พันธะเคมี
แรงยึดเหนี่ยวทางเคมี
ในชีวิตประจำวันทั่วๆไปจะพบว่าสารชนิดหนึ่งๆมักจะอยู่รวมกันเป็นกลุ่มก้อนและเมื่อต้องการทำให้แยกออกจากกันจะต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่งตัวอย่างเช่น
1. เมื่อให้ความร้อนแก่สารจนกระทั่งโมเลกุลของสารมีพลังงานสูงพอจะทำให้เกิด
- การเปลี่ยนสถานะ น้ำแข็ง (ให้พลังงานความร้อน) เปลี่ยนสถานะเป็น น้ำ(ของเหลว) ให้พลังงานความร้อนเปลี่ยนสถานะเป็น ไอน้ำ
- สารบางชนิดอาจแยกสลายออกเป็นสารหลายชนิดได้
2. เมื่อให้พลังงานไฟฟ้าโมเลกุลของสารบางชนิดจะสลายตัวให้ธาตุที่เป็นองค์ประกอบ เช่นการแยกน้ำด้วยไฟฟ้า
จากข้อมูลข้างต้น แสดงว่ามีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล และแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมที่เป็นองค์ประกอบของโมเลกุล
เราสามารถแบ่งแรงยึดเหนี่ยวออกเป็น 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 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 > พันธะไอออนิค > พันธะโคเวเลนต์)
พันธะโคเวเลนต์
พันธะโคเวเลนต์ ( Covelent bond ) คือพันธะที่เกิดจากอะตอมคู่หนึ่งใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน โดยเกิดแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับโปรตอนในนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง
ลักษณะสำคัญของพันธะโคเวเลนต์
- พันธะโคเวเลนต์ เป็นพันธะที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมที่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูง กับอะตอมที่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูงด้วยกัน
- ธาตุที่เกิดพันธะโคเวเลนต์ได้เป็นอโลหะ เพราะอโลหะมีพลังงานไอออไนเซชัน (IE) ค่อนข้างสูง จึงเสียอิเล็กตรอนได้ยาก จึงไม่มีฝ่ายใดเสียอิเล็กตรอน แต่จะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน
การเกิดพันธะโคเวเลนต์
การเกิดพันธะโคเวเลนต์ เกิดจากอะตอมส่งอิเล็กตรอนออกมาฝ่ายละเท่าๆกัน ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน ให้อะตอมมีเวเลนต์อิเล็กตรอนครบ 8 (เป็นไปตามกฎออกเตต)
เช่นการเกิดโมเลกุลของคลอรีน
อะตอมของคลอรีนมีการจัดเรียงอิเล็กตรอน เป็น 2 , 8 , 7
Cl = 2 8 7 ดังนั้น คลอรีนมีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 7 จึงต้องการอิเล็กตรอนอีก 1 ตัว เพื่อให้เวเลนต์อิเล็กตรอนครบ 8 อะตอมจึงจะเสถียร
อิเล็กตรอนที่อะตอมใช้ร่วมกัน เรียกว่า อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ
อิเล็กตรอนตัวอื่นๆที่ไม่ได้ใช้ร่วมในพันธะ เรียกว่า อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว หรืออิเล็กตรอนคู่อิสระ
ชนิดของพันธะโคเวเลนต์ มี 3 ชนิด
1.พันธะเดี่ยว เกิดจากอะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ เช่น
( H มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 1 ต้องการอิเล็กตรอนอีก 1 ตัว ให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอน=2 เหมือน He )
2. พันธะคู่ เกิดจากอะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่ เช่น
3. พันธะสาม เกิดจากอะตอมใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ เช่น
การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารโคเวเลนต์
