พันธะโคเวเลนต์ (Covalent bond)
ความนิยมของผู้ชม: / 107
แย่มากดีมาก 

 

 

พันธะโคเวเลนต์
(Covalent bond)

       พันธะโคเวเลนต์เป็นแรยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมของอโลหะกับอโลหะ หรืออโลหะกับกึ่งโลหะ โดยการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่เพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตต โดยมีสมดุลของแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับโปรตอน แรงผลักระหว่างโปรตอนกับโปรตอน และระหว่างอิเล็กตรอนกับอิเล็กตรอนของอะตอม

  • อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันเป็นคู่ๆ เรียกว่า อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ (boning electrons)

  • อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ เรียกง่ายๆ ว่า พันธะโคเวเลนต์

  • โมเลกุลของสารที่อะตอมยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ เรียกว่า โมเลกุลโคเวเลนต์

  • สารที่ประกอบด้วยโมเลกุลโคเวเลนต์ เรียกว่า สารประกอบโคเวเลนต์

ความหมายของพันธะโคเวเลนต์
พันธะโคเวเลนต์ เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม โดยอะตอมแต่ละอะตอมใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่ๆ เพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตต ได้แก่สารประกอบที่เกิดจากโลหะกับอโลหะ รวมทั้ง B และ Be หรือเกิดจากสารที่มีค่า IE และ EN สูงๆ เช่น H2, Cl2, CH4, H2O เป็นต้น

การเกิดพันธะโคเวเลนต์
อะตอมที่สร้างพันธะโคเวเลนต์ทั้ง 2 อะตอมจะมีสมบัติเหมือนกันดังกล่าวมาแล้ว อะตอมทั้งสองจะใช้อิเล็กตรอนร่วมกันในระดับพลังงานนอกสุดหรือเวเลนซ์อิเล็กตรอน ดังตัวอย่าง อะตอมของไฮโดรเจนสร้างพันธะโคเวเลนต์กับออกซิเจน 1 อะตอมเกิดเป็นโมเลกุลของน้ำ

2H     +     O                  H2O
 


พันธะโคเวเลนต์ แบ่งออกเป็น 3 ชนิด คือ

  • พันธะเดี่ยว (single bond) หมายถึง พันธะที่เกิดจากอะตอมสองอะตอมใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 1 คู่ (2 อิเล็กตรอน) เช่น H2 , F2 , CH4 , C2H6

  • พันธะคู่ (double bond) หมายถึง พันธะที่เกิดจากอะตอมสองอะตอมใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 2 คู่   (4 อิเล็กตรอน) เช่น O2 , CO2 , C2H4

  • พันธะสาม (triple bond) หมายถึง พันธะที่เกิดจากอะตอมสองอะตอมใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 3 คู่ (6 อิเล็กตรอน) เช่น N2 , C2H2 , HCN

 

 

รูปแสดงการเกิดพันธะเดี่ยว พันธะคู่และพันธะสาม

Covalent Bond   คลิกครับ   download  จากฟิสิกส์ราชมงคล

การเขียนสูตรของสารประกอบโคเวเลนต์
สูตรที่ใช้กับโมเลกุลโคเวเลนต์มี 3 ชนิด คือ

สูตรโมเลกุล
เขียนเพื่อแสดงจำนวนอะตอมของธาตุใน 1 โมเลกุล มีหลักการเขียนดังนี้

  • เขียนสัญลักษณ์ของธาตุที่มีค่า EN ต่ำก่อน เช่น C กับ O ต้องเขียน CO2

  • แสดงจำนวนเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งสองไว้ข้างบน ซึ่งอะตอมที่อยู่ข้างหน้าจะมีเลขออกซิเดชันเท่ากับเลขหมู่ของมัน อะตอมที่อยู่หลังจะมีเลขออกซิเดชันเท่ากับ 8 ลบด้วยเลขหมู่ของมัน

  • เขียนเลขจากข้อสองไขว้ลงมาข้างล่าง

  • ทำอัตราส่วนให้เป็นอย่างต่ำ

ตารางแสดงการเขียนสูตรโมเลกุลโคเวเลนต์


ตัวอย่าง
ธาตุคู่สร้างพันธะ สูตรโมเลกุล

1
2
3
4
5
6

C4 + S2
P3 + Cl1
N3 + O2
P3 + H1
Si4 + H1
H1 + S2

CS2
PCl3
N2O3
PH3
SiH4
H2S

หมายเหตุ
สำหรับ H ต้องเขียนไว้หลังธาตุหมู่ III , IV และ V เช่น เขียน B, Si, C, P และ N ก่อนเขียน H

