เอกสารประกอบการสอน บทที่ 3 พันธะเคมี-Ebook

75

ช่อื -สกุล………………………………………………………………………….. ห้อง ม.4/……. Sec………
เอกสารประกอบการสอน รายวชิ าเคมี ระดบั ชั้นมัธยมศึกษาปีท่ี 4

พันธะเคมี

บทนา

อะตอมของธาตุชนิดต่าง ๆ ในธรรมชาติ มักจะไม่พบในรูปของอะตอมอิสระ แต่จะพบในรูปของ

สารประกอบท่ีมีทุกสถานะ ได้แก่ แก๊ส ของเหลว และของแข็ง แต่มีอะตอมของธาตุในกลุ่มแก๊สเฉ่ือย

(หมู่ VIIIA) ทพ่ี บวา่ มเี สถียรภาพอยไู่ ด้ในรูปของอะตอมอิสระ และเม่ือพิจารณารปู แบบการจดั เรยี งอิเลก็ ตรอน

ของแก๊สเฉ่ือย จะเห็นได้ว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอนของมันน้ัน มีจานวน 8 อนุภาค จึงสามารถอนุมานได้ว่า

อะตอมของธาตุใด ๆ ที่มเี วเลนซอ์ เิ ลก็ ตรอนตา่ กวา่ 8 อนุภาค จะพยายามทาใหต้ ัวมันเองมเี วเลนซ์อเิ ล็กตรอน

ครบ 8 อนภุ าค เพื่อให้คงความเสถียรในธรรมชาตไิ ดค้ ล้าย ๆ กับแก๊สเฉ่ือย โดยวิธีการที่ว่าน้ีก็คือ การรวมตัว

กันเองระหว่างอะตอมชนิดเดียวกัน หรือรวมกับอะตอมชนิดอ่ืน ซ่ึงทราบกันดีว่ากฎการรวมตัวตามที่กล่าว

มาน้ี เรียกวา่ กฎออกเตต (Octet rule)

การรวมตัวกันของอะตอมของธาตุนั้น เกิดจากอะตอมสร้างแรงยึดเหนี่ยวต่อกัน เรียกว่า พันธะเคมี

สามารถจาแนกได้ 3 รูปแบบ ตามชนิดอะตอมที่มารวมตัวกัน ได้แก่ (1) พันธะโคเวเลนต์ เกิดจากการใช้

อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอมอโลหะด้วยกันเอง (2) พันธะไอออนิก เกิดจากการสร้างแรงดึงดูดระหว่าง

ไอออนบวกและไอออนลบ ซ่ึงถือกาเนิดขึ้นมาจากการให้และรับอิเล็กตรอนระหว่างอะตอมของโลหะกับ

อโลหะ ตามลาดับ และ (3) พันธะโลหะ เกดิ ขึ้นจากการสร้างแรงยดึ เหนยี่ วระหวา่ งอะตอมของโลหะทีส่ ูญเสีย

เวเลนซอ์ ิเล็กตรอน และเวเลนซ์อิเล็กตรอนนั้น สามารถเคลื่อนท่ีไปได้ทั่วท้ังก้อนโลหะ จนเกิดการสร้างพันธะ

อย่างกว้างขวาง ซึ่งการสร้างพันธะในรูปแบบที่แตกต่างกัน จะส่งผลต่อการเกิดสารประกอบที่แตกต่างกัน

รวมถึงสมบัติของสารประกอบท่ีต่างกันด้วย

กล่าวโดยสรุป พันธะเคมี หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุลในรูปแบบต่าง ๆ ระหว่างอะตอม

ไอออน หรือโมเลกุล ท่ีกระทาตอ่ กัน เพ่ือเกิดเป็นสารประกอบหรือสารเคมชี นิดต่าง ๆ ที่คงความเสถียรอยู่ได้

ตามธรรมชาติ

 ลองตอบคาถามตอ่ ไปน้ี

1. เพราะเหตใุ ด อะตอมจึงตอ้ งสรา้ งพนั ธะระหวา่ งกนั

…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

2. พันธะเคมี มกี ี่ประเภท อะไรบ้าง

…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

3. รปู แบบการเกิดพนั ธะเคมีแต่ละประเภท ตามข้อ 2 มลี ักษณะเด่นอย่างไร

…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรียบเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

76

ผังมโนทศั น์

3.1 พนั ธะโคเวเลนต์ (Covalent Bond)

พันธะโคเวเลนต์ คือ พันธะเคมีท่ีเกิดจากอะตอม 2 อะตอมที่ใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน (การแชร์
อิเล็กตรอน) โดยทั่วไปมักเกิดระหว่างธาตุอโลหะกับธาตุอโลหะ ซึ่งมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวติ ี (EN) ใกล้เคียงกัน
และค่าพลงั งานไอออไนเซชนั (IE) สูงทั้งคู่

3.1.1 การเกดิ พันธะโคเวเลนต์
พิจารณาการเกิดโมเลกุลแก๊สไฮโดรเจน (H2) ซง่ึ อะตอมไฮโดรเจนประกอบด้วยอิเล็กตรอนและ

โปรตอน อย่างละ 1 อนุภาค เม่ืออะตอมเคล่ือนเข้ามาใกล้กัน จะเกิดท้ังแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับ
โปรตอน และแรงผลกั ระหว่างอิเลก็ ตรอนกบั อิเล็กตรอน และโปรตอนกบั โปรตอน ดังน้ี

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรยี บเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

77

หมายเลข 1 คือ …………………………………………
หมายเลข 2 คือ …………………………………………
หมายเลข 3 คือ …………………………………………
หมายเลข 4 คือ …………………………………………

ความยาวพันธะ

แบบจาลองแรงดึงดดู และแรงผลกั ในโมเลกลุ แกส๊ ไฮโดรเจน

ณ สมดุลระหว่างแรงดึงดูดและแรงผลัก นิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจนจะอยู่ห่างกัน
74 พโิ กเมตร (pm) ซึง่ เป็นความยาวพันธะของโมเลกุลแก๊สไฮโดรเจน (H2)

การรวมตัวกันของอะตอมไฮโดรเจน จะมีพลังงานมาเกี่ยวข้อง ซึ่งสามารถอธิบายได้ด้วย
กราฟแสดงการเปลีย่ นแปลงพลังงานศักย์ ดังรปู ที่ 3.1

รูปที่ 3.1 กราฟแสดงการเปล่ียนแปลงพลงั งานศกั ย์ในการเกิดโมเลกุลแก๊สไฮโดรเจน (H2)

ดัดแปลงรปู จาก : http://engineeringoperations.blogspot.com/2011/01/why-hydrogenh2-bond-length-is-74-pm.html

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรยี บเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

78

จากรปู ที่ 3.1 อธบิ ายได้ตามลาดับ ดงั น้ี
จุดท่ี 1 แสดงระยะห่างระหว่างอะตอมไฮโดรเจน มากกว่า 200 pm (อะตอมเป็นอิสระต่อกัน)
แต่ละอะตอมมีพลังงานศักย์ค่าหน่ึง พลังงานศกั ย์โดยรวมจงึ มีค่าสูง ทง้ั นี้ยังไม่มีแรงกระทาใด ๆ ต่อกัน จึงยัง
ไมเ่ กดิ เปน็ โมเลกุลไฮโดรเจนได้
จุดท่ี 2 แสดงระยะห่างระหว่างอะตอมไฮโดรเจน ประมาณ 100-200 pm ในระยะนี้ เกิดแรง
ดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับโปรตอนระหว่างสองอะตอม มากกว่า แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนกับ
อิเล็กตรอน และ โปรตอนกับโปรตอน (ยังไม่เกิดสมดุลของแรงทั้งสอง) จึงยังไม่ เกิดเป็นโมเลกุลได้
แต่พลงั งานศักยโ์ ดยรวมมีคา่ ตา่ ลง
จุดที่ 3 แสดงระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจน 74 pm ซ่ึงเป็นระยะที่เกิดเป็น
โมเลกุลไฮโดรเจนท่ีเสถียรมากที่สุด เน่ืองจากแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับโปรตอน เท่ากับ แรงผลัก
ระหว่างอิเล็กตรอนกับอิเล็กตรอน และโปรตอนกับโปรตอน (เกิดสมดุลของแรงท้ังสอง) ทาให้โมเลกุลมี
ผลรวมพลังงานศักย์ต่าที่สุด ซ่ึงมีค่าต่ากว่าเมื่อตอนท่ีเป็นอะตอมอิสระอยู่ 436 kJ/mole จึงสรุปได้ว่า
โมเลกุลไฮโดรเจนมคี วามยาวพันธะ เท่ากับ 74 pm และมีพลังงานพันธะ เทา่ กับ 432 kJ/mole
จุดท่ี 4 แสดงให้เห็นว่า หากอะตอมเข้าใกล้กันมากกว่านี้ (ระยะห่างน้อยกว่า 74 pm) จะเกิด
แรงผลักมากขน้ึ จนอะตอมท้งั สองอย่รู ่วมกนั เป็นโมเลกลุ ไมไ่ ด้ และพลังงานศักยส์ งู ขึน้ อยา่ งรวดเรว็

3.1.2 ชนดิ ของพนั ธะโคเวเลนต์
พันธะโคเวเลนตเ์ กิดจากการท่ีอโลหะนาเอาเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาใช้ร่วมกันเป็นคู่ ๆ เพอื่ ให้แต่ละ

อะตอมมีเวเลนซ์อเิ ลก็ ตรอนครบแปดตามกฎออกเตต (Octet rule) ซง่ึ กล่าวว่า

อะตอมของธาตุต่าง ๆ ท่ีมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน
ไม่เท่ากับ 8 มีแนวโน้มท่ีจะปรับตัวให้มีเสถียรภาพ
มากขน้ึ โดยรวมตวั กนั เองหรือรวมตัวกับอะตอมของ
ธาตุอื่นในสัดส่วนที่ทาให้แต่ละอะตอมมีเวเลนซ์
อเิ ลก็ ตรอนเท่ากับ 8 หรือมีจานวนเท่ากับแกส๊ เฉอ่ื ย

เนื่องจากการเกิดพันธะเคมี เกี่ยวข้องกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนของคู่อะตอมที่ร่วมสร้างพันธะ ดังน้ัน
เพื่อให้เข้าใจได้ง่าย Gilbert Newton Lewis ได้เสนอการเขียนสัญลักษณ์ที่แสดงเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่
เกี่ยวข้องกับการเกิดพันธะด้วยจุด เรียกสัญลักษณ์นี้ว่า สัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิส (เมื่อเขียนสัญลักษณ์
แบบจุดในรปู ของโครงสร้างโมเลกลุ จะเรยี กวา่ โครงสรา้ งแบบจดุ ของลิวอสิ )

หลักการเขียน : เขียนจุดเดี่ยวรอบ 4 ด้านของสัญลักษณ์ของธาตุก่อน แล้วค่อยเขียนเติมให้
เปน็ คู่ ดงั แสดงในตารางท่ี 3.1

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรียนที่ 2/2563 เรียบเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

79

ตารางที่ 3.1 แสดงสัญลักษณแ์ บบจุดของธาตุบางชนดิ
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

He
Li Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P S Cl Ar

พนั ธะโคเวเลนต์ แบง่ ได้ 3 ชนดิ ไดแ้ ก่

(1) พันธะเดี่ยว (Single bond) `คอื พันธะที่เกิดจากการใช้เวเลนซอ์ ิเล็กตรอนรว่ มกัน 1 คู่ เช่น

โมเลกลุ ไฮโดรเจนฟลอู อไรด์ (HF)

Hx + F HxF

(2) พันธะคู่ (Double bond) คือ พันธะท่ีเกิดจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่ เช่น
โมเลกลุ แกส๊ คารบ์ อนไดออกไซด์ (CO2)

2 O + Cx x x O C Oxx x x x x
xxx
xx x x xx

(3) พันธะสาม (Triple bond) คือ พันธะที่เกิดจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ เช่น

โมเลกลุ แกส๊ ไนโตรเจน (N2)

N+N NN

จากโครงสร้างแบบจุด สามารถเขียนเป็นโครงสร้างแบบเส้นได้ โดยการแทนอิเล็กตรอนคู่ร่วม

พันธะ 1 คูด่ ว้ ยเส้นทึบ 1 เส้น ดังตารางท่ี 3.2

ตารางที่ 3.2 แสดงโครงสรา้ งแบบจุดและแบบเส้นของพันธะชนิดต่าง ๆ

ชนิดพนั ธะ โครงสรา้ ง โครงสร้าง อเิ ล็กตรอน อิเล็กตรอน
แบบจดุ แบบเสน้ ครู่ ว่ มพนั ธะ คโู่ ดดเดยี่ ว*

เด่ยี ว Hx F HF 1 คู่ 3 คู่

คู่ O C Oxx x x x x
xx x x xx

สาม N N

* หมายเหตุ อเิ ล็กตรอนคโู่ ดดเด่ียว ให้นบั ทุกคู่ ใน 1 โมเลกุล

นอกจากพันธะทั้งสามชนิดท่ีกล่าวมา ยังมีพันธะเดี่ยวอีกชนิดหนึ่งท่ีเป็นพันธะชนิดพิเศษท่ีอาจ
เกิดข้ึนได้ในโมเลกุลโคเวเลนต์ นั่นคือ พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ (Coordinate covalent bond)
ซ่ึงเป็นพันธะที่มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะมาจากอะตอมใดอะตอมหน่ึงเท่านั้น โดยมักจะเกิดจากอะตอมกลาง
ใหอ้ เิ ลก็ ตรอน 1 คู่ แก่อะตอมลอ้ มรอบ เพือ่ เกดิ เป็นพันธะเดยี ว เชน่ แอมโมเนียมไอออน (NH4+)

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรียนที่ 2/2563 เรยี บเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

80

Hydrogen ion H H

H+ NH HNH

AmHonia H

Amonium ion
การเขียนพันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ มักแสดงด้วยลูกศร โดยหัวลูกศรจะชี้ไปทางอะตอม

ที่รับคู่อิเล็กตรอน

QR code ลิงก์แหลง่ เรยี นรอู้ อนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.

