ทฤษฎีพันธะเคมี
(CHEMISTRY THEORY BORND)
ทฤษฎีพันธะเคมี
พันธะเคมี คือ การที่มีแรงยึดอะตอมเข้าเป็นโมเลกุลในที่นี้พันธะทางเคมี มีอยู่หลายแบบด้วยกันซึ่งนักวิทยาศาสตร์ได้อธิบายไว้มากมายเกี่ยวกับทฤษฎีพันธะเคมีดังนี้
1. ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล(molecular orbital theory ; MO theory )
ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุลเป็นทฤษฎีที่ใช้อธิบายว่าทั้งโมเลกุลและอะตอม ต่างก็มีออร์บิทัลซึ่งเป็นที่ที่อิเล็กตรอนสามารถเข้ามาอยู่ได้ โดยแต่ละออร์บิทัลมีพลังงานต่างกันไป หลักการสำคัญของทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุลจะมองว่าอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุลไม่ได้อยู่ประจำที่ ( delocalized electrons ) แต่สามารถเคลื่อนที่ไปได้ทั่วทั้งโมเลกุล
ถ้าเป็นออร์บิทัลของ อะตอม เรียกว่า ออร์บิทัลอะตอม
ถ้าเป็นออร์บิทัลของ โมเลกุล เรียกว่า ออร์บิทัลโมเลกุล
ข้อดี ของทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุลสามารถทำนายการเกิดเป็นโมเลกุล สมบัติทางแม่เหล็ก และให้ความเข้าใจเกี่ยวกับสภาวะเร้าของโมเลกุลได้
การซ้อนเหลื่อมกันของออร์บิทัลอะตอม ทำให้เกิดออร์บิทัลโมเลกุลซึ่งแบ่งได้เป็น 2 แบบ คือ
1. ออร์บิทัลโมเลกุลแบบสร้างพันธะ (bonding molecular orbital ; BMO) การเกิดออร์บิทัลโมเลกุลแบบนี้จะทำให้อิเล็กตรอนมีพลังงานลดลงนั่นคือมีความเสถียรมากขึ้น
2. ออร์บิทัลโมเลกุลแบบต้านพันธะ (anti-bonding molecular orbital ; AMO การเกิดออร์บิทัลโมเลกุลแบบนี้จะทำให้อะตอมที่ได้มีพลังงานเพิ่มขึ้น นั่นคือมีความเสถียรน้อยลงโดยทั่วไปแล้วระดับพลังงานของออร์บิทัลโมเลกุลมีลำดับดังนี้
σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < py ,px < σz < p*y , p*x < σ*z
ยกเว้น O2 และ F2 ที่ 2σZ < 2pPx < 2pPy
การบรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัล
1. ให้นำเวเลนซ์อิเล็กตรอนของแต่ละอะตอมมารวมกันโดยไม่สนใจว่ามาจากอะตอมใด
2. จากนั้นให้บรรจุเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดลงในออร์บิทัลโมเลกุลโดยให้เริ่มบรรจุในออร์บิทัลมีพลังงานต่ำก่อน โดยยึดหลักที่ว่า
2.1 หนึ่งออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนได้ 2 ตัว
2.2 อิเล็กตรอนสองตัวในออร์บิทัลเดียวกันต้องมีสปินที่ตรงกันข้าม
3. ถ้ามีสองออร์บิทัลมีพลังงานเท่ากันเช่น px และ py ให้บรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลใดก่อนก็ได้ โดยบรรจุตามกฏของฮุนด์ จากนั้น ถ้ามีอิเล็กตรอนเหลือก็ให้บรรจุในออร์บิทัลใดก่อนก็ได้โดยมีสปินตรงข้ามกับอิเล็กตรอนตัวเดิม
1. ให้นำเวเลนซ์อิเล็กตรอนของแต่ละอะตอมมารวมกันโดยไม่สนใจว่ามาจากอะตอมใด
