พันธะเคมี

พันธะเคมี
พันธะไอออนิก
เป็นพันธะในสารประกอบซึ่งธาตุที่เป็นองค์ประกอบนั้นมีอิเล็กโตรเนกาติวิตี (Electronegativity, EN; ความสามารถในการดึงอิเล็กตรอน) ต่างกันมากและจะอยู่ในสภาพที่เป็นไอออนบวก และไอออนลบ
แรงยึดระหว่างไอออนเป็นแรงดึงดูดไฟฟ้าสถิตโดยมีพลังงานที่เกี่ยวข้องที่มีความสำคัญมากที่สุดคือ พลังงานแลตติช



Lewis electron-dot symbol
เนื่องจากพันธะไอออนิกนี้เกี่ยวกับประจุบวกและลบเราจะใช้ Lewis electron-dot symbol แสดงการเกิดสารประกอบไอออนิก
Lewis electron-dot symbol แสดงอิเล็กตรอนวงนอกโดยเขียนเป็นจุด แต่ละจุดแสดงถึงอิเล็กตรอนวงนอกแต่ละตัว การเกิดไอออนบวกคืออิเล็กตรอนวงนอกทั้งหมดหลุดออกมาจากอะตอม

การเกิดไอออนลบคือการเพิ่มอิเล็กตรอนในชั้นของอิเล็กตรอนวงนอกเช่น
การที่อิเล็กตรอนจะหลุดออกหรือเติมเข้าไปในอะตอมนั้นจะเป็นการทำให้การจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนในไอออนนั้นๆเหมือนกับก๊าซเฉื่อย เช่น Cl – และ Ca 2+ มีอิเล็กตรอนวงนอก 8 ตัวเหมือนกับก๊าซเฉื่อย คือ Ar ส่วน Na+ และ O 2- มีอิเล็กตรอนวงนอก 8 ตัวเหมือนกับก๊าซเฉื่อย คือ Ne
ตัวอย่าง จงเขียน Lewis electron-dot symbol สำหรับอะตอมต่อไปนี้ (a) F (b) Be2+
วิธีทำ (a) F
F มีการจักอิเล็กตรอนแบบ 1s2, 2s2, 2p5 ดังนั้นจึงมีอิเล็กตรอนวงนอกเท่ากับ 7 ดังนั้นจะมี 7 จุดอยู่รอบๆ ดังนี้
(b) Be2+
Be มีการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนเป็น 1s2, 2s2 ดังนั้นจึงมีอิเล็กตรอนวงนอกเป็น 2 ก็ต้องมี 2 จุดรอบ Be แต่เมื่อ Be เป็นไอออน +2 แสดงว่ามีอิเล็กตรอนหลุดออกไป 2 ตัวดังนั้นจึงเขียนได้เป็น Be2+

ตัวอย่าง การใช้ Lewis electron-dot symbol แสดงการเกิดสารประกอบไอออนิกของสองธาตุ
เราอาจแยกออกเป็นสองปฏิกิริยาได้เป็น
ตัวอย่าง จงแสดงการเกิด Na2O โดยใช้ Lewis electron dot symbol

จะเห็นได้ว่าธาตุใดที่มีค่า ionization energy ต่ำจะมีแนวโน้มเกิดเป็นประจุบวก ส่วนธาตุที่มีค่า electron affinity สูงนั้นจะมีแนวโน้มเกิดเป็นประจุลบ


พลังงานแลตติช (Lattice energy)
พลังงานแลตติชเป็นพลังงานที่ใช้แยกผลึกไอออนหนึ่งโมล ออกเป็นก๊าซไอออน
โดยที่ค่าของพลังงานแลตติชจะขึ้นอยู่กับ ประจุและขนาดของไอออน ถ้าไอออนนั้นมีประจุสูงกว่า จะมีค่าพลังงานแลตติชมากกว่า และถ้าขนาดของประจุนั้นเล็กกว่าก็จะมีค่าพลังงานแลตติช มากกว่า


