มิถุนายน 26, 2026

เจาะลึกโครงสร้าง”พันธะเคมี”เคมี ม.ปลาย สรุปครบ จบในที่เดียว อ่านกี่ทีก็เข้าใจ

Key Takeaways:

รากฐานของวิชาเคมีที่ห้ามมองข้าม พันธะเคมี คือแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมที่เกิดขึ้นเพื่อให้ธาตุมีความเสถียร การเข้าใจเรื่องนี้จึงเป็นพื้นฐานสำคัญในการต่อยอดไปสู่บทเรียนวิชาเคมีอื่น ๆ ที่ยากขึ้น การปูพื้นฐานเรื่องพันธะเคมีให้แม่นยำตั้งแต่เนิ่น ๆ จึงเป็นก้าวสำคัญสู่การสอบเข้ามหาวิทยาลัยและคณะในฝัน

พันธะเคมี ม.4 สรุปครบทุกชนิด พร้อมรูปร่างโมเลกุลและโจทย์

วิชาเคมี ถือเป็นหนึ่งในยาขมของน้อง ๆ ม.4 แผนการเรียนวิทย์-คณิตหลายคน ด้วยเนื้อหาที่ต้องความเข้าใจอย่างลึกซึ้งและสูตรที่ต้องจำอีกมากมาย รวมถึงความซับซ้อนของอะตอมที่มองไม่เห็นด้วยตาเปล่าและยากจะจินตนาการ จึงไม่แปลกใจที่วิชานี้จะสร้างความปวดหัวให้กับนักเรียน รวมถึงสร้างความกังวลใจให้กับผู้ปกครองที่อยากเห็นลูก ๆ ประสบความสำเร็จทั้งในการสอบเพื่อรักษาเกรดที่โรงเรียนและในเส้นทางการสอบเข้ามหาวิทยาลัย และในบรรดาเนื้อหาทั้งหมด พันธะเคมี ถือเป็นหนึ่งในรากฐานที่สำคัญ หากน้อง ๆ สามารถปลดล็อกและทำความเข้าใจเรื่องนี้ได้อย่างลึกซึ้ง การเรียนเคมีในบทต่อ ๆ ไป เช่น เคมีอินทรีย์ หรือพอลิเมอร์ จะกลายเป็นเรื่องสนุกและง่ายขึ้นทันที

พันธะเคมี คืออะไร ทำไมอะตอมต้องสร้างพันธะ

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

เจาะลึก “กฎออกเตต” และข้อยกเว้นสำคัญที่สายเคมีต้องรู้

ก่อนจะไปลุยเรื่องพันธะไอออนิกและโคเวเลนต์ หัวใจสำคัญแรกของบทพันธะเคมีที่ต้องเข้าใจคือ กฎออกเตต (Octet Rule) ที่บอกว่าอะตอมจะแชร์ รับ หรือสูญเสียอิเล็กตรอนเพื่อให้ครบ 8 ตัว ตัวอย่างโมเลกุลที่ตรงตามกฎออกเตต เช่น $\mathrm{CH_4}$ , $\mathrm{H_{2}O}$ หรือ $\mathrm{NaCl}$

$\mathrm{CH_4}$ : จะสังเกตว่าจำนวนอิเล็กตรอนที่ล้อมรอบ C มีทั้งหมด 8 อิเล็กตรอน ซึ่งจะครบออกเตต

อย่างไรก็ตาม ข้อสอบมักออกดักทางที่ ข้อยกเว้นกฎออกเตต ซึ่งมี 3 กลุ่มหลัก ได้แก่:

อิเล็กตรอนไม่ครบ 8 (Incomplete Octet): เช่น $\mathrm{BF_3}$ หรือ $\mathrm{BeCl_2}$
$\mathrm{BeCl_2}$ : สังเกตว่าจำนวนอิเล็กตรอนที่ล้อมรอบ Cl มีทั้งหมด 8 อิเล็กตรอน ซึ่งจะครบออกเตต แต่จำนวนอิเล็กตรอนที่ล้อมรอบ Be มีเพียง 4 อิเล็กตรอน จึงไม่ครบออกเตต
อิเล็กตรอนเกิน 8 (Expanded Octet): มักเกิดกับธาตุคาบ 3 ขึ้นไป เช่น $\mathrm{SF_6}$ หรือ $\mathrm{PCl_5}$
$\mathrm{SF_6}$ : สังเกตว่าจำนวนอิเล็กตรอนที่ล้อมรอบ F มีทั้งหมด 8 อิเล็กตรอน ซึ่งจะครบออกเตต แต่จำนวนอิเล็กตรอนที่ล้อมรอบ S มีถึง 12 อิเล็กตรอน จึงเกินออกเตต
อิเล็กตรอนเป็นเลขคี่ (Odd-electron molecules): เช่น $\mathrm{NO}$
$\mathrm{NO}$ : สังเกตว่าที่อะตอม N มีอิเล็กตรอนไม่ครบคู่ จะมีอิเล็กตรอนเดี่ยว 1 อิเล็กตรอน

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 ( $\mathrm{NaCl}$ ) โซดาแอชหรือโซเดียมคาร์บอเนต ( $\mathrm{Na_{2}CO_{3}}$ )