หลักการเขียนสูตรโมเลกุลตามที่กล่าวมาข้างต้น สามารถใช้ได้กับสารประกอบโคเวเลนต์บางชนิดที่เป็นไปตามกฎออกเตตเท่านั้น แต่สารประกอบโคเวเลนต์บางชนิดไม่สามารถเขียนได้ตามหลักเกณฑ์ดังกล่าว เพราะขึ้นอยู่กับปัจจัยอื่นๆ อีกหลายอย่าง เช่น การมาขอใช้อิเล็กตรอนที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลืออยู่ เช่น กรณีการเกิดพันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ การเกิดเรโซแนนซ์ เป็นต้น

สูตรโครงสร้างแบบเส้น
ใช้ขีดเส้นระหว่างอะตอมที่สร้างพันธะร่วมกัน ดังนี้


พันธะเดี่ยว เขียนเส้นตรง 1 เส้น (-) แทนจำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะร่วมกัน 1 คู่ เช่น CH4 C2H6

พันธะคู่  เขียนเส้นตรง 2 เส้น (=) แทนจำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะร่วมกัน 2 คู่ เช่น CO2 , C2H4

พันธะสาม เขียนเส้นตรง 3 เส้นแทนจำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะร่วมกัน 3 คู่ เช่น C2H2 , HCN

สูตรโครงสร้างแบบจุด
ใช้เขียนสัญลักษณ์ของธาตุ พร้อมเขียนจุดรอบสัญลักษณ์แสดงจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน โดยเขียนเวเลนซ์อิเล็กตรอนคู่ที่สร้างพันธะไว้ระหว่างอะตอม ส่วนที่ไม่ได้สร้างพันธะเขียนไว้เป็นคู่ๆ รอบสัญลักษณ์


ตารางสรุปจำนวนพันธะของธาตุอโลหะบางชนิด


ธาตุ

หมู่ A

จำนวนแขน  ของพันธะ

จำนวนคู่ของ      อิเล็กคู่โดดเดี่ยว

รายละเอียดของแต่ละรูปแบบ

H

-

1

-

 

C

IV

4

-

 

N

V

3

1

 

O

VI

2

2

 

F

VII

1

3

 

การอ่านชื่อสารประกอบโคเวเลนต์ มีหลักการดังนี้

  • อ่านเลขจำนวนอะตอมที่เป็นภาษากรีกของธาตุตัวแรกทางซ้ายมือก่อน (ถ้ามีหนึ่งอะตอมไม่ต้องอ่านโมโน)

ภาษากรีกหรือภาษาละตินที่นิยมใช้
หนึ่ง        เท่ากับ     มอนอ     (mono)          หก   เท่ากับ     เฮกซะ       (hexa)
สอง เท่ากับ     ได   (di)                เจ็ด เท่ากับ     เฮปตะ     (hepta)
สาม        เท่ากับ     ไตร (tri)               แปด        เท่ากับ     ออกตะ       (octa)
สี่     เท่ากับ     เตตระ     (tetra)           เก้า เท่ากับ     โนนะ      (nona)
ห้า   เท่ากับ     เพนตะ    (penta)          สิบ   เท่ากับ     เดคะ       (deca)

  • อ่านชื่อธาตุที่อยู่ทางซ้ายมือ

  • อ่านเลขจำนวนอะตอมที่อยู่ทางขวามือ (เลขหนึ่งก็ต้องอ่าน แต่ถ้าตัวแรกเป็นไฮโดรเจนไม่อ่าน)

  • อ่านชื่อธาตุที่อยู่ทางขวามือต่อไปนี้ โดยเปลี่ยนพยางค์ท้ายเป็น ไ-ด์ (-ide) เช่น

ออกซิเจน เป็น ออกไซด์         คลอรีน          เป็น  คลอไรด์
ไนโตรเจน      เป็น ไนไตรด์         โบรมีน           เป็น โบรไมด์
ไอโอดีน  เป็น ไอโอไดด์        ซัลเฟอร์         เป็น ซัลไฟด์
ฟลูออรีน เป็น ฟลูออไรด์              ไฮโดรเจน      เป็น ไฮไดรด์
คาร์บอน  เป็น คาร์ไบด์

  • ถ้าสารที่เกิดกับไฮโดรเจนและธาตุหมู่ VIA หรือ VIIA ไม่อ่านเลขจำนวนอะตอมของไฮโดรเจน เช่น

