2. ชนิดของพันธะโคเวเลนต์

ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ พิจารณาจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันของอะตอมคู่ร่วมพันธะ ดังนี้

ก. พันธะเดี่ยวเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะทั้งสองใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ ใช้เส้น ( - ) แทนพันธะเดี่ยว เช่น

ข. พันธะคู่เป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะทั้งสองใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่ ใช้เส้น 2 เส้น ( = ) แทน 1 พันธะคู่ เช่นพันธะระหว่าง O ใน O2, O กับ C ใน CO2, C กับ H ใน C2H4

ค. พันธะสามเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่เกิดจากอะตอมคู่สร้างพันธะทั้งสองใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ ใช้เส้น 3 เส้น แทน 1 พันธะสาม เช่น พันธะระหว่าง N กับ N ใน N2, N กับ C ใน HCN

บทเรียนที่ 3 การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์

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

บทเรียนที่ 4 กฏออกเตต 

กฎออกเตต (Octet rule)

จากการศึกษาธาตุเฉื่อย เช่น He, Ne,Ar,Kr พบว่าเป็นธาตุที่จัดอยู่ในประเภทโมเลกุลอะตอมเดียวทุกสถานะ คือใน 1 โมเลกุลของธาตุเฉื่อยจะมีเพียง 1 อะตอมทั้งสถานะของแข็ง ของเหลว และก๊าซในธรรมชาติเกือบจะไม่พบสารประกอบของธาตุเฉื่อยเลย แสดงว่าธาตุเฉื่อยเป็นธาตุที่เสถียรมาก เกิดปฏิกิริยาเคมีกับธาตุอื่นได้ยาก ทำให้นักวิทยาศาสตร์สนใจค้นคว้าถึงเหตุผลที่ทำให้ธาตุเฉื่อยมีความเสถียร จากการศึกษาโครงสร้างอะตอมของธาตุเฉื่อยพบว่าธาตุเฉื่อยมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนวงนอกสุดเหมือนกัน คือ มี 8 เวเลนต์อิเล็กตรอน (ยกเว้นธาตุ He มี 2 ) เช่น

2He = 2

10Ne = 2 , 8

18Ar = 2 , 8 , 8

36Kr= 2 , 8 , 18 , 8

เมื่อเปรียบเทียบกับโครงสร้างอะตอมของธาตุอื่น ๆ เช่น H , O , N

1H = 1

8O = 2 , 6

7N = 2 , 5

ธาตุเหล่านี้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 ในธรรมชาติจะไม่สามารถอยู่เป็นอะตอมเดี่ยว ได้ ซึ่งไม่เสถียร ต้องรวมกันเป็นโมเลกุลซึ่งอาจจะมี 2 อะตอมหรือมากกว่า การที่ธาตุเฉื่อยมี 8 เวเลนต์อิเล็กตรอนแล้วทำให้เสถียรกว่าธาตุอื่นๆ ซึ่งมีเวเลนต์อิเล็กตรอนไม่เท่ากับ 8 ทำให้นัก วิทยาศาสตร์เชื่อว่าโครงสร้างของอะตอมที่มี 8 เวเลนต์อิเล็กตรอนเป็นสภาพที่อะตอมเสถียรที่สุด ดังนั้นธาตุต่าง ๆ ที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 จึงพยายามปรับตัวให้มีโครงสร้างแบบธาตุเฉื่อย เช่น โดยการรวมตัวกันเป็นโมเลกุลหรือใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเพื่อทำให้เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8 ส่วนไฮโดรเจนจะพยายามปรับตัวให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2 เหมือนธาตุ He

การที่อะตอมของธาตุต่าง ๆ รวมตัวกันด้วยสัดส่วนที่ทำให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8 นี้ นักวิทยาศาสตร์ได้ตั้งเป็นกฎเรียกว่ากฎออกเตต