- สูตรโมเลกุล โดยทั่วไปเขียนสัญลักษณ์ของธาตุที่เป็นองค์ประกอบเรียงตามลำดับของธาตุ และค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี ( เรียงลำดับก่อนหลังดังนี้ B , Si , C , P , H , S , I , Br , Cl , O และ F ) แล้วระบุจำนวนอะตอมของธาตุที่เป็นองค์ประกอบของโมเลกุล เช่น CO2 , HCl . NH3 , PCl3 , NO3 ฯลฯ
- สูตรโครงสร้าง คือสูตรที่แสดงให้ทราบว่า 1 โมเลกุลของสารประกอบด้วยธาตุใดบ้าง อย่างละกี่อะตอม และอะตอมของธาตุเหล่านั้นมีการจัดเรียงตัวหรือเกาะเกี่ยวกันด้วยพันธะอย่างไร ซึ่งแบบเป็น 2 แบบคือ
- สูตรโครงสร้างแบบจุด คือสูตรโครงสร้างที่แสดงถึงการจัดอิเล็กตรอนวงนอกสุดให้ครบออกเตต ในสารประกอบนั้น โดยใช้จุด ( . ) แทนอิเล็กตรอน 1 ตัว
- สูตรโครงสร้างแบบเส้น คือสูตรโครงสร้างที่แสดงถึงพันธะเคมีในสารประกอบนั้นว่าพันธะใดบ้าง โดยใช้เส้น ( – ) แทนพันธะเคมี เส้น 1 เส้น แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 1 คู่
การอ่านชื่อสารโคเวเลนต์ มีวิธีการอ่านดังนี้
- อ่านจำนวนอะตอมพร้อมชื่อธาตุแรก (ในกรณีธาตุแรกมีอะตอมเดียวไม่ต้องอ่านจำนวน )
- อ่านจำนวนอะตอม และชื่อธาตุที่สอง ลงท้ายเป็น ไ-ด์ (ide )
เลขจำนวนอะตอมอ่านเป็นภาษากรีก คือ
1 = mono 2 = di 3 = tri 4 = tetra
5 = penta 6 = hexa 7 = hepta 8 = octa
9 = nona 10 = deca 11 = undec 12 = dodec
ตัวอย่าง
NO2 อ่านว่า ไนโตรเจนไดออกไซด์ Cl2O อ่านว่า ไดคลอรีนโมโนออกไซด์
P4O10 อ่านว่า เตตระฟอสฟอรัสเดคะออกไซด์ CCl4 อ่านว่า คาร์บอนเตตระคลอไรด์พลังงานพันธะและความยาวพันธะ
พลังงานพันธะ หมายถึง พลังงานที่ใช้เพื่อสลายพันธะที่ยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมคู่หนึ่งๆในโมเลกุลในสถานะก๊าซ
พลังงานพันธะเฉลี่ย หมายถึง ค่าพลังงานเฉลี่ยของพลังงานสลายพันธะ ของอะตอมคู่หนึ่งๆซึ่งเฉลี่ยจากสารหลายชนิด
ความยาวพันธะ หมายถึง ระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมคู่หนึ่งๆที่สร้างพันธะกันในโมเลกุล ความยาวพันธะระหว่างคู่เดียวกันมีค่าต่างกันได้ เมื่ออยู่ในสารประกอบต่างชนิดกัน และความยาวพันธะเป็นคิดเป็นค่าเฉลี่ย เรียกว่า ความยาวพันธะเฉลี่ย
ความสัมพันธ์ระหว่างชนิดของพันธะกับพลังงานพันธะและความยาวพันธะ
พลังงานพันธะ กับ ชนิดของพันธะ
พลังงานพันธะ = พันธะสาม > พันธะคู่ > พันธะเดี่ยว
ความยาวพันธะ กับ ชนิดของพันธะ
ความยาวพันธะ = พันธะเดี่ยว > พันธะคู่ > พันธะสาม
รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์
รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ขึ้นอยู่กับ ทิศทางของพันธะโคเวเลนต์ , ความยาวพันธะ , และมุมระหว่างพันธะโคเวเลนต์รอบอะตอมกลาง
ทิศทางของพันธะขึ้นอยู่กับ
– แรงผลักระหว่างพันธะรอบอะตอมกลาง เพื่อให้ห่างกันมากที่สุด
-แรงผลักของอิเล็กตรอนคู่อิสระของอะตอมกลางที่มีต่อพันธะรอบอะตอมกลางแรงนี้มีค่ามากกว่าแรงที่พันธะผลักกันเอง
รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ที่ควรรู้จัก
1.รูปร่างเส้นตรง(Limear) โมเลกุล BeCl2 และสูตรโครงสร้างดังนี้
อะตอมกลาง Be ในโมเลกุล BeCl2 มีอิเล็กตรอนทั้งหมด 2 ตัว และทั้ง 2 ตัวเป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ซึ่งจะผลักกันให้ห่างกันให้มากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปเส้นตรง มีมุมระหว่างพันธะ 180๐ ดังรูป
โมเลกุล CO2 มีสูตรโครงสร้างดังนี้
อะตอมกลาง C ในโมเลกุล CO2 มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 4 ตัว และทั้ง 4 ตัวเป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ(เกิดพันธะคู่กับอะตอม O 2 พันธะ) ทำให้เกิดแรงผลักกันระหว่างพันธะให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปเส้นตรง มีมุมระหว่างพันธะ 180๐ ดังรูป
