การกระตุ้นให้อิเล็กตรอนคู่แยกกันเป็นอิเล็กตรอนเดี่ยวเพื่อให้เกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์กับอะตอมอื่นได้นั้นต้องใช้พลังงาน ยิ่งไปกว่านั้นพลังงานของอิเล็กตรอนในไฮบริดออร์บิทัลก็สูงกว่าพลังงานของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเดิมในสภาวะปกติ อย่างไรก็ตาม การเกิดพันธะโคเวเลนต์จากการซ้อนกันของไฮบริดออร์บิทัลกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นจะทำให้พลังงานลดลงมากกว่าพลังงานที่ใช้ไป พันธะที่เกิดขึ้นจึงเสถียรดังจะเห็นได้จาก Be อะตอมในสภาวะพื้นไม่สามารถเกิดพันธะกับ F ได้ แต่เมื่อเกิดการส่งเสริมและไฮบริไดเซชันแล้วจะสามารถเกิดพันธะได้ 2 พันธะ สภาวะที่เกิดจากการส่งเสริมและไฮบริไดเซชันเป็นสภาวะซึ่งสมมติขึ้นตามทฤษฎี มีพลังงานสูงกว่าสภาวะพื้นของอะตอมและสภาวะที่อะตอมเกิดพันธะซึ่งเป็นสภาวะปกติ สภาวะทั้งสองนี้ช่วยให้เราเข้าใจเกี่ยวกับพลังงานในการเกิดพันธะได้ดีขึ้น แต่อาจไม่ใช่กลไกของปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นจริง ไฮบริไดเซชันของ s ออร์บิทัล 1 ออร์บิทัล กับ p ออร์บิทัล 2 ออร์บิทัลของอะตอมกลาง จะทำให้เกิด sp2 ไฮบริดออร์บิทัล 3 ออร์บิทัลที่มีรูปร่างเหมือนกันและมีพลังงานเท่ากัน จัดเรียงตัวเป็นสามเหลี่ยมแบนราบ ทำมุม 1200 ซึ่งกันและกัน ดังภาพ
การเกิดพันธะโคเวเลนต์ในโมเลกุล BF3
โดย sp2 ไฮบริดออร์บิทัลของ B ซ้อนกับ 2p ออร์บิทัลของ F
พิจารณาการเกิดพันธะใน CH4 คาร์บอนอะตอมกลางในสภาวะพื้นจะถูกกระตุ้นให้เวเลนซ์อิเล็กตรอนจาก 2s ออร์บิทัลขึ้นไปอยู่ใน 2p ออร์บิทัลซึ่งมีพลังงานสูงขึ้น จากนั้น 2s ออร์บิทัล 1 ออร์บิทัล และ 2p ออร์บิทัล 3 ออร์บิทัลจะรวมกันเกิดเป็น sp3 ไฮบริดออร์บิทัล จำนวน 4 ออร์บิทัล
แผนภาพแสดงออร์บิทัลอะตอมและการเกิดไฮบริไดเซชันของ C ใน CH4
sp3 ไฮบริดออร์บิทัลของคาร์บอนอะตอมสามารถซ้อนกับ 1s ออร์บิทัลของไฮโดรเจนอะตอม เกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์ โดยรูปร่างของโมเลกุล CH4 เป็นทรงสี่หน้า ในโมเลกุลของ BeF2, BF3 และ CH4 อะตอมของ Be, B และ C สามารถใช้ไฮบริดออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว ซ้อนกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นเกิดเป็นพันธะ อย่างไรก็ตาม ไฮบริดออร์บิทัลอาจมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ 2 ตัวก็ได้ ในกรณีเช่นนี้อะตอมจะไม่สามารถใช้ไฮบริดออร์บิทัลนั้นสร้างพันธะกับอะตอมอื่น เนื่องจากตามหลักการกีดกันของพาวลี แต่ละออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนได้เพียง 2 ตัวเท่านั้น เราจึงเรียกอิเล็กตรอนในไฮบริดออร์บิทัลดังกล่าวว่า “อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว” ตัวอย่างเช่น