ดังนั้นธาตุต่าง ๆ จึงพยายามรวมตัวกัน เพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตต ซึ่งจะทำให้ได้สารประกอบหรือโมเลกุลที่อยู่ในสภาพที่เสถียร สำหรับการรวมตัวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์จะมีการใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอมคู่ร่วมพันธะ อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันถือว่าเป็นอิเล็กตรอนของอะตอมคู่ร่วมพันธะทั้งสอง

เช่น F2 มีสูตรแบบจุดเป็น

อะตอมของ F มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 7

เมื่อเกิดพันธะโคเวเลนต์มีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ ซึ่งอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 1 คู่นี้ถือว่าเป็นของฟลูออรีนทั้ง 2 อะตอม ทำให้ฟลูออรีนแต่ละอะตอมใน F2มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8

จำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนของธาตุแต่ละชนิดอาจจะแสดงให้เห็นได้ชัดเจนขึ้นโดยการเขียนวงกลมล้อมรอบแต่ละอะตอม จำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่ในวงกลมของธาตุใดก็จัดว่าเป็นของธาตุนั้น เช่น

ดังที่ได้กล่าวมาแล้วว่าอะตอมของธาตุต่าง ๆ มักจะรวมตัวกันเป็นสารประกอบเพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตต ซึ่งจะทำให้สารประกอบนั้นอยู่ในสภาพที่เสถียร เช่น H2O, PCl3, NH3, CO2อย่างไรก็ตาม เมื่อมีการศึกษาให้กว้างขวางออกไปก็พบว่าสารประกอบบางชนิดมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามกฎออกเตต บางชนิดมีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 และบางชนิดมี เวเลนต์อิเล็กตรอนมากกว่า 8 ซึ่งสารต่าง ๆ เหล่านี้แม้ว่าจะไม่เป็นไปตามกฎออกเตต แต่ก็อยู่ในภาวะที่ไม่เสถึยร จัดว่าเป็นข้อยกเว้นสำหรับกฎออกเตต ซึ่งสรุปได้ดังนี้

ก. พวกที่ไม่ครบออกเตต

ได้แก่สารประกอบของธาตุในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ ที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 4 เช่น4Be และ5B

4Be = 2 , 2 เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2

5B = 2 , 3 เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 3

ธาตุ Be และ B เมื่อเกิดเป็นสารประกอบโคเวเลนต์ทั่ว ๆ ไปจะไม่ครบออกเตต

ตัวอย่างเช่น BF3, BCl3, BeCl2และ BeF2เป็นต้น

* ใน BF3ธาตุ B จะมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 6 ซึ่งไม่ครบออกเตต ในขณะที่ธาตุ F ครบออกเตต

* ใน BeCl2ธาตุ Be จะมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 4 ซึ่งไม่ครบออกเตต ในขณะที่ธาตุ Cl ครบออกเตต

แต่ถ้าธาตุเหล่านี้เกิดเป็นสารประกอบเชิงซ้อน บางชนิดจะเป็นไปตามกฎออกเตต เช่น BF4-, BCl3.NH3

• ใน BF4-ทั้ง B และ F ต่างก็มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8 เป็นไปตามกฎออกเตต

• ใน BCl3.NH3ทั้ง B , Cl , N และ F ต่างก็เป็นไปตามกฎออกเตต

ข. พวกที่เกินกฎออกเตต

ตามทฤษฎีสารประกอบของธาตุที่อยู่ในคาบที่ 3 ของตารางธาตุเป็นต้นไป สารมารถสร้างพันธะแล้วทำให้อิเล็กตรอนเกิน 8 ได้ (ตามกฎการจัดอิเล็กตรอน 2n2ในคาบที่ 3 สามารถมีอิเล็กตรอนได้เต็มที่ถึง 18 อิเล็กตรอน) แต่อย่างไรก็ตามพวกที่เกินออกเตตมักจะพบในสารประกอบบางตัวของ P , S และโลหะทรานซิชัน เช่นใน PCl5, SF6, Fe(CN)63-, Co(NH3)62+, SiF62-และ Icl3เป็นต้น