วัฏจักรบอร์น-ฮาเบอร์ (Born-Haber Cycle) เส้นทางพลังงานของพันธะไอออนิก

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

พลังงานการระเหิด (Sublimation Energy: $\mathrm{ΔH_s}$ ) การดูดพลังงานเพื่อเปลี่ยนโลหะจากของแข็งให้เป็นแก๊ส
พลังงานการสลายพันธะ (Dissociation Energy:D) การดูดพลังงานสลายพันธะของแก๊สอโลหะให้เป็นอะตอมเดี่ยว
พลังงานไอโอไนเซชัน (Ionization Energy:IE) การดูดพลังงานเพื่อดึงอิเล็กตรอนออกจากโลหะในสถานะแก๊สให้กลายเป็นไอออนบวก
สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Electron Affinity:EA) การคายพลังงานเพื่อให้อโลหะในสถานะแก๊สรับอิเล็กตรอนกลายเป็นไอออนลบ
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 ( $\mathrm{IE_1}$ ) ของ Na(g) = +496 kJ/mol
พลังงานการสลายพันธะของ $\mathrm{Cl_2}$ (g) = +242 kJ/mol
สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (EA) ของ Cl(g) = +349 kJ/mol
พลังงานรวมในการเกิดสารประกอบไอออนิก NaCl = -412 kJ/mol

จงคำนวณหาพลังงานแลตทิซในการเกิดสารประกอบ NaCl 1 โมล

17 kJ
454 kJ
-787 kJ
-908 kJ
-1,485 kJ

เฉลยและการวิเคราะห์วิธีคิด:

$\mathrm{ΔH_f}$ = $\mathrm{ΔH_s}$ + $mathrm{IE_1}$ + $\mathrm{\dfrac{1}{2}D}$ – $\mathrm{EA_1}$ + U

-412 = 107 + 496 + $\mathrm{\dfrac{1}{2}}$ (242) – 349 + U

U = -787 kJ/mol

ดังนั้น คำตอบที่ถูกต้องคือ ข้อ 3

ข้อสังเกต: พลังงานการสลายพันธะของ Cl2 จะคูณด้วย

*** QuickLaTeX cannot compile formula:
\mathrm{\dfrac{1}{2}

*** Error message:
File ended while scanning use of \math@egroup.
Emergency stop.

เนื่องจาก $\mathrm{Cl_2}$

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

พลังงานกับการละลายน้ำของสารประกอบไอออนิก

การที่สารประกอบไอออนิกจะแตกตัวและละลายน้ำได้จะต้องผ่านกระบวนการที่เกี่ยวข้องกับพลังงาน 2 ขั้นตอนหลัก ๆ ดังนี้:

ขั้นตอนที่ 1: พลังงานแลตทิซ (Lattice Energy) คือพลังงานที่ต้องใช้ในการสลายแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนบวกและไอออนลบในโครงผลึกของสารประกอบ เพื่อแยกให้ออกจากกันเป็นไอออนในสถานะแก๊ส (ขั้นนี้เป็นปฏิกิริยาดูดความร้อน) ดังสมการ $\mathrm{AB}(\mathrm{s}) \rightarrow \mathrm{A}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{B}^{-}(\mathrm{g})$
ขั้นตอนที่ 2: พลังงานไฮเดรชัน (Hydration Energy) คือพลังงานที่คายออกมาเมื่อโมเลกุลของน้ำเข้าไปล้อมรอบไอออนบวกและไอออนลบเหล่านั้น (ขั้นนี้เป็นปฏิกิริยาคายความร้อน) ดังสมการ $\mathrm{A}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{B}^{-} \rightarrow \mathrm{A}^{+}(\mathrm{aq})+\mathrm{B}^{-}(\mathrm{aq})$

การละลายน้ำของสารประกอบไอออนิกจะเป็นได้ทั้งแบบดูดความร้อนและคายความร้อน ขึ้นอยู่กับพลังงานแต่ละชนิด ดังตาราง

พลังงาน	การเปลี่ยนแปลงพลังงาน	การเปลี่ยนแปลงของอุณหภูมิสารละลาย
แลตทิซ > ไฮเดรชัน	ดูดพลังงาน	อุณหภูมิลดลง
แลตทิซ < ไฮเดรชัน	คายพลังงาน	อุณหภูมิเพิ่มขึ้น
แลตทิซ = ไฮเดรชัน	ไม่เปลี่ยนแปลง	อุณหภูมิคงที่
แลตทิซ >> ไฮเดรชัน	ไม่ละลายน้ำ	อุณหภูมิคงที่

สารประกอบไอออนิกที่ละลายน้ำและไม่ละลายน้ำ

แล้วเราจะรู้ได้อย่างไรว่าตัวไหนละลายหรือไม่ละลาย? ข้อสอบ เคมี ม.ปลาย มักจะออกหลักการจำง่าย ๆ ที่เราสามารถสรุปเพื่อนำไปใช้ตัดช้อยส์ได้ดังนี้:

สารประกอบไอออนิกที่ละลายน้ำได้

สารประกอบไอออนิกที่ไม่ละลายน้ำ

มี 6 ข้อ ได้แก่ สารประกอบของ

โลหะหมู่ 1
แอมโมเนียมไอออน ( $\mathrm{NH}_4^{+}$ )
ไนเทรต ( $\mathrm{NO}_3^{-}$ )
คลอเรต ( $\mathrm{ClO}_3^{-}$ )
เปอร์คลอเรต ( $\mathrm{ClO}_4^{-}$ ) ยกเว้น $\mathrm{KClO}_4$
แอซีเตต ( $\mathrm{CH}_3 \mathrm{COO}^{-}$ ) ยกเว้น $\mathrm{CH}_3 \mathrm{COOAg}$

