เจาะลึกโครงสร้าง”พันธะเคมี”เคมี ม.ปลาย สรุปครบ จบในที่เดียว อ่านกี่ทีก็เข้าใจ

เคล็ดลับเคมี ม.ปลาย: เจาะลึก “พันธะเคมี” เรื่องยากที่จะกลายเป็นเรื่องง่าย!

วิชาเคมี ถือเป็นหนึ่งในยาขมของน้อง ๆ ม.ปลาย แผนการเรียนวิทย์-คณิตหลายคน ด้วยเนื้อหาที่ต้องความเข้าใจอย่างลึกซึ้งและสูตรที่ต้องจำอีกมากมาย รวมถึงความซับซ้อนของอะตอมที่มองไม่เห็นด้วยตาเปล่าและยากจะจินตนาการ จึงไม่แปลกใจวิชานี้จะสร้างความปวดหัวให้กับนักเรียน รวมถึงสร้างความกังวลใจให้กับผู้ปกครองที่อยากเห็นลูก ๆ ประสบความสำเร็จในเส้นทางการสอบเข้ามหาวิทยาลัย และในบรรดาเนื้อหาทั้งหมด พันธะเคมี ถือเป็นหนึ่งในรากฐานที่สำคัญ หากน้อง ๆ สามารถปลดล็อกและทำความเข้าใจเรื่องนี้ได้อย่างลึกซึ้ง การเรียนเคมีในบทต่อ ๆ ไป เช่น เคมีอินทรีย์ หรือพอลิเมอร์ จะกลายเป็นเรื่องสนุกและง่ายขึ้นทันที

พันธะเคมี คืออะไร? ทำไมอะตอมต้องรวมตัวกัน

ธาตุส่วนใหญ่ในธรรมชาติ (ยกเว้นแก๊สเฉื่อยหรือธาตุหมู่ 8) จะไม่ชอบอยู่เป็นอะตอมเดี่ยว ๆ เนื่องจากยังไม่มีความเสถียร ตาม “กฎออกเตต” (Octet Rule) ที่ระบุว่า อะตอมของธาตุต่าง ๆ จะพยายามทำให้อิเล็กตรอนวงนอกสุด (Valence Electron) ของตัวเองมีจำนวนครบ 8 ตัว เพื่อให้เสถียรเหมือนแก๊สเฉื่อย ดังนั้น อะตอมจึงต้องสร้าง พันธะเคมี (Chemical Bond) ซึ่งก็คือแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม เพื่อให้อยู่รวมกันเป็นโมเลกุลหรือสารประกอบได้อย่างมั่นคง โดยประเภทของ พันธะเคมี จะแบ่งออกเป็น 3 ประเภท ได้แก่ พันธะโลหะ พันธะไอออนิก และ พันธะโคเวเลนต์ แต่สองพันธะหลังนี้คือตัวเอกพบในข้อสอบ เคมี ม.ปลาย เสมอ

พันธะไอออนิก: พันธะสายเปย์ ทฤษฎีแห่งการ “ให้และรับ” อิเล็กตรอน 

พันธะไอออนิก (Ionic Bond): พันธะเคมีแห่งการ “ให้และรับ”

พันธะไอออนิก เกิดจากการรวมตัวกันระหว่างไอออนบวกและไอออนลบ โดยธาตุโลหะ (มักอยู่ฝั่งซ้ายของตารางธาตุ) ชอบจ่ายอิเล็กตรอน กลายเป็น “ไอออนบวก” และธาตุอโลหะ (อยู่ฝั่งขวาของตารางธาตุ) ชอบรับอิเล็กตรอนกลายเป็น “ไอออนลบ” เมื่อฝ่ายหนึ่งเป็นบวก และอีกฝ่ายหนึ่งเป็นลบ จึงเกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างไอออนบวกและไอออนลบยึดเหนี่ยวกันกลายเป็นสารประกอบไอออนิก