H2S        อ่านว่า           ไฮโดรเจนซัลไฟด์
H2Se             อ่านว่า           ไฮโดรเจนซีลิไนด์
HCl        อ่านว่า           ไฮโดรเจนคลอไรด์

สูตรโมเลกุล

ชื่อสารประกอบโคเวเลนต์

CO
CO2
N2O
BF3
SiCl4
N2O3
GeH4

คาร์บอนมอนอกไซด์
คาร์บอนไดออกไซด์
ไดไนโตรเจนมอนอกไซด์
โบรอนไตรฟลูออไรด์
ซิลิคอนเตตระคลอไรด์
ไดไนโตรเจนไตรออกไซด์
เจอร์มาเนียมเตตระไฮไดร์

แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลโคเวเลนต์
แบ่งเป็น 2 ประเภท

  • แรงแวนเดอร์วาลส์ (Van Der Waal Forces)

    • แรงลอนดอน

    • แรงดึงดูดระหว่างขั้ว

  • พันธะไฮโดรเจน (Hydrogen Bond)

แรงแวนเดอร์วาลส์ เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลที่ไม่แข็งแรงมากนัก แบ่งออกเป็น
1.1 แรงลอนดอน เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลไม่มีขั้ว แรงนี้จะมีสภาพขั้วเกิดขึ้นชั่วคราว เนื่องจากอิเล็กตรอนในอะตอมไม่อยู่นิ่ง ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบๆนิวเคลียสเปลี่ยนแปลงได้ ทำให้ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนไม่สม่ำเสมอ จึงเกิดเป็นขั้วขึ้นและโมเลกุลที่อยู่ข้างเคียงถูกเหนี่ยวนำให้เกิดขั้วขึ้นเช่นกัน แล้วโมเลกุลเหล่านั้นก็จะเกิดแรงดึงดูดกัน เรียกว่า “แรงลอนดอน”
เช่น He , Ar , CH4 , O2 , N2 เป็นต้น      


แรงลอนดอนจะมากหรือน้อยขึ้นกับมวลโมเลกุล ขนาดและรูปร่าง


มวลโมเลกุล

แรงลอนดอน

จุดเดือดและจุดหลอมเหลว

มาก
น้อย

มาก
น้อย

สูง
ต่ำ

ตารางแสดงจุดเดือดและจุดหลอมเหลวของสารที่เกิดแรงลอนดอน


ธาตุ

จุดหลอมเหลว (K)

จุดเดือด (K)

F2
Cl2
Br2
I2

535
172.2
265.9
386.7

85.0
238.6
331.9
457.5

       1.2 แรงดึงดูดระหว่างขั้ว (dipole-dipole interaction) เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลที่แข็งแรงกว่าแรงลอนดอน เนื่องจากสารพวกนี้จะมีแรงลอนดอนอยู่แล้ว ยังขึ้นกับสภาพของขั้วด้วย เช่น SO2 , HCl , HBr ,  HI , PCl3

ตารางแสดงจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของสารโคเวเลนต์


สาร

มวลโมเลกุล

สภาพขั้วของโมเลกุล

จุดหลอมเหลว (oC)

จุดเดือด (oC)

SiH4

32

ไม่มีขั้ว

-185

-111

H2S

34

มีขั้ว

-85

-60.7

สารทั้งสองชนิดมีมวลโมเลกุลใกล้เคียงกัน แต่มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่างกันมาก แสดงว่าสารทั้งสองชนิดมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลต่างกัน โมเลกุลมีขั้วจะต้องมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลมากกว่าโมเลกุลที่ไม่มีขั้ว

พันธะไฮโดรเจน เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลที่สภาพขั้วของโมเลกุลสูงมาก เกิดจากธาตุไฮโดรเจน (H) และธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี (EN) สูงและมีขนาดเล็ก ได้แก่ F, O, N สภาพขั้วที่สูงมาก เป็นเพราะผลต่างของค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี (EN) ที่มีค่ามาก เช่น H2O , HF , NH3
จุดเดือดของ H2O > HF > NH3


 

Views: 25528

Be first to comment this article

Only registered users can write comments.
Please login or register.

Powered by AkoComment Tweaked Special Edition v.1.4.6
AkoComment © Copyright 2004 by Arthur Konze - www.mamboportal.com
All right reserved

 
< ก่อนหน้า   ถัดไป >

 

Statistics

สถิติผู้เยี่ยมชม: 32081454

Who's Online

ขณะนี้มี 48 บุคคลทั่วไป ออนไลน์