มี 3 ข้อ ได้แก่

โลหะหมู่ 2 รวมกับ $\mathrm{CO}_3^{2-}, \mathrm{SO}_4^{2-}, \mathrm{PO}_4^{3-}, \mathrm{HPO}_4^{2-}$ ยกเว้น $\mathrm{MgSO}_4$
หมู่ 7 รวมกับ $\mathrm{Ag}^{+}, \mathrm{Hg}_2^{2+}, \mathrm{Pb}^{2+}$
Be, Mg และโลหะแทรนซิชัน รวมกับ $\mathrm{O}^{2-}, \mathrm{S}^{2-}, \mathrm{OH}^{-}$

ท้าทายข้อสอบ “การละลายน้ำของสารประกอบไอออนิก”

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

โจทย์ข้อที่ 1: แผนภาพพลังงานกับการละลายน้ำ

โจทย์: กำหนดขั้นตอนการละลายน้ำของสารประกอบไอออนิกชนิดหนึ่ง มีค่าพลังงานเกี่ยวข้องดังนี้:

$\mathrm{X Y(s) \rightarrow X^{+}(g)+Y^{-}(g)}$ ; พลังงานแลตทิซ = 800 kJ/mol
$\mathrm{X}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{Y}^{-}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{X}^{+}(\mathrm{aq})+\mathrm{Y}^{-}(\mathrm{aq})$ ; พลังงานไฮเดรชัน = 850 kJ/mol

ข้อใดกล่าวถูกต้องเกี่ยวกับการละลายน้ำของสารประกอบ XY นี้

การละลายน้ำของสาร XY เป็นปฏิกิริยาดูดความร้อน และสารละลายจะมีอุณหภูมิสูงขึ้น
การละลายน้ำของสาร XY เป็นปฏิกิริยาคายความร้อน และสารละลายจะมีอุณหภูมิต่ำลง
การละลายน้ำของสาร XY เป็นปฏิกิริยาคายความร้อน และพลังงานรวมของการละลายเท่ากับ -50 kJ/mol
การละลายน้ำของสาร XY เป็นปฏิกิริยาดูดความร้อน และพลังงานรวมของการละลายเท่ากับ +50 kJ/mol
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

$\mathrm{NaOH}+\mathrm{HCl}$
$\mathrm{CaCl}_2+\mathrm{Na}_2 \mathrm{CO}_3$
$\mathrm{MgCl}_2+\mathrm{Na}_2 \mathrm{SO}_4$
$\mathrm{NaClO}_4+\mathrm{Na}_2 \mathrm{CO}_3$
$\mathrm{Na}_2 \mathrm{O}+\mathrm{KCl}$

เฉลยและการวิเคราะห์วิธีคิด:

ข้อนี้วัดความจำและความเข้าใจเกี่ยวกับสมบัติของสารประกอบที่เกิดจากพันธะเคมีแบบไอออนิก เมื่อเรานำสารละลายสองชนิดที่มีไอออนอิสระมาผสมกัน ไอออนบวกและไอออนลบจะวิ่งมาจับคู่สลับกัน (Double Displacement) ดังนี้

$\mathrm{NaOH}(\mathrm{aq})+\mathrm{HCl}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{NaCl}(\mathrm{aq})+\mathrm{H}_2 \mathrm{O}(\mathrm{l})$ (ไม่เกิดตะกอน)
$\mathrm{CaCl}_2(\mathrm{aq})+\mathrm{Na}_2 \mathrm{CO}_3(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{CaCO}_3(\mathrm{~s})+2 \mathrm{NaCl}(\mathrm{aq})$ (เกิดตะกอน)
$\mathrm{MgCl}_2(\mathrm{aq})+\mathrm{Na}_2 \mathrm{SO}_4(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{MgSO}_4(\mathrm{aq})+2 \mathrm{NaCl}(\mathrm{aq})$ (ไม่เกิดตะกอน)
$\mathrm{NaClO}_4(\mathrm{aq})+\mathrm{Na}_2 \mathrm{CO}_3(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{NaClO}_4(\mathrm{aq})+\mathrm{Na}_2 \mathrm{CO}_3(\mathrm{aq})$ (ไม่เกิดตะกอนและไม่เกิดปฏิกิริยาเคมี เนื่องจากไอออนบวกเป็นชนิดเดียวกัน จึงไม่เกิดสารใหม่)
$\mathrm{Na}_2 \mathrm{O}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{KCl}(\mathrm{aq}) \rightarrow 2 \mathrm{NaCl}(\mathrm{aq})+\mathrm{K}_2 \mathrm{O}(\mathrm{aq})$ (ไม่เกิดตะกอน)

ดังนั้น คำตอบที่ถูกต้องคือ ข้อ 2

ทริคทิ้งท้าย:

การทำข้อสอบพาร์ทการละลายน้ำของพันธะไอออนิก ให้ได้คะแนนเต็ม สิ่งสำคัญคือห้ามจำสับสนระหว่าง “แลตทิซ (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

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

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

พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ เมื่อมีแค่ฝ่ายเดียวที่เป็นผู้ให้

โดยปกติ พันธะโคเวเลนต์จะเกิดจากอะตอมต่างฝ่ายต่างนำอิเล็กตรอนมาแชร์กันคนละเท่าๆ กัน แต่มีพันธะโคเวเลนต์อีกชนิดหนึ่งเรียกว่า พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ ซึ่งเกิดขึ้นเมื่อ “มีอะตอมเพียงฝ่ายเดียวที่เป็นผู้ให้อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะทั้ง 2 ตัว” ให้แก่อีกอะตอมหนึ่งที่ยังขาดอิเล็กตรอนอยู่ (โดยที่อีกฝ่ายไม่ได้นำอิเล็กตรอนมาแชร์ตอบ)