• ใน PCl5ธาตุ P เกิดพันธะกับ Cl รวม 5 พันธะจึงมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 10 ซึ่งเกินออกเตต ( 1 พันธะหรือ 1 เส้นประกอบด้วย 2 อิเล็กตรอน) สำหรับ PCl3หรือสารประกอบอื่น ๆ ของธาตุ P ส่วนมากเป็นไปตามกฎออกเตต

• ใน SF6ธาตุ S เกิดพันธะกับ F รวม 6 พันธะจึงมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 12 ซึ่งเกินออกเตต แต่ใน SF2หรือสารประกอบอื่น ๆ ของธาตุ S ส่วนมากเป็นไปตามกฎออกเตต

• ใน ICl3ธาตุ I เกิดพันธะกับ Cl รวม 3 พันธะและมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ จึงรวมเป็น 10 อิเล็กตรอน ซึ่งเกินออกเตต แต่ ICl หรือสารประกอบอื่น ๆ ของ I ส่วนใหญ่เป็นไปตามกฎออกเตต

• ใน Co(NH3)62+ธาตุ Co เกิดพันธะกับ N ใน NH3รวม 6 พันธะจึงมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 12 ซึ่งเกินออกเตต

นอกจากสารประกอบที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตตดังที่ได้กล่าวมาแล้ว ยังมีสารประกอบอื่น ๆ อีกบางชนิดซึ่งไม่เป็นไปตามกฎออกเตต เช่น ออกไซด์บางตัวของธาตุไนโตรเจน ( NO และ NO2)และออกไซด์ของคลอรีน (ClO2) เป็นต้น ธาตุเหล่านี้ (N และ Cl) สามารถมีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่ หรืออิเล็กตรอนเดี่ยว (Unpaired electron) ซึ่งทำให้แสดงสมบัติเป็น paramagnetic ได้

• ใน NO ธาตุ N มีเพียง 7 อิเล็กตรอนซึ่งไม่เป็นไปตามกฎออกเตต

• ใน NO2ธาตุ N เกิดพันธะกับธาตุ O แต่มีอิเล็กตรอนเพียง 7 ซึ่งไม่ครบออกเตต

• ใน ClO2ธาตุ Cl เกิดพันธะกับธาตุ O แต่มีอิเล็กตรอนเพียง 7 ซึ่งไม่ครบออกเตต

บทเรียนที่ 5 พลังงานพันธะ

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

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

บทเรียนที่ 6 โครงสร้างโมเลกุลโคเวเลนต์ (1)

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

บทเรียนที่ 7 โครงสร้างโมเลกุล(2)

3. รูปร่างทรงสี่หน้า (Tetarhedral)

โมเลกุลมีเธน (CH4) มีโครงสร้างแบบจุดและแบบเส้นดังนี้

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

อะตอมกลางSในโมเลกุลSF6มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด6คู่ และทั้ง6คู่ เป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเดี่ยว6พันธะ ซึ่งเกิดจากการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปทรงแปดหน้า มีมุมระหว่างพันธะเป็น900ดังรูป

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

อะตอมกลางNในโมเลกุลNH3มีเวเลนต์อิเล็กตรอนทั้งหมด4คู่ มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ3คู่ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว1คู่ อิเล็กตรอนทั้ง4คู่ รอบอะตอมกลางที่กล่าวนี้จะผลักกันให้ห่างมากที่สุด โดยพยายามปรับตัวให้อยู่ในแนวเส้นตรงที่ชี้ออกจากอะตอมกลางไปยังมุมทั้ง4ของรูปทรงสี่หน้าคล้ายกับมีเทน(CH4)และเนื่องจากแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะของอะตอมNในNH3มีค่ามากว่าแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ จึงทำให้มุมระหว่างพันธะH - N - Hลดลงเหลือ1070และมีรูปร่างโมเลกุลเป็น 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)