โมเลกุลของ NH3 และ H2O ซึ่งมีรูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางเป็นทรงสี่หน้าดังนั้นออร์บิทัลอะตอมจึงเกิดไฮบริไดเซชันให้ sp3 ไฮบริดออร์บิทัล 4 ออร์บิทัล NH3 โมเลกุล sp3 ไฮบริดออร์บิทัลของไนโตรเจนอะตอม 3 ออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว จึงสามารถเกิดพันธะ σ สามพันธะกับไฮโดรเจน 3 อะตอม ส่วนอีกหนึ่งออร์บิทัลบรรจุคู่อิเล็กตรอนที่ไม่สร้างพันธะหรืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
ทฤษฎี VSEPR ทำนายได้ว่ารูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนเป็นทรงสี่หน้า โดยมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวหนึ่งคู่ ระบุชนิดของไฮบริดออร์บิทัลที่มีการจัดเรียงตัวสอดคล้องกับรูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอน การที่คู่อิเล็กตรอนจัดเรียงตัวเป็นทรงสี่หน้า แสดงให้เห็นว่ามีออร์บิทัลที่มีรูปร่างและพลังงานเหมือนกัน 4 ออร์บิทัล นั่นคือ N อะตอมเกิด ไฮบริดออร์บิทัลใน H2O โมเลกุล sp3 ไฮบริดออร์บิทัลของออกซิเจนอะตอม 2 ออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว จึงเกิดพันธะ สองพันธะกับไฮโดรเจน 2 อะตอม ส่วนอีก 2 ออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
ไฮบริไดเซชันในโมเลกุลที่มีพันธะคู่และพันธะสาม
สำหรับโมเลกุลที่อะตอมกลางเกิดพันธะคู่และพันธะสาม ไฮบริดออร์บิทัลจะบรรจุอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ σ ในพันธะเดี่ยว π พันธะคู่หรือพันธะสาม และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเท่านั้น ส่วนอิเล็กตรอนที่ใช้ในการสร้างพันธะในพันธะคู่หรือพันธะสามนั้นจะบรรจุในออร์บิทัลอะตอมที่ไม่ได้เกิดไฮบริไดเซชัน
ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล (Molecular orbital theory : MO theory)
ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์และทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัลอธิบายว่า พันธะโคเวเลนต์ในโมเลกุลเกิดจากการซ้อนกันของออร์บิทัลอะตอมหรือไฮบริดออร์บิทัล อิเล็กตรอนในโมเลกุลจึงอยู่ในออร์บิทัลอะตอมหรือไฮบริดออร์บิทัลของแต่ละอะตอม เช่น ใน CH4 โมเลกุล พันธะเกิดจาก 1s ออร์บิทัลของ H อะตอมและ sp3 4 ออร์บิทัล ของ C อะตอม อย่างไรก็ดี ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ และทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัลไม่สามารถใช้อธิบายสเปกตรัมและสมบัติแม่เหล็กของโมเลกุลได้ เช่น ออกซิเจน (O2) มีสมบัติเป็นพาราแมกเนติก (paramagnetic) ซึ่งจะถูกดึงดูดในสนามแม่เหล็กเหนื่องจากมีอิเล็กตรอนเดี่ยว แต่ออกซิเจนอะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 6 ตัวซึ่งเป็นเลขคู่ ตามทฤษฎีพันธะเวเลนซ์จะทำนายได้ว่าอิเล็กตรอนทั้งหมดในโมเลกุลจะอยู่เป็นคู่ ซึ่งไม่สอดคล้องกับสมบัติพาราแมกเนติก ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล มีสมมติฐานเกี่ยวกับการเกิดพันธะ ดังนี้