• คุณสมบัติเด่น: มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูงมาก ในสถานะของแข็งจะไม่นำไฟฟ้า แต่ถ้าหลอมเหลวหรือละลายน้ำจะแตกตัวเป็นไอออนและนำไฟฟ้าได้ดี
• ตัวอย่าง: เกลือแกงหรือโซเดียมคลอไรด์ (NaCl) โซดาแอชหรือโซเดียมคาร์บอเนต (Na2CO3)

วัฏจักรบอร์น-ฮาเบอร์ (Born-Haber Cycle) เส้นทางพลังงานของพันธะไอออนิก

เมื่อพูดถึงการเกิดพันธะไอออนิก หลายคนอาจจะคิดว่ามันเกิดขึ้นง่าย ๆ แค่โลหะให้อิเล็กตรอนแล้วอโลหะรับไป แต่ในความเป็นจริงแล้วกว่าสารประกอบไอออนิกจะเกิดเป็นผลึกได้นั้น จะต้องผ่านแผนผังพลังงานที่ซับซ้อนซึ่งเราเรียกว่า วัฏจักรบอร์น-ฮาเบอร์ วัฏจักรนี้คือการอธิบายขั้นตอนพลังงานในการเปลี่ยนธาตุตั้งต้นให้สามารถสร้างพันธะเคมีและเกิดเป็นสารประกอบไอออนิกได้ โดยแบ่งออกเป็น 5 ขั้นตอนหลัก ๆ ที่น้อง ๆ ต้องจำชื่อและประเภทพลังงานให้แม่น

1. พลังงานการระเหิด (Sublimation Energy:ΔHs) การดูดพลังงานเพื่อเปลี่ยนโลหะจากของแข็งให้เป็นแก๊ส
2. พลังงานการสลายพันธะ (Dissociation Energy:D) การดูดพลังงานสลายพันธะของแก๊สอโลหะให้เป็นอะตอมเดี่ยว
3. พลังงานไอโอไนเซชัน (Ionization Energy:IE) การดูดพลังงานเพื่อดึงอิเล็กตรอนออกจากโลหะในสถานะแก๊สให้กลายเป็นไอออนบวก
4. สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Electron Affinity:EA) การคายพลังงานเพื่อให้อโลหะในสถานะแก๊สรับอิเล็กตรอนกลายเป็นไอออนลบ
5. พลังงานแลตทิส (Lattice Energy:U) การคายพลังงานเพื่อให้ไอออนบวกและไอออนลบในสถานะแก๊สมารวมตัวกันกลายเป็นผลึกของแข็ง

ดังตัวอย่าง

การดูดและคายพลังงานของวัฏจักรบอร์น-ฮาเบอร์ มีทริคในการจำง่าย ๆ โดยให้ยึดหลักการ “ดูดสลาย คายสร้าง” คือ ขั้นตอนสลายพันธะจะเป็นการดูดพลังงาน และขั้นตอนสร้างพันธะจะเป็นการคายพลังงาน

แกะรอยข้อสอบ “วัฏจักรบอร์น-ฮาเบอร์”

หลังจากที่เราได้ทำความเข้าใจขั้นตอนพลังงานทั้ง 5 ขั้นของ วัฏจักรบอร์น-ฮาเบอร์ กันไปแล้ว คราวนี้เราลองมาดูวิธีรับมือกับแนวข้อสอบจริงในการสอบเข้ามหาวิทยาลัยกัน 

โจทย์: กำหนดค่าพลังงานต่าง ๆ ในการเกิดสารประกอบโซเดียมคลอไรด์ (NaCl) ดังนี้:

• พลังงานการระเหิดของ Na(s) = +107 kJ/mol
• พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 (IE1) ของ Na(g) = +496 kJ/mol
• พลังงานการสลายพันธะของ Cl2(g) = +242 kJ/mol
• สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (EA) ของ Cl(g) = +349 kJ/mol
• พลังงานรวมในการเกิดสารประกอบไอออนิก NaCl = -412 kJ/mol

จงคำนวณหาพลังงานแลตทิซในการเกิดสารประกอบ NaCl 1 โมล

1. 17 kJ
2. 454 kJ
3. -787 kJ
4. -908 kJ
5. -1,485 kJ

เฉลยและการวิเคราะห์วิธีคิด:

ΔHf = ΔHs + IE1 + 12D – EA1 + U

-412 = 107 + 496 + 12(242) – 349 + U

U = -787 kJ/mol

ดังนั้น คำตอบที่ถูกต้องคือ ข้อ 3

ข้อสังเกต: พลังงานการสลายพันธะของ Cl2 จะคูณด้วย 12 เนื่องจาก Cl2 1 โมลจะสลายตัวให้ Cl 2 โมล แต่ในการเกิดสารประกอบ NaCl จะใช้ Cl เพียง 1 โมล จึงใช้พลังงานในการสลายพันธะเพียงครึ่งหนึ่งเท่านั้น และนี่ก็เป็นอีกหนึ่งจุดตายที่น้อง ๆ มักจะพลาดในข้อสอบบทพันธะเคมี ทริคก็คือให้สังเกตเลขห้อยของสารที่เราต้องการและทำตัวสารตั้งต้นให้เป็นเลขเดียวกันทั้งหมด ข้อสอบเรื่องวัฏจักรบอร์น-ฮาเบอร์ ก็จะไม่ใช่เรื่องน่ากลัวอีกต่อไป

ความมหัศจรรย์ของ “พันธะไอออนิก” กับการละลายน้ำ

เมื่อพูดถึงสารประกอบที่เกิดจากพันธะเคมีแบบไอออนิก ภาพจำของหลายคนคือเกลือแกงที่ละลายน้ำได้ดี แต่ในความเป็นจริงแล้ว สารประกอบไอออนิกไม่ได้ละลายน้ำได้ดีทุกชนิด และกระบวนการละลายน้ำยังมีเรื่องของ “พลังงาน” เข้ามาเกี่ยวข้องอย่างน่าทึ่งอีกด้วย

1. พลังงานกับการละลายน้ำของสารประกอบไอออนิก

การที่สารประกอบไอออนิกจะแตกตัวและละลายน้ำได้จะต้องผ่านกระบวนการที่เกี่ยวข้องกับพลังงาน 2 ขั้นตอนหลัก ๆ ดังนี้:

• ขั้นตอนที่ 1: พลังงานแลตทิซ (Lattice Energy) คือพลังงานที่ต้องใช้ในการสลายแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนบวกและไอออนลบในโครงผลึกของสารประกอบ เพื่อแยกให้ออกจากกันเป็นไอออนในสถานะแก๊ส (ขั้นนี้เป็นปฏิกิริยาดูดความร้อน) ดังสมการ AB(s) → A+(g) + B–(g)
• ขั้นตอนที่ 2: พลังงานไฮเดรชัน (Hydration Energy) คือพลังงานที่คายออกมาเมื่อโมเลกุลของน้ำเข้าไปล้อมรอบไอออนบวกและไอออนลบเหล่านั้น (ขั้นนี้เป็นปฏิกิริยาคายความร้อน) ดังสมการ A+(g) + B– → A+(aq) + B–(aq)

การละลายน้ำของสารประกอบไอออนิกจะเป็นได้ทั้งแบบดูดความร้อนและคายความร้อน ขึ้นอยู่กับพลังงานแต่ละชนิด ดังตาราง

2. สารประกอบไอออนิกที่ละลายน้ำและไม่ละลายน้ำ

แล้วเราจะรู้ได้อย่างไรว่าตัวไหนละลายหรือไม่ละลาย? ข้อสอบ เคมี ม.ปลาย มักจะออกหลักการจำง่าย ๆ ที่เราสามารถสรุปเพื่อนำไปใช้ตัดช้อยส์ได้ดังนี้:

ท้าทายข้อสอบ “การละลายน้ำของสารประกอบไอออนิก”

หลังจากเรียนรู้ทฤษฎีเรื่องพลังงานแลตทิซและไฮเดรชัน รวมถึงหลักการจำสารที่ละลายน้ำและไม่ละลายน้ำกันไปแล้ว คราวนี้ได้เวลามาทดลองลงสนามจริงกัน ข้อสอบเกี่ยวกับการละลายน้ำของสารประกอบที่เกิดจาก พันธะไอออนิก มักจะออกสอบใน 2 รูปแบบหลัก คือ “การคำนวณพลังงานรวมของการละลาย” และ “การวิเคราะห์การเกิดตะกอนจากตารางธาตุ” ลองมาดูแนวข้อสอบทั้ง 2 ข้อที่มักพบในข้อสอบบทพันธะเคมีกันเลย