พันธะโควาเลนซ์
พันธะโควาเลนซ์เป็นพันธะที่มีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันโดยคู่อิเล็กตรอนนั้นจะถูกดึงดูดจากนิวเคลียสทั้งสองที่มาสร้างพันธะกัน เมื่ออะตอมเข้ามาใกล้กันในระดับหนึ่งกลุ่มอิเล็กตรอนของทั้งสองอะตอมจะถูกดึงเข้าสู่บริเวณกลางระหว่างนิวเคลียสเหล่านั้นทำให้ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนที่บริเวณนี้สูงขึ้น
พันธะเคมีจะเกิดขึ้นได้ก็ต่อเมื่อการมารวมกันเช่นนี้ทำให้พลังงานของทั้งระบบลดต่ำลงกว่าเมื่ออยู่เป็นอะตอมอิสระ เพราะถ้าพลังงานของทั้งระบบนั้นสูงกว่าอะตอมก็ชอบที่จะอยู่เป็นอิสระมากกว่า พันธะจึงไม่เกิดขึ้น
Octet rule คือ แต่ละอะตอมในโมเลกุลมีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันจนกว่าจะมีอิเล็กตรอนวงนอกครบ 8 (ยกเว้น H) (Lewis structure จะแสดงเฉพาะอิเล็กตรอนวงนอกเท่านั้น)
ตัวอย่าง การใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน
จะเห็นได้ว่ามีอิเล็กตรอนอยู่ 2 ประเภทคือ
-อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ (bonding pair electron) คือ คู่อิเล็กตรอนที่อะตอมทั้งสองใช้ร่วมกัน
-อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (lone pair electron หรือ nonbonding pair electron) คือ คู่อิเล็กตรอนของอะตอมที่ไม่ถูกใช้ร่วมกับอะตอมอื่น



Bond order คือ อันดับของพันธะ เป็น จำนวนคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมพันธะนั้นเอง
พันธะเดี่ยว (single bond) มี bond order = 1 เช่นใน H- F
พันธะคู่ (double bond) มี bond order = 2 เช่นใน O= C= O
พันธะสาม (triple bond) มี bond order = 3 เช่นใน N N
เมื่อ bond order เพิ่มขึ้นความยาวพันธะเฉลี่ยมีค่าลดลง
ที่เรียกว่าความยาวพันธะเฉลี่ยเพราะโมเลกุลมีการสั่นการเคลื่อนไหวตลอดเวลาดังนั้นความยาวพันธะเปลี่ยนแปลงตลอดเวลา จึงแสดงค่าออกมาได้เฉพาะค่าความยาวเฉลี่ย



กฎการเขียน Lewis structure
1. เขียนโครงสร้างหลัก
2. นับจำนวนอิเล็กตรอนวงนอกของทุกอะตอมรวมกัน สำหรับไอออนที่มีหลายอะตอม โดยที่ให้ลบอิเล็กตรอนออกในไอออนบวก และเพิ่มอิเล็กตรอนเข้าไปในไอออนลบ
3. แต่ละพันธะในโครงสร้างให้หักออก 2 อิเล็กตรอน แล้ว หาอิเล็กตรอนที่เหลือ
4. เติมอิเล็กตรอนที่เหลือนั้นให้แก่อะตอมที่มีอิเล็กตรอนรอบตัวเองไม่ครบแปดจนครบแปด (ยกเว้น H) ถ้ามีอิเล็กตรอนเหลือให้เติมแก่อะตอมกลางเป็น อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
5. ถ้ามีอิเล็กตรอนไม่ครบให้สร้างพันธะคู่หรือพันธะสาม




ตัวอย่าง1 จงเขียน Lewis structure ของ CH3OH
วิธีทำ 1. เขียนโครงสร้างหลัก

2. นับจำนวนอิเล็กตรอนวงนอกได้ทั้งหมด 4+(1x4)+6 =14
3.มีทั้งหมด 5 พันธะจึงหักออกไป 10 อิเล็กตรอน ดังนั้น เหลืออิเล็กตรอนอยู่ 4 อิเล็กตรอน
4.เติม 4 อิเล็กตรอนนั้นให้แก่ O (เพราะ O มีอิเล็กตรอนไม่ครบแปด) ได้ Lewis structure เป็น