สรุป โมเลกุลของสารโคเวเลนต์ใดๆ ถ้าอะตอมกลางมี 2 พันธะ จะเป็นพันธะชนิดใดก็ได้ และอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว โมเลกุลจะมีรูปร่างเป็นเส้นตรง
2. รูปร่างสามเหลี่ยมแบนราบ (Trigonal planar)
โมเลกุล BCl3 มีสูตรโครงสร้าง ดังนี้
อะตอมกลาง B ในโมเลกุล BCl3 มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 3 ตัว และเป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะทั้งหมด (สร้างพันธะเดี่ยวกับอะตอม Cl 3 พันธะ) พันธะผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปสามเหลี่ยมแบนราบ มีมุมระหว่างพันธะเป็น 120๐ ดังรูป
สรุป โมเลกุลโคเวเลนต์ใดๆ ถ้าอะตอมกลางมี 3 พันธะ (ไม่คำนึงถึงชนิดของพันธะ) และอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว โมเลกุลจะมีรูปร่างเป็น สามเหลี่ยมแบนราบ
3. รูปร่างทรงสี่หน้า
โมเลกุลมีเธน CH4 มีสูตรโครงสร้างดังนี้
อะตอม C ในโมเลกุล CH4 มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 4 ตัว และเป็นอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะทั้งหมด (สร้างพันธะเดี่ยวกับอะตอม H 4 พันธะ) เกิดการผลักกันระหว่างพันธะเพื่อให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลมีรูปร่างเป็นรูปทรงสี่หน้า มีมุมระหว่างพันธะเป็น 109.5๐ ดังรูป
สรุป โมเลกุลโคเวเลนต์ใดๆ ถ้าอะตอมกลางมี 4 พันธะ (โดยไม่คำนึงถึงชนิดของพันธะ) และอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว โมเลกุลจะมีรูปร่างเป็น ทรงสี่หน้า
4. รูปร่างพีระมิดฐานสามเหลี่ยม (Trigonal bipyramkial)
โมเลกุล PCl5 มีสูตรโครงสร้างดังนี้
อะตอมของ P ในโมเลกุล PCl5 มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 5 สร้างพันธะเดี่ยวกับอะตอมของ Cl ทั้ง 5 ต้ว ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว พันธะผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลมีรูปร่างพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม มีมุมระหว่างพันธะเป็น 120๐ และ 90๐ ดังรูป
5. ทรงแปดหน้า (Octahedral)โมเลกุล SF6 มีสูตรโครงสร้างดังนี้
อะตอมของ S มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 6 อิเล็กตรอนทั้ง 6 ตัวสร้างพันธะเดี่ยวกับอะตอมของ F ทั้ง 6 ตัว (ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว) อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ(พันธะ) เกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด จึงทำให้มีรูปร่างโมเลกุลเป็นรูปทรงแปดหน้า มีมุมระหว่างพันธะ 90๐ ดังรูป
สรุป โมเลกุลโคเวเลนต์ใดๆ ถ้าอะตอมกลางมี 6 พันธะ (ไม่คำนึงถึงชนิดของพันธะ) และอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว รูปร่างโมเลกุลเป็น ทรงแปดหน้า
อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับรูปร่างโมเลกุล
ตามปกติอิเล็กตรอนแต่ละคู่จะออกแรงผลักกัน แรงผลักของอิเล็กตรอนแต่ละคู่จะไม่เท่ากัน ซึ่งสามารถเขียนแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ต่างๆ จากมากไปหาน้อยได้ดังนี้ อิเล็กตรอนคู่โดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว > อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ > อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ
6. รูปร่างพีระมิดฐานสามเหลี่ยม