เรือ่ ง การเกิดพนั ธะโคเวเลนต์

3.1.3 โมเลกุลทีไ่ ม่เป็นไปตามกฎออกเตต
โมเลกุลโคเวเลนต์สว่ นใหญ่ อะตอมกลางจะมีจานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็นไปตามกฎออกเตต

แตม่ บี างโมเลกลุ ท่ีมจี านวนอิเลก็ ตรอนรอบอะตอมกลางมากกว่าหรอื น้อยกวา่ 8 อเิ ลก็ ตรอน เช่น
3.1.3.1 โมเลกลุ ที่อะตอมกลางมีอเิ ลก็ ตรอนน้อยกว่า 8 อนุภาค
เช่น โมเลกุล BF3 มอี เิ ล็กตรอนรอบอะตอมโบรอน จานวน 6 อเิ ล็กตรอน

3.1.3.2 โมเลกุลทีอ่ ะตอมกลางมีอเิ ล็กตรอนมากกว่า 8 อนภุ าค
เช่น โมเลกุล PCl5 และ SF6 มีอิเล็กตรอนรอบอะตอมฟอสฟอรัสและซัลเฟอร์ จานวน

10 และ 12 อเิ ล็กตรอน ตามลาดบั

3.1.4 การเขยี นสูตรและเรียกช่อื สารโคเวเลนต์
3.1.4.1 การเขยี นสตู ร
(1) เขียนสัญลักษณ์ของธาตุที่เป็นอะตอมกลาง และตามด้วยธาตุที่มาสร้างพันธะ

โดยเรียงลาดับดังน้ี
B Si C Sb As P N H Te Se S At I Br Cl O F

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรยี บเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

81

(2) ถ้าธาตุใดมีจานวนอะตอมมากว่า 1 อะตอม ให้ระบุจานวนอะตอมไว้มุมล่างขวาของ

สญั ลกั ษณข์ องธาตุนัน้ เช่น CO2 BF3 H2O P2O5 ฯลฯ
(3) จานวนอะตอมตามขอ้ (2) หาได้ดังตวั อยา่ งต่อไปนี้

ธาตุ C Cl ไขวเ้ ลข 1 ไปเปน็ ตวั หอ้ ย ตัวหอ้ ยทเ่ี ปน็ เลข 1 จะไม่
หมู่ IVA VIIA ท่ี C และเลข 4 ไปเป็น นิยมเขียน จงึ เขียนสูตร
มเี วเลนซ์ e- 4e- 7e-
เติม e- อีก 4e- ครบ 8e- 1e- ครบ 8e- ตวั หอ้ ยท่ี Cl ได้วา่

C1Cl4 CCl4

3.1.4.2 การเรยี กชื่อ
(1) สารโคเวเลนต์ท่ีโมเลกุลประกอบด้วยธาตุเพียงชนิดเดียว ให้เรียกช่ือตามช่อื ธาตุน้นั เช่น
O2 เรยี กช่ือเป็น แกส๊ ออกซเิ จน (Oxygen gas)
Cl2 เรียกชอื่ เป็น แกส๊ คลอรนี (Chlorine gas)
การเติมคาว่า แก๊ส (Gas) น้ัน เพ่ือระบุสถานะและให้แตกต่างจากช่ืออะตอมของธาตุนั้น

เพราะส่วนใหญโ่ มเลกลุ โคเวเลนต์เหล่านมี้ ักจะมีสถานะแก๊สที่อณุ หภมู หิ ้อง
(2) สารโคเวเลนต์ทป่ี ระกอบด้วยธาตตุ ่างกนั 2 ชนดิ ใหเ้ รยี กชอื่ ดังนี้

จานวนอะตอมของธาตุแรก + ช่ือธาตุตวั แรก + จานวนอะตอมของธาตทุ ี่สอง + ชอื่ ธาตตุ ัวทสี่ อง

ภาษากรีก เปลี่ยนหางเสยี งเป็น ไอด์ (-ide)

ถ้ามี 1 อะตอม ไมต่ ้องอา่ นจานวน (จานวนในภาษากรีก แสดงในตารางท่ี 3.3)

ตารางท่ี 3.3 แสดงการใช้ภาษากรีกในการเรยี กจานวนอะตอมในสารโคเวเลนต์

จานวนอะตอม ภาษากรีก จานวนอะตอม ภาษากรีก
เฮกซะ (hexa)
1 มอนอ (mono) 6 เฮปตะ (hepta)
ออกตะ (octa)
2 ได (di) 7 โนนะ (nona)
เดคะ (deca)
3 ไตร (tri) 8

4 เตตระ (tetra) 9

5 เพนตะ (penta) 10

QR code ลิงกแ์ หล่งเรียนรู้ออนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.

เรอ่ื ง การเกิดพันธะโคเวเลนต์

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรียนท่ี 2/2563 เรยี บเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

82

3.1.5 ความยาวพันธะและพลงั งานพนั ธะ
3.1.5.1 ความยาวพันธะ คือ ระยะห่างท่ีสั้นที่สุดระหว่างนิวเคลียสของสองอะตอมท่ีสามารถ

สร้างพันธะแล้วเกิดเป็นโมเลกุลได้ (ศึกษาด้วยเทคนิคการเล้ียวเบนของรังสีเอ็กซ์และการวิเคราะห์สเปกตรัม
ของโมเลกุลของสาร)

อย่างไรก็ตาม พันธะระหว่างอะตอมสองชนิด ที่อยู่ในโมเลกุลท่ีแตกต่างกัน ก็จะมีความยาว
ไมเ่ ทา่ กนั ยกตวั อยา่ ง ความยาวพนั ธะ O−H ในโมเลกุลต่าง ๆ ดงั ตารางท่ี 3.4

ตารางที่ 3.4 แสดงความยาวพนั ธะ (ในหน่วยพิโกเมตร) ระหวา่ ง O−H ในโมเลกุลของสารตา่ งชนดิ กัน
สาร สตู รโมเลกุล สูตรโครงสรา้ งแบบเสน้ ความยาวพันธะ O−H (pm)

น้า H2O 95.8

เมทานอล CH3OH 95.6

กรดไนตรัส HNO2 98.0

จากตารางที่ 3.4 ความยาวพันธะ O−H ในโมเลกุลของสารต่างชนิดกัน มีค่าต่างกันเล็กน้อย
และในโมเลกุลอื่น ๆ ก็เป็นเช่นเดียวกัน ดังนั้นจึงมักรายงานค่าความยาวพันธะเป็น ความยาวพันธะเฉล่ีย
ดังแสดงในตารางที่ 3.5

ตารางที่ 3.5 แสดงความยาวพนั ธะเฉล่ีย (ในหนว่ ย pm) ระหว่างอะตอมคูต่ า่ ง ๆ

พนั ธะเดี่ยว พันธะคู่ พันธะสาม
C≡C 120
H−H 74 C−C 154 C=C 134 C≡N 116
N≡N 110
H−F 92 C−N 147 C=N 130

H−Cl 128 N−N 140 N=N 125

H−Br 141 O−O 148 O=O 121

H−I 160 C−O 143 C=O 122

H−N 101 C−H 108

H−O 97 C−Cl 177

H−S 134 C−Br 194

S−O 161 C−S 182

F−F 142 Cl−Cl 199

Br−Br 228 I−I 267

(สถาบันสง่ เสรมิ การสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี, 2561)

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรยี นที่ 2/2563 เรยี บเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

83

3.1.5.2 พลังงานพันธะ คือ พลังงานน้อยท่ีสุดที่ใช้ในการสลายพันธะระหว่างอะตอมภายใน

โมเลกุลโคเวเลนต์ในสถานะแก๊ส ใหไ้ ด้อะตอมเดีย่ วในสถานะแกส๊ เชน่

(1) การสลายพันธะของแก๊สไฮโดรเจน (H2)

H−H (g) + 436 kJ/mol → 2H (g) ….1

ดดู พลงั งาน 436 kJ/mol เพื่อสลายพันธะ

(2) การสลายพันธะของน้า (H2O)

H−O−H (g) + 502 kJ/mol → H (g) + O−H (g) ….1

O−H (g) + 424 kJ/mol → H (g) + O (g) ….2

ดูดพลงั งาน (เฉลีย่ ) 463 kJ/mol เพือ่ สลายพันธะ

จะเห็นว่า การสลายพันธะของ H2 มีเพียงข้ันตอนเดียว แต่การสลายพันธะ H2O มีสองข้ันตอน

หรือกล่าวว่ามีการดูดพลังงานสองคร้ัง ในการสลายพันธะ O−H ซึ่งแต่ละครั้งใช้พลังงานไม่เท่ากัน แม้จะเป็น

พนั ธะในลักษณะเดียวกนั ก็ตาม ดังนั้นพลังงานพันธะของ O−H ก็จะแสดงในรูปของ ค่าพลังงานพันธะเฉล่ีย

ในทานองเดยี วกันกับความยาวพันธะเฉลี่ย ตัวอยา่ งพลงั งานพนั ธะเฉลีย่ แสดงในตารางที่ 3.6

ตารางที่ 3.6 แสดงพลงั งานพันธะเฉลี่ย (ในหน่วย kJ/mol) ระหวา่ งอะตอมคตู่ า่ ง ๆ

พนั ธะเดี่ยว พันธะคู่ พนั ธะสาม

H−H 436 C−C 348 C=C 614 C≡C 839

H−F 567 C−N 286 C=N 615 C≡N 890

H−Cl 431 N−N 158 N=N 470 N≡N 945

H−Br 366 O−O 144 O=O 498

H−I 298 C−O 360 C=O 804

H−N 391 C−H 413

H−O 463 C−Cl 327

H−S 364 C−Br 285

S−O 521 C−S 289 พลังงานพันธะเฉลีย่ สามารถนาไปใช้
ในการคานวณพลังงานของปฏิกริ ยิ าไดน้ ะครับ
F−F 159 Cl−Cl 243

Br−Br 192 I−I 151

(สถาบนั ส่งเสริมการสอนวทิ ยาศาสตรแ์ ละเทคโนโลยี, 2561)

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรียนที่ 2/2563 เรียบเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

84
3.1.5.3 การคานวณพลังงานของปฏกิ ริ ยิ าเคมี (∆H) ในกรณที ที่ ราบชนิดและจานวนพนั ธะ

ปฏิกิริยา : Reactant → Product

สลายพันธะเดิม สรา้ งพนั ธะใหม่

ดูดพลงั งานเข้าไป คายพลังงานส่วนเกนิ ออกมา

เครอ่ื งหมายเปน็ บวก เคร่ืองหมายเปน็ ลบ

E1 E2
พลงั งานรวมของปฏกิ ริ ยิ า (∆H) หาไดจ้ าก

∆H = E1 + E2

เมอื่ ∆H คือ พลงั งานรวมของปฏิกิริยา (หรอื อาจหมายถงึ ปริมาณความรอ้ น)
E1 คอื ผลรวมพลังงานทด่ี ดู เข้าไปเพื่อสลายพันธะเดมิ ของสารต้งั ตน้
E2 คอื ผลรวมพลงั งานทค่ี ายออกมาเม่อื สรา้ งพันธะใหม่
เกิดเป็นสารผลิตภณั ฑ์

เกร็ดความรู้
โมล (mol) เปน็ หนว่ ยท่ีบอกจานวนอะตอม ไอออน โมเลกลุ หรอื ส่งิ อนื่ ๆ
ท่มี ีจานวน 6.02 × 1023 เช่น
1 โมลอะตอม = 6.02 × 1023 อะตอม
1 โมลพนั ธะ = 6.02 × 1023 พนั ธะ
1 โมลโมเลกุล = 6.02 × 1023 โมเลกุล
โดยท่วั ไป “โมลโมเลกลุ ” นยิ มเขียนสัน้ ๆ ว่า “โมล”

ตัวอย่างที่ 1 จงคานวณว่าการเปลยี่ นแปลงตอ่ ไปน้ี ดูดหรือคายพลังงานเทา่ ใด

H2 (g) + I2 (g) → 2HI (g)
วธิ ีทา

ขนั้ ท่ี 1 หาค่า E1
จากตารางท่ี 3.7 พลงั งานพนั ธะของ H−H เทา่ กบั 436 kJ/โมล

ดังน้ัน สลายพันธะ H−H ดูดพลังงานเท่ากับ 436 kJ/โมล × 1 โมล (ตามสมั ประสทิ ธท์ิ ีด่ ลุ สมการ)