2. จากนั้นให้บรรจุเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดลงในออร์บิทัลโมเลกุลโดยให้เริ่มบรรจุในออร์บิทัลมีพลังงานต่ำก่อน โดยยึดหลักที่ว่า
2.1 หนึ่งออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนได้ 2 ตัว
2.2 อิเล็กตรอนสองตัวในออร์บิทัลเดียวกันต้องมีสปินที่ตรงกันข้าม
3. ถ้ามีสองออร์บิทัลมีพลังงานเท่ากันเช่น px และ py ให้บรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลใดก่อนก็ได้ โดยบรรจุตามกฏของฮุนด์ จากนั้น ถ้ามีอิเล็กตรอนเหลือก็ให้บรรจุในออร์บิทัลใดก่อนก็ได้โดยมีสปินตรงข้ามกับอิเล็กตรอนตัวเดิม
อันดับพันธะ
อันดับพันธะ หมายถึง จำนวนคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันระหว่างอะตอม คำนวณได้จากอันดับพันธะ = 1/2(จำนวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลแบบสร้างพันธะ -จำนวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลแบบต้านพันธะ) อันดับพันธะไม่จำเป็นต้องเป็นเลขจำนวนเต็มยิ่งอันดับพันธะมีค่ามาก โมเลกุลนั้นยิ่งเสถียรแต่ถ้าอันดับพันธะมีค่าเท่ากับศูนย์ โมเลกุลนั้นไม่เสถียรหรือไม่สามารถเกิดได้จริง เช่น H2 มีอันดับพันธะ = 1/2(2-0) = 1
อันดับพันธะ หมายถึง จำนวนคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันระหว่างอะตอม คำนวณได้จากอันดับพันธะ = 1/2(จำนวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลแบบสร้างพันธะ -จำนวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลแบบต้านพันธะ) อันดับพันธะไม่จำเป็นต้องเป็นเลขจำนวนเต็มยิ่งอันดับพันธะมีค่ามาก โมเลกุลนั้นยิ่งเสถียรแต่ถ้าอันดับพันธะมีค่าเท่ากับศูนย์ โมเลกุลนั้นไม่เสถียรหรือไม่สามารถเกิดได้จริง เช่น H2 มีอันดับพันธะ = 1/2(2-0) = 1
สมบัติทางแม่เหล็กไฟฟ้า
พาราแมกเนติก (paramagnetic) มีสมบัติเบี่ยงเบนในสนามไฟฟ้า เกิดขึ้นได้ถ้าในออร์บิทัลโมเลกุลมีอิเล็กตรอนที่ไม่เข้าคู่ไดอะแมกเนติก (diamagnetic) ไม่เบี่ยงเบนในสนามไฟฟ้าเกิดขึ้นในออร์บิทัลโมเลกุลมีอิเล็กตรอนเข้าคู่ออร์บิทัล
พาราแมกเนติก (paramagnetic) มีสมบัติเบี่ยงเบนในสนามไฟฟ้า เกิดขึ้นได้ถ้าในออร์บิทัลโมเลกุลมีอิเล็กตรอนที่ไม่เข้าคู่ไดอะแมกเนติก (diamagnetic) ไม่เบี่ยงเบนในสนามไฟฟ้าเกิดขึ้นในออร์บิทัลโมเลกุลมีอิเล็กตรอนเข้าคู่ออร์บิทัล
ออร์บิทัลโมเลกุลของธาตุต่างชนิดกัน (heteronuclear diatomic molecule)โดยทั่วไปแล้วออร์บิทัลอะตอมของอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำกว่ามักจะมีค่าพลังงานสูงกว่า ตัวอย่างออร์บิทัลโมเลกุลของธาตุต่างชนิดกัน เช่น HF ; H มี 1 เวเลนซ์อิเล็กตรอน และ F มี 7 เวเลนซ์อิเล็กตรอน จะเห็นว่าอิเล็กตรอนทั้ง 8 ตัวบรรจุอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุลทั้งหมด 4ออร์บิทัลโดยออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานสูงสุดที่มีเล็กตรอนบรรจุอยู่เป็นชนิด ไพออร์บิทัลซึ่งอิเล็กตรอนในไพออร์บิทัลจะไม่มีส่วนเกี่ยวข้องกับ H อะตอม เรียกออร์บิทัลเหล่านี้ว่า non-bonding orbital |
