอเิ ล็กตรอนคู่โดดเดีย่ ว (AXmEn)
4. AX5E เช่ น BrF5, XeOF4
 พีระมิดฐานจัตุรัส
(square pyramidal)
..
H
..
O
.. H
..
5. AX2E2 เช่ น H2O
O
H
H
แม้ ว่าการจัดเรียงอิเล็กตรอนทั้ง 4 คู่ของนา้ จะมีรูปทรง 4 หน้ าเช่ นเดียวกับแอมโมเนีย แต่ นา้ มี
อิเล็กตรอนคู่โดดเดีย่ ว 2 คู่บนอะตอมออกซิเจนซึ่งพยายามจักตัวให้ อยู่ห่างกันมากทีส่ ุ ดกับ
อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ทาให้ พนั ธะ O-H ถูกดันให้ เข้ าหากันมากกว่ า พันธะ N-H ของ
แอมโมเนีย รู ป V (V shape) หรือ มุมงอ (bent)
รู ปร่ างโมเลกุลทีม่ ที ้งั คู่อเิ ล็กตรอนทีส่ ร้ างพันธะและ
มีอเิ ล็กตรอนคู่โดดเดีย่ ว (AXmEn)
6. AX3E2 เช่ น BrF3, ClF3  รูป T
(T shape)
7. AX4E2 เช่ น XeF4
 สี่ เหลีย่ มแบนราบ
(square planar)
8. AX2E3 เช่ น XeF2  เส้ นตรง (linear)
ตารางสรุ ปรู ปร่ างโมเลกุลทีม่ ที ้งั คู่อเิ ล็กตรอนทีส่ ร้ างพันธะและอิเล็กตรอนคู่
โดดเดีย่ ว (AXmEn)
สู ตร
จานวนอิเล็กตรอนคู่
โดดเดีย่ ว
รูปทรงที่ได้ จาก
ไฮบริดออร์ บิทัล
รูปร่ างโมเลกุล
ตัวอย่ าง
AX2E
1
สามเหลีย่ มแบนราบ
รูปตัว V (มุมงอ)
SnCl2, SO2, NO2-
AX3E
1
ทรงสี่หน้ า
พีระมิดฐานสามเหลีย่ ม
NH3, H3O+, PCl3
AX4E
1
คู่พรี ะมิดร่ วมฐาน
สามเหลีย่ ม
คล้ายไม้ กระดานหก
SF4, TeCl4
AX5E
1
ทรงแปดหน้ า
พีร่ ะมิดฐานจัตุรัส
BrF5, IF5
AX2E2
2
ทรงสี่หน้ า
รูปตัว V (มุมงอ)
H2O, SCl2, O(CH3)2
AX3E2
2
คู่พรี ะมิดร่ วมฐานสามเหลีย่ ม
รูปตัว T
BrF3, ClF3
AX4E2
2
ทรงแปดหน้ า
สี่เหลีย่ มแบนราบ
XeF4, ICl4-
AX2E3
3
คู่พรี ะมิดร่ วมฐานสามเหลีย่ ม
เส้ นตรง
I3-, ICl2-, XeF2
รู ปร่ างของโมเลกุล (สรุปทั้งหมด)
2 กลุ่มอิเล็กตรอน (n+m = 2)
AX2
เส้ นตรง
3 กลุ่มอิเล็กตรอน (n+m = 3)
AX3
สามเหลี่ยม
แบนราบ
AX2E
มุมงอ (<120)
รู ปร่ างของโมเลกุล (สรุปทั้งหมด)
4 กลุ่มอิเล็กตรอน (n+m = 4)
AX4
ทรงสี่หน้ า
AX3E
พีระมิดฐาน
สามเหลี่ยม
AX2E2
มมุ งอ (<109.5)
รู ปร่ างของโมเลกุล (สรุปทั้งหมด)
5 กลุ่มอิเล็กตรอน (n+m = 5)
AX5
พีระมิดค่ ฐู าน
สามเหลี่ยม
AX4E
กระดานหก
AX3E2
ตัวที
AX2E3
เส้ นตรง
รู ปร่ างของโมเลกุล (สรุปทั้งหมด)
6 กลุ่มอิเล็กตรอน (n+m = 6)
AX6
ทรงแปดหน้ า
AX5E
พีระมิดฐาน
สี่เหลี่ยม
AX4E2
สี่เหลี่ยม
แบนราบ
ตัวอย่ างการทานายรู ปร่ างโมเลกุล
สู ตรลิวอิส
CH4
สู ตร AXmEn
รู ปร่ างโมเลกุล
H
H C H
AX4
ทรงสี่ หน้ า
AX3E
พีระมิดฐาน
สามเหลีย่ ม
H
NH3
H
H N H
ตัวอย่ างการทานายรู ปร่ างโมเลกุล

