พันธะเคมี

การทาํ นายรูปรางโมเลกุลโดย VSEPR

1. เขยี นสตรู โครงสรางลวิ อิส
2. เขยี นสตูร AXmEn
• A แทนอะตอมกลาง
• X แทนพันธะรอบอะตอมกลาง โดย m คอื จํานวนกลมุ อิเลก็ ตรอนที่สราง
พนั ธะ
• E แทนกลมุ อิเลก็ ตรอนรอบอะตอมกลางทไี่ มไดสรา งพันธะ
โดย n คือ จํานวนกลุมอิเล็กตรอนทไ่ี มไ ดสรา งพนั ธะ
3. ทาํ นายการจัดเรียงตาํ แหนงของจํานวนกลมุ อเิ ล็กตรอน (m+n)
4.พจิ ารณาตาํ แหนง ของคอู ิเลก็ ตรอนโดดเด่ียว (ตองการพน้ื ทม่ี ากท่สี ุด) หรือ
อิเลก็ ตรอนโดดเดย่ี ว (ตอ งการพ้ืนท่ีนอ ยท่สี ุด)
5.ทาํ นายรูปรา งโมเลกลโุ ดยดจูากการจดั ตาํ แหนงของพนั ธะ

52





กลุมอเิ ลก็ ตรอน กลมุ อเิ ล็กตรอน กลมุ อเิ ล็กตรอน กลมุ อเิ ล็กตรอน กลุม อเิ ล็กตรอน
(n+m=2) (n+m=3) (n+m=4) (n+m=5) (n+m=6)



2 กลมุ อิเล็กตรอน (n+m=2) รูปร่างของโมเลกุล
• AX2 
เสนตรง
3 กลมุ อเิ ล็กตรอน (n+m=3)
• AX3 สามเหล่ยี ม แบนราบ
มมุ งอ (<120°)
• AX2E

รูปร่างของโมเลกุล ทรงสห่ี นา
4 กลมุ อเิ ลก็ ตรอน (n+m=4)
• AX4

• AX3E พรี ะมดิ ฐาน สามเหลย่ี ม

• AX2E2 มุมงอ (<109.5°)

รูปรางของโมเลกุล พรี ะมิดคฐู าน สามเหลย่ี ม
กระดานหก
5.กลุม อเิ ล็กตรอน (n+m=5) ตวทั ี
AX5 เสน ตรง

• AX4E

• AX3E2

• AX2E3

รูปรางของโมเลกุล ทรงแปดหนา
พรี ะมดิ ฐาน ส่เี หล่ยี ม
6. กลมุ อเิ ล็กตรอน (n+m=6) สเ่ี หลย่ี ม แบนราบ
• AX6

• AX5E

• AX4E2

ตัวอยางการทาํ นายรูปรางโมเลกุล

สตู รลวิ อสิ สตู ร AXmEn ตําแหนงกลุม รูปรางโมเลกุล
 CH4

 NH3

4. สภาพขวั ของโมเลกุล (molecular polarity)

 โมเลกลุ ทป่ี ระกอบดว ยอะตอมตา งชนิดกนั (heterogeneous molecule)
 ความเปน ขวั้ ข้นึ กับคา Electronegativity (EN) อะตอมท่มี คี า EN มากกวา จะมี

สมบตั ทิ างไฟฟา คอนขา งเปน ลบมากกวา
- อะตอมที่มคี า EN สูงกวา จะดงึ ดดู อเิ ล็กตรอนไดมากกวา จงึ เขียน มปี ระจุลบ
- อะตอมท่มี คี า EN นอ ยกวา จะดงึ ดูดอิเล็กตรอนไดนอ ยกวา จงึ เขยี น มปี ระจุบวก
- เครอ่ื งหมาย  แสดงขว้ั ของพนั ธะโดยหวั ลูกศรชี้ไปทางที่อเิ ลก็ ตรอนถูกดงึ ไปยงั