โมเลกุล NH3 มีสูตรโครงสร้างดังนี้
อะตอม N ในโมเลกุล NH3 มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 5 สร้างพันธะเดี่ยวกับอะตอมของ H 3 พันธะ เหลืออิเล็กตรอนไม่ได้ร่วมพันธะ 1 คู่ (อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว) อิเล็กตรอนทั้ง 4 คู่รอบอะตอมกลาง ( N ) จะผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด แต่เนื่องจากแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ มีค่ามากกว่าแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะผลักกันเอง จึงทำให้มุมระหว่างพันธะ H – N ลดลงเหลือ 107๐ และรูปร่างโมเลกุลเป็น รูปพีระมิดฐายสามเหลี่ยม ดังรูป
7. รูปร่างมุมงอ
โมเลกุล H2O มีสูตรโครงสร้างดังนี้
อะตอมกลาง O ในโมเลกุลของ H2O มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 6 สร้างพันธะเดี่ยวกับอะตอมของ H 2 พันธะ จึงมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ (4 ตัว) ซึ่งอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่นี้ จะมีแรงผลักอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ มากกว่าแรงผลักกันของอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ทำให้มุมระหว่างพันธะ H – O – H มีค่าลดลงเหลือ 105๐ รูปร่างโมเลกุลจึงไม่เป็นเส้นตรง แต่เป็นรูปมุมงอหรือตัววี ดังรูป
สภาพมีขั้วของโมเลกุล
ในพันธะโคเวเลนต์ อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจะเคลื่อนที่อยู่ระหว่างอะตอมทั้งสองที่สร้างพันธะกัน ถ้าพบว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเคลื่อนที่อยู่ตรงกลางระหว่างอะตอมพอดี แสดงว่าอะตอมคู่นั้นมีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเท่ากัน แต่ถ้าพบว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเคลื่อนที่อยู่ใกล้อะตอมใดอะตอมหนึ่งมากกว่าอีกอะตอมหนึ่ง แสดงว่าอะตอมคู่นั้น มีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะไม่เท่ากัน ดังภาพ
อิเล็กตรอนถูกดึงดูดเท่าๆกัน
อิเล็กตรอนถูกดึงดูดไม่เท่ากัน
อิเล็กตรอนถ่ายเทจากอะตอมหนึ่งไปสู่อีกอะตอมหนึ่ง
ค่าที่บอกให้ทราบถึงความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนของธาตุที่สร้างพันธะกันเป็นสารประกอบเรียกว่า อิเล็กโทรเนกาติวิตี ( Electronegativity )
ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี จะมีค่ามากหรือน้อยขึ้นอยู่กับจำนวนประจุในนิวเคลียส และระยะระหว่างเวเลนต์อิเล็กตรอนกับนิวเคลียส ธาตุที่มีจำนวนประจุในนิวเคลียสมาก แต่มีระยะระหว่างเวเลนต์อิเล็กตรอนกับนิวเคลียสห่างกันน้อย จะมีค่าค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่าธาตุที่มีมีจำนวนประจุในนิวเคลียสน้อย แต่มีระยะระหว่างเวเลนต์อิเล็กตรอนกับนิวเคลียสห่างกันมาก
ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี (EN)
ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีนำไปใช้อธิบายสมบัติบางประการของสารได้ เช่น ขั้วของพันธะโคเวเลนต์
- ถ้าพันธะโคเวเลนต์เกิดจากอะตอมที่มีค่าค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีเท่ากัน เช่นพันธะในโมเลกุลของ H2 , O2 , N2 , F2 , Br2 , I2 , P4 อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจะอยู่ตรงกลางระหว่างอะตอมทั้งสองเป็นส่วนใหญ่ หรืออาจกล่าวได้ว่าอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจะถูกนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองดึงดูดด้วบแรงเท่าๆกัน เราเรียกพันธะโคเวเลนต์ที่เกิดขึ้นในลักษณะนี้ว่า พันธะโคเวเลนต์ไม่มีขั้วสรุป พันธะที่เกิดจากอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันเป็นพันธะไม่มีขัว