โจทย์ข้อที่ 1: แผนภาพพลังงานกับการละลายน้ำ

โจทย์: กำหนดขั้นตอนการละลายน้ำของสารประกอบไอออนิกชนิดหนึ่ง มีค่าพลังงานเกี่ยวข้องดังนี้:

• XY(s) → X+(g) + Y–(g) ; พลังงานแลตทิส = 800 kJ/mol
• X+(g) + Y–(g) → X+(aq) + Y–(aq) ; พลังงานไฮเดรชัน = 850 kJ/mol

ข้อใดกล่าวถูกต้องเกี่ยวกับการละลายน้ำของสารประกอบ XY นี้

1. การละลายน้ำของสาร XY เป็นปฏิกิริยาดูดความร้อน และสารละลายจะมีอุณหภูมิสูงขึ้น
2. การละลายน้ำของสาร XY เป็นปฏิกิริยาคายความร้อน และสารละลายจะมีอุณหภูมิต่ำลง
3. การละลายน้ำของสาร XY เป็นปฏิกิริยาคายความร้อน และพลังงานรวมของการละลายเท่ากับ -50 kJ/mol
4. การละลายน้ำของสาร XY เป็นปฏิกิริยาดูดความร้อน และพลังงานรวมของการละลายเท่ากับ +50 kJ/mol
5. สาร XY ไม่สามารถละลายน้ำได้ เนื่องจากพลังงานแลตทิสมีค่าน้อยเกินไป

เฉลยและการวิเคราะห์วิธีคิด:

• พลังงานแลตทิซเป็นการสลายพันธะของสารประกอบไอออนิกจึงเป็นการดูดความร้อน และพลังงานไฮเดรชันเป็นการคายความร้อน จึงได้ว่า

พลังงานการละลาย = 800 – 850

พลังงานการละลาย = -50 kJ/mol

แสดงว่าการละลายของสาร XY เป็นการคายความร้อน ซึ่งจะตรงกับข้อ 3

• ทำไมช้อยส์อื่นถึงผิด:
  • ข้อ 1: การดูดความร้อนจะทำให้อุณหภูมิของสารละลายต่ำลง
  • ข้อ 2: การละลายน้ำของสาร XY เป็นปฏิกิริยาดูดความร้อน
  • ข้อ 4: การละลายน้ำของสาร XY เป็นปฏิกิริยาคายความร้อน และพลังงานรวมของการละลายเท่ากับ -50 kJ/mol
  • ข้อ 5: สารประกอบไอออนิกจะไม่ละลายน้ำก็ต่อเมื่อมีพลังงานแลตทิซมากกว่าพลังงานไฮเดรชันเยอะมาก ๆ 

ดังนั้น คำตอบที่ถูกต้องคือ ข้อ 3

โจทย์ข้อที่ 2: การวิเคราะห์สารประกอบไอออนิกที่ละลายน้ำและไม่ละลายน้ำ

โจทย์: สารผสมในข้อใดต่อไปนี้จะเกิดตะกอน

1. NaOH + HCl
2. CaCl2 + Na2CO3
3. MgCl2 + Na2SO4
4. NaClO4 + Na2CO3
5. Na2O + KCl

เฉลยและการวิเคราะห์วิธีคิด:

ข้อนี้วัดความจำและความเข้าใจเกี่ยวกับสมบัติของสารประกอบที่เกิดจากพันธะเคมีแบบไอออนิกครับ เมื่อเรานำสารละลายสองชนิดที่มีไอออนอิสระมาผสมกัน ไอออนบวกและไอออนลบจะวิ่งมาจับคู่สลับกัน (Double Displacement) ดังนี้

1. NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) (ไม่เกิดตะกอน)
2. CaCl2(aq) + Na2CO3(aq) → CaCO3(s) + 2NaCl(aq) (เกิดตะกอน) 
3. MgCl2(aq) + Na2SO4(aq) → MgSO4(aq) + 2NaCl(aq) (ไม่เกิดตะกอน)
4. NaClO4(aq) + Na2CO3(aq) → NaClO4(aq) + Na2CO3(aq) (ไม่เกิดตะกอนและไม่เกิดปฏิกิริยาเคมี เนื่องจากไอออนบวกเป็นชนิดเดียวกัน จึงไม่เกิดสารใหม่)
5. Na2O(aq) + 2KCl(aq) → 2NaCl(aq) + K2O(aq) (ไม่เกิดตะกอน)

ดังนั้น คำตอบที่ถูกต้องคือ ข้อ 2

ทริคทิ้งท้าย:

การทำข้อสอบพาร์ทการละลายน้ำของพันธะไอออนิก ให้ได้คะแนนเต็ม สิ่งสำคัญคือห้ามจำสับสนระหว่าง “แลตทิส (ดูด)” กับ “ไฮเดรชัน (คาย)” และต้องแม่นกฎการตกตะกอนของตารางธาตุ รวมถึงข้อยกเว้น ถ้าจำหลักการเหล่านี้ได้แม่นยำ ไม่ว่าโจทย์จะพลิกแพลงมาในรูปแบบไหน น้อง ๆ ก็จะสามารถตัดช้อยส์และคว้าคะแนนมาได้อย่างแน่นอน!

พันธะโคเวเลนต์: พันธะแห่งการ “แบ่งปัน” ทฤษฎีที่เริ่มจากความไม่ยอมเสีย 

พันธะโคเวเลนต์ (Covalent Bond): พันธะแห่งการ “แบ่งปัน”

เมื่อธาตุอโลหะกับอโลหะมาเจอกัน ต่างฝ่ายต่างก็อยากเป็นฝ่ายรับอิเล็กตรอน ไม่อยากเสียอิเล็กตรอนให้ใคร สิ่งที่เกิดขึ้นคือธาตุต้องหันมา “ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน” (Sharing Electrons) เกิดเป็น พันธะโคเวเลนต์ ขึ้นมา ซึ่งอิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันนี้เราเรียกว่า “อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ”

• ประเภทของพันธะ: แบ่งตามจำนวนคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน ได้แก่ 

1. พันธะเดี่ยว (ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่)
2. พันธะคู่ (ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่)
3. พันธะสาม (ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่)

• คุณสมบัติเด่น: ส่วนใหญ่มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวต่ำ (ยกเว้นสารโครงผลึกร่างตาข่าย เช่น เพชร) ไม่นำไฟฟ้าในทุกสถานะ (ยกเว้นแกรไฟต์)
• ตัวอย่าง: น้ำ (H2O), แก๊สคาร์บอนไดออกไซด์ (CO2)

ศิลปะการวาดเคมี “การเขียนโครงสร้างโมเลกุลโคเวเลนต์”

อีกหัวใจสำคัญของบทพันธะเคมี โมเลกุลโคเวเลนต์ จุดเริ่มต้นของการเข้าใจสารประกอบชนิดนี้คือเราต้อง “วาดโครงสร้าง” ของมันให้เป็นก่อน 

หลักการเขียนง่าย ๆ ที่ใช้ได้กับทุกโมเลกุล มีดังนี้:

1. หาจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนรวม: ดูว่าแต่ละธาตุอยู่หมู่ไหน แล้วนำมารวมกัน 
2. เลือกอะตอมกลาง: มักจะเป็นธาตุที่มีจำนวนอิเล็กตรอนน้อยที่สุด หรือมีค่า EN ต่ำที่สุด (ยกเว้น H ห้ามเป็นอะตอมกลางเด็ดขาด)
3. ลากเส้นเชื่อมพันธะ: ลากเส้นเดี่ยวเชื่อมอะตอมกลางกับอะตอมล้อมรอบก่อน โดย 1 เส้นจะแทนอิเล็กตรอน 2 ตัว (1 คู่ร่วมพันธะ)
4. แจกจ่ายให้ครบตามกฎออกเตต: เติมอิเล็กตรอนที่เหลือให้รอบอะตอมล้อมรอบให้ครบ 8 ตัว (ยกเว้น H ครบแค่ 2 อิเล็กตรอน) หากอะตอมกลางยังไม่ครบ 8 ให้ขยับอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมาทำเป็นพันธะคู่หรือพันธะสาม
5. นำอิเล็กตรอนที่เหลือจากการสร้างพันธะเคมีมาเป็นอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