2. ทฤษฎีแถบพลังงาน ( band theory )
โลหะ สามารถนำไฟฟ้าและความร้อนได้ดี มีลักษณะเป็นเงาและมีความวาวเมื่อถูกแสง นอกจากนี้ยังสามารถดึงเป็นเส้น ตีเป็นแผ่น หรือบิดงอได้โดยไม่แตกหัก ซึ่งคุณสมบัติที่สำคัญเหล่านี้ก็เนื่องจากโลหะยึดกันด้วยพันธะชนิดหนึ่ง นั่นก็คือ พันธะโลหะ
ทฤษฎีที่ใช้อธิบายพันธะโลหะ
1. แบบจำลองทะเลอิเล็กตรอน ( electron sea model )
2. ทฤษฎีแถบพลังงาน ( band theory )
ทฤษฎีที่ใช้อธิบายพันธะโลหะ
1. แบบจำลองทะเลอิเล็กตรอน ( electron sea model )
2. ทฤษฎีแถบพลังงาน ( band theory )
1. แบบจำลองทะเลอิเล็กตรอน ( electron sea model )
จากรูปแสดงลักษณะของพันธะโลหะ ทรงกลมสีเทาคือ ไอออนบวกของโลหะ ทรงกลมสีแดงที่เคลื่อนที่อยู่ตลอดเวลานี้ คือ อิเล็กตรอน เรามักเรียกแบบจำลองของการเกิดพันธะโลหะนี้ว่า ทะเลอิเล็ก ตรอน เนื่องจากในผลึกของโลหะมีจำนวนอิเล็กตรอนมหาศาลที่ไหลไปมาได้อย่างอิสระตลอดเวลา
ซึ่งอิเล็กตรอนเหล่านี้ทำหน้าที่คล้ายซีเมนต์ ที่ช่วยยึดไอออนจึงทำให้อิเล็กตรอนในโลหะถึงเคลื่อนที่ได้ตลอดเวลา โลหะที่มีประจุบวกให้อยู่ในตำแหน่งที่คงที่ การที่อิเล็กตรอนสามารถไหลไปมาในโลหะได้นี้ ทำให้โลหะมีคุณสมบัติเป็นตัวนำความร้อนและไฟฟ้าที่ดี (เมื่อมีสนามไฟฟ้ากระทำอิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่เข้าหาขั้วบวก) และการที่อิเล็กตรอนทำหน้าที่คล้ายซีเมนต์นี้ (cement effect) ทำให้โลหะแข็ง ผิวหน้าของโลหะเป็นมันวาวเนื่องจากโลหะสามารถดูดกลืน และคายพลังงานได้ในช่วงความยาวคลื่นที่ต่อเนื่องกัน ทั้งนี้เนื่องจากอิเล็กตรอนอยู่ไม่ประจำที่และเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระจึงสามารถมีพลังงานเท่าไหร่ก็ได้
ซึ่งอิเล็กตรอนเหล่านี้ทำหน้าที่คล้ายซีเมนต์ ที่ช่วยยึดไอออนจึงทำให้อิเล็กตรอนในโลหะถึงเคลื่อนที่ได้ตลอดเวลา โลหะที่มีประจุบวกให้อยู่ในตำแหน่งที่คงที่ การที่อิเล็กตรอนสามารถไหลไปมาในโลหะได้นี้ ทำให้โลหะมีคุณสมบัติเป็นตัวนำความร้อนและไฟฟ้าที่ดี (เมื่อมีสนามไฟฟ้ากระทำอิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่เข้าหาขั้วบวก) และการที่อิเล็กตรอนทำหน้าที่คล้ายซีเมนต์นี้ (cement effect) ทำให้โลหะแข็ง ผิวหน้าของโลหะเป็นมันวาวเนื่องจากโลหะสามารถดูดกลืน และคายพลังงานได้ในช่วงความยาวคลื่นที่ต่อเนื่องกัน ทั้งนี้เนื่องจากอิเล็กตรอนอยู่ไม่ประจำที่และเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระจึงสามารถมีพลังงานเท่าไหร่ก็ได้
ทฤษฎีแถบพลังงาน (band theory)