- ถ้าพันธะโคเวเลนต์เกิดจากอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่างกัน อะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีมากกว่า จะดึงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะเข้ามาใกล้ตัวมันเอง อะตอมนี้จะแสดงอำนาจไฟฟ้าเป็นลบ และอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีน้อยกว่าจะถูกดึงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะไป อะตอมนี้จะแสดงอำนาจไฟฟ้าบวก เราเรียกพันธะโคเวเลนต์ชนิดนี้ว่า พันธะโคเวเลนต์มีขั้วการแสดงขั้วของพันธะโคเวเลนต์ ใช้สัญลักษณ์ (อ่านว่า เดลตาลบ และเดลตาบวกตามลำดับ) ตัวอย่างเช่น
- และความแรงของขั้วของพันธะขึ้นกับผลต่างของค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของอะตอมคู่สร้างพันธะ โดยถ้าค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีแตกต่างกันมากกว่า สภาพขั้วจะแรงกว่า เช่น H – F มีสภาพขั้วแรงกว่า H – Cl
สรุป พันธะที่เกิดจากอะตอมต่างชนิดกันเป็นพันธะมีขั้ว
ขั้วของโมเลกุล
วิธีพิจารณาว่าโมเลกุลใดมีขั้วหรือไม่มีขั้วมีหลักดังนี้
1.โมเลกุลใดที่มีแต่พันธะที่ไม่มีขั้วทั้งสิ้น จัดเป็นโมเลกุลที่ไม่มีขั้ว เช่น H2 , O2 , N2 , F2 , Br2 , I2 , P4
2.โมเลกุลใดที่มีพันธะมีขั้ว โมเลกุลนั้นอาจมีขั้วหรือไม่มีขั้วก็ได้ ขึ้นกับการเขียนเวกเตอร์ แล้วดูการหักล้างกันของทิศทางของขั้วของพันธะรอบอะตอมกลาง ถ้าหักล้างกันหมดโมเลกุลนั้นจะไม่มีขั้ว แต่ถ้าหักล้างกันไม่หมดโมเลกุลนั้นจะมีขั้ว โดยทิศทางของขั้วลบของโมเลกุลชี้ไปทางทิศทางของผลลัพธ์ เช่น
แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลโคเวเลนต์
การเปลี่ยนสถานะของสารต้องมีการให้ความร้อนแก่สาร เพื่อให้อนุภาคของสารมีพลังงานจลน์สูงพอที่จะหลุดออกจากกัน แสดงว่าสารแต่ละสถานะมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ซึ่งเรียงลำดับจากมากไปน้อยดังนี้ ของแข็ง > ของเหลว > ก๊าซ
การเปลี่ยนสถานะของสารโคเวเลนต์ มีการทำลายแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลเท่านั้น ไม่มีการทำลายพันธะเคมี ดังนั้นสารที่มีจุดเดือดจุดหลอมเหลวสูง แสดงว่าแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลสูง
ประเภทของแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลโคเวเลนต์ มีดังนี้
- แรงลอนดอน ( london foece ) เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงอ่อนๆ ซึ่งเกิดขึ้นในสารทั่วไป และจะมีค่าเพิ่มขึ้นตามมวลโมเลกุลของสาร
- แรงดึงดูดระหว่างขั้ว ( dipole – dipole force ) เป็นแรงดึงดูดทางไฟฟ้าอันเนื่องมาจากแรงกระทำระหว่างขั้วบวกกับขั้วลบของโมเลกุลที่มีขั้ว
สารโคเวเลนต์ที่มีขั้ว มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล 2 ชนิดรวมอยู่ด้วยกันคือ แรงลอนดอนกับแรงดึงดูดระหว่างขั้ว และเรียกแรง 2 แรงรวมกันว่าแรงแวนเดอร์วาลส์