จงึ ใชพ้ ลงั งานในการสลายพันธะ = +436 kJ (เคร่อื งหมายบวก หมายถึง ดูดพลงั งาน)

ในทานองเดยี วกนั

พลังงานในการสลายพันธะ I−I จานวน 1 โมล = +151 kJ

ดงั นั้น E1 = (+436 kJ) + (+151 kJ) = +587 kJ

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรียนที่ 2/2563 เรียบเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

85

ข้ันที่ 2 หาค่า E2
จากตารางท่ี 7 พลงั งานพันธะของ H−I เทา่ กบั 298 kJ/โมล
ดงั น้ัน สรา้ งพันธะ H−I คายพลังงานเทา่ กับ 298 kJ/โมล × 2 โมล
จงึ ใชพ้ ลงั งานในการสร้างพนั ธะ = -596 kJ (เคร่ืองหมายลบ หมายถึง คายพลังงาน)

ข้นั ที่ 3 คานวณ ∆H
∆H = E1 + E2 = (+587 kJ) + (-596 kJ) = -9 kJ

ตอบ เป็นการเปลีย่ นแปลงแบบคายพลังงาน เท่ากบั 9 กโิ ลจลู

ตวั อย่างท่ี 2 การเปล่ยี นแปลงตอ่ ไปน้ี ดดู หรือคายพลังงานเทา่ ใด

(คดิ อีกวธิ หี น่ึง ซงึ่ ตา่ งจากตัวอยา่ งที่ 1)

2NH3 (g) → N2 (g) + 3H2 (g)
วธิ ีทา

2NH3 (g) → N2 (g) + 3H2 (g)
6(N−H) → N≡N + 3(H−H)

(NH3 1 โมล มี N-H อยู่ 3 พันธะ ดังน้ัน 2 โมล จงึ เทา่ กับ 6 พนั ธะ เปน็ ทีม่ าของ 6(N-H))

6 mol × 391 kJ/mol → [1 mol × (-945 kJ/mol)] + [3 mol × (-436 kJ/mol)]

(+2346 kJ) → (-2253 kJ)

∆H = E1 + E2 = (+2346 kJ) + (-2253 kJ) = +93 kJ

ตอบ เปน็ การเปลยี่ นแปลงแบบดดู พลังงาน เท่ากบั 93 กโิ ลจลู

QR code ลงิ ก์แหล่งเรียนรูอ้ อนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.
เรอ่ื ง ความยาวพันธะ และ พลงั งานพนั ธะ ตามลาดับ

3.1.6 แนวคิดเก่ียวกบั เรโซแนนซ์
เรโซแนนซ์ (Resonance) คือ ปรากฏการณ์ท่ีไม่สามารถเขียนสูตรโครงสร้างเพียงหน่ึงสูตร

เพ่ือแทนสมบัตขิ องสารบางชนิดไดอ้ ย่างถกู ตอ้ ง ต้องเขียนสตู รโครงสรา้ งมากกว่า 1 สูตร จึงจะตรงกบั สมบัติที่
แท้จรงิ ของสารนน้ั การเกิดเรโซแนนซ์ทาให้โมเลกุลมคี วามเสถียรเพมิ่ ขน้ึ โครงสร้างที่แสดงการเกิดเรโซแนนซ์
เรยี กว่า โครงสร้างเรโซแนนซ์ เชน่ โอโซน (O3) มี 2 โครงสร้างเรโซแนนซ์ (แบบท่ี A และ B)

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรียนท่ี 2/2563 เรยี บเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

86

การท่ีพันธะระหว่าง O กับ O ท้ังสองเหมือนกันนั้น เกิดจากการท่ีอิเล็กตรอน 1 คู่ สร้างพันธะ
โคเวเลนต์ตามปกติ และอิเล็กตรอน 1 คู่ เคลื่อนไปมาระหว่างอะตอมท้ังสาม หรอื กล่าววา่ ออกซิเจนแต่ละคู่
ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1½ คู่ และสามารถเขียนโครงสร้างเป็นตัวแทนของโครงสร้างเรโซแนนซ์ทั้ง 2 แบบ
(A และ B) ไดต้ ามแบบ C ซ่ึงเรียกว่า โครงสร้างเรโซแนนซผ์ สม (Resonance hybrid structure)

โครงสร้างเรโซแนนซอ์ าจพบในโมเลกลุ หรือไอออนชนิดอ่นื ๆ ดงั ตัวอยา่ งต่อไปนี้
ซัลเฟอร์ไดออกไซด์ (SO2)

เบนซีน (C6H6)

3.1.7 รปู ร่างของโมเลกุลโคเวเลนต์
รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ จะขึ้นอยู่กับจานวนพันธะ (จานวนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ) และ

จานวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดย่ี วรอบอะตอมกลาง เราสามารถทานายรูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์โดยใช้แบบจาลอง
การผลักระหว่างคู่อิเล็กตรอนท่ีอยู่ในวงเวเลนซ์ (Valence Shell Electron Pair Repulsion model,
VSEPR) พิจารณาจานวนอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง เฉพาะท่ีอยู่ในระดับพลังงานนอกสุด ซึ่งอิเล็กตรอนท่ี
เก่ยี วข้องกับเกิดพนั ธะ จะมกี ารจดั ตัวให้หา่ งกันมากท่ีสุด เพ่ือลดแรงผลักระหว่างคู่อิเลก็ ตรอน รูปร่างโมเลกุล
จะพจิ ารณาใน 2 กรณี ดงั น้ี

3.1.7.1 โมเลกุลทีอ่ ะตอมกลางไมม่ อี เิ ล็กตรอนค่โู ดดเด่ยี ว
มีสูตรทั่วไป คือ ABx เม่ือ A = อะตอมกลาง, B = อะตอมที่มาสร้างพันธะ และ x = ตัวเลข

แสดงจานวนอะตอมที่มาสร้างพันธะ ตัวอยา่ งและรปู รา่ งโมเลกุล แสดงในตารางที่ 3.7

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรียนท่ี 2/2563 เรยี บเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

87

ตารางท่ี 3.7 ตวั อยา่ งรูปร่างโมเลกลุ โคเวเลนตท์ ี่อะตอมกลางไมม่ อี ิเล็กตรอนคโู่ ดดเด่ียว

สตู ร จานวนอะตอม รปู ร่างโมเลกลุ ตัวอย่างสารโคเวเลนต์
ทวั่ ไป ท่มี าสร้างพันธะ BeH2, CO2, CS2
180o
AB2 ………
BA B

ชอื่
ชื่อรปู ร่าง…………………………………….

AB3 ……… ชอ่ื รูปร่าง……………………………………. BF3, BCl3, CH2O,
AB4 ……… COCl2, NO3‒, CO32‒
B
CH4, CCl4, NH4+, SiH4,
109.5o PO43‒, SO42‒, ClO4‒

B AB
B

ชือ่ รปู ร่าง…………………………………….

AB5 ……… B PCl5, AsF5, PF5
B A B90o

B120o
B

ชอื่ รูปร่าง…………………………………….

B
B B90o
A
AB6 ……… B B90o SF6, TeF6

หมายเหตุ : B
กระดาษ และ
ชื่อรูปร่าง…………………………………….

หมายถึง พันธะที่อยู่บนระนาบกระดาษ หมายถึง พันธะที่พุ่งออกมาด้านหน้าของระนาบ
หมายถึง พันธะท่พี ่งุ ไปด้านหลงั ของระนาบกระดาษ

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรียนที่ 2/2563 เรียบเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

88

3.1.7.2 โมเลกลุ ทอี่ ะตอมกลางมอี ิเลก็ ตรอนคูโ่ ดดเดี่ยว
มีสูตรทั่วไป คือ ABxEy เมื่อ A = อะตอมกลาง, B = อะตอมท่ีมาสร้างพันธะ, x = ตัวเลข

แสดงจานวนอะตอมท่ีมาสร้างพันธะ, E = สัญลักษณ์แทนอิเล็กตรอนคู่โดดเด่ียวรอบอะตอมกลาง และ y =
ตัวเลขแสดงจานวนอเิ ล็กตรอนค่โู ดดเดย่ี วรอบอะตอมกลาง ตวั อย่างและรปู ร่างโมเลกลุ แสดงในตารางที่ 3.8

ในโมเลกุลท่ีมีทั้งอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ (Bonded pair electron, Bp) และอิเล็กตรอน
คโู่ ดดเดยี่ ว (Lone pair electron, Lp) จะมแี รงผลักกนั ระหวา่ งอเิ ล็กตรอน แสดงแนวโน้มดงั นี้

Lp-Lp > Lp-Bp > Bp-Bp

ตารางที่ 3.8 ตวั อย่างรูปร่างโมเลกลุ โคเวเลนตท์ อี่ ะตอมกลางมอี เิ ลก็ ตรอนคโู่ ดดเดี่ยว

จานวน จานวน

อะตอม อิเล็กตรอน สตู รทวั่ ไป รปู รา่ งโมเลกลุ ตัวอย่าง
ทมี่ าสรา้ ง คู่โดดเดีย่ ว*

พันธะ (คู่)

1 ……………. SO2, O3

ชอื่ รูปร่าง………………………………

2 ……………. H2O, H2S
2

ชื่อรูปร่าง………………………………

3 ……………. XeF2

ชอื่ รปู รา่ ง………………………………

NH3, PH3,

3 1 ……………. PCl3, NCl3,
SO32‒,

ชือ่ รปู รา่ ง……………………………… ClO3‒

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรยี นที่ 2/2563 เรียบเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

89

ตารางที่ 3.8 ตัวอย่างรปู ร่างโมเลกุลโคเวเลนตท์ ่อี ะตอมกลางมอี เิ ล็กตรอนคโู่ ดดเดย่ี ว

จานวน จานวน

อะตอม อเิ ลก็ ตรอน สูตรทวั่ ไป รูปร่างโมเลกลุ ตวั อยา่ ง
ทีม่ าสร้าง คู่โดดเดย่ี ว*

พันธะ (ค)ู่

2 ……………. ClF3, BrF3

ช่ือรปู รา่ ง………………………………

SF4,

1 ……………. XeO2F2,

TeCl4
4 ช่อื รปู รา่ ง………………………………

2 ……………. XeF4,
BrF4‒

ช่อื รปู ร่าง………………………………

5 1 ……………. BrF5,
XeOF4, IF5
ชื่อรปู ร่าง………………………………
*จานวนอิเลก็ ตรอนคู่โดดเด่ียว นบั เปน็ คู่ โดยดูจากอะตอมกลางเทา่ นั้น

QR code ลิงก์แหล่งเรยี นรอู้ อนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.
เรอ่ื ง รูปรา่ งโมเลกลุ โคเวเลนต์ ตอนท่ี 1 และ 2 ตามลาดับ

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรียนที่ 2/2563 เรียบเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

90

3.1.8 สภาพขวั้ ของโมเลกุลโคเวเลนต์

การท่ีจะบอกสภาพขั้วของโมเลกุลโคเวเลนต์ จะต้องเข้าใจการพิจารณาสภาพข้ัวของพันธะ

เสียก่อน

3.1.8.1 สภาพขว้ั ของพันธะโคเวเลนต์

พจิ ารณาจากผลต่างของคา่ EN (∆EN) แบง่ ไดเ้ ปน็ 2 ลกั ษณะ ดงั ต่อไปน้ี

(1) พันธะโคเวเลนต์ไมม่ ขี ั้ว

ธาตุอโลหะชนิดเดียวกัน (ค่า EN เท่ากัน หรือ ∆EN = 0 ) มาสร้างพันธะกัน จะเกิดพันธะ

โคเวเลนต์แบบไม่มขี ั้ว เชน่ H−H, Cl−Cl, O=O, N≡N

(2) พนั ธะโคเวเลนตม์ ีข้วั

อะตอมอโลหะท่ีมีค่า EN ต่างกัน มาสร้างพันธะโคเวเลนต์กัน ดังน้ันอิเล็กตรอนท่ีใช้ร่วมกัน

จึงไม่ได้อยู่ก่ึงกลางระหว่างอะตอมทั้งสอง แต่มันจะโน้มเอียงไปทางด้านที่มีค่า EN สูง ซึ่งจะแสดงอานาจ

ไฟฟ้าค่อนข้างลบ (แทนด้วย δ‒) ส่วนธาตุท่ีมีค่า EN ต่า จะแสดงอานาจไฟฟ้าค่อนข้างบวก (แทนด้วย δ+)

หรืออาจแทนด้วยเคร่ืองหมาย โด ย หั ว ลู ก ศ ร ช้ี ไป ใน ทิ ศ ข อ ง อ ะ ต อ ม ท่ี แ ส ด ง อ า น า จ ไฟ ฟ้ า

ค่อนข้างลบ ส่วนทา้ ยให้อย่ใู นบริเวณอะตอมทแี่ สดงอานาจไฟฟ้าคอ่ นขา้ งบวก เช่น

หรือ

F หรือ F
B B
FF FF

 