1. เมื่ออะตอมเข้าใกล้กัน ออร์บิทัลอะตอมของอิเล็กตรอนวงนอกสุดจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุล (molecular orbital : MO) ซึ่งแสดงลักษณะเฉพาะของทั้งโมเลกุล ไม่ได้เป็นของอะตอมใดอะตอมหนึ่งในโมเลกุล โดยจำนวนออร์บิทัลโมเลกุลที่เกิดขึ้นเท่ากับจำนวนออร์บิทัลอะตอมที่มารวมกัน เช่น เมื่อไฮโดรเจน 2 อะตอมรวมกันเกิดเป็น H2 โมเลกุล 1s ออร์บิทัลจาก H อะตอมทั้งสองจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุล 2 ออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานไม่เท่ากัน
2. ออร์บิทัลโมเลกุลจะจัดเรียงตัวตามลำดับพลังงานที่เพิ่มขึ้น พลังงานสัมพัทธ์ ของออร์บิทัลโมเลกุลเหล่านี้ สรุปได้จากการทดลองเกี่ยวกับสเปกตรัมและสมบัติแม่เหล็กของโมเลกุล
3. เวเลนซ์อิเล็กตรอนในโมเลกุล จะบรรจุอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุล โดยแต่ละออร์บิทัลโมเลกุลสามารถบรรจุอิเล็กตรอนได้สูดสุด 2 ตัว ตามหลักการกีดกันของพาวลี และอิเล็กตรอนจะบรรจุอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานต่ำสุดจนเต็มก่อน แล้วจึงบรรจุในออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานสูงขึ้นตามลำดับ และการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุลเป็นไปตามกฎของฮุนด์ เช่น เมื่อมีออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากันว่างอยู่ อิเล็กตรอนจะบรรจุในออร์บิทัลเหล่านี้ออร์บิทัลละ 1 ตัวก่อน ทำให้เกิดออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว เพื่อที่จะให้เข้าใจทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล ให้พิจารณาโมเลกุลอะตอมคู่ของธาตุในคาบที่ 1 ในตารางธาตุ เช่น การเกิดพันธะในโมเลกุลไฮโดรเจนและฮีเลียม การรวม 1s ออร์บิทัล เมื่ออะตอมของธาตุในคาบที่ 1 ของตารางธาตุเข้าใกล้กัน 1s ออร์บิทัลจากอะตอมทั้งสองจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุล 2 ออร์บิทัล ออร์บิทัลโมเลกุลออร์บิทัลหนึ่งจะมีพลังงานต่ำกว่าออร์บิทัลอะตอม การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลนี้จะทำให้โมเลกุลเสถียรกว่าอะตอมที่แยกกันอยู่ ดังนั้นจึงเรียกออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานต่ำกว่าออร์บิทัลอะตอมว่า ออร์บิทัลโมเลกุลที่สร้างพันธะ (bonding molecular orbital) ส่วนออร์บิทัลโมเลกุลอีกออร์บิทัลหนึ่งจะมีพลังงานสูงกว่าออร์บิทัลอะตอม การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลนี้จึงทำให้โมเลกุลมีพลังงานเพิ่มขึ้นและไม่เสถียร จึงเรียกออร์บิทัลโมเลกุลนี้ว่า ออร์บิทัลที่ต้านการสร้างพันธะ (antibonding molecular orbital)