อะตอมท่ีมี EN สงู กวา

62

สภาพข้ัวของโมเลกุล

 BCl3
 NH3
 CHCl3
 SF5
 HCN

2. ทฤษฎีโมเลกุลารออรบทิอล(MO THEORY)

ทฤษฎโี มเลกลุ ารอ อรบทิ ัล (Molecular Orbital Theory) อธิบายการเกดิ
พนั ธะโควาเลนตโ ดยใชอ อรบิทลขั องโมเลกลุ
อะตอม AO + อะตอม AO โมเลกลุ MO

 ออรบ ทิลัของโมเลกุล (MO) คอื ทอ่ี ยูข องอเิ ล็กตรอนในโมเลกลุ เกิดจาก
การรวมออรบ ทลิ ัของอะตอม (AO) ตามวิธี ผลรวมเชงิ เสน ตรง (Linear
Combination of Atomic Orbital, LCAO)
 จาํ นวน MO ทเ่ี กดิ ขนึ้ เทากบั จาํ นวน AO ทัง้ หมด

การสรางโมเลกูลารออรบิทัล

ออรบิทัลของโมเลกลุ เกดิ จากการซอ นเหล่อื ม (overlap) ของ AO
 แบบเสรมิ (Bonding) : เปนการรวม AO ดา นท่มี ีเครือ่ งหมายเหมือนกนั ขนาด
ออรบ ิทลั ในแนวเชื่อมอะตอมเพ่มิ ขึน้ เสถยี รมากข้ึน
 แบบทาํ ทําลาย (Antibonding) :เปน การรวม AO ดานท่มี ีเครือ่ งหมาย ตางกัน
ขนาดออรบ ิทลั ในแนวเช่อื มอะตอมลดลง เสถยี รนอ ยลง (พลงั งานเพิ่ม)

ชนิดของโมเลกูลารอ์ อร์บิทัล

ชนดิ ของ MO ข้ึนกับรปู แบบการรวมตวั ของ AO
 sigma bond (σ,σ*) : การซอนเหล่ือมกนแั บบ1-lobe ของ Aos (head-on
overlap)

 pi-bond (π,π*) : การซอนเหลือ่ มกนั แบบ 2-lobe ของ AOs (side-on
overlap)

พลังงานและการซอนเหลื่อมของ AO’S

ชนิดของออรบิทลั ขึ้นกับการซอ นเหลื่อมกนั ของ AO

MOLECULAR ORBITAL DIAGRAM

E-configuration : (σ2s)2(σ2s*)2 (σ2px)2 (π2p)4(π 2p*)4(σ2px*)2

การบรรจุอิเล็กตรอนใน MOS

1. สนใจเฉพาะเวเลนซอิเลก็ ตรอน
2. แตล ะ MO มอี เิ ลก็ ตรอนไดไ มเกนิ 2 ตัว และตอ งมีสปน ตรงขา มกนั
3. จดั อเิ ลก็ ตรอนใสใน MO ที่มีพลังงานตา่ํ ทส่ี ุดกอ น
4. ถา MO มพี ลงั งานเทา กนั ใหจ ดั ตามกฎของฮุนด
5. จาํ นวนอิเลกต็ รอนใน MO เทา กับผลรวมของจาํ นวนอเิ ล็กตรอนที่มาจาก
อะตอมทีส่ รา งพนั ธะ
6. การเขยี นโครงแบบอิเลก็ ตรอนทาํ เชน เดยี วกับของอะตอมแต เปล่ียนชนิด
ของออรบ ทิ ัลเปน แบบ σ, π,δ, σ*, π*,δ*

การบรรจุอิเล็กตรอนใน MOS He2 molecule

 H2 molecule 

Bond energy = 431 kJ/mol (จาก 2 อิเลก็ ตรอน)

