บทที่ 2 พันธะเคมี

แรงยึดเหนี่ยวทางเคมี

     ในชีวิตประจำวันทั่วๆไปจะพบว่าสารชนิดหนึ่งๆมักจะอยู่รวมกันเป็นกลุ่มก้อนและเมื่อต้องการทำให้แยกออกจากกันจะต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่งตัวอย่างเช่น

1. เมื่อให้ความร้อนแก่สารจนกระทั่งโมเลกุลของสารมีพลังงานสูงพอจะทำให้เกิดการเปลี่ยนสถานะ   น้ำแข็ง (ให้พลังงานความร้อน) เปลี่ยนสถานะเป็น น้ำ(ของเหลว) ให้พลังงานความร้อน เปลี่ยนสถานะเป็น ไอน้ำสารบางชนิดอาจแยกสลายออกเป็นสารหลายชนิดได้

2. เมื่อให้พลังงานไฟฟ้าโมเลกุลของสารบางชนิดจะสลายตัวให้ธาตุที่เป็นองค์ประกอบ เช่นการแยกน้ำด้วยไฟฟ้า

          จากข้อมูลข้างต้น แสดงว่ามีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล และแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมที่เป็นองค์ประกอบของโมเลกุลเราสามารถแบ่งแรงยึดเหนี่ยวออกเป็น 2 ประเภทดังนี้

1. แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล (พันธะเคมี) อะตอม - อะตอม ได้แก่

     -พันธะโคเวเลนต์ (covelent bond)

     -พันธะไอออนิก (ionic bond)

     -พันธะโลหะ (metallic bond)

2. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล       โมเลกุล  -  โมเลกุล ได้แก่

     -แรงแวนเดอร์วาลส์ (vanderwaal force)

     -แรงดึงดูดระหว่างขั้ว (dipole-dipole interation)

     -พันธะไฮโดรเจน (hydrogen bond)

     -พันธะเคมี

พันธะเคมี คือ แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมกับอะตอมภายในโมเลกุล เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมที่ทำให้เกิดโมเลกุลของสาร

กฎออกเตด ( Octet rule )

          จากการศึกษาเกี่ยวกับธาตุก๊าซเฉื่อย เช่น He Ne Ar Kr พบว่าเป็นธาตุที่โมเลกุลเป็นอะตอมเดี่ยว คือในหนึ่งโมเลกุลของก๊าซเฉื่อยจะมีเพียง 1 อะตอม แสดงว่าเป็นธาตุที่เสถียรมาก ทำให้นักวิทยาศาสตร์สนใจที่จะค้นคว้าถึงเหตุผลที่ทำให้ธาตุเฉื่อยมีความเสถียร และจากการศึกษาโครงสร้างอะตอมของธาตุเฉื่อยมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนวงนอกสุดเหมือนกัน คือมี 8 อิเล็กตรอน(ยกเว้น He มี 2 อิเล็กตรอน) เช่น

     2He = 2           10Ne = 2 , 8         18Ar = 2 , 8 , 8          36Kr = 2 , 8 , 18 , 8

ส่วนธาตุหมู่อื่นมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุด ไม่ครบ 8 เช่น

     1H = 1            6C = 2 , 4            7N = 2 , 5          8O = 2 , 6

ธาตุที่มีวาเลนต์อิเล็กตรอนไม่ครบ 8 ในธรรมชาติจะไม่สามารถอยู่เป็นอะตอมเดี่ยวๆได้ ซึ่งแสดงว่าไม่เสถียร ต้องรวมกันเป็นโมเลกุลซึ่งอาจจะมี 2 อะตอมหรือมากกว่า การที่อะตอมของธาตุต่างๆ รวมตัวกันด้วยสัดส่วนที่ทำให้วาเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8 นี้ นักวิทยาศาสตร์ได้ตั้งเป็นกฎขึ้นเรียกว่า กฎออกเตต

การรวมกันเพื่อทำให้อะตอม มีวาเลนต์อิเล็กตรอนครบ 8 อาจมีลักษณะดังนี้

     -อะตอมใช้วาเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่ๆ จะเกิด "พันธะโคเวเลนต์ "

     -อะตอม ให้หรือรับอิเล็กตรอน จะเกิดเป็น " พันธะไอออนิค "

     -อะตอมใช้วาเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันทั้งก้อน จะเกิดเป็น " พันธะโลหะ "

  (ความแข็งแรงของพันธะ พันธะโลหะ > พันธะไอออนิก > พันธะโคเวเลนต์)

พันธะโคเวเลนต์

พันธะโคเวเลนต์ ( Covelent bond ) คือพันธะที่เกิดจากอะตอมคู่หนึ่งใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน โดยเกิดแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับโปรตอนในนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง

ลักษณะสำคัญของพันธะโคเวเลนต์

          พันธะโคเวเลนต์ เป็นพันธะที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมที่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูง กับอะตอมที่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูงด้วยกัน ธาตุที่เกิดพันธะโคเวเลนต์ได้เป็นอโลหะ เพราะอโลหะมีพลังงานไอออไนเซชัน (IE) ค่อนข้างสูง จึงเสียอิเล็กตรอนได้ยาก จึงไม่มีฝ่ายใดเสียอิเล็กตรอน แต่จะใช้อิเล็กตรอนร่วมกันการเกิดพันธะโคเวเลนต์

 พันธะไอออนิก ( Ionic bond ) 

         พันธะไอออนิก ( Ionic bond ) หมายถึง พันธะระหว่างอะตอมที่อยู่ในสภาพ ไอออนที่มีประจุตรงกันข้ามกัน ซึ่งเกิดจากการเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอน 11 ตัว หรือมากกว่า จากอิเล็กตรอนวงนอกสุดของอะตอมหนึ่งไปยังอีกอะตอมหนึ่ง เพื่อให้จำนวนอิเล็กตรอนวงนอกสุด ครบออกเตต ซึ่งเกิดขึ้นระหว่างอะตอมของโลหะกับอโลหะ โดยที่โลหะเป็นฝ่ายจ่ายอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุดให้กับอโลหะ

         เนื่องจากโลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันต่ำ และอโลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูง ดังนั้นพันธะไอออนิกจึงเกิดขึ้นระหว่างโลหะกับอโลหะได้ดี กล่าวคือ อะตอมของโลหะให้เวเลนต์อิเล็กตรอนแก่อโลหะ แล้วเกิดเป็นไอออนบวกและไอออนลบของอโลหะ เพื่อให้เวเลนต์อิเล็กตรอนเป็นแปด แบบก๊าซเฉื่อย ส่วนอโลหะรับเวเลนต์อิเล็กตรอนมานั้นก็เพื่อปรับตัวเองให้เสถียรแบบก๊าซเฉื่อยเช่นกัน ไอออนบวกกับไอออนลบจึงดึงดูดระหว่างประจุไฟฟ้าต่างกันเกิดเป็นสารประกอบไอออนิก   ( Ionic compuond ) ดังนี้

การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก

ก. การเขียนสูตรสารประกอบไอออนิก ใช้หลักดังนี้

1. เขียนไอออนบวกของโลหะหรือกลุ่มไอออนบวกไว้ข้างหน้า ตามด้วยไอออนลบของอโลหะหรือกลุ่มไอออนลบ

2. ไอออนบวกและไอออนลบ จะรวมกันในอัตราส่วนที่ทำให้ผลรวมของประจุเป็นศูนย์ ดังนั้นจึงต้องหาตัวเลขมาคูณกับจำนวนประจุบนไอออนบวกและไอออนลบให้มีจำนวนเท่ากัน แล้วใส่ตัวเลขเหล่านั้นไว้ที่มุมขวาล่างของแต่ละไอออน ซึ่งทำได้โดยใช้จำนวนประจุบนไอออนบวกและไอออนลบคูณไขว้กัน

3. ถ้ากลุ่มไอออนบวกหรือไอออนลบมีมากกว่า 1 กลุ่ม ให้ใส่วงเล็บ ( ) และใส่จำนวนกลุ่มไว้ที่มุมล่างขวาล่าง ดังตัวอย่าง

           ข. การอ่านชื่อสารประกอบไอออนิก

1. สารประกอบธาตุคู่ ถ้าสารประกอบเกิดจาก ธาตุโลหะที่มีไอออนได้ชนิดเดียวรวมกับอโลหะ ให้อ่านชื่อโลหะที่เป็นไอออนบวก แล้วตามด้วยชื่อธาตุอโลหะที่เป็นไอออนลบ โดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็น ไอด์ (ide) เช่น

อออซิเจน เปลี่ยนเป็น ออกไซด์ (oxide)
 ไฮโดรเจน เปลี่ยนเป็น ไฮไดรด์ (hydride)
คลอรีน เปลี่ยนเป็น คลอไรด์ (chloride)  ไอโอดีน เปลี่ยนเป็น ไอโอไดด์ (iodide) 

ตัวอย่างการอ่านชื่อสารประกอบไอออนิกธาตุคู่

NaCl อ่านว่า โซเดียมคลอไรด์ (Sodium chloridr) CaI2 อ่านว่า แคลเซียมไอโอไดด์ (Calcium iodide)
KBr อ่านว่า โพแทสเซียมโบรไมด์ (Potascium bromide) CaCl2 อ่านว่า แคลเซียมคลอไรด์ (Calcium chloride)