สารประกอบโคเวเลนต์
สารประกอบโคเวเลนต์ มีสมบัติดังนี้
มีจุดเดือด จุดหลอมเหลวต่ำ เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลมีค่าน้อย
ไม่นำไฟฟ้าทั้งสภาพแก๊ส ของเหลว และของแข็ง
ไม่ละลายในตัวทำละลายมีขั้ว เช่น น้ำ แต่ละลายในตัวทำละลายไม่มีขั้ว เช่น เบนซิน
ปฏิกิริยาของสารประกอบโคเวเลนต์ เป็นปฏิกิริยาที่เกิดช้าเพราะต้องทำลายพันธะเดิมก่อนแล้วเกิดพันธะใหม่ การปะทะกันระหว่างโมเลกุลจะเกิดปฏิกิริยาเมื่อได้รับพลังงานเพียงพอ
มีสารโคเวเลนต์บางชนิดที่ไม่มีโมเลกุล ปกติมีสถานะเป็นของแข็ง ภายในโครงสร้างประกอบด้วยอะตอมชนิดเดียวกันต่อกันด้วยพันธะโคเวเลนต์เป็นโครงสร้างสามมิติขนาดใหญ่ ได้แก่ เพชร (C) ซิลิคอน (Si) ซิลิคอน
คาร์ไบด์ (SiC) เป็นต้น ซึ่งเพชรประกอบด้วยอะตอมคาร์บอนต่อกันด้วยพันธะโคเวเลนต์มีโครงสร้างแบบทรงสี่หน้าต่อกันไปเป็นโครงสร้างที่ยึดกันแน่นเป็นของแข็งที่แข็งมาก มีจุดเดือด จุดหลอมเหลวสูงถึง 3,500 องศาเซลเซียส ไม่นำไฟฟ้า นอกจากนี้ยังพบว่า คาร์บอนมีโมเลกุลที่เสถียรมากอีกแบบหนึ่งคือ มีโครงสร้างประกอบด้วยคาร์บอน 60 อะตอม แต่ละอะตอมสร้างพันธะโคเวเลนต์ด้วย sp2 ไฮบริดออร์บิทัล นักเคมีเรียกโครงสร้างแบบนี้ว่าบัคมินสเตอร์ฟุลเลอรีน (Buckminsterfullerene) นิยมเรียกสั้น ๆ ว่า บัคกีบอล (Buckyball)
3.1.3 พันธะโลหะ (Metallic bond)
โลหะเป็นธาตุที่มีอิเล็กตรอนระดับนอกจำนวนน้อย และมีพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนต่ำ มีจุดหลอมเหลวสูง นำไฟฟ้าและความร้อนได้ดี สามารถทุบให้เป็นแผ่นบางหรือดึงให้เป็นเส้นได้ โลหะมีเงาและทึบแสง สมบัติเหล่านี้แสดงว่าอะตอมโลหะไม่ได้ยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะไอออนิก หรือพันธะโคเวเลนต์ หรือแรงแวนเดอร์วาล เหตุผลเพราะว่าสารที่มีพันธะโคเวเลนต์ ไม่นำไฟฟ้า เนื่องจากไม่มีอิเล็กตรอนที่สามารถเคลื่อนที่ไปได้ และจะทำให้เป็นแผ่นหรือดึงให้เป็นเส้นก็ไม่ได้ เพราะพันธะโคเวเลนต์มีทิศทางเฉพาะย่อมขัดขืนต่อการเปลี่ยนรูป พันธะไอออนิกก็เช่นกัน แม้เป็นพันธะที่ไม่มีทิศทาง ถ้าใช้แรงทุบตีให้เป็นแผ่นก็จะแตกหักออกจากกัน ส่วนแรงแวนเดอร์วาลเป็นแรงที่อ่อนมากแต่โลหะเป็นวัสดุที่แข็งแรงย่อมมีแรงระหว่างอนุภาคสูงมากกว่าแรงแวนเดอร์วาล
จากสมบัติของโลหะดังกล่าวแสดงว่าโลหะมีพันธะที่เป็นแรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกที่อยู่เรียงชิดติดกันกับอิเล็กตรอนที่อยู่โดยรอบ คล้ายทะเลอิเล็กตรอนที่เคลื่อนไหลอยู่รอบ ๆ ไอออนบวกจึงเป็นเหตุทำให้โลหะนำไฟฟ้าได้ดี ตีให้เป็นแผ่นหรือดึงให้เป็นเส้นได้ โดยไม่แตกหักดังภาพ