เช่น H2O มี H ซึ่งมี 1 อิเล็กตรอน จำนวน 2 ตัว และ O อยู่หมู่ 6 มี 6 อิเล็กตรอน รวมเป็น 1 + 1 + 6 = 8 อิเล็กตรอน และเนื่องจากมีเฉพาะ H และ O ซึ่ง H ไม่สามารถเป็นอะตอมกลางได้ จึงต้องใช้ O เป็นอะตอมกลาง จากนั้นจึงลากเส้นเชื่อมพันธะได้เป็น 

จากนั้นจึงนำอิเล็กตรอนที่เหลือ ซึ่ง O มี 6 อิเล็กตรอน สร้างพันธะไป 2 อิเล็กตรอน จะเหลืออิเล็กตรอน = 6 – 2  = 4 จึงจะได้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ ดังนี้

และเมื่อนับจำนวนอิเล็กตรอนจะเห็นว่า O มีครบ 8 อิเล็กตรอน (ตรงพันธะนับเป็น 2 อิเล็กตรอน มี 2 พันธะจึงได้เป็นทั้งหมด 4 อิเล็กตรอน และรวมกับอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอีก 4  อิเล็กตรอน จะได้ทั้งหมด 8 อิเล็กตรอน)

โจทย์ “การเขียนโครงสร้างโมเลกุลโคเวเลนต์” และดักทางจุดลวงเรื่องอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

หลังจากที่เราได้เรียนรู้วิธีการวาดโครงสร้างโมเลกุลโคเวเลนต์กันไปแล้ว สิ่งหนึ่งที่ข้อสอบเกี่ยวกับ พันธะโคเวเลนต์ ในบทพันธะเคมีชอบหยิบยกมาถามเพื่อตัดคะแนนเด็ก ๆ มากที่สุดก็คือ “จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว” เราลองมาดูแนวข้อสอบเพื่อเช็กความแม่นยำกัน 

โจทย์: จากสารประกอบโคเวเลนต์ที่กำหนดให้ต่อไปนี้ สารในข้อใดมีจำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวบนอะตอมกลางเท่ากันทั้งหมด

1. IF5 และ CO2
2. NH3 และ H2O
3. CH4 และ SF4
4. BF3 และ HCN
5. CCl4 และ SO2

เฉลยและการวิเคราะห์วิธีคิด:

ข้อนี้โจทย์เน้นคำว่า “บนอะตอมกลาง” เท่านั้น แปลว่าเราไม่ต้องไปสนใจอิเล็กตรอนของอะตอมรอบ ๆ วิธีคิดที่เร็วที่สุดคือการเช็กหมู่ของอะตอมกลาง แล้วหักลบกับจำนวนแขนที่ไปสร้างพันธะครับ

• วิเคราะห์ช้อยส์ข้อ 4 ซึ่งเป็นคำตอบที่ถูกต้อง:
  • BF3 อะตอมกลาง B เป็นธาตุหมู่ 3 และสร้างพันธะเดี่ยวกับ F 3 ตัว จึงมีอิเล็กตรอนเหลือ = 3 – 3 = 0 สรุปได้ว่าไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
  • HCN อะตอมกลาง C เป็นธาตุหมู่ 4 และสร้างพันธะเดี่ยวกับ H และพันธะสามกับ N จึงมีอิเล็กตรอนเหลือ = 4 – 4 = 0 สรุปได้ว่าไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
• ทำไมช้อยส์อื่นถึงผิด:
  • ข้อ 1: IF5 อะตอมกลาง I มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ ส่วน CO2 อะตอมกลาง C ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
  • ข้อ 2: NH3 อะตอมกลาง N มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ ส่วน H2O อะตอมกลาง O มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่
  • ข้อ 3: CH4 อะตอมกลาง C ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ส่วน SF4 มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่
  • ข้อ 5: CCl4 อะตอม C ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ส่วน SO2 อะตอมกลาง S มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่