ตัวอย่ าง BCl3
B อยูห่ มู่ III ==> valence e = 3 และเกิด covalent bond กับ Cl 3 อะตอม
==> AX3 เป็ นสามเหลีย่ มแบนราบ

ตัวอย่ าง NH3
N อยูห่ มู่ V ==> valence e = 5 แต่เกิด covalent bond กับ H 3 อะตอม
แสดงว่าเหลือ e คู่โดด 1 คู่ ==> AX3E เป็ นพีระมิดฐานสามเหลีย่ ม
ตัวอย่ างการทานายรู ปร่ างโมเลกุล

..

SF4
F
S F
F
F
ตัวอย่ าง SF4
S มี valence e- เป็ น 6 แต่เกิด covalent bond ไป 4 พันธะ จึงเหลือ e
คู่โดด 1 คู่ ==> AX4E ==> รูปคล้ายไม้ กระดานหก (seesaw)
ICl4-
Cl ..I Cl
Cl .. Cl
ตัวอย่ าง ICl4I อยูห่ มู่ 7 มี valence e- เป็ น 7 และเกิด covalent bond ไป 4 พันธะ
(กับ 3 Cl atoms และ 1 Cl- ion แบบ Coordinate covalent ) เหลือ e
โดด 4 ตัว หรื อ 2 คู่ ==> AX4E2 ==> จัตุรัสระนาบ (square planar)
โครงสร้ างของโมเลกุลทีม่ ีอะตอมกลางมากกว่ าหนึ่งอะตอม
โดยทัว่ ไปแล้วเป็ นการยากที่จะระบุโครงสร้างที่แน่นอนของโมเลกุลที่
มีอะตอมกลางมากกว่า 1 อะตอม เรามักจะบอกได้แต่เพียงรู ปร่ างรอบๆ แต่ละ
อะตอมกลาง เช่น เมทานอล (CH3OH)
H
C
H
H
O
H
Tetrahedral
Bent
แรงยึดเหนี่ยวระหว่ างโมเลกุล
แรงยึดเหนี่ยวระหว่ างอะตอม (ภายในโมเลกุล)
พันธะโคเวเลนต์
พันธะโลหะ
พันธะอิออนิก
แรงยึดเหนี่ยวระหว่ างโมเลกุล
พันธะไฮโดรเจน
แรงแวนเดอร์ วาลส์
แรงแวนเดอร์ วาลส์ (Van der Waals Force)
1. แรงดึงดูดระหว่ างโมเลกุลทีไ่ ม่ มีข้วั
เรียกว่ าแรงลอนดอน (London force) หรือ แรงแผ่กระจาย (Dispersion force)
 โมเลกุลทีไ่ ม่ มข
ี ้วั ดึงดูดกันได้ เพราะโมเลกุลถูกเหนี่ยวนาให้ มขี ้ัวขึน้ ชั่วคราว
(induced dipole/ temporary dipole)
 แรงลอนดอนจะเพิม
่ ขึน้ ตามขนาดของโมเลกุล และนา้ หนักโมเลกุล สารทีม่ ีมวล
โมเลกุลสู งจะมีแรงลอนดอนมากกว่ าพวกทีม่ มี วลโมเลกุลตา่
 แรงลอนดอนจะขึน
้ อยู่กบั การจัดเรียงตัวของโมเลกุล
 แรงลอนดอนมีอยู่ในสารต่ างๆ ทุกชนิด ทั้งในสถานะของแข็ง ของเหลวและก๊ าซ
สาหรับสารชนิดเดียวกันเมือ่ มีสถานะต่ างๆกัน แรงลอนดอนจะเรียงตามลาดับ
ดังนี้ ของแข็ง > ของเหลว > ก๊าซ
 แรงลอนดอนมีผลต่ อจุดเดือด จุดหลอมเหลวเช่ นเดียวกับแรงยึดเหนี่ยวระหว่ าง
อนุภาคชนิดอืน่ ๆ แต่ มคี ่ าน้ อยกว่ าและจะมีผลมากต่ อโมเลกุลโคเวเลนต์ ไม่ มีข้วั