ตัวอย่าง2 จงเขียน Lewis structure ของ SO2
วิธีทำ 1. เขียนโครงสร้างหลัก
2. นับจำนวนอิเล็กตรอนวงนอกได้ทั้งหมด 6+(6x2) =18
3.มีทั้งหมด 2 พันธะจึงหักออกไป 4 อิเล็กตรอน ดังนั้น เหลืออิเล็กตรอนอยู่ 14 อิเล็กตรอน
4.เติม 12 อิเล็กตรอนนั้นให้แก่ O ทั้งสองตัวให้ครบแปด เหลืออิเล็กตรอนอยู่อีก 2ตัวให้เติมแก่อะตอม S

5. S ต้องการอิเล็กตรอนอีก 2ตัวจึงจะครบแปดจึงต้องดึงอิเล็กตรอนจาก O มาใช้ร่วม ได้ Lewis structure เป็น



Electronegativity (EN) คือ ค่าที่วัดความสามารถของอะตอมในการดึงคู่อิเล็กตรอนร่วมพันธะในพันธะเคมี ค่า EN เพิ่มจากล่างขึ้นบน และจากซ้ายไปขวา ตามตารางธาตุ F มีค่า EN สูงสุดเท่ากับ 4.0 ค่า EN ที่ต่างกันของอะตอมที่มาร่วมสร้างพันธะจะทำให้พันธะโควาเลนซ์นั้นมีการดึงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะระหว่างสองอะตอมไม่เท่ากันทำให้เกิดเป็นพันธะมีขั้วขึ้น (polar bond) เช่น
ความมีขั้วสามารถแสดงได้ด้วยลูกศร หัว ลูกศรจะชี้ไปทางอะตอมที่มี EN สูงกว่า
โดยทั่วไปสารประกอบโควาเลนซ์มักมีค่า EN ต่างกันน้อยกว่า 1.7 ส่วนสารประกอบไอออนิกมักมี EN ต่างกันมากกว่า 1.7
ตัวอย่าง จากพันธะต่อไปนี้พันธะใดมีความเป็นขั้วมากกว่า และแสดงทิศทางของขั้วสำหรับพันธะที่เป็นขั้วมากกว่า (a) S-O และ S-F (b) H-C และ H-N (c ) O-C และ F-N
วิธีทำ
a. F มีค่า EN สูงกว่า O ดังนั้นพันธะ S-F จึงเป็นขั้วมากกว่า S- F
b. N มีค่า EN สูงกว่า C ดังนั้นพันธะ H-N จึงเป็นขั้วมากกว่า H- N
c. พิจารณาผลต่างของ EN O-C มี EN ต่างกัน 3.5-2.5 = 1.0
F-N มี EN ต่างกัน 4.0-3.0 = 1.0 พันธะทั้งคู่มีความมีขั้วเท่าๆกัน


Formal Charges ใน Lewis structure
บางโมเลกุลของสารประกอบโควาเลนซ์จะมีประจุด้วยเราสามารถแสดงประจุของโมเลกุลนั้นได้โดยวิธีการหา Formal charge ของโมเลกุล
Formal Charges มีวิธีคำนวณดังนี้
Formal charge = (จำนวนอิเล็กตรอนวงนอก) – (จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว) –1/2(จำนวนอิเล็กตรอนคู่พันธะ)
ตัวอย่าง จงเขียน Lewis structure และแสดง Formal charge ของ สารประกอบต่อไปนี้
(a) CO (b) ammonium ion, NH4+ (c ) O3
วิธีทำ : ให้หาโครงสร้างหลักของโมเลกุลก่อน แล้ว หาเขียนโครงสร้างที่แท้จริงของโมเลกุลตามกฎการเขียน Lewis structure
a. โครงสร้างของ CO คือ
Formal charge ของ C= 4 – 2 – ½(6) = -1
O = 6 – 2 – ½ (6) = +1
ดังนั้น Lewis structure พร้อม Formal charge เขียนได้เป็น

