พันธะเคมี (Chemical Bonding)
กฎออกเตต เป็นการจัดเรียงอิเล็กตรอนของอะตอมให้ได้ครบ 8 ตัว
พันธะเคมี เป็นแรงยึดเหนี่ยวภายในและภายนอกระหว่างอะตอม โมเลกุล หรือไอออน พันธะเคมีเกิดจากเวเลนซ์อิเล็กตรอน (อิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุด) ของอะตอมนั้นมีจำนวนอิเล็กตรอนครบ 8 ตัว ซึ่งเป็นไปตามกฎออกเตต ทำให้ธาตุนั้นเสถียร ด้วยวิธีการต่างๆ คือ
1. ให้อิเล็กตรอนกับอะตอม
2. รับอิเล็กตรอนจากอะตอมอื่น
3. ใช้อิเล็กตรอนร่วมกันกับอะตอมอื่น
ซึ่งแบ่งออกได้ 6 ชนิด คือ พันธะไอออนิก พันธะโควาเลนต์ พันธะโควาเลนต์ พันธะไฮโดรเจน พันธะโลหะ และแรงแวนเดอร์วาลส์
พันธะไอออนิก (Ionic bond) คือ แรงยึดเหนี่ยวที่เกิดในสาร โดยที่อะตอมของธาตุที่มีค่าพลังงาน
ไอออไนเซชันต่ำ ให้เวเลนต์อิเล็กตรอนแก่อะตอมของธาตุที่มีค่าพลังงานไอออนไนเซชันสูง กลายเป็นไอออนที่มีประจุบวกและประจุลบ เมื่อไอออนทั้งสองเข้ามาอยู่ใกล้กันจะเกิดแรงดึงดูด
ทางไฟฟ้าที่แข็งแรงระหว่างประจุไฟฟ้าตรงข้ามเหล่านั้น ทำให้ไอออนทั้งสองยึดเหนี่ยวกัน
เช่น การเกิดสารประกอบโซเดียมคลอไรด์ (NaCl) จากโซเดียม (Na) อะตอมคลอรีน (Cl) อะตอม
อะตอมโลหะ Na เลขอะตอม = 11 มีการจัดเรียงอิเล็กตรอน 2,8,1
อะตอมโลหะ Cl เลขอะตอม = 17 มีการจัดเรียงอิเล็กตรอน 2,8,7
ดังนั้น Na จะสูญเสียอิเล็กตรอน 1 ตัว ส่วน Cl จะรับอิเล็กตรอน ทำให้มีการจัดเรียงเป็น 2, 8 , 8
เมื่อโลหะรวมกับอโลหะด้วยพันธะไอออนิก เกิดเป็นสารประกอบไอออนิกโดยอะตอมโลหะให้อิเล็กตรอนเกิดเป็นไอออนบวก และอะตอมของอโลหะรับอิเล็กตรอนเกิดเป็นไอออนลบ ซึ่งเป็นสารที่แข็งแต่เปราะ มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูงเพราะอยู่ในสภาพไอออน สามารถละลายน้ำได้ดี ไม่นำไฟฟ้าอยู่ในสถานะของแข็ง แต่ถ้าไปทำให้หลอมจนเป็นของเหลวจะนำไฟฟ้าได้
ตัวอย่าง โครงสร้างสารประกอบไอออนิก NaCl
โครงสร้างสารประกอบไอออนิก NaCl
พันธะโคเวเลนต์ (Covalent bond) หมายถึง พันธะที่เกิดจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน ดังเช่น ในกรณีของไฮโดรเจน ดังนั้นลักษณะที่สำคัญของพันธะโคเวเลนต์ก็คือการที่อะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอน
ร่วมกันเป็นคู่ ๆสารประกอบที่อะตอมแต่ละคู่ยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ เรียกว่า สารโคเวเลนต์
โมเลกุลของสารที่อะตอมแต่ละคู่ยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ เรียกว่า โมเลกุลโคเวเลนต์
พันธะโคออร์ดิเนตโควาเลนต์ คล้ายกับพันธะโควาเลนต์ คือ มีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันแต่ต่างกันที่พันธะพันธะโคออร์ดิเนตโควาเลนต์มีอะตอมใดอะตอมหนึ่งเป็นตัวให้อิเล็กตรอน
ถึง 2 ตัว ส่วนอีกอะตอมหนึ่งเข้ามาใช้คู่อิเล็กตรอนเท่านั้น ไม่ต้องนำอิเล็กตรอนมาด้วย
แรงแวนเดอวาลส์ (van der waals Force) บางทีเรียกว่า แรงลอนดอน เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ซึ่งเป็นแรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสที่มีประจุบวกของโมเลกุลกับกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนของโมเลกุลที่อยู่ใกล้เคียง แรงนี้เป็นแรงที่อ่อนมากเมื่อเทียบกับแรงในพันธะไอออนิกและพันธะโควาเลนต์ ถ้าโมเลกุลยิ่งห่างกันมาก
แรงนี้จะยิ่งน้อยจนแทบไม่มีเลย แรงแวนเดอวาลส์จะเพิ่มขึ้นเมื่อจำนวนอิเล็กตรอนและน้ำหนักโมเลกุลเพิ่ม แรงชนิดนี้จะพบในโมเลกุลทุกตัว มีความสำคัญกับแก๊สเป็นอย่างมาก ด้วยเหตุที่ว่าแก๊สมีจุดหลอมเหลวและ
จุดเดือดต่ำก็เพราะโมเลกุลของแก๊สยึดกันด้วยแรงแวนเดอร์วาลส์
พันธะไฮโดรเจน (Hydrogen bond) คือ แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลที่เกิดจากอะตอมของไฮโดรเจนในสารประกอบหนึ่งกับธาตุที่มีขนาดอะตอมเล็กๆ แต่มีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองได้สูง เช่น F , O และ N ที่อยู่ในอีกสารประกอบหนึ่ง
** เมื่อนำมาเรียงลำดับ ความแข็งแรงของแรงยึดเหนี่ยวของโมเลกุลต่าง ๆ จากน้อยไปหามาก เป็น
แรงแวนเดอร์วาลส์ < พันธะไฮโดรเจน < พันธะโคเวเลนต์
พันธะโลหะ (Metallic bond) คือ พันธะที่เกิดเนื่องจากแรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกซึ่งเรียงชิดกันกับ
เวเลนต์อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่อยู่โดยรอบทั้งก้อนโลหะ และการที่เวเลนต์อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระ เพราะโลหะเป็นธาตุที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยและมีค่าพลังงานไอออนไนเซชันต่ำ จึงทำให้เกิดกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน
และไอออนบวกได้ง่ายโดยที่คุณสมบัติของโลหะนั้นจะเป็นธาตุที่เป็นของแข็ง (ยกเว้นปรอทที่เป็นของเหลว) นำไฟฟ้าได้ดีมากกว่าอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ไปมาตลอดเวลา มีผิวมันวาว มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง นำความร้อนได้ดี และสามารถตีแผ่เป็นแผ่นบางๆได้
ไม่มีความคิดเห็น:
แสดงความคิดเห็น