ถ้าสารประกอบที่เกิดจากธาตุโลหะเดีนวกันที่มีไอออนได้หลายชนิด รวมตัวกับอโลหะ ให้อ่านชื่อโลหะที่เป็นไอออนบวกแล้วตามด้วยค่าประจุของไอออนของโลหะโดยวงเล็บเป็นเลขโรมัน แล้วตามด้วยอโลหะที่เป็นไอออนลบ โดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็น ไอด์ (ide) เช่น Fe เกิดไอออนได้ 2 ชนิดคือ Fe 2+ และ Fe 3+ และCu เกิดอิออนได้ 2 ชนิดคือ Cu + และ Cu 2+ สารประกอบที่เกิดขึ้นและการอ่านชื่อ ดังนี้

FeCl2 อ่านว่า ไอร์ออน (II) คลอไรด์ ( Iron (II) chloride ) CuS อ่านว่า คอปเปอร์ (I) ซัลไฟด์ ( Cupper (I) sunfide )
FeCl3 อ่านว่า ไอร์ออน (III) คลอไรด์ ( Iron (III) chloride ) Cu2S อ่านว่า คอปเปอร์ (II) ซัลไฟด์ ( Copper (II) sunfide )

2. สารประกอบธาตุสามหรือมากกว่า ถ้าสารประกอบเกิดจากไอออนบวกของโลหะ หรือกลุ่มไอออนบวกรวมตัวกับกลุ่มไอออนลบ ให้อ่านชื่อไอออนบวกของโลหะหรือชื่อกลุ่มไอออนบวก แล้วตามด้วยกลุ่มไอออนลบ เช่น

CaCO3 อ่านว่า แคลเซียมคาร์บอนเนต (Calcium carbonatX KNO3 อ่านว่า โพแทสเซียมไนเตรต (Potascium nitrae)
Ba(OH)2 อ่านว่า แบเรียมไฮดรอกไซด์ (Barium hydroxide) (NH4)3PO4 อ่านว่า แอมโมเนียมฟอสเฟต (Ammomium pospate)

การละลายของสารประกอบไอออนิก

สารประกอบไอออนิกบางชนิดละลายน้ำได้ดีและบางชนิดไม่ละลายน้ำ การที่สารประกอบไอออนิกละลายน้ำได้เนื่องจากแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลของน้ำกับไอออนมีค่ามากกว่าแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนบวกกับไอออนลบ เช่น เมื่อนำโซเดียมคลอไรด์มาละลายในน้ำ แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลของน้ำกับโซเดียมไอออน และน้ำกับคลอไรด์ไอออนมีค่าสูงกว่าแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนทั้งสอง โซเดียมคลอไรด์จึงละลายน้ำได้ เมื่อไอออนเหล่านี้หลุดออกจากโครงสร้างเดิม แต่ละไอออนจะถูกล้อมรอบด้วยโมเลกุลของน้ำหลายๆโมเลกุล โดยน้ำจะหันขั้วที่มีประจุตรงกันข้ามเข้าไอออนที่ล้อมรอบ

ในการละลายน้ำของสารประกอบไอออนิก จะมีขั้นย่อยๆของการเปลี่ยนแปลง 2 ขั้นตอน ดังนี้

ขั้นที่ 1 ผลึกของสารประกอบไอออนิกสลายตัวออกเป็นไอออนบวกและลบในภาวะก๊าซ ขั้นนี้ต้องใช้พลังงานเพื่อสลายผลึก พลังงานนี้เรียกว่า พลังงานโครงร่างผลึก         ( latece energy ) , E1

ขั้นที่ 2 ไอออนบวกและไอออนลบในภาวะก๊าซรวมตัวกับน้ำ ขั้นนี้มีการคายพลังงาน พลังงานที่คายออกมาเรียกว่า พลังงานไฮเดรชัน (Hydration energy ) , E2

พลังงานของการละลาย ( D E) มีค่า = E1 + E2 พลังงานของการละลายพิจารณาจากพลังงานโครงร่างผลึก ( E1 ) และพลังงานไฮเดรชัน ( E2 ) ดังนี้

ถ้าค่า D E< 0 ( E1 < E2 ) การละลายจะเป็นแบบคายพลังงาน
ถ้าค่าD E > 0 ( E1 > E2 ) การละลายจะเป็นแบบดูดพลังงาน
ถ้าD E = 0 ( E1 = E2 ) การละลายจะไม่คายพลังงาน
ถ้า พลังงานโครงร่างผลึกมีค่ามากกว่าพลังงานไฮเดรชันมากๆ ( E1 >>>> E2 ) จะไม่ละลายน้ำ