b. โครงสร้างของ NH4+ คือ
Formal charge ของ N = 5 – 0 – ½(8) = +1
ดังนั้น Lewis structure พร้อม Formal charge เขียนได้เป็น

c. โครงสร้างของ O3 คือ
O= O - O
( 1) ( 2) ( 3)
Formal charge ของ O(1) = 6 – 4 –1/2(4) = 0
O(2) = 6 –2 –1/2(6) = +1
O (3) = 6 – 6 – ½(2) = -1
ดังนั้น Lewis structure พร้อม Formal charge เขียนได้เป็น O= O+- O-
เราสามารถใช้ Formal charge ทำนายความเสถียร Lewis structure ได้ดังนี้
1. Lewis structure ที่มี Formal charge น้อยที่สุดจะเสถียรมากที่สุด
2. อะตอมที่ติดกันถ้ามี Formal charge เหมือนกันจะไม่เสถียร
3. Formal charge ที่มีประจุตรงข้ามกันอยู่บนอะตอมที่ติดกันจะเสถียรกว่าประจุเดียวกันอยู่บนอะตอมที่ติดกัน
4. Formal charge ที่เป็นลบเมื่ออยู่บนอะตอมที่มีค่า EN สูงกว่าจะเสถียรมากกว่า


ตัวอย่าง Hydrogen cyanide สามารถเขียนได้ 2 โครงสร้างคือ HCN และ HNC จงทำนายว่าโครงสร้างใดเป็นไปได้มากกว่า โดยใช้ Formal charge มาพิจารณา
วิธีทำ โครงสร้างที่ 1 เป็นแบบ H-C =N
พิจารณา Formal Charge ของ C = 4 – 0 – ½(8) = 0 N = 5 – 2 – ½(6) = 0
โครงสร้างที่ 2 เป็นแบบ H-N=C
พิจารณา Formal Charge ของ C = 4 – 2 – ½(6) = -1 N = 5 – 0 – ½(8) = +1
สรุปได้ว่าโครงสร้างแบบที่ 1 เป็นไปได้มากกว่า เพราะไม่มี Formal charge (และตรงกับความเป็นจริงด้วย)
Resonance ใน Lewis structure
Resonance เป็นการเขียนโครงสร้างของโมเลกุลในแบบ Lewis structure ได้หลายแบบ
ตัวอย่าง จงเขียน Resonance ทั้งหมดของ (a) O3 (b) C6H6


โมเลกุลที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตต
โมเลกุลบางโมเลกุลก็ไม่เป็นไปตามกฎออกเตต แบ่งออกได้เป็นสองพวกคือ โมเลกุลที่อิเล็กตรอนวงนอกรอบตัวกลางน้อยกว่าแปด และโมเลกุลที่อิเล็กตรอนวงนอกรอบตัวกลางมากกว่าแปด
1. โมเลกุลที่อิเล็กตรอนวงนอกรอบตัวกลางน้อยกว่าแปด
ส่วนใหญ่เป็นโมเลกุลที่มีอะตอมกลางเป็นพวก Beryllium (Be), Boron (B) และ Aluminium (Al) เช่น
2. โมเลกุลที่อิเล็กตรอนวงนอกรอบตัวกลางมากกว่าแปด
ส่วนใหญ่เป็นโมเลกุลที่มีอะตอมกลางมีอิเล็กตรอนวงนอกมากกว่าแปด คือพวกที่อยู่ตั้งแต่คาบ 3 ขึ้นไป เช่น P, S, Cl, As, Se, Br, Te, I, Xe