4. การพจิ ารณาความเสถยี รของโมเลกลุ ใหพ จิ ารณาจากอนั ดับพนั ธะในโมเลกลุ
อนั ดับพันธะ (bond order) โดยคดิ จาก การนาํ e- ทง้ั หมดใน BMO ลบ e-

ทัง้ หมดใน AMO แลว หารสอง อนั ดบั พนั ธะอาจเปน เลขจาํ นวนเต็มหรือครึง่ กไ็ ด
โมเลกุลท่ีมอี นั ดับพนั ธะสูงจะเสถยี รมาก

Bond order = จํานวน e- ทงั หมดใน BMO - จาํ นวน e- ทงั หมดใน AMO

2

71

อันดับพันธะ(BOND ORDER)

อันดบั พันธะ คือการทาํ นายความแขง็ แรงของพันธะโควาเลนต หรอื ความเสถยี รของ
โมเลกลโุ ดยดจู ากจํานวนอเิ ลก็ ตรอนใน BMO และ AMO

• อนั ดบั พนั ธะ = ½(อเิ ลก็ ตรอนใน BMO –อิเลก็ ตรอนใน AMO)

• โมเลกลทุ ่ีมอี นั ดบั พนั ธะสงู จะมีความเสถียรมาก

ตวั อยาง

MO DIAGRAM OF LI2 & BE2  Be2 (2 x 4 electrons)
• Be= 1s22s2
 Li2 (2 x 3 electrons) • Bond order = 0 (no bond)
• Li= 1s22s1
• Bond order = 1

MO DIAGRAM OF N2 & O2  O2 (คดิ เฉพาะ valence electrons)
 N2 (คดิ เฉพาะ valence electrons) • O= 1s22s2 2p4
• N= 1s22s2 2p3 • อนั ดับพนั ธะ = 2
• อนั ดบั พนั ธะ = 1 • มลี าํ ดับ MO แบบปกติ
• มกี ารสลบั ออรบ ิทลั σp และ πp
• เปน ขอ ยกเวน มี MO คลา ย B2 และ C2

3. ทฤษฎีพันธะวาเลนซ (VALENCE BOND THEORY)

ทฤษฎพี ันธะวาเลนซ (VB) คือทฤษฎที ใ่ี ชอ ธบิ ายการเกดิ พนั ธะโควาเลนตในอะตอม
โดยพิจารณาจากการซอนเหลอ่ื มระหวาง AO ของอะตอม แตล ะคูกอ ใหเ กิดพนั ธะโค
วาเลนต และบริเวณทม่ี ีพนั ธะเคมี คือบริเวณท่ี มีอิเล็กตรอนหนาแนน
• AO ที่มีอเิ ลก็ ตรอนเด่ียวเทา น้ันท่สี ามารถสรางพนธั ะโควาเลนต
• เขาใจงา ยกวาทฤษฎี MO และสามารถอธบิ าย organic molecule ไดด ขี ึน้ กวา
ทฤษฎโี ครงสรางของลิวอสิ
 การซอนเหลอ่ื มของ AO เปน แบบสรา งพนั ธะ (Bonding) เทาน้ัน (พันธะแบบ
σ,π,δ)
 ไมใ ชออรบทิ ลั ท่ีมอี ิเลก็ ตรอนเตม็ แลว (มคี รบ 2 อิเล็กตรอน) ในการสรางพนั ธะ

การเกิดพันธะในทฤษฎี VB

การเกิดพนั ธะเนอ่ื งจากออรบทิ ลั ท่ีมอี เิ ลกต็ รอนเดี่ยว
 พจิ ารณาการจัดเรียงอิเลก็ ตรอนในอะตอม

• C = − − −−−มอี ิเลก็ ตรอนเดยี่ ว 2 AO จะเกิดแค 2 พนั ธะ?
 พนั ธะโควาเลนตจ ากการซอนเหล่ือมของ AO ทม่ี ีอิเลก็ ตรอนเด่ยี ว

