พันธะโคเวเลนต์ ( Covalent bond ) หมายถึง พันธะในสารประกอบที่เกิดขึ้นระหว่างอะตอม 2 อะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีใกล้เคียงกันหรือเท่ากัน แต่ละอะตอมต่างมีความสามารถที่จะดึงอิเล็กตรอนไว้กับตัว อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจึงไม่ได้อยู่ ณ อะตอมใดอะตอมหนึ่งแล้วเกิดเป็นประจุเหมือนพันธะไอออนิก หากแต่เหมือนการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอมคู่ร่วมพันธะนั้นๆและมีจำนวนอิเล็กตรอนอยู่รอบๆ แต่ละอะตอมเป็นไปตามกฎออกเตต ดังภาพ
เป็นพันธะที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนข้างนอกร่วมกันระหว่างอะตอมของธาตุหนึ่งกับอีกธาตุหนึ่งแบ่งเป็น 3 ชนิดด้วยกัน
- พันธะเดี่ยว (Single covalent bond )เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 อิเล็กตรอน เช่น F2 Cl2 CH4 เป็นต้น
- พันธะคู่ ( Doublecovalent bond ) เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของธาตุทั้งสองเป็นคู่ หรือ 2 อิเล็กตรอน เช่น O2 CO2 C2H4 เป็นต้น
- พันธะสาม ( Triple covalent bond ) เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 อิเล็กตรอน ของธาตุทั้งสอง เช่น N2 C2H2 เป็นต้น
การเขียนสูตรสารประกอบโคเวเลนต์
1. การเขียนสูตรสารประกอบโคเวเลนต์เรียงตามหลักสากลดังนี้
Si C Sb As P N H Te S At I Br Cl O F
2. จากความรู้เรื่องกฎออกเตต ทำให้สามารถทำนายสูตรอย่างง่ายของสารได้ โดยใช้ความต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะของแต่ละอะตอมของธาตุคูณไขว้ เช่น
ตัวอย่างที่ 1 สูตรของสารประกอบของธาตุ H กับ S ; H และ S มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 1 และ 6 ตามลำดับ ดังนั้น H และ S ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 1 และ 2 ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย
ตัวอย่างที่ 2 สูตรของสารประกอบของธาตุ S กับ C ; S และ C มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 6 และ 4 ตามลำดับ ดังนั้น S และ C ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 2 และ 4 ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย
ตัวอย่างที่ 3 สูตรของสารประกอบของธาตุ N กับ Cl ; N และ Cl มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 5 และ 7 ตามลำดับ ดังนั้น N และ Cl ต้องการอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจำนวน 3 และ 1 ตามลำดับ เพื่อให้แต่ละอะตอมของธาตุมีการจัดอิเล็กตรอนแบบก๊าซเฉื่อย
การอ่านชื่อสารประกอบโคเวเลนต์
- สารประกอบของธาตุคู่ ให้อ่านชื่อธาตุที่อยู่ข้างหน้าก่อน แล้วตามด้วยชื่อธาตุที่อยู่หลัง โดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็น “ ไอด์ ” (ide)
- ให้ระบุจำนวนอะตอมของแต่ละธาตุด้วยเลขจำนวนในภาษากรีก ดังตาราง
- ถ้าสารประกอบนั้นอะตอมของธาตุแรกมีเพียงอะตอมเดียว ไม่ต้องระบุจำนวนอะตอมของธาตุนั้น แต่ถ้าเป็นอะตอมของธาตุหลังให้อ่าน“มอนอ” เสมอ
การพิจารณารูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์
โมเลกุลโควาเลนต์ในสามมิตินั้น สามารถพิจารณาได้จากการผลักกันของอิเล็กตรอนที่มีอยู่รอบๆ อะตอมกลางเป็นสำคัญ โดยอาศัยหลักการที่ว่า อิเล็กตรอนเป็นประจุลบเหมือนๆ กัน ย่อมพยายามที่แยกตัวออกจากกันให้มากที่สุดเท่าที่จะกระทำได้ ดังนั้นการพิจารณาหาจำนวนกลุ่มของอิเล็กตรอนที่อยู่รอบๆ นิวเคลียสและอะตอมกลาง จะสามารถบ่งบอกถึงโครงสร้างของโมเลกุลนั้น ๆ ได้ โดยที่กลุ่มต่างๆ มีดังนี้
- อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
- อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะได้แก่ พันธะเดี่ยว พันธะคู่ และพันธะสาม
ทั้งนี้โดยเรียงตามลำดับความสารารถในการผลักอิเล็กตรอนกลุ่มอื่นเนื่องจากอิเล็กตรอนโดดเดี่ยวและอิเล็กตรอนที่สร้างพันธะนั้นต่างกันตรงที่อิเล็กตรอนโดดเดี่ยวนั้นถูกยึดด้วยอะตอมเพียงตัวเดียว ในขณะที่อิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะถูกยึดด้วยอะตอม2ตัวจึงเป็นผลให้อิเล็กตรอนโดดเดี่ยวมีอิสระมากกว่าสามารถครองพื้นที่ในสามมิตได้มากกว่า ส่วนอิเล็กตรอนเดี่ยวและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว รวมไปถึงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะแบบต่าง ๆ นั้นมีจำนวนอิเล็กตรอนไม่เท่ากันจึงส่งผลในการผลักอิเล็กตรอนกลุ่มอื่นๆ ได้มีเท่ากัน โครงสร้างที่เกิดจกการผลักกันของอิเล็กตรอนนั้น สามารถจัดเป็นกลุ่มได้ตามจำนวนของอิเล็กตรอนที่มีอยู่ได้ตั้งแต่ 1 กลุ่ม 2 กลุ่ม 3 กลุ่ม ไปเรื่อยๆ เรียกวิธีการจัดตัวแบบนี้ว่า ทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนวงนอก (Valence Shell Electron Pair Repulsion : VSEPR) ดังภาพ
ภาพแสดงรูปร่างโครงสร้างโมเลกุลโคเวเลนต์แบบต่างๆ ตามทฤษฎี VSEPR
หมายเหตุ A คือ จำนวนอะตอมกลาง (สีแดง)
X คือ จำนวน อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะ (สีน้ำเงิน)
E คือ จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (สีเขียว)
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 2ชนิดรวมอยู่ด้วยกันคือ แรงลอนดอนกับแรงดึงดูดระหว่างขั้ว และเรียกแรง 2แรงรวมกันว่าแรงแวนเดอร์วาลส์ *
- พันธะไฮโดรเจน (hydrogen bond , H – bond ) คือ แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลที่เกิดจากไฮโดรเจนอะตอมสร้างพันธะโคเวเลนต์ กับอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงๆและมีขนาดเล็ก ได้แก่ F , O และ N แล้วเกิดพันธะโคเวเลนต์มีขั้วชนิดมีสภาพขั้วแรงมาก ทั้งนี้เนื่องจากพันธะที่เกิดขึ้นนี้อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะจะถูกดึงเข้ามาใกล้อะตอมของธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง มากกว่าทางด้านอะตอมของไฮโดรเจนมาก และอะตอมของธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง ยังมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงเกิดดึงดูดกันระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอะตอมของไฮโดรเจนชึ่งมีอำนาจไฟฟ้าบวกสูงของอีกโมเลกุลหนึ่ง ทำให้เกิดเป็นพันธะไฮโดรเจน
สมบัติของสารประกอบโคเวเลนต์
1. มีจุดเดือดจุดและหลอมเหลวต่ำ เพราะจะทำให้เดือดหรือหลอมเหลวต้องใช้พลังงานไปในการทำลายแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล (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 ซึ่งโดยทั่วไปสารโคเวเลนต์มีจุดเดือดจุดหลอมเหลวต่ำที่เป็นเช่นนี้เพราะการจัดเรียงอะตอมภายในผลึก
2.สารโคเวเลนต์จะไม่นำไฟฟ้าไม่ว่าจะอยู่ในสถานะใด(ยกเว้น แกรไฟต์)เนื่องจากไม่มีอิเล็กตรอนอิสระและเมื่อหลอมเหลวไม่แตกตัวเป็นไอออน
3.โมเลกุลที่มีขั้วสามารถละลายในตัวทำละลายที่โมเลกุลมีขั้วได้ และโมเลกุลที่ไม่มีขั้วสามารถละลายในตัวทำละลายที่ไม่มีขั้วได้(มีขั้วกับมีขั้ว,ไม่มีขั้วกับไม่มีขั้ว= ละลายกันได้แต่มีขั้วกับไม่มีขั้วไม่ละลายกัน)