แรงแวนเดอร์ วาลส์ (Van der Waals Force)
2. แรงดึงดูดระหว่ างโมเลกุลทีม่ ีข้วั
โมเลกุลโคเวเลนต์ ชนิดมีข้วั นอกจากจะยึดเหนี่ยวกันด้ วยแรงลอนดอนแล้ วยังยึด
เหนี่ยวกันด้ วยแรงระหว่ างขั้ว (dipole forces ) หรือเรียกว่ า แรงไดโพล-ไดโพล
(Dipole-dipole interaction)
 เกิดจากแรงดึงดูดระหว่ างขั้วบวกและขั้วลบของโมเลกุล ซึ่ งมีไดโพลแบบถาวร
เช่ น CO, SO2

แรงยึดเหนี่ยวระหว่ างโมเลกุลโคเวเลนต์ ไม่ มขี ้วั ( แรงลอนดอน) กับแรงดึงดูดระหว่ างขั้ว
รวมกันเรียกว่ า แรงวันเดอร์ วาลส์ ดงั นั้นขนาดของแรงวันเดอร์ วาลส์ ในโมเลกุลไม่ มีข้วั จึง
ขึน้ อยู่กบั มวลโมเลกุลของสาร เมือ่ มวลโมเลกุลเพิม่ ขึน้ ค่ าของแรงวันดอร์ วาลส์ จะมี
แนวโน้ มเพิม่ ขึน้
พันธะไฮโดรเจน (Hydrogen bond)
เป็ นแรงระหว่างโมเลกุลแบบมีข้ วั แต่เกิดระหว่างโมเลกุลซึ่ งประกอบด้วย H และ
อะตอมอื่นที่มีค่า EN สูงมาก ๆ และมีขนาดเล็ก เช่น F O หรื อ N ทาให้โมเลกุลมี
สภาพขั้วสู งกว่าโมเลกุลปกติ แรงยึดเหนี่ยวนี้มีค่ามากกว่าแรงที่เกิดจากแรงดึงดูด
ระหว่างขั้ว (dipole-dipole interaction) ส่ งผลให้สารที่มีพนั ธะไฮโดรเจนมีจุดเดือด
และจุดหลอมเหลวสู งกว่าปกติ