Molecular orbital Theory
ทฤษฎีนี้ เป็นการรวม ออบิทอลของอะตอม (atomic orbital; AO) เข้าด้วยกันอย่างเหมาะสมเพื่อสร้างเป็น ออบิทอลของโมเลกุลขึ้น (Molecular orbital; MO) โดยยึดหลักที่ว่าจำนวน MO ที่สร้างขึ้นใหม่จะต้องมีจำนวนเท่ากับ AO ทั้งหมดที่มารวมกัน รูปร่างของ MO นั้นได้มาจากการแก้สม การของโชรดิวเจอร์ซึ่งยุ่งยากมาก จึงไม่กล่าวในที่นี้
MO นั้นมี 2 แบบ ใหญ่ๆคือ MO แบบมีพันธะ (Bonding Molecular Orbital; BMO) และ MO แบบต้านพันธะ (Anti-bonding Molecular Orbital; AMO) เมื่อพิจารณาถึงระดับพลังงานแล้ว BMO จะมีพลังงานต่ำกว่า AO และ AO มีพลังงานต่ำกว่า AMO
MO ของ s orbital
s orbital จาก AO จะทำให้เกิด s -orbital (ตัวแทนของ BMO) และ s *-orbital (ตัวแทนของ AMO) นั้นคือ การที่อะตอมสร้างพันธะกันเกิดเป็นโมเลกุลนั้นย่อมเสถียรกว่าเมื่ออยู่เป็นอะตอมอิสระ โมเลกุลจะเสถียรถ้าอิเล็กตรอนจาก AO จะเข้าไปอยู่ใน BMO ที่มีพลังงานต่ำกว่า แต่ถ้าอิเล็กตรอนเข้าไปอยู่ใน AMO โมเลกุลจะไม่เสถียร

ตัวอย่างการเกิดพันธะของ H2
MO ของ p orbital
สำหรับอะตอมในคาบที่ 2 จะมี AO ที่ใช้สร้าง MO ได้คือ 2s, 2px, 2py, 2pz ระดับพลังงานต่างๆจัดเรียงได้ดังนี้
p orbital จาก AO จะทำให้เกิดทั้ง s -orbital และ p -orbital (ตัวแทนของ BMO) และ s *-orbital และ
p *-orbital (ตัวแทนของ AMO)


แผนภาพนี้ใช้ได้สำหรับโมเลกุลโดยทั่วไป (เช่น Li2, Be2, B2, C2) ยกเว้น O2 และ F2 ที่ s * มีระดับพลังงานต่ำกว่า p *
ตัวอย่างการเกิดพันธะของ O2 s -orbitalb จะทำให้เกิดพันธะซิกมา ส่วน p -orbital จะทำให้เกิด พันธะไพ





สมบัติแม่เหล็กของโมเลกุล
การจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบนี้สามารถอธิบายถึงความเป็นแม่เหล็กของโมเลกุลได้
diamagnetic คือโมเลกุลที่มีจำนวนสปินขึ้นลงเท่ากันจะทำให้โมเลกุลนั้นไม่แสดงสมบัติทางแม่เหล็
paramagnetic โมเลกุลที่มีจำนวนสปินขึ้นลงไม่เท่ากันจะทำให้โมเลกุลนั้นแสดงสมบัติทางแม่เหล็ก


วิธีการหาอันดับพันธะของโมเลกุล
วิธีการหาอันดับพันธะของโมเลกุลหาได้จากสูตร
(อิเล็กตรอนใน BMO – อิเล็กตรอนใน AMO)
2
ตัวอย่าง จงหาอันดับพันธะในโมเลกุลต่อไปนี้ (a) O2 (b) N2
วิธีทำ (a) จากตัวอย่างการเขียนโครงสร้าง MO ของ O2 ได้อันดับพันธะของ O2 คือ
(8-4)/2 = 2 มีโครงสร้างเป็น O=O
(b) เขียน MO ของ N แล้วเติมอิเล็กตรอนลงไปจนครบ ได้ดังนี้
อันดับพันธะของ N2 คือ (8-2)/2 = 3 มีโครงสร้างเป็น
Valence Theory
ทฤษฎีนี้จะคล้ายกับของ Lewis ที่ใช้การซ้อนเหลื่อมกันของ AO มาอธิบายการเกิดพันธะเคมีซึ่งถ้า orbital มีการเหลื่อมกันซ้อนกันมากหมายความว่าอิเล็กตรอนอยู่หนาแน่นระหว่างนิวเคลียสของสองอะตอมนั้นๆ นั่นคือ พันธะนั้นเสถียร หรือ โมเลกุลเสถียร