ตัวอย่างที่พบบ่อยในข้อสอบ: แอมโมเนียมไอออน ( $\mathrm{NH}_4^+$ ) หรือ ซัลเฟอร์ไดออกไซด์ ( $\mathrm{SO}_2$ )

ข้อสังเกต: แม้ว่าที่มาของอิเล็กตรอนจะมาจากฝ่ายเดียว แต่เมื่อสร้างพันธะเสร็จแล้ว คุณสมบัติและความแข็งแรงของพันธะจะ เหมือนกับพันธะโคเวเลนต์ปกติทุกประการ ไม่สามารถแยกความแตกต่างได้

ศิลปะการวาดเคมี “การเขียนโครงสร้างโมเลกุลโคเวเลนต์”

อีกหัวใจสำคัญของบทพันธะเคมี โมเลกุลโคเวเลนต์ จุดเริ่มต้นของการเข้าใจสารประกอบชนิดนี้คือเราต้อง “วาดโครงสร้าง” ของมันให้เป็นก่อน

หลักการเขียนง่าย ๆ ที่ใช้ได้กับทุกโมเลกุล มีดังนี้:

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

เช่น $\mathrm{H}_2 \mathrm{O}$ 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

$\mathrm{IF}_5$ และ $\mathrm{CO}_2$
$\mathrm{NH}_3$ และ $\mathrm{H}_2 \mathrm{O}$
$\mathrm{CH}_4$ และ $\mathrm{SF}_4$
$\mathrm{BF}_3$ และ $\mathrm{HCN}$
$\mathrm{CCl}_4$ และ $\mathrm{SO}_2$

เฉลยและการวิเคราะห์วิธีคิด:

ข้อนี้โจทย์เน้นคำว่า “บนอะตอมกลาง” เท่านั้น แปลว่าเราไม่ต้องไปสนใจอิเล็กตรอนของอะตอมรอบ ๆ วิธีคิดที่เร็วที่สุดคือการเช็กหมู่ของอะตอมกลาง แล้วหักลบกับจำนวนแขนที่ไปสร้างพันธะ

วิเคราะห์ช้อยส์ข้อ 4 ซึ่งเป็นคำตอบที่ถูกต้อง:
- $\mathrm{BF}_3$ อะตอมกลาง B เป็นธาตุหมู่ 3 และสร้างพันธะเดี่ยวกับ F 3 ตัว จึงมีอิเล็กตรอนเหลือ = 3 – 3 = 0 สรุปได้ว่าไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
- $\mathrm{HCN}$ อะตอมกลาง C เป็นธาตุหมู่ 4 และสร้างพันธะเดี่ยวกับ H และพันธะสามกับ N จึงมีอิเล็กตรอนเหลือ = 4 – 4 = 0 สรุปได้ว่าไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
ทำไมช้อยส์อื่นถึงผิด:
- ข้อ 1: $\mathrm{IF}_5$ อะตอมกลาง I มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ ส่วน $\mathrm{CO}_2$ อะตอมกลาง C ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
- ข้อ 2: $\mathrm{NH}_3$ อะตอมกลาง N มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ ส่วน $\mathrm{H}_2 \mathrm{O}$ อะตอมกลาง O มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่
- ข้อ 3: $\mathrm{CH}_4$ อะตอมกลาง C ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ส่วน $\mathrm{SF}_4$ มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่
- ข้อ 5: $\mathrm{CCl}_4$ อะตอม C ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ส่วน $\mathrm{SO}_2$ 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

จำนวนพันธะรอบอะตอมกลาง

จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวรอบอะตอมกลาง

ไม่มี

1 คู่

2 คู่

3 คู่

เส้นตรง

Liner

เส้นตรง

Linear

มุมงอ

Bent

มุมงอ

Bent

เส้นตรง

Linear

สามเหลี่ยมแบนราบ

Trigonal planar

พีระมิดฐานสามเหลี่ยม

Trigonal pyramidal

ตัวที

T-shaped

ทรงสี่หน้า

Tetrahedral

ทรงสี่หน้าบิดเบี้ยว

Seesaw

สี่เหลี่ยมแบนราบ

Square planar

พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม

Trigonal bipyramidal

พีระมิดฐานสี่เหลี่ยม

Square pyramidal

ทรงแปดหน้า

Octahedral

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?

$\mathrm{CO}_2$ และ $\mathrm{BF}_3$
$\mathrm{H}_2 \mathrm{O}$ และ $\mathrm{NH}_3$
$\mathrm{IF}_5$ และ $\mathrm{CH}_4$
$\mathrm{BeCl}_2$ และ $\mathrm{PCl}_3$
$\mathrm{HCN}$ และ $\mathrm{CCl}_4$

เฉลยและการวิเคราะห์วิธีคิด:

หลักการทำโจทย์เรื่องรูปร่างโมเลกุลในวิชา เคมี ม.ปลาย สิ่งสำคัญที่สุดคือต้องหาว่า “อะตอมกลางเหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวหรือไม่” เพราะอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวนี้จะมีแรงผลักมหาศาลที่คอยบิดแขนของพันธะให้เสียรูปทรงไป

เรามาวิเคราะห์หารูปร่างของสารตัวเลือกกัน:

ข้อ 1
- $\mathrm{CO}_2$ 2 อะตอมกลางคือ C (หมู่ 4) ใช้ 4 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะคู่กับ O 2 ตัว ทำให้อะตอมกลางไม่เหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงมีรูปร่างเป็นเส้นตรง
- $\mathrm{BF}_3$ อะตอมกลางคือ B (หมู่ 3) ใช้ 3 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ F 3 ตัว ทำให้อะตอมกลางไม่เหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงมีรูปร่างเป็นสามเหลี่ยมแบนราบ
ข้อ 2
- $\mathrm{H}_2 \mathrm{O}$ อะตอมกลางคือ O (หมู่ 6) ใช้ 2 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ H 2 ตัว ทำให้อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ จึงมีรูปร่างเป็นมุมงอ
- $\mathrm{NH}_3$ อะตอมกลางคือ N (หมู่ 5) ใช้ 3 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ H 3 ตัว ทำให้อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ จึงมีรูปร่างเป็นพีระมิดฐานสามเหลี่ยม
ข้อ 3
- $\mathrm{IF}_5$ อะตอมกลางคือ I (หมู่ 7) ใช้ 5 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ F 5 ตัว ทำให้อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ จึงมีรูปร่างเป็นพีระมิดฐานสี่เหลี่ยม
- $\mathrm{CH}_4$ อะตอมกลางคือ C (หมู่ 4) ใช้ 4 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ H 4 ตัว ทำให้อะตอมกลางไม่เหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงมีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า
ข้อ 4
- $\mathrm{BeCl}_2$ อะตอมกลางคือ Be (หมู่ 2) ใช้ 2 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ Cl 2 ตัว ทำให้อะตอมกลางไม่เหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงมีรูปร่างเป็นเส้นตรง
- $\mathrm{PCl}_3$ อะตอมกลางคือ P (หมู่ 5) ใช้ 3 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ Cl 3 ตัว ทำให้อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ จึงมีรูปร่างเป็นพีระมิดฐานสามเหลี่ยม
ข้อ 5
- $\mathrm{HCN}$ อะตอมกลางคือ C (หมู่ 4) ใช้ 3 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะสามกับ N 1 ตัว และใช้อีก 1 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ H 1 ตัว ทำให้อะตอมกลางไม่เหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงมีรูปร่างเป็นเส้นตรง
- $\mathrm{CCl}_4$ อะตอมกลางคือ C (หมู่ 4) ใช้ 4 อิเล็กตรอนในการสร้างพันธะเดี่ยวกับ Cl 4 ตัว ทำให้อะตอมกลางไม่เหลืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงมีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า

ดังนั้น คำตอบที่ถูกต้องคือ ข้อ 2

สภาพขั้วของโมเลกุล ทฤษฎีความลำเอียง เมื่ออิเล็กตรอนเทไปหาคนที่เคมีเข้ากัน

หลังจากที่เราวิเคราะห์รูปร่างโมเลกุล 3 มิติได้แล้ว ขั้นตอนสำคัญถัดมาคือการเช็กว่า “โมเลกุลนั้นมีขั้วหรือไม่” ซึ่งมีหลักการพิจารณา 2 สเต็ปดังนี้:

ดูสภาพขั้วของพันธะ จากผลต่างค่า EN (Electronegativity Difference)ค่า EN คือความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ

พันธะไม่มีขั้ว (Non-polar Bond): เกิดจากธาตุชนิดเดียวกัน มีค่า EN เท่ากัน ( $\Delta\text{EN} = 0$ ) เช่น $\text{O}_2, \text{H}_2, \text{Cl}_2$ อิเล็กตรอนกระจายตัวเท่ากันอย่างสมบูรณ์
พันธะมีขั้ว (Polar Bond): เกิดจากธาตุต่างชนิดกันที่มีค่า EN ต่างกัน ( $\Delta\text{EN} > 0$ ) เช่น $\text{H}-\text{Cl}$ อะตอมที่มีค่า EN สูงกว่า ( $\text{Cl}$ ) จะดึงอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองมากกว่า ทำให้ฝั่งนั้นแสดงประจุลบแฝง ( $\delta^-$ ) และฝั่งที่มีค่า EN น้อยกว่าแสดงประจุบวกแฝง ( $\delta^+$ )

ดูสภาพขั้วของ “โมเลกุล” โดยรวม (รวมทิศทางแรงดึงดูดแบบเวกเตอร์)แม้ว่าพันธะภายในโมเลกุลจะมีขั้ว แต่ โมเลกุลนั้นอาจกลายเป็น “โมเลกุลไม่มีขั้ว” ได้ หากรูปร่างโมเลกุลหักล้างทิศทางขั้วกันจนหมด (แรงดึงดูดหักล้างกันเป็นศูนย์)

โมเลกุลไม่มีขั้ว (Non-polar Molecule):
- โมเลกุลที่มีพันธะไม่มีขั้วทั้งหมด เช่น $\text{O}_2, \text{N}_2$
- โมเลกุลที่มีพันธะมีขั้ว แต่ รูปร่างสมมมาตร ทำให้ขั้วหักล้างกันหมดพอดี เช่น
  - เส้นตรง: $\text{CO}_2$ (แรงดึงออกจาก C ไป O สองฝั่งเท่ากันพอดี)