เมื่อออร์บิทัลอะตอมสองออร์บิทัลมารวมกันจะได้ออร์บิทัลโมเลกุลสองชนิดคือ ออร์บิทัลโมเลกุลแบบมีพันธะ (bonding molecular orbital) และออร์บิทัลโมเลกุลแบบต้านพันธะ (anti-bonding molecular orbital) ดังเช่นกรณีของ Li2 (Li : 1s22s1) ซึ่งแสดงออร์บิทัลโมเลกุลที่ระดับ 2s เมื่อมีอะตอมมากขึ้นและจำนวนออร์บิทัลโมเลกุลมากขึ้น ระดับพลังงานจะใกล้ชิดกันมากขึ้นจนดูเหมือนว่าเป็นแถบต่อเนื่องกัน แถบดังกล่าวนี้ เรียกว่า แถบพลังงาน (energy band) อิเล็กตรอนจะมีพลังงานค่าต่างๆได้ภายในแถบ หรือภายในแถบที่มีการซ้อนเหลื่อมกันเท่านั้น (กรณีที่ระดับพลังงานไม่ห่างกันมากแถบพลังงานสามารถซ้อนเหลื่อมกันได้) แถบพลังงานนี้เรียกว่า แถบอนุญาต (allowed band) สำหรับช่วงที่ว่างที่ไม่มีแถบพลังงานเรียกว่า ช่องต้องห้าม (forbidden gap
เมื่อออร์บิทัลอะตอมสองออร์บิทัลมารวมกันจะได้ออร์บิทัลโมเลกุลสองชนิดคือ ออร์บิทัลโมเลกุลแบบมีพันธะ (bonding molecular orbital) และออร์บิทัลโมเลกุลแบบต้านพันธะ (anti-bonding molecular orbital) ดังเช่นกรณีของ Li2 (Li : 1s22s1) ซึ่งแสดงออร์บิทัลโมเลกุลที่ระดับ 2s เมื่อมีอะตอมมากขึ้นและจำนวนออร์บิทัลโมเลกุลมากขึ้น ระดับพลังงานจะใกล้ชิดกันมากขึ้นจนดูเหมือนว่าเป็นแถบต่อเนื่องกัน แถบดังกล่าวนี้ เรียกว่า แถบพลังงาน (energy band) อิเล็กตรอนจะมีพลังงานค่าต่างๆได้ภายในแถบ หรือภายในแถบที่มีการซ้อนเหลื่อมกันเท่านั้น (กรณีที่ระดับพลังงานไม่ห่างกันมากแถบพลังงานสามารถซ้อนเหลื่อมกันได้) แถบพลังงานนี้เรียกว่า แถบอนุญาต (allowed band) สำหรับช่วงที่ว่างที่ไม่มีแถบพลังงานเรียกว่า ช่องต้องห้าม (forbidden gap
เกร็ดความรู้
ทำไมอิเล็กตรอนในโลหะถึงเคลื่อนที่ได้ตลอดเวลา ?
มีค่าพลังงานไอออไนเซซันที่ต่ำ ดังนั้นจึงยึดอิเล็กตรอนวงนอกสุดไว้อย่างหลวมๆ ทำให้อิเล็กตรอนเหล่านี้เคลื่อนที่ไปมารอบๆโลหะตลอดเวลาเหมือนกับว่าไม่ได้เป็นอิเล็กตรอนของอะตอมตัวใดตัวหนึ่ง แต่เป็นเสมือนกับว่าเป็นของอะตอมทุกตัว (มีล้านๆอะตอมในผลึกโลหะ)
มีค่าพลังงานไอออไนเซซันที่ต่ำ ดังนั้นจึงยึดอิเล็กตรอนวงนอกสุดไว้อย่างหลวมๆ ทำให้อิเล็กตรอนเหล่านี้เคลื่อนที่ไปมารอบๆโลหะตลอดเวลาเหมือนกับว่าไม่ได้เป็นอิเล็กตรอนของอะตอมตัวใดตัวหนึ่ง แต่เป็นเสมือนกับว่าเป็นของอะตอมทุกตัว (มีล้านๆอะตอมในผลึกโลหะ)
3. ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ (valence bond theory)
ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ หรือทฤษฎีเวเลนซ์บอนด์เป็นทฤษฎีที่เกิดก่อนทฤษฎีโมเลคิวลาร์ออร์บิทัล แต่ทฤษฎีนี้ก็สามารถอธิบายรูปร่างของโมเลกุลได้ดีโดยไม่ต้องทำการคำนวณ สมมติฐานของทฤษฎีนี้มีอยู่ว่า
ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ หรือทฤษฎีเวเลนซ์บอนด์เป็นทฤษฎีที่เกิดก่อนทฤษฎีโมเลคิวลาร์ออร์บิทัล แต่ทฤษฎีนี้ก็สามารถอธิบายรูปร่างของโมเลกุลได้ดีโดยไม่ต้องทำการคำนวณ สมมติฐานของทฤษฎีนี้มีอยู่ว่า