3. พันธะไฮโดรเจน (hydrogen bond , H – bond ) คือ แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลที่เกิดจากไฮโดรเจนอะตอมสร้างพันธะโคเวเลนต์ กับอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงๆและมีขนาดเล็ก ได้แก่ F , O และ N แล้วเกิดพันธะโคเวเลนต์มีขั้วชนิดมีสภาพขั้วแรงมาก ทั้งนี้เนื่องจากพันธะที่เกิดขึ้นนี้อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะจะถูกดึงเข้ามาใกล้อะตอมของธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง มากกว่าทางด้านอะตอมของไฮโดรเจนมาก และอะตอมของธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง ยังมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงเกิดดึงดูดกันระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอะตอมของไฮโดรเจนชึ่งมีอำนาจไฟฟ้าบวกสูงของอีกโมเลกุลหนึ่ง ทำให้เกิดเป็นพันธะไฮโดรเจน
แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลทั้ง 3 ชนิดนี้ พันธะไฮโดรเจนจัดเป็นแรงยึดเหนี่ยวที่แข็งแรงที่สุด ขณะที่แรงลอนดอนจัดเป็นแรงยึดเหนี่ยวที่แข็งแรงน้อยที่สุด และทั้ง 3 แรงนี้แข็งแรงน้อยกว่าพันธะโคเวเลนต์ พันธะไออนิก และพันธะโลหะมาก
สมบัติของสารโคเวเลนต์
1. มีจุดเดือดจุดและหลอมเหลวต่ำ เพราะจะทำให้เดือดหรือหลอมเหลวต้องใช้พฃังงานไปในการทำลายแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ( ไม่ได้ทำลายพันธะโคเวเลนต์ ยกเว้นโครงผลึกร่างตาข่าย ) อาจจะแบ่งสารโคเวนต์ตามจุดเดือด จุดหลอมเหลว จะได้ 4 พวกดังนี้
1.1 สารโคเวเลนต์ไม่มีขั้ว พวกนี้จะมีจุดเดือดจุดหลอมเหลวต่ำกว่าพวกอื่นๆ เพราะโมเลกุลยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงลอนดอนอย่างเดียวเท่านั้น
1.2 สารโคเวเลนต์มีขั้ว พวกนี้จะมีจุดเดือดจุดหลอมเหลวสูงกว่าพวกไม่มีขั้ว เพราะยึดเหนี่ยวโมเลกุลด้วยแรง 2 แรง คือแรงลอนดอลและแรงดึงดูดระหว่างขั้ว
1.3 สารโคเวเลนต์ที่สามารถสร้างพันธะไฮโดรเจนได้ เช่น HF , NH3 , H2O พวกนี้จะมีจุดเดือดจุดหลอมเหลวสูงกว่าสารโคเวเลนต์ที่มีขั้ว เพราะโมเลกุลยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงแวนเดอร์วาลส์และพันธะไฮโดรเจน
1.4 พวกที่มีโครงสร้างเป็นโครงผลึกร่างตาข่าย เช่น เพชร แกรไฟต์ คาร์บอรันดัม ซิลิกอนไดออกไซด์ พวกนี้มีจุดเดือดจุดหลอมเหลวสูงมาก ซึ่งโดยทั่วไปสารโคเวเลนต์มีจุดเดือดจุดหลอมเหลวต่ำ ที่เป็นเช่นนี้เพราะการจัดเรียงอะตอมภายในผลึก
2. สารโคเวเลนต์จะไม่นำไฟฟ้าไม่ว่าจะอยู่ในสถานะใด ( ยกเว้น แกรไฟต์ ) เนื่องจากไม่มีอิเล็กตรอนอิสระ และเมื่อหลอมเหลวไม่แตกตัวเป็นอิออน
3. โมเลกุลที่มีขั้วสามารถละลายในตัวทำละลายที่โมเลกุลมีขั้วได้ และโมเลกุลที่ไม่มีขั้วสามารถละลายในตัวทำละลายที่ไม่มีขั้วได้ (มีขั้วกับมีขั้ว , ไม่มีขั้วกับไม่มีขั้ว= ละลายกันได้ แต่มีขั้วกับไม่มีขั้วไม่ละลายกัน )
พันธะไอออนิก ( Ionic bond )
พันธะไอออนิก ( Ionic bond ) หมายถึง พันธะระหว่างอะตอมที่อยู่ในสภาพอิออนที่มีประจุตรงกันข้ามกัน ซึ่งเกิดจากการเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอน 11 ตัว หรือมากกว่า จากอิเล็กตรอนวงนอกสุดของอะตอมหนึ่งไปยังอีกอะตอมหนึ่ง เพื่อให้จำนวนอิเล็กตรอนวงนอกสุด ครบออกเตต ซึ่งเกิดขึ้นระหว่างอะตอมของโลหะกับอโลหะ โดยที่โลหะเป็นฝ่ายจ่ายอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุดให้กับอโลหะ
เนื่องจากโลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันต่ำ และอโลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูง ดังนั้นพันธะไอออนิกจึงเกิดขึ้นระหว่างโลหะกับอโลหะได้ดี กล่างคือ อะตอมของโลหะให้เวเลนต์อิเล็กตรอนแก่อโลหะ แล้วเกิดเป็นไอออนบวกและไอออยลบของอโลหะ เพื่อให้เวเลนต์อิเล็กตรอนเป็นแปด แบบก๊าซเฉื่อย ส่วนอโลหะรับเวเลนต์อิเล็กตรอนมานั้นก็เพื่อปรับตัวเองให้เสถียรแบบก๊าซเฉื่อยเช่นกัน ไอออนบวกกับไอออนลบจึงดึงดูดระหว่างประจุไฟฟ้าต่างกันเกิดเป็นสารประกอบไอออนิก( Ionic compuond ) ดังนี้