3.2 แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล (Intermolecular Forces)
แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล นอกจากอยู่ในรูปของพันธะไอออนิกและพันธะโคเวเลนต์แล้วยังมีแรงยึดเหนี่ยวที่สำคัญระหว่างอะตอมและระหว่างโมเลกุล คือ แรงแวนเดอร์วาล (van der waal forces) และพันธะไฮโดรเจน (hydrogen bond) แรงดึงดูดทั้งสองนี้เป็นแรงที่อ่อนกว่าแรงจากพันธะไอออนิกและโคเวเลนต์ แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลนี้มีความสำคัญและสามารถใช้อธิบายสมบัติทางเคมีของสารและสมบัติทางกายภาพ เช่น จุดเดือด จุดหลอมเหลว แรงแวนเดอร์วาลจะเพิ่มมากขึ้นเมื่อจำนวนอิเล็กตรอนและมวลโมเลกุลเพิ่ม แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลมีหลายประเภทดังนี้
3.2.1 แรงแวนเดอร์วาล (van der waal forces)
เป็นแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลไม่มีขั้วซึ่งเป็นผลมาจากการมีสภาพขั้วขณะหนึ่ง ซึ่งภายในอะตอมหรือโมเลกุลมีกลุ่มอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ตลอดเวลา ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียสเปลี่ยนแปลงได้ทำให้ชั่วขณะหนึ่ง มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนไม่สม่ำเสมอ เป็นผลทำให้เกิดลักษณะขั้วบวกลบ (สองขั้ว) ขึ้นมาชั่วขณะ นั่นคือ ศูนย์กลางของประจุบวกเคลื่อนที่ไปอยู่คนละที่กับศูนย์กลางของประจุลบ โมเลกุลเหล่านี้จะเหนี่ยวนำโมเลกุลที่อยู่ข้างเคียงให้กลายเป็นโมเลกุลที่มีขั้วขึ้นมาด้วย และมีแรงดึงดูดกันแม้เป็นช่วงระยะเวลาสั้น ๆ แต่เกิดบ่อยครั้ง แรงดึงดูดจึงมีอยู่ตลอดไป นอกจากนี้ขนาดและรูปร่างโมเลกุลก็มีส่วนสำคัญ โมเลกุลขนาดใหญ่และมีรูปร่างยาวจะอยู่ในสภาพมีขั้วง่ายกว่าโมเลกุลที่มีขนาดเล็กและมีรูปร่างเป็นก้อนกลม
3.2.2 แรงดึงดูดระหว่างขั้ว (dipole-dipole interaction)
แรงนี้เกิดจากโมเลกุลที่มีขั้ว เช่น CO, NO, SO2 เมื่อโมเลกุลเหล่านี้เข้ามาใกล้กัน ขั้วบวก ( ) ของโมเลกุลจะหันเข้าหาด้านขั้วลบ ( ) ของอีกโมเลกุลหนึ่ง ทำให้เกิดแรงดึงดูดขึ้น ซึ่งเป็นแรงดึงดูดที่อ่อน มีความแรงประมาณ 1% ของพันธะไอออนิกหรือพันธะโคเวเลนต์เท่านั้น แรงดึงดูดประเภทนี้ทำให้โมเลกุลที่มีสภาพขั้ว มีจุดเดือดจุดหลอมเหลวสูงกว่าโมเลกุลที่ไม่มีสภาพขั้ว เมื่อมีมวลโมเลกุลใกล้เคียงกัน
3.2.3 พันธะไฮโดรเจน (Hydrogen bond)