3.1.8.2 สภาพขั้วของโมเลกลุ โคเวเลนต์
พจิ ารณาจากสมมาตรของโมเลกุล หรือ การหักล้างกนั ระหว่างแรงเน่ืองจากสภาพข้ัวพันธะ

ภายในโมเลกลุ น้ัน ๆ แบ่งได้ 2 กรณี คือ
(1) โมเลกุลไม่มีข้วั
เกิดกับโมเลกุลท่ีสมมาตร ในลักษณะที่ทาให้แรงเน่ืองจากสภาพขั้วพันธะหักล้างกันหมด

เช่น CO2 Cl2 H2O2 BeCl2 BF3 SiH4 CCl4 PCl5 AsF5 SF6 TeF6

ขว้ั พันธะ Cl F F F
Cl C ClCl F F
OCO Te

F

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรียบเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

91

(2) โมเลกลุ มขี วั้

เกิดกับโมเลกุลที่ไม่สมมาตร ในลักษณะท่ีทาให้แรงเนื่องจากสภาพข้ัวพันธะหักล้างกัน

ไม่หมด เช่น CHCl3 NH3 H2O SO2 XeF2 I3‒ ข้ัวโมเลกุล

H

Cl C ClCl H N HH O
HH
ข้วั พนั ธะ

ความแรงของสภาพขั้วพันธะและสภาพข้ัวของโมเลกุล จะแปรผันตรงต่อกัน โดยจะ
พิจารณาจากผลต่างของค่า EN (∆EN) ระหว่างสองอะตอมที่สร้างพันธะกัน ถ้า ∆EN มากกว่า ก็แสดงว่า
มสี ภาพข้วั พนั ธะทแ่ี รงกวา่ และสง่ ผลใหส้ ภาพขัว้ โมเลกุลแรงกวา่ (โมเลกลุ มขี ้ัวเด่นชดั ขน้ึ )

3.1.8.3 หลกั การพจิ ารณาสภาพขัว้ โมเลกลุ โดยอาศัยการรวมเวกเตอร์ของขว้ั พนั ธะ

พจิ ารณาผลบวกเวกเตอรข์ องข้ัวพันธะ ซงึ่ ต้องดูท้งั ขนาดและทิศทาง เชน่

A. + ผลรวมคือ หรือ

B. + ผลรวมคือ หรอื

C. + ผลรวมคอื หรือ

การรวมกันของเวกเตอร์จะรวมแบบหางต่อหัว กล่าวคือ หางของเวกเตอร์ที่ 2 ต่อที่หัวของ
เวกเตอร์ท่ี 1 (ทิศทางคงเดิม) ดังนั้น เวกเตอร์รวมจะมีทิศทางจากหางของเวกเตอร์ที่ 1 ไปยังหัวของเวกเตอร์
ท่ี 2 อาศยั หลกั การดงั กล่าว เพอ่ื พิจารณาสภาพข้ัวโมเลกลุ ดังตวั อยา่ งต่อไปน้ี

ตวั อย่างท่ี 1 โมเลกลุ BeCl2 มรี ูปรา่ งเป็นเส้นตรง

Cl Be Cl ผลบวกของเวกเตอร์ คือ += =0

เวกเตอร์ 2 เวกเตอร์ มีขนาดเท่ากัน แต่ทิศทางตรงข้าม ผลรวมเวกเตอร์เป็นศูนย์ แสดงว่า
เป็นโมเลกลุ ไมม่ ีขวั้

ตวั อยา่ งท่ี 2 โมเลกลุ NH3 มรี ูปร่างพรี ะมดิ ฐานสามเหลย่ี ม

N H ผลบวกของเวกเตอร์ คอื + + = =

HH

เวกเตอร์ 3 เวกเตอร์ มีขนาดเท่ากัน และทิศทางพุ่งเข้าหาอะตอม N ผลรวมเวกเตอร์ไม่เป็นศูนย์ และ
มที ศิ ทางชขี้ ึน้ แสดงว่า เป็นโมเลกุลมขี ว้ั

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรียบเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

92

สภาพขั้วโมเลกุลของสารโคเวเลนต์ เป็นสมบัติของแต่ละโมเลกุลและส่งผลโดยตรงต่อการ
สร้างแรงยดึ เหนี่ยวระหวา่ งโมเลกลุ และเป็นตัวกาหนดสมบัติทางกายภาพของสารโคเวเลนต์นั้น ๆ ด้วย อาทิ
จุดหลอมเหลวและจุดเดือด การเปล่ียนสถานะ ความร้อนแฝงของการกลายเป็นไป ความร้อนแฝงของการ
หลอมเหลว ความดนั ไอ และสมบัตกิ ารละลายในตวั ทาละลาย ซ่งึ จะกล่าวรายละเอยี ดในหัวข้อต่อไป

QR code ลงิ กแ์ หล่งเรียนรู้ออนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.
เรือ่ ง สภาพขว้ั ของโมเลกลุ โคเวเลนต์

3.1.9 แรงยึดเหนี่ยวระหวา่ งโมเลกลุ
โมเลกุลของสารโคเวเลนต์ จะยึดเหน่ียวกันด้วยแรงระหว่างโมเลกุล ซ่ึงเป็นแรงทางไฟฟ้าท่ี

เป็นผลมาจากสภาพขั้วโมเลกุล ทาให้สารโคเวเลนต์ยึดเกาะกันอยู่เป็นกลุ่มก้อนได้ ยกตัวอย่างเช่น เม่ือเรา
ค่อย ๆ เทน้าลงบนพ้ืน น้าจะแผ่กระจายและไหลตามกันไป เพราะโมเลกุลของน้าท่ีอยู่ใกล้เคียงกันสร้าง
แรงยึดเหน่ียวกันอย่างต่อเนื่อง จนกว่าจะได้รับพลังงานความร้อนท่ีมากพอท่ีจะทาลายแรงยึดเหนี่ยวนี้ได้
โมเลกุลของน้าจึงจะเปลี่ยนเป็นสถานะแก๊ส (โมเลกุลเป็นอิสระต่อกัน) ในที่สุด ซ่ึงแรงยึดเหน่ียวระหว่าง
โมเลกุล ไม่จัดว่าเป็นพันธะโคเวเลนต์ เนื่องจากไม่มีการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน จะเป็นเพียงแรงดึงดูด
ทางไฟฟา้ อยา่ งอ่อน ๆ เทา่ น้ัน

หากจาแนกแรงยึดเหน่ียวระหว่างโมเลกุล โดยใช้เกณฑ์ของสภาพขั้วโมเลกุลมาพิจารณา
สามารถแบ่งออกเปน็ 3 กล่มุ หลัก ๆ ดังนี้

3.1.9.1 แรงยึดเหน่ยี วระหวา่ งโมเลกลุ ไม่มีขัว้ มี 1 ชนิด ได้แก่
(1) แรงแผ่กระจาย หรือ แรงลอนดอน เป็นแรงระหว่างโมเลกุลไม่มีข้ัวกับโมเลกุลไม่มีข้ัว

แรงน้ีเกิดข้ึนเน่ืองจากอิเล็กตรอนในโมเลกุลเคล่ือนที่ตลอดเวลา ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในบริเวณ
หนึ่งๆ เปล่ียนแปลงตลอดเวลา จึงทาให้โมเลกุลเกิดขั้วอย่างอ่อนๆ ขึ้นในขณะหนึ่ง และชักนาให้โมเลกุล
ขา้ งเคยี งกลายเป็นโมเลกลุ มขี ว้ั ช่วั ขณะ ดงั ตวั อย่างในรปู ท่ี 3.2

แรงนี้เป็นแรงอยา่ งออ่ น ทเี่ พิ่มขึ้นตามมวลโมเลกุลหรือขนาดโมเลกุล ยังถือว่าแรงชนิดนี้เป็น
แรงพื้นฐานที่พบในโมเลกลุ โคเวเลนตท์ ุกชนดิ

รปู ที่ 3.2 แสดงการเกดิ แรงแผ่กระจาย (แรงลอนดอน) ระหว่างโมเลกุลของแก๊สไฮโดรเจน (H2)

ดัดแปลงรปู จาก : http://rabett.blogspot.com/2018/03/dear-judge-alsop-putting-on-pressure.html

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรยี นที่ 2/2563 เรียบเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

93

3.1.9.2 แรงยดึ เหนี่ยวระหวา่ งโมเลกุลมขี ัว้ มี 2 ชนดิ ได้แก่
(1) แรงดึงดูดระหว่างขั้ว หรือ แรงไดโพล เป็นแรงระหว่างโมเลกุลมีขั้วกับโมเลกุลมีขั้ว

แรงน้ีเกิดข้ึนเนื่องจากแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างอะตอมท่ีมีอานาจไฟฟ้าค่อนข้างบวกของโมเลกุลหนึ่งกับ
อะตอมท่ีมีอานาจไฟฟ้าค่อนข้างลบของโมเลกุลข้างเคียง ทาให้โมเลกุลโคเวเลนต์ยึดเหนี่ยวกันได้ ตัวอย่าง
ดังรูปที่ 3.3 ที่อะตอมคลอรีนของ HCl โมเลกุลที่ 1 ซ่ึงมีอานาจไฟฟ้าค่อนข้างลบ สร้างแรงยึดเหน่ียวกับ
อะตอมไฮโดรเจน ซ่งึ มอี านาจไฟฟ้าคอ่ นข้างบวก ของ HCl โมเลกุลที่ 2 (แสดงด้วยเส้นประ)

รูปท่ี 3.3 แสดงการเกดิ แรงดึงดูดระหวา่ งขวั้ ของโมเลกลุ ไฮโดรเจนคลอไรด์ (HCl)

ดัดแปลงรปู จาก : https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/intermolecular-forces/

(2) พนั ธะไฮโดรเจน เปน็ แรงยึดเหน่ียวระหว่างโมเลกลุ ทีเ่ กดิ ขน้ึ กบั โมเลกุลชนิดมขี ัว้ ร่วมกับ
การมีพันธะระหว่าง ธาตุ H กับธาตุที่มีค่า EN สูง และขนาดเลก็ อยู่ในโมเลกุล ได้แก่ ฟลูออรีน (F) ออกซเิ จน
(O) และไนโตรเจน (N) และธาตุ F, O, N มีอเิ ลก็ ตรอนคู่โดดเดี่ยว พนั ธะระหวา่ งธาตุ H กบั ธาตุ F, O, N จึงมี
ค่า ∆EN สูงมาก สภาพขั้วของโมเลกุลจึงมากขึ้น พันธะไฮโดรเจนเกิดข้ึนระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวของ
อะตอม F, O, N ของโมเลกุลหนึ่ง กับอะตอม H ของอีกโมเลกุลหนึ่ง ดังรูปท่ี 3.4 (แสดงด้วยเส้นประ)
โดยพันธะไฮโดรเจนจะแข็งแรงกว่าแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลชนิดอื่น ๆ ซ่ึงหากจะทาลายพันธะไฮโดรเจน
จะต้องใชพ้ ลังงานสงู กวา่ 40 kJ/mol (Chang, 2010)

รปู ที่ 3.4 แสดงการเกิดพันธะไฮโดรเจน (เสน้ ประสีแดง) ในโมเลกลุ ไฮโดรเจนฟลอู อไรด์ (HF)
แอมโมเนยี (NH3) และน้า (H2O)

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรยี นที่ 2/2563 เรยี บเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

94

3.1.9.3 แรงยดึ เหน่ยี วระหวา่ งโมเลกุลไม่มขี ้วั กับโมเลกลุ มีข้ัว มี 1 ชนดิ ไดแ้ ก่
(1) แรงเหนี่ยวนา แรงน้ีเกิดขึ้นเน่ืองจากโมเลกุลมีข้ัวไปเหนี่ยวนาให้โมเลกุลไม่มีข้ัว

กลายเป็นโมเลกุลมีขั้วช่ัวคราว จึงเกิดแรงดึงดูดข้ึนระหว่างโมเลกุลท้ังสอง เช่น น้า (H2O) เป็นโมเลกุลมีข้ัว
เหน่ียวนาให้แก๊สออกซิเจน (O2) ซ่ึงเป็นโมเลกุลไม่มีข้ัว เกิดสภาพข้ัวขึ้นมาช่ัวขณะหนึ่ง จึงทาให้
แก๊สออกซิเจนละลายในน้าไดเ้ ลก็ น้อย ตวั อยา่ งดงั รปู ท่ี 3.5

รปู ท่ี 3.5 แสดงการเกดิ แรงเหนีย่ วนาระหวา่ งโมเลกลุ ของน้า (มขี ัว้ ) กบั โมเลกลุ ของแก๊สออกซเิ จน (ไมม่ ีขวั้ )

แรงยึดเหน่ียวระหว่างโมเลกุลที่กล่าวมาท้ังหมดน้ัน ล้วนแต่เป็นผลมาจากสภาพขั้วของ
โมเลกุล และสามารถนาไปสกู่ ารอธบิ ายสมบตั ิของสารโคเวเลนตไ์ ด้ ซึ่งจะกลา่ วในหัวข้อต่อไป