- - สามเหลี่ยมแบนราบ: $\text{BF}_3$
  - ทรงสี่หน้า: $\text{CH}_4, \text{CCl}_4$

โมเลกุลมีขั้ว (Polar Molecule):
- โมเลกุลที่ รูปร่างไม่สมมาตร หรือ มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลืออยู่ที่อะตอมกลาง (ซึ่งคอยดันแขนให้บิดเบี้ยวและสร้างขั้วประจุ) เช่น
  - มุมงอ: $\text{H}_2\text{O}$

- - พีระมิดฐานสามเหลี่ยม: $\text{NH}_3$

เจาะลึกแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล เคล็ดลับการเทียบจุดเดือด ที่ข้อสอบชอบนำมาออกดักทาง

สารประกอบโคเวเลนต์ไม่ได้ยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะเคมีข้ามโมเลกุล แต่จะยึดกันด้วย “แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล” ซึ่งเป็นตัวกำหนดจุดเดือด จุดหลอมเหลว และสถานะของสารโดยตรง ยิ่งแรงนี้แข็งแรง จุดเดือดก็จะยิ่งสูง โดยแบ่งออกเป็น 3 ประเภทหลัก:

แรงลอนดอน (London Dispersion Force):

เป็นแรงอย่างอ่อนที่สุด เกิดจากการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนที่เหนี่ยวนำให้เกิดขั้วชั่วคราว
พบในโมเลกุลโคเวเลนต์ทุกชนิด (และเป็นแรงชนิดเดียวที่ยึดเหนี่ยวในโมเลกุลไม่มีขั้ว)
โมเลกุลไม่มีขั้วยิ่งขนาดใหญ่ แรงลอนดอนจะยิ่งสูง จุดเดือดก็จะยิ่งสูงตาม

แรงดึงดูดระหว่างขั้ว (Dipole-Dipole Force):

เกิดขึ้นเฉพาะระหว่างโมเลกุลมีขั้ว โดยขั้วบวกแฝง ( $\delta^+$ ) ของโมเลกุลหนึ่งจะดึงดูดกับขั้วลบแฝง ( $\delta^-$ ) ของอีกโมเลกุลหนึ่ง
แข็งแรงกว่าแรงลอนดอน ทำให้สารกลุ่มนี้มีจุดเดือดสูงกว่าสารไม่มีขั้วที่มีมวลใกล้เคียงกัน

พันธะไฮโดรเจน (Hydrogen Bond – H-Bond):

แรงระหว่างโมเลกุลที่แข็งแรงที่สุด (แต่ยังคงอ่อนกว่าพันธะเคมีภายในโมเลกุล)
เงื่อนไขการเกิด: เกิดขึ้นเมื่ออะตอม ไฮโดรเจน ( $\text{H}$ ) ไปสร้างพันธะกับธาตุที่มีค่า EN สูงมาก ๆ และขนาดเล็ก ได้แก่ $\text{F}$ (ฟลูออรีน), $\text{O}$ (ออกซิเจน), $\text{N}$ (ไนโตรเจน) หรือท่องจำง่ายๆ ว่า “H จับกับ F, O, N”
ตัวอย่าง: น้ำ ( $\text{H}_2\text{O}$ ), แอมโมเนีย ( $\text{NH}_3$ ), ไฮโดรเจนฟลูออไรด์ ( $\text{HF}$ )

ลองดูข้อสอบ “แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล” จุดดักเรื่องจุดเดือด

อีกหนึ่งพาร์ทปราบเซียนในบทพันธะเคมี ก็คือเรื่องแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลและการเปรียบเทียบจุดเดือด เพราะโจทย์มักจะไม่บอกตรง ๆ ว่าสารไหนแรงกว่ากัน แต่จะให้เราวิเคราะห์จากสูตรเคมี เพื่อหาว่าสารที่กำหนดให้มีแรงยึดเหนี่ยวชนิดใดและมีจุดเดือดเรียงลำดับอย่างไร ในการสอบเข้ามหาวิทยาลัย ข้อสอบข้อหนึ่งอาจรวมเอาหลายโมเลกุลมาเปรียบเทียบกันในข้อเดียว ดังนั้น ทริคการมองประเภทแรงและพันธะไฮโดรเจนจึงเป็นสิ่งสำคัญมาก ลองมาฝึกทำแนวข้อสอบแบบ 5 ตัวเลือกข้อนี้กันดู

โจทย์: การเรียงลำดับจุดเดือดของสารประกอบโคเวเลนต์ในข้อใดต่อไปนี้ ถูกต้อง จากจุดเดือด “สูงที่สุด” ไปยัง “ต่ำที่สุด”

$\mathrm{HF} > \mathrm{NH}_3 > \mathrm{HCl} > \mathrm{CH}_4$
$\mathrm{NH}_3 > \mathrm{HF} > \mathrm{HCl} > \mathrm{CH}_4$
$\mathrm{HF} > \mathrm{HCl} > \mathrm{NH}_3 > \mathrm{CH}_4$
$\mathrm{HCl} > \mathrm{HF} > \mathrm{NH}_3 > \mathrm{CH}_4$
$\mathrm{CH}_4 > \mathrm{HCl} > \mathrm{NH}_3 > \mathrm{HF}$

เฉลยและการวิเคราะห์วิธีคิด:

หลักการทำโจทย์เรื่องจุดเดือดของสารโคเวเลนต์ในวิชา เคมี ม.ปลาย สิ่งสำคัญที่สุดคือต้องหาว่า “สารแต่ละตัวมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลแบบไหน” โดยเรียงความแข็งแรงจาก พันธะไฮโดรเจน > แรงดึงดูดระหว่างขั้ว > แรงลอนดอนเรามาวิเคราะห์หารูปแบบแรงยึดเหนี่ยวของสารตัวเลือกกัน:

การวิเคราะห์กลุ่มสารที่มีพันธะไฮโดรเจน ( และ )
- $\mathrm{HF}$ มีพันธะ $\mathrm{H}-\mathrm{F}$ ซึ่งเกิดพันธะไฮโดรเจนได้ และเนื่องจาก $\mathrm{F}$ มีค่า EN สูงที่สุดในตารางธาตุ ทำให้พันธะไฮโดรเจนของ $\mathrm{HF}$ มีความแข็งแรงสูงมาก ส่งผลให้มีจุดเดือดสูงที่สุดในกลุ่มนี้
- $\mathrm{NH}_3$ มีพันธะ $\mathrm{N}-\mathrm{H}$ ซึ่งเกิดพันธะไฮโดรเจนได้เช่นกัน แต่ค่า EN ของ $\mathrm{N}$ น้อยกว่า $\mathrm{F}$ ทำให้แรงยึดเหนี่ยวอ่อนกว่า $\mathrm{HF}$ จุดเดือดจึงสูงเป็นอันดับ 2
การวิเคราะห์กลุ่มสารที่ไม่มีพันธะไฮโดรเจน ( และ )
- $\mathrm{HCl}$ เป็นโมเลกุลมีขั้ว แรงยึดเหนี่ยวหลักคือแรงดึงดูดระหว่างขั้ว (Dipole-Dipole) ซึ่งแข็งแรงกว่าแรงลอนดอน จึงมีจุดเดือดสูงเป็นอันดับ 3
- $\mathrm{CH}_4$ เป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว (รูปร่างทรงสี่หน้าสมมาตร) แรงยึดเหนี่ยวหลักมีเพียงแรงลอนดอน (London Dispersion) ซึ่งอ่อนที่สุด จึงมีจุดเดือดต่ำที่สุด

ดังนั้น คำตอบที่ถูกต้องคือ ข้อ 1

พันธะโลหะ ทะเลอิเล็กตรอนที่ทำให้โลหะแข็งแกร่ง

พันธะโลหะ (Metallic Bond) คือ แรงยึดเหนี่ยวเคมีที่เกิดขึ้นระหว่างประจุบวกของไอออนโลหะกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่หลุดออกมาเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระทั่วทั้งชิ้นโลหะ แบบจำลองนี้เรียกว่า “ทะเลอิเล็กตรอน” (Electrons Sea Model)

เนื่องจากอะตอมของโลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชัน (IE) และค่าอิเล็กโทรเนกาตีวิตี (EN) ต่ำมาก จึงเสียอิเล็กตรอนได้ง่าย อะตอมโลหะแต่ละตัวจึงปลดปล่อยเวเลนซ์อิเล็กตรอนออกมารวมกันเป็น “ทะเลอิเล็กตรอน” เคลื่อนที่ล้อมรอบไอออนบวกไว้ เกิดเป็นแรงดึงดูดทางไฟฟ้าอย่างแน่นหนาทั่วทั้งชิ้น

เปรียบเทียบความแตกต่าง: พันธะโลหะ, พันธะไอออนิก และพันธะโคเวเลนต์

เพื่อให้น้องๆ เห็นภาพรวมและสามารถแยกประเภทของสารได้อย่างถูกต้องแม่นยำก่อนลงสนามสอบ การเปรียบเทียบคุณสมบัติทางกายภาพและองค์ประกอบพื้นฐานถือเป็นหัวใจสำคัญ เพราะข้อสอบมักจะนำสมบัติการนำไฟฟ้า จุดเดือดจุดหลอมเหลว และสถานะมาเปรียบเทียบกันในข้อเดียว เราลองมาดูตารางสรุปเปรียบเทียบความแตกต่างของ พันธะไอออนิก พันธะโคเวเลนต์ และพันธะโลหะ แบบชัดๆ กัน

คุณสมบัติ	พันธะไอออนิก	พันธะโคเวเลนต์	พันธะโลหะ
องค์ประกอบ	โลหะ + อโลหะ	อโลหะ + อโลหะ	โลหะ + โลหะ
การนำไฟฟ้า	นำไฟฟ้าเมื่อหลอมเหลว/ละลายน้ำ	ไม่นำไฟฟ้า	นำไฟฟ้าได้ดีเยี่ยม
จุดเดือด/จุดหลอมเหลว	สูงมาก	ต่ำ (ยกเว้นโครงผลึกร่างตาข่าย)	สูง
สถานะปกติ	ของแข็ง	ของแข็ง/ของเหลว/แก๊ส	ของแข็ง

เรียนเคมี ม.ปลาย กับ OnDemand

พันธะเคมีเป็นรากฐานที่สำคัญของวิชาเคมี ถึงแม้จะเป็นบทที่ยากและซับซ้อนสำหรับน้อง ๆ แต่ถ้าเราจับจุดได้ถูกต้อง วิเคราะห์ได้อย่างแม่นยำ ก็สามารถเก็บคะแนนเต็มจากบทนี้ได้ไม่ยาก 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.)

FAQ: คำถามที่พบบ่อยเกี่ยวกับพันธะเคมี ม.ปลาย

Q: พันธะเคมี มีทั้งหมดกี่ประเภท และประเภทไหนบ้างที่ออกสอบบ่อยที่สุด?