พันธะไฮโดรเจน เป็นพันธะที่เกิดกับโมเลกุลที่ประกอบด้วยธาตุไฮโดรเจน (H) สร้างพันธะโคเวเลนต์กับอะตอมที่มีสภาพไฟฟ้าลบสูง ซึ่งสามารถดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ในพันธะได้ดี ความหนาแน่นอิเล็กตรอนจะไปเข้มข้นอยู่ทางด้านของอะตอมที่มีสภาพไฟฟ้าลบสูง ทำให้อะตอมไฮโดรเจนมีสภาพไฟฟ้าเป็นบวกมาก จนเกือบกลายเป็นไฮโดรเจนไอออน อะตอมไฮโดรเจนจึงสามารถดึงดูดอะตอมที่มีสภาพไฟฟ้าลบสูงของโมเลกุลข้างเคียง เกิดเป็นพันธะขึ้น ซึ่งพันธะนี้ทำหน้าที่คล้ายสะพานเชื่อมระหว่างสองอะตอมของสองโมเลกุลนั้น พันธะไฮโดรเจนจัดเป็นแรงระหว่างโมเลกุลที่เป็นแรงดึงดูดทางไฟฟ้าอย่างอ่อนกว่าพันธะไอออนิกและพันธะโคเวเลนต์แต่แรงกว่าแรงแวนเดอร์วาล และเป็นพันธะที่ยาวกว่าพันธะโคเวเลนต์ เราใช้ขีด —- และ …. แทนพันธะไฮโดรเจน ตัวอย่าง
สารประกอบที่มีพันธะไฮโดรเจนได้แก่ HCl, H2O, HF ฟลูออรีนเป็นธาตุที่มีสภาพไฟฟ้าลบสูงที่สุด ดังนั้นพันธะ H – F ในไฮโดรเจนฟลูออไรด์จึงเป็นพันธะที่อยู่ในสภาพมีขั้วมาก จึงเกิดแรงดึงดูดระหว่างฟลูออรีนกับไฮโดรเจนของอีกโมเลกุลหนึ่ง เกิดเป็นพันธะไฮโดรเจน ดังนี้
โมเลกุลของน้ำ (H2O) เกิดพันธะไฮโดรเจนได้เป็นอย่างดี เนื่องจากออกซิเจนมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ เช่น และออกซิเจนเป็นธาตุที่มีความสามารถในการดึงอิเล็กตรอนในพันธะได้ดี จึงมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบ ๆ อะตอมออกซิเจนสูง ในขณะที่ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบอะตอมไฮโดรเจนมีเบาบางจึงเกิดพันธะไฮโดรเจนระหว่างโมเลกุลของน้ำได้ดี
เลขออกซิเดชัน (Oxidation number)
เลขออกซิเดชัน หมายถึง ตัวเลขที่แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับนอกของธาตุที่ใช้ในการสร้างพันธะเคมี เวลาเขียนจะแสดงเครื่องหมายบวกหรือลบกำกับไว้ สำหรับสารประกอบไอออนิก เลขออกซิเดชันของธาตุที่ให้อิเล็กตรอนจะมีเครื่องหมายเป็นบวก และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้ไป ส่วนธาตุที่รับอิเล็กตรอนเลขออกซิเดชันจะมีเครื่องหมายเป็นลบ และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่รับมา ตัวอย่างเช่น
NaCl จะได้ว่า Na มีเลขออกซิเดชันเป็น +1
Cl มีเลขออกซิเดชันเป็น -1
CaCl2 จะได้ว่า Ca มีเลขออกซิเดชันเป็น +2
Cl มีเลขออกซิเดชันเป็น -1
สำหรับสารประกอบโคเวเลนต์ที่พันธะประกอบด้วยธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้สูงกับธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้ต่ำ ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้สูงสามารถดึงอิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันในพันธะได้ดีกว่า จะมีเลขออกซิเดชันเป็นลบ และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่ดึงเข้ามา ส่วนธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้ต่ำกว่า จะมีเลขออกซิเดชันเป็นบวก และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่ถูกดึงไป
สารประกอบ และสมบัติของสารประกอบ
1. การเกิดสารประกอบ