3.1.10 ผลของสภาพขว้ั โมเลกลุ และแรงยึดเหน่ยี วระหว่างโมเลกลุ ท่ีมีต่อสมบตั ิของสารโคเวเลนต์
3.1.10.1 ผลของสภาพข้วั โมเลกลุ ที่มีต่อการละลาย
เม่ือสามารถระบุสภาพข้ัวของโมเลกุลได้ จะทาให้เกิดประโยชน์ต่อการเลือกตัวทาละลายท่ี

จะใช้เป็นตัวกลางในการศึกษาปฏิกิริยาเคมีระหว่างสารใด ๆ ได้ สามารถนาไปใช้อธิบายเก่ียวกับการละลาย
ของสารในรา่ งกาย และการใช้ประโยชนใ์ นชวี ติ ประจาวันไดอ้ ยา่ งมากมาย ยกตวั อย่างเชน่

(1) การศกึ ษาสีของแกส๊ คลอรนี (Cl2) จากการทาปฏิกิริยาระหว่างสารละลายโซเดียมไฮโป-
คลอไรต์ (NaClO) กับสารละลายกรดไฮโดรคลอริก (HCl) ดังสมการ ถ้าหากปล่อยให้เกิดปฏิกิริยาไปเร่ือย ๆ
แกส๊ คลอรีนก็จะระเหยไปในอากาศ เนื่องจากแก๊สคลอรนี เปน็ โมเลกลุ ไม่มขี ้วั จงึ ไมล่ ะลายในสารละลายทม่ี นี ้า
เปน็ ตวั ทาละลายได้ ทาใหส้ ังเกตสีได้ยาก จงึ ต้องใช้คาร์บอนเตตระคลอไรด์ (CCl4) ซึง่ เป็นตวั ทาละลายไม่มขี ั้ว
เป็นตัวดกั จับแก๊สคลอรนี ที่เกดิ ขึ้น ทาใหส้ งั เกตสขี อง Cl2 ได้งา่ ยขึ้น

NaClO (aq) + HCl (aq) → Cl2 (g) + H2O (l) + NaCl (aq)

(2) สารชาระล้างประเภทตา่ ง ๆ เชน่ สบู่ แชมพู น้ายาล้างจาน ลว้ นมอี งค์ประกอบของสาร
ชาระล้างท่ีมีโครงสร้างโมเลกุลที่ประกอบด้วยส่วนมีขั้วและส่วนไม่มีข้ัวในโมเลกุลเดียวกัน (ตัวอย่าง
ดังรูปที่ 3.6) ซึ่งส่วนไม่มีข้ัวจะละลายไขมันได้ดี เพราะไขมันเป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว แต่ส่วนท่ีมีขั้วของ
สารชาระล้างจะละลายไดด้ ีในน้า เพราะน้าเปน็ โมเลกุลมขี ั้ว จึงทาให้สามารถชาระล้างไขมันออกจากร่างกาย
หรอื ภาชนะตา่ ง ๆ ได้

รูปที่ 3.6 แสดงโครงสรา้ งโมเลกุลของสารชาระล้าง

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรยี บเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

95

จากตัวอย่างที่กล่าวมา จะเห็นได้ว่า สารมีขั้วจะละลายได้ดีในสารมีขั้ว และสารไม่มีข้ัวจะ
ละลายได้ดีในสารไม่มีข้ัว หรืออาจกล่าวว่าสารท่ีมีสภาพขั้วเหมือนกันจะละลายกันได้ดี ซึ่งเรียกหลักการ
นีว้ ่า like dissolve like

3.1.10.2 ผลของแรงยดึ เหนี่ยวระหว่างโมเลกุลที่มีต่อจุดเดอื ด
เมอื่ พิจารณารูปท่ี 3.7 จะพบประเด็นขอ้ สรุปตา่ ง ๆ ดงั น้ี
(1) สารประกอบของหมู่ 4A ได้แก่ CH4 SiH4 GeH4 และ SnH4 ซึ่งท้ังหมดเป็นโมเลกุล

ไม่มีขั้ว (มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลชนิดแรงลอนดอน) จะมีจุดเดือดสูงขึ้นตามคาบ เนื่องจากขนาด
โมเลกุลใหญข่ ้ึน (มวลโมเลกุลมากขึ้น) แสดงให้เห็นวา่ มวลโมเลกุลมากขึน้ แรงยึดเหน่ยี วระหว่างโมเลกุลกจ็ ะ
มากขึ้นด้วย ทาให้จุดเดือดสูงขึ้น และก็มีผลในทานองเดียวกันกับสารประกอบของหมู่ 5A – 7A ในคาบท่ี
3 - 5 (ยกเวน้ คาบที่ 2)

(2) สารประกอบของหมู่ 5A – 7A คาบที่ 2 ได้แก่ NH3 HF และ H2O ซึ่งเป็นโมเลกุลมีข้ัว
มีจุดเดือดสูงกว่าสารประกอบในหมู่เดียวกันอย่างเห็นได้ชัด เน่ืองจากสารประกอบเหล่าน้ี มีแรงดึงดูด
ระหว่างข้วั รว่ มกับพนั ธะไฮโดรเจน จึงสง่ ผลใหม้ แี รงยึดเหนีย่ วระหว่างโมเลกุลสูงขึ้นมากเป็นพิเศษ

(3) เม่ือเปรียบเทียบจุดเดือดของ NH3 HF และ H2O จะเห็นว่า จุดเดือดของ H2O สูงที่สุด
เน่ืองจากว่า โมเลกุล H2O 1 โมเลกุล สามารถเกิดพันธะไฮโดรเจนได้มากถึง 4 ตาแหน่ง เม่ือเทียบกับ NH3
และ HF ซึ่งเกิดข้ึนได้เพียง 1 ตาแหน่ง (ดูรูปท่ี 3.4) และถ้าหากเปรียบเทียบระหว่าง HF กับ NH3 จะพบว่า
HF มีจุดเดือดสูงกว่า NH3 เนื่องจากอะตอมของ F เป็นอะตอมท่ีขนาดเล็กและค่า EN สูง จึงทาให้ความแรง
ของสภาพข้ัวพันธะระหว่าง H‒F ในโมเลกุล HF สูงกว่าสภาพขั้วพันธะ N‒H ในโมเลกุล NH3 ทาให้
แรงดึงดดู ระหวา่ งข้ัวในโมเลกลุ ของ HF สูงกวา่ NH3 จดุ เดือดจงึ สงู กวา่ (ทัง้ ทมี่ วลโมเลกุลใกลเ้ คยี งกนั )

จากท้ัง 3 ข้อที่กล่าวมา สรุปได้ว่า จุดเดือดของโมเลกุลมีขั้วที่เกิดพันธะไฮโดรเจนได้นั้น
จะสูงที่สดุ รองลงมาคือจดุ เดือดของโมเลกลุ มีข้วั และตา่ ท่สี ดุ คอื จุดเดือดของโมเลกุลไม่มขี ัว้

รปู ท่ี 3.7 กราฟแสดงจุดเดือดของสารโคเวเลนต์บางชนิดที่มีธาตไุ ฮโดรเจนเป็นองค์ประกอบ
ดดั แปลงรูปจาก : Raymond Chang, 2010

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรยี นที่ 2/2563 เรียบเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

96

QR code ลงิ ก์แหลง่ เรยี นร้อู อนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.
เรอื่ ง แรงยดึ เหน่ียวระหว่างโมเลกลุ และสมบตั ขิ องสารโคเวเลนต์

3.1.11 สารโคเวเลนต์ทม่ี ีโครงสร้างเป็นโครงรา่ งตาข่าย
สารโคเวเลนต์บางชนิดมีโครงสร้างโมเลกุลขนาดใหญ่ มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูงมาก

เนื่องจากอะตอมในโมเลกุลสร้างพันธะโคเวเลนต์ท่ียึดเหนี่ยวกันท้ังสามมิติ เกิดเป็นโครงสร้างคล้ายตาข่าย
จงึ เรียกวา่ สารโคเวเลนต์โครงร่างตาข่าย เช่น เพชร แกรไฟต์ และซลิ ิกอนไดออกไซด์ เปน็ ต้น

3.1.11.1 เพชร
เพชรเป็นอัญรูปหน่ึงของคาร์บอน แต่ละอะตอมของคาร์บอนจะล้อมรอบด้วยคาร์บอน

อีก 4 อะตอม (4 พันธะโคเวเลนต์ ชนิดพันธะเดี่ยว) ทามุม 109.5o ความยาวพันธะ C‒C เท่ากับ 154 pm
(รูปท่ี 3.8) เวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้ง 4 อนุภาค ถูกใช้สร้างพันธะจะหมด ไม่มีอิเล็กตรอนอิสระ จึงไม่นาไฟฟ้า
จดุ เดอื ดและจุดหลอมเหลว เท่ากับ 4830 oC และ 3550 oC ตามลาดับ

154 pm

154 pm

รูปที่ 3.8 แบบจาลองโครงสร้างของเพชร

ทม่ี าของรปู : http://www.chemguide.co.uk/atoms/structures/diamond.GIF

3.1.11.2 แกรไฟต์
แกรไฟต์เป็นอัญรูปหนึ่งของคาร์บอน ซ่ึงมีโครงสร้างแตกต่างจากเพชร อะตอมคาร์บอน

สร้างพันธะกันเป็นวงหกเหลี่ยม แต่ละอะตอมของคาร์บอนจะล้อมรอบด้วยคาร์บอนอีก 3 อะตอม จึงทาให้
เหลือเวเลนซ์อิเล็กตรอน 1 อนุภาค จึงสามารถนาไฟฟ้าได้ ความยาวพันธะ C‒C ในระนาบเดียวกัน
140 pm และแต่ละระนาบเรียงต่อกันเป็นช้ัน ๆ ระยะห่างระหว่างระนาบ 340 pm ดังรูปที่ 3.9 ซึ่ง
ยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงลอนดอน จุดหลอมเหลวของแกรไฟต์ 3730 oC ใช้ประโยชน์ในการทาไส้ดินสอ
สารหลอ่ ล่นื และหมกึ พิมพ์ เป็นต้น

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรียนท่ี 2/2563 เรียบเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

97

ระยะห่าง 340 pm

ความยาวพนั ธะ 140 pm

รปู ท่ี 3.9 แบบจาลองโครงสร้างของแกรไฟต์

ทม่ี าของรูป : http://lpmmc.grenoble.cnrs.fr/UserFiles/Image/graphite.jpg

3.1.11.3 ซลิ กิ อนไดออกไซด์ (SiO2)

ซิลิกอนไดออกไซด์ หรือ ซิลิกา ประกอบด้วยอะตอมซิลิกอนเรียงตัวคล้ายอะตอมคาร์บอน

ในโครงสร้างเพชร ดังรูปท่ี 3.10 แต่จะมีอะตอมออกซิเจนคั่นอยู่ระหว่างอะตอมซิลิกอน ผลึก SiO2

จุดหลอมเหลว 1730 oC พบในธรรมชาติในรูปของแร่ เช่น ควอตซ์ ไตรดีไมต์ คริสโตบาไลต์ เป็นต้น

ใช้เป็นวตั ถดุ บิ ผลิตแกว้ และใยแกว้ นาแสง Si
O

รูปที่ 3.10 แบบจาลองโครงสร้างของ SiO2

ทีม่ าของรูป : http://www.chemguide.co.uk/atoms/structures/sio2.GIF

3.1.12 สมบัติของสารโคเวเลนต์
สรปุ สมบัติท่วั ไปของสารโคเวเลนต์ มดี ังนี้
(1) พบได้ทุกสถานะในธรรมชาติ ได้แก่ แก๊ส เช่น แก๊สมีเทน (CH4) ของเหลว เช่น น้า (H2O)

และของแขง็ เชน่ กามะถนั (S8)
(2) จุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่า ยกเว้น สารที่มีโครงสร้างแบบโครงร่างตาข่าย เช่น เพชร

แกรไฟต์ และซิลกิ อนไดออกไซด์
(3) ส่วนใหญ่ไม่นาไฟฟ้า ยกเว้น สารโคเวเลนต์ที่มีสภาพขั้วแรงมาก เช่น HCl HNO3 H2SO4

(มกั จะเป็นกรด) ซึ่งแตกตัวเป็นไอออนในนา้ ได้ และทาให้สารละลายน้นั นาไฟฟา้ ได้
(4) สารโคเวเลนต์ที่มีข้ัวจะละลายในสารโคเวเลนต์ท่ีมีขั้ว เช่น CH3OH ละลายใน H2O ได้

สว่ นสารโคเวเลนต์ทไ่ี ม่มีขว้ั จะละลายในสารโคเวเลนต์ทีไ่ มม่ ีขั้ว เช่น S8 ละลายใน C2S ได้

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรียนที่ 2/2563 เรียบเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

98

3.2 พันธะไอออนกิ (Ionic Bond)

พนั ธะไอออนิก คอื พันธะทเี่ กิดจากแรงดึงดูดทางไฟฟา้ ระหว่างไอออนบวกของโลหะ (IE1, EN ต่า)
กบั ไอออนลบของอโลหะ (IE1, EN สงู )

ไอออนบวก เกิดจากอะตอมโลหะสูญเสยี อิเล็กตรอน
ไอออนลบ เกิดจากอะตอมอโลหะได้รบั อเิ ล็กตรอน
สารประกอบไอออนิก คือ สารประกอบที่เกิดจากไอออนบวกและไอออนลบยึดกันด้วยพันธะ