บทเรียนที่ 9 หลักการทำนายรูปร่างโมเลกุลและไอออนโคเวเลนต์

หลักการทำนายรูปร่างโมเลกุลและไอออนโคเวเลนต์

1. ต้องทราบเวเลนต์อิเล็กตรอนแต่ละอะตอม หรือทราบเลขอะตอมของธาตุ แล้วจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่าง ๆ ทำให้ทราบเวเลนต์อิเล็กตรอน

2. ต้องทราบสูตรเคมี ของสารที่จะทำนายรูปร่างโมเลกุล

3. นำข้อมูลข้อ 1. และข้อ 2. มาเขียนสูตรโครงสร้างแบบจุด หรือสูตรโครงสร้างแบบลิวอิส ตามโมเลกุลหรือไอออนของสารนั้น

4. พิจารณาดูที่อะตอมกลางของธาตุของสูตรโครงสร้างที่เขียนขึ้น ว่ามีการจัดเรียงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ตลอดจนจำนวนพันธะว่าเป็นอย่างไร เข้าข่ายลักษณะรูปร่างแบบไหนก็ทำนายเป็นรูปร่างโมเลกุลหรือไอออนแบบนั้น

ข้อสังเกตการทำนายรูปร่างของสารโคเวเลนต์ไม่ควร เขียนสูตรโครงสร้างแบบเส้น เพราะอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจะไม่ปรากฏ ซึ่งจะทำให้ทำนายรูปร่างของสารโคเวเลนต์ผิดได้

ตัวอย่างจงทำนายรูปร่างของสารโคเวเลนต์ของสารต่อไปนี้

ก. Cl2O ข. COCl2

ค. ClO3-ง. PO43-

วิธีทำในแต่ละข้อ ทราบสูตรเคมี นอกจากนั้นยังต้องทราบเวเลนต์อิเล็กตรอนของแต่ละธาตุ คือ C , P , O และ Cl มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเป็น 4 , 5 , 6 และ 7 ตามลำดับ

บทเรียนที่ 10 มุมระหว่างพันธะ

มุมระหว่างพันธะของโมเลกุลโคเวเลนต์

มุมระหว่างพันธะของโมเลกุลโคเวเลนต์ โดยทั่วไปขึ้นอยู่กับจำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวรออบอะตอมกลางเป็นเกณฑ์ นอกจากนั้นยังขึ้นอยู่กับรูปร่างโมเลกุล จำนวนพันธะรอบอะตอมกลางในโมเลกุล จำนวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ และค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีของธาตุ

หลักการพิจารณามุมระหว่างพันธะของโมเลกุลโคเวเลนต์

1. โมเลกุลโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวไม่เท่ากัน โมเลกุลใดอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมาก จะผลักกันมากทำให้มุมระหว่างพันธะแคบ เช่น

O อะตอมกลางในน้ำ (H2O) มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมากกว่า น้ำจึงมีมุมระหว่างพันธะแคบกว่า NH3ซึ่ง N อะตอมกลาง ใน NH3มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวน้อยกว่า

O อะตอมกลางในน้ำ (H2O) มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมากกว่า S อะตอมกลางใน SO2ดังนั้น มุมระหว่างพันธะใน H2O แคบกว่า มุมระหว่างพันธะใน SO2

2. โมเลกุลโคเวเลนต์ใด ๆ ถ้าอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอน มีแต่อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะรอบอะตอมกลาง มุมระหว่างพันธะขึ้นกับจำนวนพันธะรอบอะตอมกลาง กล่าวคือ โมเลกุลใดมีจำนวนพันธะมากมุมจะแคบกว่าโมเลกุลที่มีจำนวนพันธะน้อย เช่น