ไฮบริไดเซชัน(HYBRIDIZATION)

 ไฮบริไดเซซนั คือ ปรากฎการณท ่อี อรบ ิทลั ในอะตอมเดียวกนั ทมี่ ีระดบั
พลงั งานใกลเคยี งกันเกิดการรวมกนั เกดิ เปนไฮบรดิ ออรบ ิทลั (hybrid orbital)
ชดุ ใหมท ่มี รี ปู รา งและระดบั พลังงานเทา กนั เพ่ือใหสามารถอธบิ ายการสรา ง
พันธะไดด ขี น้ึ
• ไฮบรไิ ดเซชนั จะเกดิ ไดก ็ตอ เมอ่ื ระดับ พลงั งานของ AO มีคา ใกลเ คียงกัน
• ออรบ ทิลัใหม เรียกวา ไฮบริดออรบ ทิ ลั (Hybrid orbital)
มรี ปู รา งและระดบั พลงั งานเทากนั แตมที ิศทางแตกตา งกนั
• จํานวนไฮบริดออรบทิ ัล = อะตอมมกิ ออรบทิ ลั เดิม

SP3 ไฮบริดออรบิทัล

sp3-Hybridizationเกดิ จาก s-orbital และ 3 p-orbitals

 ได SP3-hybrid orbitalรวม 4 ออรบ ิทัล จัดเรยี งกนั เปน แบบทรงส่หี นา
 ไมมี p orbital เหลือใหสรางพนัธะ π

SP3 ไฮบริดออรบิทัล



SP2 ไฮบริดออรบิทัล

sp2-Hybridization คือการผสมระหวาง s-orbital และ 2 p-orbitals
ได sp2-hybrid orbitalรวม 3 ออรบ ิทลั จดั เรยี งกนั แบบสามเหลย่ี มระนาบ
p-orbital ท่เี หลอื อาจเกดิ พนั ธะ π

SP2 ไฮบริดออรบิทัล

SP ไฮบริดออรบิทัล

SP-Hybridization คอื การผสมระหวา ง s-orbital และ p-orbital
 ได sp-hybrid orbital 2 ออรบทิ ลั จดั เรยี งกันเปนเสน ตรง
 p-orbital ทเหลอือาจเกิดพนธั ะ π 1 หรอื 2 พนัธะ



SP3DและSP3D2 ไฮบริไดออรบิทัล

ธาตใุ นคาบที่ 3 ขึ้นไป อาจใช d ออรบ ทิ ัลในการไฮบรดิ เพราะระดับพลงั งาน
ไมแตกตา งจาก p มากนัก
 sp3d Hybridization
• 5 sp3d hybrid orbitals

• จดั เรียงแบบพรี ะมิดคฐู านสามเหลย่ี ม
 sp3d2 Hybridization
• 6 sp3d2 hybrid orbitals • จดัเรยี งเปนทรงแปดหนา

ตัวอยางการสรางพันธะโดยพันธะไฮบริด

 Be (1s22s2)



 C (1s22s22p2)

ตัวอยางการสรางพันธะโดยพันธะไฮบริด

 N (1s22s22p3)

 O (1s22s22p2) ตัวอยางการสรางพันธะโดยพันธะไฮบริด

พันธะคู (DOUBLE BOND)

 พนั ธะคูประกอบดวย
• พนั ะ sigma (σ) จาก hybrid orbital
• พนั ธะ pi (π) จาก p-orbital

พันธะคู ใน H2C=CH2

พนั ธะคใู น H2C=CH2 ประกอบดว ย
• พนั ธะ sigma จาก sp-orbital ของคารบอน
• พันธะ pi จาก p-orbital ของคารบ อน

พันธะ(TRIPLE BOND)