ดังนั้น คำตอบที่ถูกต้องคือ ข้อ 2

ถอดรหัสภาพ 3 มิติ “รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์”

หลังจากที่เราเขียนโครงสร้างสองมิติได้แล้ว ขั้นตอนต่อมาคืออีกหนึ่งยาขมในบทพันธะเคมี นั่นคือการวิเคราะห์ รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ ในมิติสามมิติ โดยโมเลกุลโคเวเลนต์ จะมีรูปทรงที่แตกต่างกันไปตามทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนวงนอก (VSEPR) เพราะอิเล็กตรอนที่ไม่ได้ใช้สร้างพันธะ (อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว) จะมีแรงผลักสูงมาก ทำให้โมเลกุลบิดเบี้ยวไป ดังตาราง

ลองดูข้อสอบ “รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์” ด้วยสูตรลัด VSEPR

อีกหนึ่งพาร์ทปราบเซียนในบทพันธะเคมี ก็คือเรื่องรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ เพราะโจทย์มักจะไม่บอกรูปทรงตรง ๆ แต่จะให้เราวิเคราะห์จากสูตรเคมี เพื่อหาว่าสารที่กำหนดให้มีโครงสร้างสามมิติแบบไหน ในการสอบเข้ามหาวิทยาลัย ข้อสอบข้อหนึ่งอาจรวมเอาหลายโมเลกุลมาเปรียบเทียบกันในข้อเดียว ดังนั้น ทริคการมองอะตอมกลางและหาจำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจึงเป็นสิ่งสำคัญมาก ลองมาฝึกทำแนวข้อสอบแบบ 5 ตัวเลือกข้อนี้กันดู!

โจทย์: สารประกอบโคเวเลนต์ในข้อใดต่อไปนี้ มีรูปร่างโมเลกุลเป็น “มุมงอ” (Bent) และ “พีระมิดฐานสามเหลี่ยม” (Trigonal Pyramidal) ตามลำดับ?

1. CO2 และ BF3
2. H2O และ NH3
3. IF5 และ CH4
4. BeCl2 และ PCl3
5. HCN และ CCl4

เฉลยและการวิเคราะห์วิธีคิด:

หลักการทำโจทย์เรื่องรูปร่างโมเลกุลในวิชา เคมี ม.ปลาย สิ่งสำคัญที่สุดคือต้องหาว่า “อะตอมกลางเหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวหรือไม่” เพราะอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวนี้จะมีแรงผลักมหาศาลที่คอยบิดแขนของพันธะให้เสียรูปทรงไป

เรามาวิเคราะห์หารูปร่างของสารตัวเลือกกัน:

• ข้อ 1
  • CO2 อะตอมกลางคือ C (หมู่ 4) ใช้ 4 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะคู่กับ O 2 ตัว ทำให้อะตอมกลางไม่เหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงมีรูปร่างเป็นเส้นตรง
  • BF3 อะตอมกลางคือ B (หมู่ 3) ใช้ 3 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ F 3 ตัว ทำให้อะตอมกลางไม่เหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงมีรูปร่างเป็นสามเหลี่ยมแบนราบ
• ข้อ 2
  • H2O อะตอมกลางคือ O (หมู่ 6) ใช้ 2 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ H 2 ตัว ทำให้อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ จึงมีรูปร่างเป็นมุมงอ
  • NH3 อะตอมกลางคือ N (หมู่ 5) ใช้ 3 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ H 3 ตัว ทำให้อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ จึงมีรูปร่างเป็นพีระมิดฐานสามเหลี่ยม
• ข้อ 3
  • IF5 อะตอมกลางคือ I (หมู่ 7) ใช้ 5 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ F 5 ตัว ทำให้อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ จึงมีรูปร่างเป็นพีระมิดฐานสี่เหลี่ยม
  • CH4 อะตอมกลางคือ C (หมู่ 4) ใช้ 4 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ H 4 ตัว ทำให้อะตอมกลางไม่เหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงมีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า
• ข้อ 4
  • BeCl2 อะตอมกลางคือ Be (หมู่ 2) ใช้ 2 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ Cl 2 ตัว ทำให้อะตอมกลางไม่เหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงมีรูปร่างเป็นเส้นตรง
  • PCl3 อะตอมกลางคือ P (หมู่ 5) ใช้ 3 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ Cl 3 ตัว ทำให้อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ จึงมีรูปร่างเป็นพีระมิดฐานสามเหลี่ยม
• ข้อ 5
  • HCN อะตอมกลางคือ C (หมู่ 4) ใช้ 3 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะสามกับ N 1 ตัว และใช้อีก 1 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ H 1 ตัว ทำให้อะตอมกลางไม่เหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงมีรูปร่างเป็นเส้นตรง
  • CCl4 อะตอมกลางคือ C (หมู่ 4) ใช้ 4 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ Cl 4 ตัว ทำให้อะตอมกลางไม่เหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงมีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า