ไอออนกิ ต่อเนอื่ งกนั เปน็ โครงผลกึ

3.2.1 การเกิดพนั ธะไอออนกิ

พิจารณาการเกดิ สารประกอบโซเดยี มคลอไรด์ (NaCl) ดังนี้

(1) โลหะ Na อยู่หมู่ IA ในตารางธาตุ เลขอะตอม = 11 จัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2 8 1 ซ่ึงมี

เวเลนซ์อิเล็กตรอน = 1 หากเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนไป 1 อนุภาค ก็จะเหลืออิเล็กตรอนวงนอกสุดครบ 8

ตามกฎออกเตต ดงั สมการ

Na → Na+ + e-

281 28
(2) อโลหะ Cl อยู่หมู่ VIIA ในตารางธาตุ เลขอะตอม = 17 จัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2 8 7
ซึ่งมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 7 หากรับอิเล็กตรอนมาเพ่ิม 1 อนุภาค ก็จะมีอิเล็กตรอนวงนอกสุดครบ 8 ตาม

กฎ ออกเตต ดงั สมการ
Cl + e- → Cl‒

287 288
(3) ไอออน Na+ และ Cl- จึงมายึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะไอออนิก เกิดเป็นสารประกอบไอออนิก
NaCl อาจเขียนแสดงการถ่ายโอนอิเล็กตรอนเพื่อเกิดเป็นสารประกอบไอออนิกโดยอาศัยโครงสร้างแบบจุด
ได้ดงั น้ี

Na x + Cl Na + xCl NaCl

เมอื่ นาโลหะโซเดียม (Na) มาทาปฏิกิริยากับแก๊สคลอรีน (Cl2) จะเกิดการใหแ้ ละรับอิเล็กตรอน
ดงั แสดงในขอ้ (1) – (3) เกิดเปน็ สารประกอบ NaCl ในสถานะของแขง็ ดังสมการ

Na (s) + Cl2 (g) → NaCl (s)

QR code ลงิ กแ์ หลง่ เรียนรอู้ อนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.

เรือ่ ง การเกดิ พันธะไอออนกิ

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรยี นที่ 2/2563 เรียบเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

99

3.2.2 โครงสรา้ งของสารประกอบไอออนกิ
(1) สารประกอบไอออนิกเปน็ ผลึกของแขง็ ณ อณุ หภมู ิห้อง
(2) ไอออนบวกและลบในผลึกจัดเรียงต่อกันไปทั้งสามมิติเป็นโครงผลึกไม่มีท่ีสิ้นสุด จึงไม่

สามารถเขียนสูตรโมเลกุลได้ เขียนได้เฉพาะอัตราส่วนอย่างต่าของจานวนไอออนบวกและลบที่เป็น
องค์ประกอบ เรียกวา่ สตู รอย่างงา่ ย

(3) โครงสร้างผลึกของสารประกอบไอออนิกจะเป็นแบบใดนั้น ข้ึนอยู่กับปัจจัยต่าง ๆ เช่น
ขนาดไอออนบวกและลบ สัดสว่ นของไอออนบวกและลบ

ยกตัวอยา่ งสารประกอบไอออนกิ 3 ชนิด ดังนี้
3.2.2.1 สารประกอบโซเดยี มคลอไรด์ (NaCl)

โครงสร้างผลึกของ NaCl พบว่า Na+ และ Cl‒ เรียงสลับกันไปอย่างต่อเน่ือง โดยท่ี Na+
แต่ละไอออนถูกล้อมรอบด้วย Cl‒ จานวน 6 ไอออน และแต่ละ Cl‒ ก็ถูกล้อมรอบด้วย Na+ จานวน
6 ไอออนเช่นกัน (รูปท่ี 3.11) อัตราส่วนของ Na+ : Cl‒ จึงเท่ากับ 6 : 6 คิดเป็นอัตราส่วนอย่างต่า เท่ากับ
1 : 1 สูตรอยา่ งง่ายจงึ เป็น Na1Cl1 แต่ไม่นิยมเขียนเมอื่ ตัวห้อยเปน็ เลข 1 จึงเขยี นเปน็ NaCl

รปู ที่ 3.11 โครงสร้างผลึกของโซเดียมคลอไรด์

ทมี่ าของรปู : http://earthsci.org/education/teacher/basicgeol/miner/nacl.gif

3.2.2.2 สารประกอบแคลเซียมฟลอู อไรด์ (CaF2)
โครงสร้างผลึกของ CaF2 พบว่า Ca2+ แต่ละไอออนถูกล้อมรอบด้วย F‒ จานวน 8 ไอออน

แต่ F‒ ถูกล้อมรอบด้วย Ca2+ เพียง 4 ไอออนเท่าน้ัน (รปู ที่ 3.12) อัตราส่วนของ Ca2+ : F‒ จึงเท่ากับ 4 : 8
คิดเปน็ อัตราสว่ นอยา่ งตา่ เท่ากับ 1 : 2 จึงเขียนสูตรอยา่ งง่ายเปน็ CaF2

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรียนท่ี 2/2563 เรยี บเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

100

รปู ที่ 3.12 โครงสร้างผลกึ ของแคลเซียมฟลูออไรด์

ทม่ี าของรปู : http://www.seas.upenn.edu/~chem101/sschem/fluorite.JPG

3.2.2.3 สารประกอบซิงค์ซลั ไฟด์ (ZnS)
โครงสร้างผลึกของ ZnS พบว่า Zn2+ แต่ละไอออนถูกล้อมรอบด้วย S2‒ จานวน 4 ไอออน

และแต่ละ S2‒ ก็ถูกล้อมรอบด้วย Zn2+ จานวน 4 ไอออนเช่นกัน (รูปท่ี 3.13) อัตราส่วนของ Zn2+ : S2‒
จงึ เท่ากบั 4 : 4 คิดเปน็ อตั ราส่วนอย่างตา่ เทา่ กับ 1 : 1 จึงเขียนสูตรอย่างง่ายเป็น ZnS

S2‒

Zn2+

รปู ที่ 3.13 โครงสรา้ งผลึกของซงิ คซ์ ลั ไฟด์

ที่มาของรปู : http://cnx.org/resources/46e8c69f5d5bd090c353b9fd40934dca/graphics17.png

3.2.3 การเขียนสูตรและเรียกช่ือสารประกอบไอออนกิ
3.2.3.1 การเขียนสูตรอยา่ งง่าย
(1) หลักสาคญั ตอ้ งทราบชนิดของไอออนและคา่ ประจขุ องไอออนบวกและลบ
(2) ไอออนบวก ไดแ้ ก่ ธาตุหมู่ IA-IVA มคี ่าประจุตามเลขหมู่ และธาตุแทรนซิชนั
(มีค่าประจุหลายคา่ )
(3) ไอออนลบ ไดแ้ ก่ ธาตหุ มู่ VIIA (ประจุ -1) หมู่ VIA (ประจุ -2) หมู่ VA
(ประจุ -3 ยกเวน้ Bi3+)
(4) ไอออนบวกและไอออนลบของธาตุบางชนดิ ในตารางธาตุ แสดงในรูปที่ 3.14

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรียนที่ 2/2563 เรยี บเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

101

รปู ท่ี 3.14 แสดงไอออนบวกและไอออนลบของธาตุบางชนดิ ในตารางธาตุ

(5) การเขียนสูตรอย่างง่ายทาไดด้ ังตวั อย่างต่อไปน้ี
เขียนไอออนบวกก่อนแล้วตามด้วยไอออนลบ จากนั้นให้ไขว้เลขประจุของไอออน
บวกไปเป็นเลขห้อยของไอออนลบ และไขว้เลขประจุของไอออนลบไปเป็นเลขห้อย
ของไอออนบวก โดยที่ไม่ต้องแสดงเคร่ืองหมายบวกและลบ จากตัวอย่างจะได้ว่า
Mg2O2 และเลขหอ้ ยทาเป็นสัดส่วนอย่างตา่ จงึ เขยี นสูตรอยา่ งง่ายได้เป็น MgO

3.2.3.2 การเรียกช่ือ
(1) ไอออนบวก
- การเรียกช่ือไอออนบวกท่ีมีประจุค่าเดียว (ธาตุหมู่ IA, IIA, IIA และโลหะแทรนซิชัน
ทีม่ ีเลขออกซิเดชันคา่ เดียว เช่น Ag+, Zn2+) ให้เรียกเป็น

ช่ือธาตุ + ไอออน

เช่น Na+ โซเดียมไอออน Sr2+ สทรอนเชียมไออน

Ca2+ แคลเซียมไอออน K+ โพแทสเซยี มไออน

Ag+ ซลิ เวอร์ไอออน Zn2+ ซงิ คไ์ อออน

- การเรียกชื่อไอออนบวกท่ีมีประจุหลายค่า (โลหะแทรนซิชันส่วนใหญ่ และธาตุหมู่

IVA บางชนดิ ไดแ้ ก่ Sn2+, Sn4+ และ Pb2+, Pb4+) ใหเ้ รียกเปน็

ชอ่ื ธาตุ (แสดงประจดุ ว้ ยเลขโรมัน) + ไอออน

เชน่ Fe2+ ไอร์ออน(II)ไอออน Fe3+ ไอร์ออน(III)ไอออน
Cu+ คอปเปอร(์ I)ไอออน Cu2+ คอปเปอร(์ II)ไอออน
Pb2+ เลด(II)ไอออน Pb4+ เลด(IV)ไอออน

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรยี นที่ 2/2563 เรยี บเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

102

(2) ไอออนลบ
- การอา่ นชอื่ ไอออนลบท่ีเกดิ จากอะตอมเดยี่ ว ให้อ่านเปน็

ชื่อธาตุอโลหะเปล่ียนเสยี งท้ายเปน็ ไอด์ (-ide) + ไอออน

เช่น O2‒ ออกไซดไ์ อออน S2‒ ซัลไฟด์ไอออน

N3‒ ไนไตรด์ไอออน Br‒ โบรไมด์ไอออน

- การอา่ นช่อื ไอออนลบท่เี กดิ จากกลมุ่ อะตอมที่มีออกซเิ จนเป็นองค์ประกอบ

(1) ลงทา้ ยด้วย เ-ต (-ate)

(2) ลงทา้ ยด้วย ไ-ต์ (-ite) ใช้กบั ไอออนลบทปี่ ระจเุ ทา่ กัน แตอ่ อกซิเจน

ลดลง 1 อะตอม เชน่

NO3‒ ไนเตรตไอออน NO2‒ ไนไตรต์ไอออน

SO42‒ ซลั เฟตไอออน SO32‒ ซลั ไฟต์ไอออน

- การอ่านช่ือไอออนลบท่ีเกิดจากกลุ่มอะตอมที่มีออกซิเจนและฮาโลเจนเป็น

องค์ประกอบ

(1) ถา้ เดิมลงท้ายดว้ ย เ-ต แตม่ ีออกซิเจนเพิม่ มา 1 อะตอม เติมคานาหน้า

ว่า เปอร์ (per-)

(2) ถ้าเดิมลงท้ายด้วย ไ-ต์ แต่มีออกซิเจนลดลง 1 อะตอม เติมคานาหน้า

ว่า ไฮโป (hypo-) เชน่

ClO3‒ คลอเรตไอออน ClO4‒ เปอรค์ ลอเรตไอออน

ClO2‒ คลอไรต์ไอออน ClO‒ ไฮโปคลอไรตไ์ อออน

- ไอออนลบที่มีออกซิเจนเป็นองค์ประกอบ เมื่อเติม H+ ให้เติมคานาหน้าว่า

ไฮโดรเจน หรอื ไดไฮโดรเจน ตามจานวนของไฮโดรเจนท่เี ติม เช่น

CO32‒ คาร์บอเนตไอออน PO43‒ ฟอสเฟตไอออน

HCO3‒ ไฮโดรเจนคาร์บอเนตไอออน HPO42‒ ไฮโดรเจนฟอสเฟตไอออน

H2PO4‒ ไดไฮโดรเจนฟอสเฟตไอออน

ขอ้ สังเกต : เมอื่ เตมิ H+ ประจุลบจะลดลง 1 เสมอ

- ไอออนลบทเี่ กดิ จากกลมุ่ อะตอมชนิดอ่นื ๆ เชน่

OH‒ ไฮดรอกไซด์ไอออน CN‒ ไซยาไนดไ์ อออน

CrO42‒ โครเมตไอออน Cr2O72‒ ไดโครเมตไอออน

CH3COO‒ อะซเี ตตไอออน MnO42‒ แมงกาเนตไอออน

MnO4‒ เปอรแ์ มงกาเนตไอออน SCN‒ ไธโอไซยาเนตไอออน

BO32‒ บอเรตไอออน MoO42‒ โมลบิ เดตไอออน

S2O32‒ ไธโอซลั เฟตไอออน

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรียนท่ี 2/2563 เรยี บเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