 พันธะสามประกอบดวย
• พนั ธะ sigma (σ) จากhybrid orbital หรือ p-orbital
• พนั ธะ pi (π) 2 พนั ธะ จาก 2 p-orbital
N≡N (3 พันธะเกดิ จาก px py pz) HC≡CH (3 พนั ธะเกดิ จาก sp px py)

พันธะโลหะและแบบจาํ ลองทะเลอิเล็กตรอน

โลหะมจี ดุ หลอมเหลวสงู นาํ ไฟฟาและความรอนไดด ี รีดใหเปน แผนบางได มคี วามมนั วาว
เม่ือขดั จะสะทอนแสงไดดี สมบัตเิ หลานีเ้ ปน ผลจาก พันธะโลหะ
• ทฤษฎที ีส่ ามารถใชอ ธบิ ายพันธะไดแ ก แบบจาํ ลองทะเลอเิ ล็กตรอน และ ทฤษฎี
แถบพลังงาน
1. แบบจาํ ลองทะเลอเิ ลก็ ตรอน (Electron sea model) นิวเคลียสซ่งึ มมี ปี ระจบวุ กอยูท่จี ดุ
แลททซิ สว นวาเลนซอ ิเล็กตรอน เคลอ่ื นท่ไี ดอ ยา งอสิ ระ
•พนั ธะโลหะเกดิ จากแรงดึงดูดระหวา ง อเิ ล็กตรอนอิสระและประจุบวก

แรงระหวางโมเลกุล (INTERMOLECULAR FORCE)

แรงระหวา งโมเลกุล คือ แรงยดึ เหนี่ยวทางไฟฟา ระหวางโมเลกลุ หรอื สารประกอบ
• Cohesive Force แรงยดึ เหนี่ยวระหวางโมเลกลชุ นดิ เดียวกนั

• Adhesive Forceแรงยดึ เหน่ียวระหวา งโมเลกลทุ ี่ตา งกนั

ชนดิ ของแรงระหวา งโมเลกลุ

แรงแวนเดอรวาลส (VAN DE WAALS ATTRACTION

แรงแวนเดอรวาลส คอื แรงยึดเหนย่ี วระหวา งโมเลกลแุ บบออน อาจแบงออกไดเ ปน
• แรงที่เกิดจากการกระทาํ ระหวา ง โมเลกลแุ บบมีขั้ว ซงึ่ มีไดโพลแบบถาวร
(permanent dipole) เรยี กวา dipole-dipole interaction
• แรงท่เี กิดระหวา งโมเลกลุทม่ี ขี ว้ั และโมเลกลอุ ืน่ ที่ไมมีขวั้ แตถ ูกเหนย่ี วนาํ ใหมีข้วั
เรยี ก dipole-induced dipole interaction
• แรงระหวา งโมเลกลุ ท่ไี มม ีขว้ั ดวยกันเปน แรงระหวางขว้ั แบบเหนยี่ วนาํ (induced
dipole) หรอื ขวั้ แบบชั่วคราว (temporary fluctuation dipole) มีชอ่ื เรยี กเฉพาะ

วา แรงลอนดอน (London Force)

พันธะไฮโดรเจน (HYDROGEN BOND)

H เปนแรงระหวา งโมเลกุลท่มี ีข้ัว แตเกดิ ระหวา งโมเลกลุ ซ่ึงประกอบดว ย และ

อะตอมอ่ืนท่ีมคี า EN สูงมากๆ และมี ขนาดเลก็ เชน F O หรอื N

ทําใหโมเลกลุมสี ภาพขัว้ สงู โมเลกลุปกติแรงยึดเหนย่ี วมคี า มากกวา แรงที่เกดิ จาก
dipole - dipole interaction สงผลใหสารทม่ี ีพันธะไฮโดรเจนมจี ุดเดือด
และจดุ หลอมเหลวสูงกวา ปกติ
HClBoi-l8in5g.1P•oCinHt4(°-C1)6•1H.62O 100.0 • HF 19.5 • NH3 -33.3 • H2S -60.7 •