1. เมื่ออะตอมเข้าใกล้กัน อะตอมมิกซ์ออร์บิทัลที่มีอิเล็กตรอนเดี่ยวจะซ้อนกัน (overlab) และอิเล็กตรอนเดี่ยวเข้าคู่กันและหมุนสวนทางกัน ในออร์บิทัลใหม่จึงเกิดเป็นพันธะโคเวเลนซ์
2. อะตอมมิกซ์ออร์บิทัลยิ่งซ้อนกันมากเท่าไรพันธะที่ได้ก็ยิ่งมีความเสถียรมากเท่านั้น
3. การที่จะเกิดการซ้อนกันได้มากๆ อะตอมมิกซ์ออร์บิทัลจะรวมกันเป็นอะตอมมิกซ์ออร์บิทัลลูกผสม(hybrid atomic orbital) ที่มีจำนวนเท่ากับอะตอมมิกซ์ออร์บิทัลเดิมก่อน
4. เมื่ออะตอมหนึ่งเกิดพันธะมากกว่าหนึ่งพันธะ มุมระหว่างพันธะจะเท่ากับมุมของออร์บิทัลที่ใช้เข้ารวมกันนั้น
การเกิด H2 โมเลกุล 1s-ออร์บิทัล ของทั้งสองอะตอมซ้อนกัน อิเล็กตรอนจากทั้งสองอะตอมจับคู่อยู่รวมกันระหว่างอะตอมทั้งสองเกิดเป็นพันธะ ถ้า He สองอะตอมเข้าใกล้กัน1s-ออร์บิทัล จะซ้อนกัน แต่อิเล็กตรอนจาก He เป็นอิเล็กตรอนคู่ที่ไม่มีปฏิกิริยาต่อกัน จึงไม่มีโมเลกุลของ He ที่เป็นสองอะตอม Li เกิดเป็น Li2 ได้ 2s-อิเล็กตรอนจับคู่กันเมื่อออร์บิทัลซ้อนกัน ส่วน Be ไม่เกิดเป็น Be2 โมเลกุล ด้วยเหตุผลเดียวกับ He แต่นักเคมีพบว่า Be เกิดสารประกอบโคเวเลนซ์กับธาตุอื่นโดยมี สองพันธะที่เหมือนกันทุกประการและโมเลกุลเป็นเส้นตรง เช่น BeCl2 จะเกิดพันธะได้ ถ้ามีอิเล็กตรอนเดี่ยว 2 ตัว แต่อิเล็กตรอนคอนฟิกิวเรชันของ Be เป็น 1s2 2s2 ดังนั้น Be จะมีอิเล็กตรอนเดี่ยวได้ 2s-อิเล็กตรอน ตัวหนึ่งต้องย้ายไปอยู่ที่ 2p เป็น 1s2 2s1 2p1 ซึ่งถ้าเป็นดังนี้แล้วพันธะทั้งสองของ BeCl2 จะต้องแตกต่างกัน หรือถ้ามีการจัดอิเล็กตรอนใหม่เป็น 1s2 2s0 2px1 2py1 พันธะ BeCl2 เหมือนกัน แต่มุมที่เกิดจากพันธะทั้งสองจะเป็น 90๐ ไม่ใช่ 180๐
ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์เป็นทฤษฎีที่ใช้อธิบายการเกิดพันธะด้วยการซ้อนเหลื่อมกันของออร์บิทัลอะตอม โดยทั่วไปแล้วถ้าอิเล็กตรอนมีสปินเหมือนกันเมื่อเข้าใกล้กันจะมีการผลักกันเกิดขึ้นทำให้พลังงานเพิ่มขึ้น ถ้าอิเล็กตรอนมีสปินตรงกันข้าม เมื่อเข้าใกล้กันจะมีการดึงดูดกันเกิดขึ้น ทำให้พลังงานลดลง
ในกรณีของอะตอมสองอะตอมที่อิเล็กตรอนมีสปินตรงกันข้ามจะเห็นว่า อะตอมสามารถซ้อนเหลื่อมกันได้ในระดับหนึ่งเท่านั้น ถ้ามีการซ้อนเหลื่อมกันมากกว่านี้ พลังงานของโมเลกุลจะเพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็ว ทำให้โมเลกุลที่เกิดขึ้นไม่เสถียร ro คือตำแหน่งที่อะตอมทั้งสองเกิดการซ้อนเหลื่อมกัน แล้วทำให้โมเลกุลที่ได้มีพลังงานต่ำสุด การซ้อนเหลื่อมของออร์บิทัลจะสอดคล้องกับความแข็งแรงของพันธะ คือ ถ้ามีอิเล็กตรอนหนาแน่นมากในตำแหน่งที่ซ้อนเหลื่อม(ระหว่างนิวเคลียสของสองอะตอม) พันธะที่เกิดขึ้นก็จะมีความแข็งแรง ข้อดี ของทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ คือ ใช้อธิบายการเกิดพันธะเมื่อทราบรูปร่างโมเลกุล และยังสามารถอธิบายได้ว่าทำไมพันธะเดี่ยวมีความยาวพันธะมากกว่าพันธะคู่ และพันธะคู่มีความยาวพันธะมากกว่าพันธะสาม รวมถึงอธิบายลำดับความแข็งแรงของพันธะได้อีกด้วย ลำดับความแข็งแรงของพันธะ พันธะสาม > พันธะคู่ > พันธะเดี่ยว ความยาวพันธะ พันธะสาม < พันธะคู่ < พันธะเดี่ยว |