สารประกอบ คือ สารที่เกิดจากการรวมตัวของธาตุตั้งแต่สองธาตุขึ้นไป โดยเกิดการเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอน เพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตต (ให้อิเล็กตรอนวงนอกสุดครบแปด) นั่นคือ สารประกอบเกิดจากพันธะเคมีซึ่งอาจเกิดจากพันธะไอออนิก หรือ พันธะโคเวเลนต์ก็ได้
สมบัติของสารประกอบไอออนิก
1. มีขั้ว สารประกอบไอออนิกไม่เกิดเป็นโมเลกุลเดี่ยว แต่เป็นของแข็งประกอบด้วยไอออนจำนวนมากยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงยึดเหนี่ยวทางไฟฟ้า
2. นำไฟฟ้าได้ เมื่อใส่สารประกอบไอออนิกลงในน้ำ ไอออนจะแยกออกจากกัน ทำให้สารละลายนำไฟฟ้าได้ และสารประกอบไอออนิกที่หลอมเหลวก็นำไฟฟ้าได้ เพราะเมื่อหลอมเหลวไอออนจะแยกกันเป็นอิสระ
3. มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง เพราะสารประกอบไอออนิกต้องใช้พลังงานมากในการทำลายแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออน เพื่อจะให้กลายเป็นของเหลว หรือกลายเป็นไอ
4. การละลาย สารประกอบไอออนิกละลายได้ในน้ำหรือละลายในตัวทำละลายที่มีสภาพขั้วสูงมาก
5. การเกิดปฏิกิริยาไอออนิก เป็นปฏิกิริยาระหว่างไอออน เพราะสารประกอบไอออนิกเมื่อเป็นสารละลาย ไอออนเป็นอิสระ จึงเกิดปฏิกิริยาทันที
6. สารประกอบไอออนิกเกิดจากไอออนประจุตรงกันข้าม รอบ ๆ ไอออน จะมีสนามไฟฟ้าจึงไม่แสดงทิศทางพันธะไอออนิก
สมบัติของสารประกอบโคเวเลนต์
1. แรงดึงดูดภายในโมเลกุลมีน้อยทำให้มีสถานะเป็นแก๊ส ของเหลว และเป็นของแข็งที่อ่อนนุ่มที่อุณหภูมิปกติ
ไม่ละลายน้ำ
2. มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวต่ำ เพราะใช้พลังงานน้อยในการทำลายแรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล
ไม่นำไฟฟ้า
3. ละลายในเบนซีน และสารอินทรีย์หรือตัวทำละลายที่ไม่มีขั้ว
เนื่องจากสารประกอบมีอยู่มากมาย จึงจำเป็นต้องมีกฎเกณฑ์ในการเขียนสูตร และการเรียกชื่อสารประกอบ เพื่อให้สะดวกแก่การจดจำ และง่ายต่อการเรียนการสอน ทั้งจะได้มีแบบแผนหลักเกณฑ์ที่เหมือนกัน จึงมีหลักดังนี้
การเขียนสูตรสารประกอบ
สารประกอบเกิดจากการรวมตัวของธาตุ หรือหมู่ธาตุ ตั้งแต่ 2 ธาตุขึ้นไป ซึ่งอาจจะอยู่ในลักษณะของไอออน หรืออะตอมก็ได้ ในการเขียนสูตรจึงมีกฎเกณฑ์ดังนี้
การเรียกชื่อสารประกอบ
การเรียกชื่อสารประกอบใช้หลักการตามระบบ IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) ซึ่งมีข้อตกลงดังนี้
1. สารประกอบระหว่างโลหะกับอโลหะ ให้เรียกชื่อโลหะธาตุแรก หรือไอออนบวก เต็ม ๆ แล้วตามด้วยอโลหะ หรือไอออนลบ แล้วเปลี่ยนท้ายเสียงเป็นไอด์ (ide) เช่น
Na (Sodium) กับ Cl (Chlorine) เขียนสูตร NaCl อ่านเป็น Sodium chloride
Ba (Barium) กับ S (Sulfur) เขียนสูตร BaS อ่านเป็น Barium sulfide
K (Potassium) กับ I (Iodine) เขียนสูตร KI อ่านเป็น Potassium iodide