 ใช้สญ
ั ลักษณ์พนั ธะไฮโดรเจนเป็ นจุดประ ( ……..)
โดยเขียนไว้ระหว่างอะตอมของธาตุที่เกิดพันธะไฮโดรเจน
เช่น พันธะไฮโดรเจนในโมเลกุล HF จะเขียน
ได้ดงั นี้
H — F …………. H — F
d–
d+
d+
d–
d–
Hydrogen bond
d+
d–
d+
d–
พันธะไฮโดรเจน
พันธะโคเวเลนต์
d+
พันธะไฮโดรเจน (Hydrogen bond)
มักเกิดกับโมเลกุลทีม่ ี H atom เกาะกับ atom ทีม่ ีค่า EN สู งๆ และ atom นั้นมี eคู่โดดเดีย่ วเหลืออยู่ เช่ น
H
H O..
..
..
..
..
..
..
EN 2.1(H) 4.0(F)
HF มี bp = 19.4 oC
..
H O
..
..
H O H O
..
..
..
H ..F H ..F
..
H
F..
H
H
H
EN 2.1(H) 3.5(O)
H2O มี bp = 100oC
พันธะไฮโดรเจน (Hydrogen bond
1. พันธะไฮโดรเจน คือพันธะทีเ่ กิดจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่ างอะตอม
ไฮโดรเจนกับอะตอมอืน่ ๆ ทีม่ ีค่าอิเล็กโทรเนกาติวติ ีสูงๆ และมีขนาดเล็ก
( คือธาตุ F, O และ N)
2. ไฮโดรเจนอะตอม ที่จะเกิดพันธะไฮโดรเจนได้ จะต้ องเป็ นส่ วนที่มีข้วั
( ค่ อนข้ างแรงมาก ) ไฮโดรเจนที่ไม่ มีข้วั จะไม่ สามารถเกิดพันธะ
ไฮโดรเจน
3. สารประกอบที่มีพนั ธะไฮโดรเจน จะมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่ างโมเลกุล
สู งทาให้ มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสู งกว่ าโมเลกุลโควาเลนต์ทั่วๆไป
สภาพขั้วของโมเลกุลโคเวเลนต์
ขั้วของพันธะพิจารณาได้ จากผลต่ างของอิเล็กโทรเนกาติวิตี ( EN )
หรือสภาพไฟฟ้าลบของธาตุคู่ร่วมพันธะ
ถ้ าธาตุคู่ร่วมพันธะมี EN เท่ ากันจะได้ เป็ นพันธะไม่ มีข้วั
ถ้ าธาตุคู่ร่วมพันธะมี EN ต่ างกันจะได้ พนั ธะมีข้วั ยิง่
ต่ างกันมากเท่ าใด สภาพขั้วของพันธะยิ่งมากขึน้
ซึ่ง อิเล็กโทรเนกาติวติ ีหรือสภาพไฟฟ้าลบ หมายถึง
ความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนของธาตุทรี่ วมกันเป็ น
สารประกอบ
ค่ าอิเล็กโทรเนกาติวติ ีขนึ้ อยู่กบั ขนาดอะตอมและจานวนประจุใน
นิวเคลียส
อะตอมทีม่ ีขนาดเล็ก จะมีค่า EN สู งกว่ าอะตอมทีม่ ี
ขนาดใหญ่ และอะตอมทีม่ ีประจุในนิวเคลียสมากจะมีค่า EN สู ง
กว่ าอะตอมทีม่ ีประจุในนิวเคลียสน้ อย
ขั้วของพันธะทีพ่ จิ ารณาจากค่า EN แบ่ งเป็ น 2 กรณีดังนี้
1. กรณีทอี่ ะตอมคู่ร่วมพันธะมีค่า EN เท่ ากัน เรียกลักษณะของพันธะ
โคเวเลนต์ นีว้ ่ า พันธะโคเวเลนต์ ไม่ มีข้วั
2. กรณีทอี่ ะตอมคู่ร่วมพันธะมีค่า EN ต่ างกัน เรียกลักษณะของพันธะ
โคเวเลนต์ นีว้ ่ า พันธะโคเวเลนต์ มีข้วั
การเปรียบเทียบสภาพมีข้วั ของพันธะ
ยิง่ อะตอมคู่ร่วมพันธะมีอเิ ล็กโทรเนกาติวติ ีต่างกันเท่ าใด ก็
จะยิง่ แสดงอานาจของขั้วไฟฟ้าหรือมีสภาพขั้วมากขึน้
เท่ านั้น
กรณีของ HF และ HCl เมื่อพิจารณาค่ า EN จะพบว่ า
F มีค่า EN มากกว่ า Cl ดังนั้นผลต่ างของ EN ของ
HF จึงมากกว่ า HCl