พันธะเดี่ยว เกิดจาก พันธะซิกมา 1 พันธะ พันธะคู่ เกิดจาก พันธะซิกมา 1 พันธะ และ พันธะไพ 1 พันธะ พันธะสาม เกิดจาก พันธะซิกมา 1 พันธะ และ พันธะไพ 2 พันธะ จะเห็นว่าพันธะคู่และพันธะสามมีการสร้างพันธะทั้งพันธะซิกมาและไพ จึงแข็งแรงกว่าพันธะเดี่ยว อย่างไรก็ตามพันธะสามมีการสร้างพันธะซิกมาเท่ากับพันธะคู่แต่พันธะสามมีพันธะไพมากกว่าดังนั้นจึงแข็งแรงกว่า ในแง่ของความยาวพันธะ จะเห็นว่าพันธะคู่และพันธะสามสั้นกว่าพันธะเดี่ยวเนื่องจากมีการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้าง เพื่อให้เกิดพันธะไพ ดังนั้นอะตอมจึงต้องอยู่ชิดกัน เพื่อให้สามารถซ้อนเหลื่อมกันได้ตามแนวข้าง ในขณะที่พันธะเดี่ยวไม่มีการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้าง อย่างไรก็ดีพันธะสามสั้นกว่าพันธะคู่เนื่องจากมีการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้างถึงสองแกน ในขณะที่พันธะคู่มีการซ้อนเหลื่อมตามแนวข้างเพียงแกนเดียว เช่น F2 (1s22s22p5) แผนผังแสดงอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในการสร้างพันธะเป็นดังนี้ |
|
รูปการซ้อนเหลื่อมของ 2pzออร์บิทัลแสดงได้ดังนี้ |
|
ไฮบริไดเซซัน (hybridization)
ไฮบริไดเซซัน คือ ปรากฎการณ์ที่ออร์บิทัลในอะตอมเดียวกัน ที่มีระดับพลังงานใกล้เคียงกันเกิดการรวมกันเกิดเป็นไฮบริดออร์บิทัล (hybrid orbital) ซึ่งแต่ละไฮบริดออร์บิทัลจะครอบครองพื้นที่เท่ากัน และอยู่ห่างกันมากที่สุดเพื่อทำให้พลังงานรวมของออร์บิทัลมีพลังงานน้อยที่สุด ผลที่เกิดขึ้นก็คือ เกิดไฮบริดออร์บิทัลมีรูปร่างต่างๆกันไป และพลังงานรวมของไฮบริดออร์บิทัลน้อยกว่าผลรวมพลังงานทั้งหมด ของออร์บิทัลอะตอมก่อนการเกิด
ไฮบริไดเซซัน
ประเภทของไฮบริดออร์บิทัล
1. sp-ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s และ p ออร์บิทัลอย่างละหนึ่งออร์บิทัลได้ไฮบริดออร์บิทัลเป็นเส้นตรง
ไฮบริไดเซซัน คือ ปรากฎการณ์ที่ออร์บิทัลในอะตอมเดียวกัน ที่มีระดับพลังงานใกล้เคียงกันเกิดการรวมกันเกิดเป็นไฮบริดออร์บิทัล (hybrid orbital) ซึ่งแต่ละไฮบริดออร์บิทัลจะครอบครองพื้นที่เท่ากัน และอยู่ห่างกันมากที่สุดเพื่อทำให้พลังงานรวมของออร์บิทัลมีพลังงานน้อยที่สุด ผลที่เกิดขึ้นก็คือ เกิดไฮบริดออร์บิทัลมีรูปร่างต่างๆกันไป และพลังงานรวมของไฮบริดออร์บิทัลน้อยกว่าผลรวมพลังงานทั้งหมด ของออร์บิทัลอะตอมก่อนการเกิด
ไฮบริไดเซซัน