ดังนั้น คำตอบที่ถูกต้องคือ ข้อ 2

เปรียบเทียบความแตกต่าง: พันธะโลหะ, พันธะไอออนิก และพันธะโคเวเลนต์

เพื่อให้น้องๆ เห็นภาพรวมและแยกประเภทของสารได้อย่างชัดเจน ก่อนจะไปตะลุยโจทย์ เรามาดูตารางสรุปเปรียบเทียบคุณสมบัติเด่นของพันธะทั้ง 3 แบบกันครับ:

แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุล: เคล็ดลับที่ห้ามมองข้าม (เช่น พันธะไฮโดรเจน)

นอกเหนือจากแรงยึดเหนี่ยวในพันธะแล้ว สำหรับสารโคเวเลนต์ สิ่งที่ส่งผลต่อจุดเดือดและสถานะของสารอย่างมากคือ ‘แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุล’ โดยเฉพาะ พันธะไฮโดรเจน ซึ่งเป็นแรงดึงดูดที่แข็งแรงที่สุดในบรรดาแรงระหว่างโมเลกุล (เกิดขึ้นเมื่อ H จับกับ N, O หรือ F) การเข้าใจเรื่องนี้จะช่วยให้ทำโจทย์เรื่องจุดเดือดของสารโคเวเลนต์ได้ง่ายขึ้นมาก เป็นจุดที่ข้อสอบชอบนำมาออกเพื่อวัดความเข้าใจเชิงลึกครับ

เรียนเคมี ม.ปลาย กับ OnDemand

พันธะเคมีเป็นรากฐานที่สำคัญของวิชาเคมี ถึงแม้จะเป็นบทที่ยากและซับซ้อนสำหรับน้อง ๆ แต่ถ้าเราจับจุดได้ถูกต้อง วิเคราะห์ได้อย่างแม่นยำ ก็สามารถเก็บคะแนนเต็มจากบทนี้ได้ไม่ยกา แต่ถ้าเรียนที่โรงเรียนแล้วยังรู้สึกตามไม่ทัน หรืออยากได้สูตรลัดและเทคนิคการมองโจทย์ให้ขาดได้รวดเร็ว

OnDemand พร้อมช่วยให้น้อง ๆ เตรียมความพร้อมด้านการเรียนและการสอบทุกสนามด้วยคอร์สเรียน วิชาเคมี ม.ปลาย โดย OnDemand ซึ่งสอนโดยทีมอาจารย์ผู้เชี่ยวชาญ ช่วยให้เข้าใจเนื้อหาได้ง่ายขึ้น ปูพื้นฐาน เพิ่มความมั่นใจก่อนสอบ เพิ่มคะแนนในห้องเรียน ไปจนถึงการสอบเข้าระดับมหาวิทยาลัย

สอบถามรายละเอียดคอร์สเรียนเพิ่มเติม

• Add Line: Ondemand Education
• โทรศัพท์: 02-251-9456 (08.00-20.00 น.)