การเกิดสารประกอบโซเดียมคลอไรด์ ( NaCl ) จากโซเดียม (Na) อะตอมกับคลอรีน (Cl) อะตอม
โซเดียมเสียอิเล็กตรอนให้แก่คลอรีน 1 ตัว ทำให้อะตอมของโซเดียมมีเวเลนต์อิเล็กตรอน= 8 (อะตอมจะเถียรเป็นไปตามกฎออกเตต) และทำให้มีจำนวนอิเล็กตรอนน้อยกว่าโปรตอน 1 ตัว ทำให้อะตอมโซเดียมแสดงอำนาจไฟฟ้าเป็นประจุบวก(+) ส่วนอะตอมคลอรีนรับอิเล็กจากโซเดียมมา 1 ตัว ทำให้อะตอมของคลอรีนมีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 8 (อะตอมเสถียรเป็นไปตามกฎออกเตต) และทำให้มีจำนวนอิเล็กตรอนมากกว่าโปรตรอน 1 ตัว ทำให้อะตอมคลอรีนแสดงอำนาจไฟฟ้าเป็นประลบ(-)
โซเดียมอิออนบวก(+) และคลอไรด์อิออน (-) จะดึงดูดกัน เพราะมีประจุไฟฟ้าทีต่างกัน เกิดเป็น “พันธะไอออนิก”
การเกิดสารประกอบแมกนีเซียมคลอไรด์ จากแมกนีเซียมอะตอม(Mq) และคลอรีนอะตอม(Cl)
อะตอมแมกนีเซียมมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น Mg = 2, 8, 2 แมกนีเซียมมีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 2 ดังนั้นแมกนีเซียมจะจ่ายอิเล็กตรอนให้แก่คลอรีนอะตอม 2 ตัว เพื่อให้เวเลนต์อิเล็กตรอนเป็น 8 จึงจะเสถียรเหมือนก๊าซเฉื่อย ทำให้อะตอมของแมกนีเซียมมีจำนวนอิเล็กตรอนน้อยกว่าโปรตอน 2 ตัว จึงแสดงอำนาจไฟฟ้าเป็นประจุ 2+
แมกนีเซียมไอออนบวก(Mq 2+)และคลอไรด์ไอออนลบ(Cl -) จะเกิดแรงดึงดูดกัน เพราะมีประจุไฟฟ้าต่างกันเป็นโมเลกุลของแมกนีเซียมคลอไรด์
การเกิดพันธะไอออนิกในสารประกอบ แบเรียมออกไซด์ ( BaO )
การจัดเรียงอิเล็กตรอนของแบเรียม Ba = 2, 8, 18, 18, 8, 2 ( Ba มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 2 )และการจัดเรียงอิเล็กตรอนของออกซิเจน O = 2, 6 ( O มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 6 ) Ba เสียอิอล็กตรอนให้ O จำนวน 2 ตัว Ba จึงมีประจุเป็น 2+ ส่วน O ได้รับอิเล็กตรอนมา 2 ตัว จึงมีประจุไฟฟ้าเป็น 2- เกิดแรงยึดเหนี่ยวด้วยประจุไฟฟ้าต่างกัน เป็นโมเลกุลของแบเรียมออกไซด์
ลักษณะสำคัญของสารประกอบไอออนิก
1. พันธะไอออนิกเป็นพันธะที่เกิดจาก ไอออนของโลหะ + ไอออนของอโลหะ เช่น NaCl, MgO, KI
2. พันธะไอออนิก อาจเป็นพันธะเคมีที่เกิดจากธาตุที่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันต่ำกับธาตุที่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูง
3. พันธะไอออนิก อาจเป็นพันธะที่เกิดจากไอออบวกที่เป็นกลุ่มอะตอมของอโลหะ เช่น
4. สารประกอบไอออนิกไม่มีสูตรโมเลกุล มีแต่สตรเอมพิริคัล ( สูตรอย่างง่าย )
5.สารประกอบไอออนิกมีจุดดือดและจุดหลอมเหลวสูง
6. สารประกอบไอออนิกในภาวะปกติเป็นของแข็ง ประกอบไอออนบวกและไอออนลบ ไอออนเหล่านี้ไม่เคลื่อนที่ ดังนั้นจึงไม่นำไฟฟ้า แต่เมื่อหลอมเหลวหรือละลายน้ำ จะแตกตัวเป็นอิออนและเคลื่อที่ได้ เกิดเป็นสารอิเล็กโทรไลดต์จึงนำไฟฟ้าได้
โครงสร้างของสารประกอบไอออนิก
โครงสร้างของสารประกอบไอออนิกมีลักษณะเป็นโครงผลึกร่างตาข่าย ประกอบด้วยไอออนบวกและไอออนลบสลับกัน ไม่สามารถแบ่งแยกเป็นโมเลกุลเดี่ยวๆได้ ดังนั้นจึงไม่สามารถทราบขอบเขตของไอออนของธาตุต่างๆใน 1 โมเลกุลได้ แต่สามารถหาอัตราส่วนอย่างต่ำของไอออนที่เป็นองค์ประกอบเท่านั้น จึงไม่สามารถเขียนสูตรโมเลกุลของสารประกอบไอออนิกได้ ใช้สูตรเอมพิริคัลแทนสูตรเคมีของสารประกอบไอออนืก
สารประกอบไอออนิก