ประเภทของไฮบริดออร์บิทัล
1. sp-ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s และ p ออร์บิทัลอย่างละหนึ่งออร์บิทัลได้ไฮบริดออร์บิทัลเป็นเส้นตรง
เช่น C2H2
|
C2H2 ; จะเห็นว่าเกิดไฮบริไดเซซันระหว่าง 2s สองออร์บิทัลกับ p ออร์บิทัลหนึ่งออร์บิทัลได้เป็น sp- ไฮบริดออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนเดี่ยวสองตัว ตัวหนึ่งเกิด พันธะซิกมากับ H และอีกตัวเกิด พันธะซิกมากับ คาร์บอนอีกตัว ส่วน p-ออร์บิทัลเกิดพันธะไพกับคาร์บอนอะตอมอีกตัวได้เป็นโมเลกุลเส้นตรง |
2. sp 2-ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s 1 ออร์บิทัลและ p 2 ออร์บิทัลได้ไฮบริดออร์บิทัลเป็นสามเหลี่ยมแบนราบ เช่น
C2H4 ; จะเห็นว่าเกิดไฮบริไดเซซันระหว่าง 2s กับ p สองออร์บิทัลได้เป็น sp2- ไฮบริดออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนเดี่ยวสามตัว โดยสองตัวเกิด พันธะซิกมากับ H และอีกตัวเกิด พันธะซิกมากับ คาร์บอนอีกตัว ส่วน p-ออร์บิทัลเกิดพันธะไพกับคาร์บอนอะตอมอีกตัวได้เป็นโมเลกุลดังรูป | ||||
| | |||
3.sp3-ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s 1ออร์บิทัลและ p 3 ออร์บิทัลได้ไฮบริดออร์บิทัลเป็นรูปทรงสี่หน้า | ||||
| ||||
|
4. sp3d-ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s ออร์บิทัล1 ออร์บิทัล, d ออร์บิทัล1ออร์บิทัลและ p ออร์บิทัล 3 ออร์บิทัลได้ไฮบริดออร์บิทัลเป็นรูปคู่พีระมิดร่วมฐานสามเหลี่ยม (trigonal bipyramid)
เช่น PCl5 |
|
3s, 3p และ 3d ในอะตอมของ pเกิด การไฮบริไดเซซันได้ sp3d- ไฮบริดออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนเดี่ยวห้าตัว ดังนั้นจึงสามารถสร้างพันธะกับ Cl ทั้งห้าอะตอมได้เป็นโมเลกุล |
5. sp3d2-ไฮบริดออร์บิทัล เกิดจากการรวมกันระหว่าง s ออร์บิทัล 1 ออร์บิทัล, d ออร์บิทัล 2 ออร์บิทัลและ p ออร์บิทัล 3 ออร์บิทัลได้ไฮบริดออร์บิทัลเป็นรูปทรงแปดหน้า (octahedron)
เช่น SF6 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
3s, 3p และ 3d ในอะตอมของ S เกิด การไฮบริไดเซซันได้ sp3d2- ไฮบริดออร์บิทัล ที่มีอิเล็กตรอนเดี่ยวหกตัว ดังนั้นจึงสามารถสร้างพันธะกับ F ทั้งหกอะตอมได้เป็นโมเลกุล | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
รูปร่างโมเลกุลและไอออนที่ไม่มีและมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวได้ดังตาราง | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
สรุปรูปร่างโมเลกุลและไอออนที่ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
สรุปรูปร่างโมเลกุลและไอออนที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวได้ดังตาราง
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
ไม่มีความคิดเห็น:
แสดงความคิดเห็น