บางธาตุมีการตัด / เติม พยางค์ท้ายก่อนเปลี่ยนท้ายเสียงเป็นไอด์ เช่น
H (Hydrogen) เป็น Hydride
N (Nitrogen) เป็น Nitride
O (Oxygen) เป็น Oxide
P (Phosphorus) เป็น Phosphide
2. สารประกอบระหว่างอโลหะ กับอโลหะ สารประกอบชนิดนี้แม้จะมีองค์ประกอบเหมือนกัน แต่บางทีมีสารได้มากกว่า 1 สาร เช่น SO2 กับ SO3 หรือ CO กับ CO2 การเรียกชื่อต้องบอกจำนวนอะตอมของแต่ละธาตุ เป็นภาษากรีก คือ 1 (mono), 2 (di), 3 (tri), 4 (treta), 5 (penta), 6 (hexa), 7 (hepta), 8 (octa), 9 (nona),10 (deca) ยกเว้นธาตุแรกมี 1 อะตอมไม่ต้องบอก เช่น
SO2 อ่านว่า Sulfur dioxide
SO3 อ่านว่า Sulfur trioxide
CO อ่านว่า Cabon monoxide
CO2 อ่านว่า Cabon dioxide
P2 O5 อ่านว่า Diphosphorus pentaoxide
3. สารประกอบที่มีไอออนบวก กับไอออนลบที่ไม่ใช่อะตอมเดี่ยว แต่เป็นไอออนที่ประกอบด้วยหมู่อะตอม เช่น Sulphateion SO42- มี S เป็นอะตอมกลาง ตามข้อตกลงให้ถือว่าไอออนที่มีลักษณะเช่นนี้ เป็นไอออนเชิงซ้อน เรียกชื่อแบบเดียวกับสารเชิงซ้อน แต่อนุโลมให้ใช้ชื่อสามัญ ถ้ามีธาตุอื่นมารวมตัวกับไอออนนี้ ก็เรียกธาตุนั้นนำหน้า เช่น
ไอออน ชื่อตามระบบ IUPAC ชื่อสามัญ
SO42- Tetraoxosulphate ion Sulphate ion
NO3 Trioxide nitrate(V) ion Nitrate ion
Na2SO4 Sodium tetraoxidesulphate Sodium sulphate
NaNO3 Sodium trioxonitrate Sodium nitrate
4. สารประกอบที่ไอออนบวกมีค่าเลขออกซิเดชันหลายค่า การเรียกชื่อสารประกอบต้องระบุเลขออกซิเดชันด้วย โดยเขียนเลขโรมันไว้หลังชื่อธาตุนั้น เช่น
FeCl2 อ่านได้ว่า Iron (II) chloride
สารประกอบเชิงซ้อน
สารประกอบที่ประกอบด้วยไอออนเชิงซ้อน มักจะมีโลหะสองชนิด ซึ่งในสารประกอบนั้นจะมีไอออน 2 ชนิดคือ ไอออนบวก (+) และไอออนลบ (-) และไอออนที่ประกอบด้วยธาตุตั้งแต่ 2 ธาตุขึ้นไปนี้เรียกว่า ไอออนเชิงซ้อนอาจเป็นไอออนบวกหรือไอออนลบก็ได้ พวกไอออนเชิงซ้อนจะมีธาตุแทรนซิชันเป็นอะตอมกลาง และมีไอออน อะตอม หรือโมเลกุลอื่น มาล้อมรอบ โดยเรียกสิ่งที่ล้อมรอบว่า ลิแกนด์ ส่วนมากแล้วลิแกนด์จะยึดเหนี่ยวกับธาตุแทรนซิชันด้วยพันธะโคเวเลนต์ หรือโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ หลักการอ่านชื่อสารประกอบเชิงซ้อนมีดังนี้
1. ถ้าไอออนเชิงซ้อนเป็นไอออนบวก ให้อ่านลิแกนด์นำหน้า แล้วตามด้วยเลขอะตอมกลาง โดยบอกเลขออกซิเดชันด้วย จากนั้นอ่านไอออนลบ
2. ถ้าไอออนเชิงซ้อนเป็นลบ อ่านลิแกนด์นำหน้า จากนั้น อ่านอะตอมกลางลงท้ายด้วย – ate โดยบ่งบอกเลขออกซิเดชันของธาตุด้วย
ลิแกนด์บางตัวที่ควรทราบ
Cl– อ่านว่า Chloro
Br– อ่านว่า Bromo
I– อ่านว่า Iodo
CO32- อ่านว่า Carbonate
H2O อ่านว่า Aqua
CN– อ่านว่า Cyano
NO2– อ่านว่า Nitro
NH3 อ่านว่า Ammine