เมื่อโลหะทำปฏิกิริยากับอโลหะ ธาตุทั้งสองจะรวมกันด้วยพันธะไอออนิกเกิดเป็นสารประกอบไอออนิก โดยอะตอมของโลหะจะให้(จ่าย,เสีย)เวเลนต์อิเล็กตรอนแก่อะตอมของอโลหะ ดังนั้นธาตุหมู่ 1A ซึ่งมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1 จึงเกิดเป็นไอออนที่มีประจุ +1 ธาตุหมู่ 2 ซึ่งมีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2 เมื่อเกิดเป็นไอออนจะมีประจุ +2 เป็นต้น ส่วนอโลหะซึ่งมีจำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนใกล้เคียงกับก๊าซเฉื่อยจะรับอิเล็กตรอนมาให้ครบแปด เช่น ธาตุหมู่ 7A จะรับอิเล็กตรอน 1 ตัว เมื่อกลายเป็นไอออนจะมีประจุ -1 สำหรับธาตุหมู่ 5 และหมู่ 6 เมื่อเกิดเป็นไอออนจะมีประจุ -3 และ -2 ตามลำดับ เนื่องจากสามารถรับอิเล็กตรอนได้ 3 และ 2 อิเล็กตรอนแล้วมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนตามกฎออกเตต
ธาตุหมู่
|
I
|
II
|
II
|
IV
|
V
|
VI
|
VII
|
ประจุบนไอออน
|
+1
|
+2
|
+3
|
-4
|
-3
|
-2
|
-1
|
การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก
ก. การเขียนสูตรสารประกอบไอออนิก ใช้หลักดังนี้
1. เขียนไอออนบวกของโลหะหรือกลุ่มไอออนบวกไว้ข้างหน้า ตามด้วยไอออนลบของอโลหะหรือกลุ่มไอออนลบ
2. ไอออนบวกและไอออนลบ จะรวมกันในอัตราส่วนที่ทำให้ผลรวมของประจุเป็นศูนย์ ดังนั้นจึงต้องหาตัวเลขมาคูณกับจำนวนประจุบนไอออนบวกและไอออนลบให้มีจำนวนเท่ากัน แล้วใส่ตัวเลขเหล่านั้นไว้ที่มุมขวาล่างของแต่ละไอออน ซึ่งทำได้โดยใช้จำนวนประจุบนไอออนบวกและไอออนลบคูณไขว้กัน
3. ถ้ากลุ่มไอออนบวกหรือไอออนลบมีมากกว่า 1 กลุ่ม ให้ใส่วงเล็บ ( ) และใส่จำนวนกลุ่มไว้ที่มุมล่างขวาล่าง ดังตัวอย่าง
จงเขียนสูตรของสารประกอบไอออนิกต่อไปนี้ ก. Na+ กับ O2- ข. Ca2+ กับ Cl– ค. NH4+ กับ SO42-
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 โดยน้ำจะหันขั้วที่มีประจุตรงกันข้ามเข้าไอออนที่ล้อมรอบในการละลายน้ำของสารประกอบไอออนิก จะมีขั้นย่อยๆของการเปลี่ยนแปลง 2 ขั้นตอน ดังนี้
ขั้นที่ 1 ผลึกของสารประกอบไอออนิกสลายตัวออกเป็นไอออนบวกและลบในภาวะก๊าซ ขั้นนี้ต้องใช้พลังงานเพื่อสลายผลีก 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
พันธะโลหะ ( Metallic bond )
พันธะโลหะ หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวที่ทำให้อะตอมของโลหะ อยู่ด้วยกันในก้อนของโลหะ โดยมีการใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมของโลหะ โดยที่เวเลนต์อิเล็กตรอนนี้ไม่ได้เป็นของอะตอมหนึ่งอะตอมใดโดยเฉพาะ เนื่องจากมีการเคลื่อนที่ตลอดเวลา ทุกๆอะตอมของโลหะจะอยู่ติดกันกับอะตอมอื่นๆ ต่อเนื่องกันไม่มีที่สิ้นสุด จึงทำให้โลหะไม่มีสูตรโมเลกุล ที่เขียนกันเป็นสูตรอย่างง่าย หรือสัญลักษณ์ของธาตุนั้นเอง
การที่โลหะมีพันธะโลหะจึงทำให้โลหะมีสมบัติทั่วไป ดังนี้
1. โลหะเป็นตัวนำไฟฟ้าที่ดี เพราะอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ได้ง่าย
2. โลหะมีจุดหลอมเหลวสูง เพราะเวเลนต์อิเล็กตรอนของอะตอมทั้งหมดในก้อนโลหะยึดอะตอมไว้อย่างเหนียวแน่น
3. โลหะสามารถตีแผ่เป็นแผ่นบางๆได้ เพราะมีกลุ่มเวเลนต์อิเล็กตรอนทำหน้าที่ยึดอนุภาคให้เรียงกันไม่ขาดออกจากกัน
4. โลหะมีผิวเป็นมันวาว เพราะกลุ่มอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่โดยอิสระมีปฏิกิริยาต่อแสง จึงสะท้อนแสงทำให้มองเห็นเป็นมันวาว
5. สถานะปกติเป็นของแข็ง ยกเว้น Hg เป็นของเหลว
6. โลหะนำความร้อนได้ดี เพราะอิเล็กตรอนอิสระเคลื่อนที่ได้ทุกทิศทาง