โมเลกุลของสารที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวรอบอะตอมกลาง เรียงลำดับจำนวนพันธะรอบอะตอมกลางจากมากไปน้อย คือ SF6> CCl4> BCl3> BeCl2

เรียงลำดับมุมระหว่างพันธะจากน้อยไปมากคือ SF6< CCl4< BCl3< BeCl2

อนึ่งโมเลกุลที่มีรูปร่างเป็นพิระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม เช่น PCl5

เนื่องจากโมเลกุลที่มีรูปร่าง พิระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยมมีค่ามุมหลายค่า คือ มุมระหว่างพันธะที่ฐานเป็น 1200และที่แกนตั้งฉากกับฐานเป็น 900ดังนั้นจึงไม่ควรมาเปรียบเทียบ มุมระหว่างพันธะ กับโมเลกุลโคเวเลนต์อื่น

3. โมเลกุลโคเวเลนต์ใด ๆ ที่มีรูปร่างเหมือนกัน แต่เป็นสารต่างชนิดกัน และอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ มีพันธะรอบอะตอมกลางในโมเลกุลเดียวกันเหมือนกันหมด โมเลกุลของสารเหล่านั้นจะมีมุมระหว่างพันธะเท่ากันเสมอ เช่น โมเลกุล CH4, CCl4, และ SiCl4

ทุกโมเลกุลมีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้าเหมือนกันและอะตอมไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ

ดังนั้น มุมระหว่างพันธะในทุกโมเลกุลจึงกางเท่ากันคือ 109.50

โมเลกุลของสารบางชนิด รูปร่างเหมือนกันหมด และอะตอมกลางต่างไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว แต่พันธะรอบอะตอมกลางในโมเลกุลเดียวกันจะเหมือนกันหรือต่างกันก็ได้ มุมระหว่างพันธะของสารเหล่านั้นเท่ากันเสมอ เช่น โมเลกุลของสารที่มีรูปร่างเป็น เส้นตรง ได้แก่ โมเลกุลของ BeCl2, HCN , CO2, Cl - Be - Cl , H - C N , O = C = O

4. โมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีรูปร่างเหมือนกัน แต่สารต่างชนิดกัน และอะตอมกลางต่างเหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเท่ากัน โมเลกุลของสารเหล่านั้นจะมีมุมระหว่างพันธะต่างกันเสมอ แต่มุมระหว่างพันธะในแต่ละโมเลกุลจะกางเท่าไรนั้นขึ้นอยู่กับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะว่าอยู่ห่างจากอะตอมกลางแค่ไหน ถ้าใกล้อะตอมกลางจะผลักกันมากต้านไม่ให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวผลักลงได้มาก ทำให้มุมกว้างกว่า แต่ถ้าไกลอะตอมกลางมากจะผลักกันน้อย จึงต้านแรงผลักลงของอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวได้น้อย ทำให้มุมแคบลง อย่างไรก็ตามการพิจารณาว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะอยู่ใกล้ไกลอะตอมกลางแค่ไหนนั้นจำเป็นต้องใช้ค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีของธาตุเป็นเกณฑ์ เช่น

พิจารณาโมเลกุล H2S และ H2O ซึ่งต่างก็มีรูปร่างเหมือนกัน คือเป็นมุมงอ แต่เนื่องจากอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ มุมระหว่างพันธะของโมเลกุลของสารทั้งสองเป็นดังนี้

มุมH - O - H กาง 1050มุม H - S -H กาง 93.30

จะเห็นได้ว่ามุม H - O - H ของ H2O กางกว้างกว่ามุม H - S -H ของ H2S เพราะขนาดอะตอม S และ O ต่างกัน และความแตกต่างระหว่างค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีของ O กับ H มากกว่า S กับ H ทำให้กลุ่มหมอกอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะในโมเลกุลของ H2O อยู่ใกล้ O ซึ่งเป็นอะตอมกลาง จึงออกแรงผลักกันมากกว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะในโมเลกุลของ H2S ดังนั้นมุมระหว่างพันธะใน H2O จึงมีขนาดใหญ่กว่ามุมใน H2S