103

- การเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก ทาได้ดังนี้

ชอ่ื ไอออนบวก + ชื่อไอออนลบ *แต่ตัดคาวา่ ไอออนทิ้งไป
เช่น
Na2S เรียกชื่อเป็น โซเดยี มซัลไฟด์
KBr เรยี กชือ่ เป็น โพแทสเซยี มโบรไมด์
NaSCN เรียกชอ่ื เป็น โซเดียมไธโอไซยาเนต
Ca3(PO4)2 เรยี กช่ือเปน็ แคลเซยี มฟอสเฟต
MnO เรยี กชอ่ื เปน็ แมงกานสี (II)ออกไซด์
MnO2 เรียกชอ่ื เป็น แมงกานสี (IV)ออกไซด์
Mn2O3 เรียกชอ่ื เป็น แมงกานีส(III)ออกไซด์
FeCl2 เรยี กช่อื เป็น ไอร์ออน(II)คลอไรด์
FeCl3 เรยี กชอ่ื เปน็ ไอร์ออน(III)คลอไรด์

QR code ลิงกแ์ หล่งเรยี นรอู้ อนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.
เรอ่ื ง สตู รเคมี และ ชื่อของสารประกอบไอออนิก

3.2.4 พลงั งานกับการเกิดสารประกอบไอออนิก
การอธิบายขั้นตอนการเกิดสารประกอบไอออนิก และแสดงการเปล่ียนแปลงพลังงานในข้ัน

ต่าง ๆ นั้น มักใช้ วัฏจักรบอร์น-ฮาเบอร์ (Born-Haber cycle) ในการอธิบาย ยกตัวอย่างการเกิด
สารประกอบ NaCl ดงั รปู ท่ี 3.15

รูปที่ 3.15 แสดงวฏั จักรบอร์น-ฮาเบอร์ ของการเกิดผลึกโซเดียมคลอไรด์ (NaCl)

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรยี บเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

104

จากรปู ที่ 3.15 อธิบายการเปลีย่ นแปลงแต่ละขั้นตอนในวฏั จกั รบอรน์ -ฮาเบอร์ ได้ดงั น้ี

ขั้นท่ี 1 การระเหดิ ของโซเดยี ม

โลหะโซเดียมในสถานะของแข็งระเหิดกลายเป็นไอ (อะตอมในสถานะแก๊ส) ข้ันนี้ต้อง

ดดู พลงั งาน 107 kJ/mol เรียกว่า พลังงานการระเหดิ (Heat of sublimation, ∆Hs)

Na (s) → Na (g)

ขน้ั ท่ี 2 การแตกตัวเป็นไอออนของโซเดียม

อะตอมโซเดียมในสถานะแก๊สจากขั้นที่ 1 เสียเวเลนซ์อิเล็กตรอน 1 อนุภาค กลายเป็น Na+

ในสถานะแกส๊ ขัน้ น้จี ะดดู พลงั งาน 496 kJ/mol เรยี กว่า พลังงานไอออไนเซชนั (Ionization Energy, IE)

Na (g) → Na+ (g)

ขน้ั ที่ 3 การสลายพันธะของแกส๊ คลอรีน

โมเลกุลของแก๊สคลอรีน สลายตัวให้อะตอมคลอรีนในสถานะแก๊ส ขั้นน้ีจะดูดพลังงาน

243 kJ/mol เรียกว่า พลงั งานสลายพันธะ (Dissociation energy, D)

Cl2 (g) → 2Cl (g)
แต่ในการเกิด NaCl 1 โมล ตอ้ งใช้ Cl (g) เพียง 1 โมล ดังน้ัน ขัน้ นจ้ี ึงสอดคล้องกับสมการ

1 Cl2 (g) → Cl (g)
2
พลงั งานจึงเทา่ กับ 1 (D) = 1 (243 kJ/mol) = 121.5 ≈ 122 kJ/mol
22
ข้ันท่ี 4 การเกิดคลอไรดไ์ อออน

คลอรีนอะตอมในสถานะแก๊ส รับอิเล็กตรอนเข้ามาเพ่ิม 1 อนุภาค กลายเป็นคลอไรด์ไอออนใน

สถานะแก๊ส ขน้ั น้คี ายพลังงาน 349 kJ/mol เทา่ กบั คา่ สมั พรรคภาพอิเล็กตรอน (Electron Affinity, EA)

Cl (g) → Cl‒ (g)

ขน้ั ที่ 5 การเกิดผลึกโซเดียมคลอไรด์

โซเดียมไอออนและคลอไรด์ไอออนในสถานะแก๊ส รวมตัวกันเป็นผลึก NaCl ข้ันน้ีคายพลังงาน

787 kJ/mol เรยี กว่า พลังงานโครงผลึกหรอื พลงั งานแลตทิซ (Lattice energy, U)

Na+ (g) + Cl‒ (g) → NaCl (s)

เม่ือรวมสมการจากท้ัง 5 ขนั้ จะไดส้ มการรวม ดังนี้

Na (s) + 1 Cl2 (g) → NaCl (s)
2

สามารถคานวณพลังงานรวมของการเกิดปฏิกิริยา (Heat of formation, ∆Hf) ต่อการเกิด
NaCl 1 โมล ได้ดงั น้ี

∆Hf of NaCl = ∆Hs + IE + 1 D + EA + U

2

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรยี นที่ 2/2563 เรยี บเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

105

ทง้ั นจ้ี ะตอ้ งพจิ ารณาเครือ่ งหมายดว้ ย

ดูดพลงั งาน มีค่าเปน็ บวก ไดแ้ ก่ ∆Hs , IE , 1 D
2
คายพลงั งาน มีคา่ เป็นลบ ไดแ้ ก่ EA , U

∆Hf = (+107 kJ) + (+496 kJ) + (+122 kJ) + (-349 kJ) + (-787 kJ)

= -411 kJ

แปลความหมายไดว้ า่ “การเกดิ ผลกึ NaCl 1 โมล ปฏกิ ิริยาจะคายพลงั งานออกมา 411 kJ”

(การเกิดสารประกอบไอออนิก อาจคายหรือดูดพลังงานก็ได้ แต่ส่วนใหญ่มักจะ

คายพลังงาน)

QR code ลงิ กแ์ หล่งเรียนรูอ้ อนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.
เรือ่ ง พลงั งานกบั การเกิดสารประกอบไอออนิก

3.2.5 สมบัติของสารประกอบไอออนิก

สรปุ สมบตั ทิ ่ัวไปของสารประกอบไอออนิก มดี งั นี้

(1) เป็นผลึกของแข็งท่ีอุณหภูมิห้อง ไม่นาไฟฟ้า เนื่องจากไอออนบวกและลบไม่สามารถ

เคลื่อนท่ีได้ แต่เมือ่ หลอมเหลวหรอื ละลายน้าจะนาไฟฟ้าได้

(2) เป็นผลกึ ของแขง็ จึงมีจดุ เดือดและจุดหลอมเหลวสงู

(3) เปราะและแตกง่าย เม่ือทุบผลึกของสารประกอบไอออนิก จะเกิดการเล่ือนไถลของไอออน

ไปตามระนาบผลึก เมอื่ ไอออนชนิดเดียวกันอยตู่ าแหนง่ ตรงกนั จะเกิดแรงผลกั ระหวา่ งไอออน ทาให้ผลกึ แตก

(4) สารประกอบไอออนิกบางชนิดละลายในน้าได้ดี บางชนิดละลายได้ไม่ดี และบางชนิด

ไมล่ ะลายน้า

3.2.5.1 สมบตั ิการละลายน้าของสารประกอบไอออนิก

1) พลังงานกบั การละลายน้าของสารประกอบไอออนิก

เมื่อละลายสารประกอบไออนิกในนา้ จะเกิดการเปล่ียนแปลง 2 ขนั้ ตอน ดังน้ี

ขั้นที่ 1 ของแข็งไอออนิกดูดพลังงาน เพ่ือสลายพันธะไอออนิก กลายเป็นไอออนบวกและ

ลบในสถานะแก๊ส พลังงานที่ใช้ในข้ันนี้ เรียกว่า พลังงานโครงผลึก หรือ พลังงานแลตทิซ (Lattice energy)

หากมองในทางกลับกัน จะเป็นพลังงานที่คายออกมาเม่ือไอออนบวกและลบในสถานะแก๊สรวมตัวกันเป็น

โครงผลึก ดดู พลังงาน
คายพลงั งาน
ผลึกของสารประกอบไออกนิก (s) ไอออนบวก (g) + ไอออนลบ (g)

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรียบเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

106

ขนั้ ท่ี 2 โมเลกุลของน้าเข้าล้อมรอบไอออนบวกและลบในสถานะแก๊ส โดยท่ีโมเลกุลของน้า
จะหันด้าน δ+ เข้าล้อมรอบไอออนลบ และหนั ด้าน δ- เม่ือล้อมรอบไอออนบวก ในขั้นน้ีจะมีการคายพลังงาน
ที่เรียกวา่ พลังงานไฮเดรชัน (Hydration energy) สารใดมคี ่าพลงั งานไฮเดรชนั มาก แสดงว่าละลายนา้ ได้ดี

ไอออนบวก (g) + ไอออนลบ (g) น้า ไอออนบวก (aq) + ไอออนลบ (aq)

ขอ้ สังเกต : ถ้าเพ่ิมอุณหภูมิ สารใดละลายได้มากขึ้น แสดงว่าเกิดกระบวนการดูดพลังงาน (Lattice
energy > Hydration energy) ถ้าเพิ่มอุณหภูมิ สารใดละลายได้น้อยลง แสดงว่าเกิดกระบวนการ
คายพลงั งาน (Lattice energy < Hydration energy)

2) ความสามารถในการละลายน้าของสารประกอบไอออนกิ
ความสามารถในการละลาย หรือ สภาพการละลาย (Solubility) หมายถึง ความสามารถ
ของสารที่ละลายในสารอื่นจนเป็นสารละลายอิ่มตัว โดยทั่วไปนิยมใช้น้าเป็นตัวทาละลาย จะมีหน่วยเป็น
กรมั ของสารตอ่ น้า 100 กรัม ท้งั น้จี ะข้ึนอยกู่ บั ชนิดของสารและอณุ หภูมดิ ้วย แสดงตัวอย่างดงั รปู ท่ี 3.16

รปู ท่ี 3.16 กราฟแสดงสภาพการละลายของสารประกอบไอออนิกบางชนดิ ณ อุณหภมู ิต่าง ๆ

ดัดแปลงรปู จาก : http://www.sciencegeek.net/Chemistry/taters/graphics/solubility.gif

- ขอ้ ตกลงเกีย่ วกบั ความสามารถการละลายของสาร สามารถบอกได้ 3 ระดับ ดงั นี้

(1) ละลายไดด้ ี หมายถงึ Solubility > 1 g/100 g H2O

(2) ละลายได้เล็กน้อย หมายถงึ 0.1 g/100 g H2O ≤ Solubility < 1 g/100 g H2O

(3) ไมล่ ะลาย หมายถงึ Solubility < 0.1 g/100 g H2O

- หลักการพจิ ารณาการละลายในนา้ หรือไม่ละลายของสารประกอบไอออนิก พอสรปุ ได้ดงั นี้

สารประกอบทีล่ ะลายในนา้

(1) สารประกอบทกุ ชนิดของโลหะหมู่ IA

(2) สารประกอบทกุ ชนิดของ NH4+

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรยี บเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

107

(3) สารประกอบทุกชนดิ ของ NO3‒ , CH3COO‒ , ClO3‒ และ ClO4‒
(ยกเว้น AgCH3COO, KClO4 ละลายไดเ้ ล็กน้อย)
(4) สารประกอบส่วนใหญ่ของ Cl‒, Br‒ และ I‒ (ยกเว้น Cl‒, Br‒ และ I‒ กับ Ag+,
Pb2+, Hg22+/Hg2+ ไมล่ ะลาย สว่ น PbCl2 ละลายได้เล็กนอ้ ย)
(5) สารประกอบส่วนใหญ่ของ SO42‒ (ยกเว้น SO42‒ กับ Pb2+, Sr2+, Ba2+ ไม่ละลาย
สว่ น SO42‒ กับ Ca2+ กับ Ag+ ละลายไดเ้ ลก็ น้อย)
สารประกอบทไ่ี มล่ ะลายในน้า
(1) สารประกอบออกไซดข์ องโลหะ
(ยกเวน้ ออกไซด์ของโลหะหมู่ IA และออกไซด์ของ Ca2+, Sr2+, Ba2+ ละลายได)้
เมอ่ื ละลายน้าจะทาปฏกิ ิรยิ ากับน้า เกดิ สารประกอบไฮดรอกไซด์ เช่น

BaO + H2O → Ba2+ + 2OH‒
(2) สารประกอบสว่ นใหญ่ของ OH‒
( ยกเว้น OH‒ ของโลหะหมู่ IA และ Ba2+, Sr2+ ละลายได้ ส่วนของ Ca2+ ละลายได้
เล็กน้อย)
(3) สารประกอบ CO32‒, PO43‒, S2‒, SO32‒
(ยกเว้น กบั โลหะหมู่ IA และ NH4+ ละลายได้)

QR code ลงิ ก์แหลง่ เรียนรู้ออนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.
เรือ่ ง สมบัตขิ องสารประกอบไอออนกิ

3.2.6 ปฏิกิริยาของสารประกอบไอออนิก
สารประกอบไอออนิกที่ละลายน้าได้ ไอออนบวกและไอออนลบจะแยกออกจากกันและ