A: พันธะเคมีแบ่งเป็น 3 ประเภทหลัก คือ พันธะโลหะ พันธะไอออนิก และพันธะโคเวเลนต์ สำหรับในข้อสอบ ม.ปลาย พันธะที่ถูกนำมาออกข้อสอบและมีเงื่อนไขการคิดคำนวณหรือวิเคราะห์มากที่สุดคือ พันธะโคเวเลนต์ และ พันธะไอออนิก

Q: จะรู้ได้อย่างไรว่าสารตัวไหนเป็นไอออนิก ตัวไหนเป็นโคเวเลนต์?

A: วิธีที่ง่ายที่สุดคือการสังเกตประเภทของธาตุจากตารางธาตุ สารประกอบไอออนิกมักเกิดจาก “โลหะ + อโลหะ” ส่วนสารประกอบโคเวเลนต์เกิดจาก “อโลหะ + อโลหะ” (ข้อควรระวัง: H เป็นอโลหะ และธาตุหมู่ 8 มักไม่เกิดพันธะเคมี)

Q: เด็กสายศิลป์ หรือคนที่พื้นฐานเคมีไม่ดีเลย จะเรียนเรื่องพันธะเคมีเข้าใจไหม?

A: เข้าใจได้อย่างแน่นอน เพราะเรื่องนี้ใช้ความเข้าใจในเชิงเหตุและผลมากกว่าคณิตศาสตร์ขั้นสูง ขอเพียงแค่เข้าใจหลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนและการมองหมู่/คาบในตารางธาตุ ก็สามารถทำความเข้าใจเรื่องพันธะเคมีได้ไม่ยาก

OnDemand Team

ทีมวิชาการและแนะแนวการศึกษา OnDemand | OnDemand Academic & Career Advisory Team

ทีมพี่ ๆ ติวเตอร์ที่มีความเชี่ยวชาญด้านวิทย์-คณิต และการเตรียมสอบ TCAS (TGAT, TPAT, A-Level) ประสบการณ์กว่า 18 ปี พร้อมดูแลน้อง ๆ ในสไตล์แบบ “”พี่สอนน้อง”” ที่เน้นความเข้าใจจริง เทคนิคทำโจทย์แม่นยำ เป็นพาร์ตเนอร์ทางการศึกษาที่น่าเชื่อถือของน้อง ๆ และผู้ปกครอง

บทความอื่นๆ

ดูบทความทั้งหมด →

เจาะลึกโครงสร้าง”พันธะเคมี”เคมี ม.ปลาย สรุปครบ จบในที่เดียว อ่านกี่ทีก็เข้าใจ

Table of Contents

พันธะเคมี ม.4 สรุปครบทุกชนิด พร้อมรูปร่างโมเลกุลและโจทย์

พันธะเคมี คืออะไร ทำไมอะตอมต้องสร้างพันธะ

เจาะลึก “กฎออกเตต” และข้อยกเว้นสำคัญที่สายเคมีต้องรู้

พันธะไอออนิก: พันธะสายเปย์ ทฤษฎีแห่งการ “ให้และรับ” อิเล็กตรอน

วัฏจักรบอร์น-ฮาเบอร์ (Born-Haber Cycle) เส้นทางพลังงานของพันธะไอออนิก

แกะรอยข้อสอบ “วัฏจักรบอร์น-ฮาเบอร์”

ความมหัศจรรย์ของ “พันธะไอออนิก” กับการละลายน้ำ

ท้าทายข้อสอบ “การละลายน้ำของสารประกอบไอออนิก”

พันธะโคเวเลนต์: พันธะแห่งการ “แบ่งปัน” ทฤษฎีที่เริ่มจากความไม่ยอมเสีย

พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ เมื่อมีแค่ฝ่ายเดียวที่เป็นผู้ให้

ศิลปะการวาดเคมี “การเขียนโครงสร้างโมเลกุลโคเวเลนต์”

โจทย์ “การเขียนโครงสร้างโมเลกุลโคเวเลนต์” และดักทางจุดลวงเรื่องอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

ถอดรหัสภาพ 3 มิติ “รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์”

ลองดูข้อสอบ “รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์” ด้วยสูตรลัด VSEPR

สภาพขั้วของโมเลกุล ทฤษฎีความลำเอียง เมื่ออิเล็กตรอนเทไปหาคนที่เคมีเข้ากัน

เจาะลึกแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล เคล็ดลับการเทียบจุดเดือด ที่ข้อสอบชอบนำมาออกดักทาง

ลองดูข้อสอบ “แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล” จุดดักเรื่องจุดเดือด

พันธะโลหะ ทะเลอิเล็กตรอนที่ทำให้โลหะแข็งแกร่ง

เปรียบเทียบความแตกต่าง: พันธะโลหะ, พันธะไอออนิก และพันธะโคเวเลนต์

เรียนเคมี ม.ปลาย กับ OnDemand

FAQ: คำถามที่พบบ่อยเกี่ยวกับพันธะเคมี ม.ปลาย

Q: พันธะเคมี มีทั้งหมดกี่ประเภท และประเภทไหนบ้างที่ออกสอบบ่อยที่สุด?

Q: จะรู้ได้อย่างไรว่าสารตัวไหนเป็นไอออนิก ตัวไหนเป็นโคเวเลนต์?

Q: เด็กสายศิลป์ หรือคนที่พื้นฐานเคมีไม่ดีเลย จะเรียนเรื่องพันธะเคมีเข้าใจไหม?