พิจารณาโมเลกุล NH3­และ NF3ซึ่งต่างก็มีรูปร่างเหมือนกัน คือเป็น พีระมิดฐานสามเหลี่ยมแต่เนื่องจากอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ มุมระหว่างพันธะของโมเลกุลของสารทั้งสองเป็นดังนี้

มุม H - N - H กาง 1070มุม F - N - F กาง 1020

จะเห็นได้ว่ามุม H - N - H ของ NH3กางกว้างกว่ามุม F - N - F ของ NF3เพราะ F ในโมเลกุล NF3ซึ่งมีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีสูงที่สุด ซึ่งจะดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะได้มาก ทำให้กลุ่มหมอกอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะในโมเลกุลของ NF3อยู่ใกล้ F จึงเกิดแรงผลักน้อย ส่วน NH3มี N เป็นอะตอมกลางมีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีสูงกว่า H จึงดึงดูดกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะในโมเลกุล NH3เข้ามาใกล้ N ทำให้เกิดแรงผลักมาก ดังนั้นมุมระหว่างพันธะใน NH3จึงมีขนาดใหญ่กว่ามุมใน NF3

สรุป

โมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีรูปร่างเหมือนกัน และอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเท่ากัน จะมีมุมระหว่างพันธะต่างกัน พิจารณาได้ดังนี้

มุมระหว่างพันธะพิจารณาที่ระยะห่างของอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเป็นเกณฑ์ กล่าวคือ ถ้าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะอยู่ห่างอะตอมมากมุมแคบ และอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะอยู่ใกล้อะตอมกลางมุมกว้าง

มุมระหว่างพันธะเปลี่ยนแปลงตามค่า EN ของอะตอมกลางของธาตุที่ต่างกัน แต่ละอะตอมที่ล้อมรอบอะตอมกลางเหมือนกัน

มุมระหว่างพันธะเปลี่ยนกลับกับค่า EN ของอะตอมที่ล้อมรอบอะตอมกลางที่ต่างกัน แต่อะตอมกลางเหมือนกัน

บทเรียนที่ 11 สภาพขั้วโมเลกุล(1)

สภาพขั้วของโมเลกุล

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

บทที่ 12 สภาพขั้วโมเลกุล(2)

ขั้วของโมเลกุล

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

จะต้องเป็นโมเลกุลที่อะตอมกลางไม่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว และอะตอมกลางในโมเลกุลต้องสร้างพันธะชนิดเดียวกันหมด นอกจากนี้โมเลกุลที่มีพันธะชนิดเดียวกัน 4 พันธะแต่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ 2 คู่ ก็จัดเป็นโมเลกุลที่มีรูปร่างสมมาตรชนิดหนึ่ง เช่น มีเทน (CH4) อะตอมกลางคือ C ไม่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว และอะตอม C สร้างพันธะกับอะตอม H ชนิดเดียวกันทั้ง 4 พันธะ คือ C - H ดังนั้น โมเลกุล CH4จึงเป็นโมเลกุลที่มีรูปร่างสมมาตร

หมายเหตุสำหรับโมเลกุลที่มีพันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว และมีพันธะรอบอะตอมตั้งแต่2พันธะขึ้นไป และอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือยู่อย่างน้อย1คู่ โมเลกุลเหล่านี้ จัดเป็นโมเลกุลมีขั้วเล็กน้อย และสิ่งที่แสดงขั้วของโมเลกุลก็คือ อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวที่อะตอมกลาง เช่นO3

บทเรียนที่ 13 สภาพขั้วโมเลกุล(3)

โมเลกุลที่มีรูปร่างไม่สมมาตร

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

บทเรียนที่ 14 แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล

แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล

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

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