ถูกโมเลกุลของน้าล้อมรอบไว้ เม่ือนามาผสมกันก็อาจจะเกิดปฏิกิริยาได้ โดยสังเกตได้จากการเกิดตะกอน
เช่น การผสมกันระหว่างสารละลายซิลเวอร์ไนเตรต (AgNO3) กับโซเดียมคลอไรด์ (NaCl) จะเกิดตะกอน
สขี าวของซิลเวอร์คลอไรด์ (AgCl)

การเขียนสมการแสดงการเกิดปฏกิ ริ ยิ า มี 2 ลักษณะ ได้แก่

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรยี บเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

108

(1) สมการไอออนกิ
คอื สมการทีแ่ สดงไอออนบวกและลบของสารประกอบไอออนิกในสารละลายครบทุกชนดิ

Ag+ (aq) + NO3‒ (aq) + Na+ (aq) + Cl‒ (aq) → AgCl (s) + Na+ (aq) + NO3‒ (aq)
(aq = ไอออนทล่ี ะลายอยู่ในสารละลายซง่ึ มีน้าเป็นตวั ทาละลาย และ s = ของแขง็ หรือตะกอน)
(2) สมการไอออนกิ สทุ ธิ
คือ สมการที่แสดงเฉพาะไอออนทเี่ ข้าทาปฏกิ ริ ยิ ากันแลว้ เกดิ ตะกอนเทา่ นั้น

Ag+ (aq) + Cl‒ (aq) → AgCl (s)
ข้อสาคัญ : การเขียนสมการไอออนิกและไอออนิกสุทธินั้น จะต้องทราบว่าสารใดละลายในน้า
ได้ สารใดไม่ละลายในน้า ต้องเขียนสูตรของสารประกอบไอออนิกได้ และจะต้องวงเล็บแสดงสถานะ
พรอ้ มทัง้ ดลุ สมการใหเ้ รียบรอ้ ย

QR code ลงิ ก์แหล่งเรียนรอู้ อนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.
เรอ่ื ง สมการไอออนกิ และสมการไอออนกิ สทุ ธิ

3.3 พนั ธะโลหะ (Metallic Bond)

3.3.1 การเกดิ พันธะโลหะ
โลหะมีค่า IE ต่า จึงเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนและกลายเป็นไอออนบวกได้ง่าย เวเลนซ์อิเล็กตรอนท่ีหลุด
ออกมา สามารถเคล่ือนท่ีได้อย่างอิสระไปทั่วทั้งก้อนโลหะ ไม่ได้อยู่กับอะตอมใดอะตอมหน่ึง แรงยึดเหน่ียว
อย่างแข็งแรงระหว่างไอออนบวกกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนอิสระน้ีเรยี กวา่ พันธะโลหะ หรือกล่าวอีกนัยหน่ึง คือ
ประจุบวกของโลหะ ลอยอยู่ในทะเลอเิ ลก็ ตรอน (electron sea) ดังรปู ท่ี 3.17

สแกน QR code
เพอ่ื ชมภาพเคลื่อนไหว
รูปท่ี 3.17 แสดงอิเล็กตรอนและไอออนบวกในก้อนโลหะ ตามแบบจาลองทะเลอเิ ลก็ ตรอน

ที่มาของรปู : http://www.kentchemistry.com/links/bonding/MetallicBond.jpg

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรียนท่ี 2/2563 เรียบเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา

109

3.3.2 สมบัตขิ องโลหะ
สรุปสมบตั ิทัว่ ไปของโลหะ ดงั นี้
(1) โลหะเป็นตัวนาไฟฟ้าและนาความร้อนที่ดี เพราะอิเล็กตรอนเคลื่อนท่ีไปท่ัวทั้งก้อนโลหะได้ การท่ี
อิเล็กตรอนได้รับความร้อน พลังงานจลน์จะสูงขึ้นและเกิดการชนกันขณะเคล่ือนท่ีไป แล้วเกิดการถ่ายเท
พลงั งานระหว่างอเิ ลก็ ตรอน จึงนาความรอ้ นได้ดี
(2) โลหะถูกตีเป็นแผ่นและดึงเป็นเส้นได้ เพราะไอออนโลหะเรียงเป็นชน้ั ๆ อย่างเป็นระเบยี บ การทุบ
หรือดึงแผ่นโลหะเป็นการผลักให้ช้ันของไอออนบวกเล่ือนไถลออกไปจากตาแหน่งเดิม แต่ไม่หลุดออกจากกัน
เพราะมกี ลุม่ ของเวเลนซอ์ เิ ลก็ ตรอนอสิ ระยึดไอออนเหลา่ น้ันไว้
(3) โลหะมีความมันวาว เพราะกลุ่มอิเล็กตรอนอิสระท่ีอยู่บริเวณผิวของโลหะ ได้รับพลังงานแสง
มากระตุ้นจากน้นั กจ็ ะคายพลังงานในรูปของคล่นื แมเ่ หล็กไฟฟ้า ซ่ึงเป็นแสงสะทอ้ นออกมาให้มองเห็นได้
(4) โลหะมีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง เพราะไอออนบวกยึดเหนี่ยวกันอย่างแข็งแรงมาก การทาให้
โลหะกลายเป็นของเหลวหรอื กลายเปน็ ไอ จะต้องใช้พลงั งานสงู

QR code ลิงก์แหลง่ เรยี นรอู้ อนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.
เรือ่ ง การเกิดพันธะโลหะ และสมบตั ิของโลหะ

QR code ลงิ ก์แหล่งเรยี นรู้ออนไลน์
ตามโครงการ Project 14 ของ สสวท.

เรอื่ ง การใชป้ ระโยชน์ของสารประกอบไอออนิก สารโคเวเลนต์ และโลหะ

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรียบเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

110

บทสรปุ

พันธะเคมี เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม หรือแรงยึดเหน่ียวภายในโมเลกุล แบ่งเป็น 3 ประเภท
ได้แก่ พันธะโคเวเลนต์ พนั ธะไอออนิก และพนั ธะโลหะ

พันธะโคเวเลนต์ มักจะเกิดข้ึนระหว่างอะตอมอโลหะ ซึ่งมีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอน
ไม่แตกต่างกันมาก จึงสร้างพันธะโดยการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน เกิดเป็นสารโคเวเลนต์ที่มีรูปร่าง
แตกตา่ งกันมากมาย ทาให้เกิดสภาพข้วั โมเลกุลที่ต่างกัน และแรงยึดเหน่ียวระหวา่ งโมเลกุลทแี่ ตกต่างกนั ด้วย
สารโคเวเลนต์พบได้ทุกสถานะ ส่วนใหญ่จะมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่า ยกเว้น สารที่มีโครงสร้างแบบ
โครงรา่ งตาขา่ ย จะมจี ดุ หลอมเหลวและจดุ เดือดสูงมาก

พันธะไอออนิก มักเกิดข้ึนระหว่างอะตอมของโลหะกับอโลหะ ท่ีมีความสามารถในการดึงดูด
อิเล็กตรอนแตกตา่ งกนั อยา่ งมาก โดยอะตอมโลหะมีความสามารถในการดงึ ดดู อิเล็กตรอนทต่ี า่ กวา่ จึงสูญเสีย
อิเล็กตรอนให้กับอะตอมอโลหะ เกิดเป็นไอออนบวก และอโลหะที่รับอิเล็กตรอน เกิดเป็นไอออนลบ และ
ยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงทางไฟฟ้าสถิตที่แข็งแรงในทุกทิศทางจนเกิดเป็นโครงผลึกขนาดใหญ่และ ส่งผลให้
สารประกอบไอออนิก มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง พบในสถานะของแขง็ ที่อุณหภูมิห้อง บางชนิดละลาย
นา้ ไดด้ ี ทาให้สารละลายนาไฟฟา้ ไดด้ ี บางชนิดละลายไดเ้ ลก็ นอ้ ย และบางชนิดไม่ละลายนา้

พันธะโลหะ เกิดจากการสร้างแรงยึดเหนี่ยวกันระหว่างอะตอมโลหะ โดยการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอน
ร่วมกันท่ัวทั้งก้อนโลหะน้ัน อิเล็กตรอนของโลหะจะไม่ได้เคล่ือนที่อยู่ระหว่างอะตอมที่อยู่ติดกันเท่าน้ัน
อิเล็กตรอนที่เคล่ือนที่ไปได้ทว่ั ทั้งก้อนโลหะ ทาใหโ้ ลหะมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสงู มาก สามารถนาความ
ร้อนและนาไฟฟ้าไดด้ ี มคี วามมันวาว และตีเปน็ แผน่ หรอื ยดื เป็นเสน้ ได้

เอกสารประกอบการสอน วิชาเคมี ม.4 ภาคเรยี นที่ 2/2563 เรียบเรียงโดย อ.พลากร คาขวา

111

บรรณานุกรม

กระทรวงศึกษาธิการ สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี. (2561). หนังสือเรียนรายวิชา
เพ่ิมเติม เคมี เล่ม 1 (พิมพ์ครั้งท่ี 1). กรุงเทพฯ: โรงพิมพ์ สกสค.

กระทรวงศึกษาธิการ สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี. (2562). คูมือครู รายวิชา
เพิ่มเติมวิทยาศาสตร์ เคมี เล่ม 1. สืบค้นเมื่อ 15 ธันวาคม 2562, จาก https://www.
scimath.org/ebook-chemistry/item/8292-4-1

กระทรวงศึกษาธิการ สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี. (2556). คู่มือการใช้หลักสูตร
วิทยาศาสตร์ ฉบับอนาคต ช้ันมัธยมศึกษาปีท่ี 1. สืบค้นเม่ือ 14 ตุลาคม 2562, จาก
http://www.ipst.ac.th/files/curriculum2556/ManualScienceM1.pdf

นิพนธ์ ตังคณานุรักษ์ และ เสกสรร ศิริวัฒนวิบูลย์ เคมีพ้ืนฐานและเพิ่มเติม ม. 4 กรุงเทพมหานคร:
ฟสิ ิกสเ์ ซ็นเตอร์ 2551.

ประภาณี เกษมศรี ณ อยธุ ยา และคณะ. (2535). เคมีทั่วไป เล่ม 2. กรุงเทพฯ: จุฬาลงกรณม์ หาวิทยาลยั .
ภาควิชาเคมี คณะวิทยาศาสตร์ มหาวิทยาลัยขอนแก่น. (2561). คู่มือปฏิบัติการเคมี ชั้นมัธยมศึกษาปีท่ี 4

(โครงการ วมว.-มข.). ขอนแกน่ : มหาวิทยาลัยขอนแกน่ .
วทิ ติ เกษคปุ ต.์ (2559). ระเบิดไฮโดรเจน. วารสารปรมาณูเพือ่ สันติ. 29(1): 18-21.
วรัญญา ภิบาลวงษ์ และ สัญญา เทศทอง. (2562). มารู้จัก Gamma Radiography. วารสารปรมาณู

เพ่อื สนั ต.ิ 32(1): 16-18.
สมเกียรติ พรพิสุทธิมาศ. (2551). การสอนวิทยาศาสตรโดยเนนทักษะกระบวนการ. ก้าวทันโลก

วิทยาศาสตร.์ 8(2): 28-38.
สมาคมวิทยาศาสตร์แห่งประเทศไทยในพระบรมราชูปถัมภ์. (2561). การประกวดโครงงานวิทยาศาสตร์

ระดับมัธยมศึกษา-สมาคมวิทยาศาสตร์ฯ-อพ วช. สืบค้นเม่ือ 14 ตุลาคม 2562, จาก
https://www.scisoc.or.th/image/สัปดาหว์ ทิ ยาศาสตร/์ การประกวดโครงงานวทิ ยาศาสตร.์ pdf
สุนันทา สาวิกันต์ และ กนกพร ธรฤทธิ์. (2562). การกากับดูแลการใช้ประโยชน์ เรเดียม-223 ในทาง
การแพทย.์ วารสารปรมาณเู พอื่ สนั ติ. 32(2): 12-15.
สานักงานปรมาณูเพ่ือสันติ. (2552). ศัพทานุกรมนิวเคลียร์ (พิมพ์คร้ังท่ี 2). กรุงเทพฯ: สานักงานปรมาณู
เพ่อื สนั ติ.
สาราญ พฤกษ์สนุ ทร. (2535). เคมี ม. 4 เล่ม 1-2 ฉบบั สมบูรณ์ กรงุ เทพมหานคร: พัฒนาศึกษา.
Chang, R. (2010). Chemistry (10th ed). New York: McGraw-Hill.
David P. S. (2001). History of the Electron. สืบค้นเมื่อ 14 ตุลาคม 2562, จาก https://www-
spof.gsfc.nasa.gov/Education/whelect.html
O’hara J. G. George Johnstone Stoney, F. R. S. and the concept of the electron. (1997).
สืบค้นเม่ือ 14 ตุลาคม 2562, จาก https://royalsocietypublishing.org/doi/pdf/10.1098/
rsnr.1975.0018

เอกสารประกอบการสอน วชิ าเคมี ม.4 ภาคเรยี นท่ี 2/2563 เรียบเรยี งโดย อ.พลากร คาขวา