ตัวอย่างการซ้อนกันของAO
s orbital กับ s orbital มาซ้อนกันจะเกิดพันธะซิกมา
s orbital กับ p orbital มาซ้อนกันจะเกิดพันธะซิกมา

p orbital กับ p orbital มาซ้อนกันจะเกิดทั้งพันธะซิกมาและพันธะไพโดยที่
ถ้าใช้ส่วนหัวมาซ้อนกันจะเกิดพันธะซิกมา
ถ้าใช้ส่วนข้างมาซ้อนกันจะเกิดพันธะไพ

ตามทฤษฎีนี้ พันธะจะเกิดเมื่อ AO นั้นมีอิเล็กตรอนไม่เต็ม (ไม่ครบ 2) และมีอิเล็กตรอนจาก AO อื่น เข้ามาใช้ร่วมกัน เช่น H2 และ N2

การเกิดพันธะคู่และพันธะสาม
พันธะเดี่ยวเกิดจาก 1 พันธะซิกมา
พันธะคู่เกิดจาก 1 พันธะซิกมา และ 1 พันธะไพ
พันธะสามเกิดจาก 1 พันธะซิกมา และ 2 พันธะไพ

การใช้อิเล็กตรอนร่วมกันใน pz-orbital ทำให้เกิดพันธะซิกมา ส่วน px และ py-orbital ทำให้เกิดพันธะไพ พิจารณาโมเลกุลของ N2 มี 1 พันธะซิกมา (จาก 2pz-orbital) และ 2 พันธะไพ (จาก 2px และ 2py-orbital) ดังนั้น N2 จึงมีลำดับพันธะเป็น 3 (N=N)
การอธิบายนี้จะเห็นได้ว่าอิเล็กตรอนใน orbital ที่ไม่เต็มเท่านั้นเป็นสมบัติของโมเลกุลส่วนอิเล็กตรอนใน orbital อื่นๆก็จะยังเป็นอิเล็กตรอนของอะตอมนั้น (ต่างจากการอธิบายของ Lewis และ MO theory)
Hybridization
กระบวนการ Hybridization คือการนำเอา atomic orbital ที่มีระดับพลังงานและรูปร่างต่างกันมาผสมกันเกิดเป็น orbital ใหม่ เรียกว่า Hybrid orbital ที่ทุก orbital ใหม่นี้มีรูปร่างและพลังงานเหมือนกัน เช่น C มีการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนวงนอกเป็น

โดยที่ 2s และ 2p มีระดับพลังงานและรูปร่างต่างกัน
รูปแบบการ Hybridization ของ C มี 3 แบบด้วยกันคือ

sp3 hybridization
เมื่อเกิดกระบวนการ hybridization แบบนี้ระดับพลังงานของทั้ง 4 orbital จะเท่ากัน และมีรูปร่างเดียวกัน เรียก orbital ใหม่นี้ว่า sp3-orbital
Orbital ทั้ง 4 จัดตัวอยู่ในรูป ทรงเหลี่ยม 4 หน้า
จะเห็นได้ว่า sp3-orbital สามารถรับอิเล็กตรอนได้อีก 4 อิเล็กตรอน โดยที่ sp3-orbital สามารถเกิดได้เฉพาะพันธะซิกมา ดังนั้นแขนทั้ง 4 ข้างของ C เกิดได้เฉพาะพันธะเดี่ยว

sp2 hybridization
เป็นการนำเอา s orbital และ p orbital 2 orbital มารวมกันเกิด เป็น sp2-orbital
Hybrided orbital ทั้ง 3 จัดตัวอยู่ในรูป 3 เหลี่ยม ซึ่งมี p orbital ตั้งฉากอยู่
C ที่มีการ Hybridization แบบ sp2 นี้ จะมี sp2-orbital อยู่ 3 orbital และ py-orbital อยู่ 1 orbital จึงสามารถเกิดพันธะซิกมาได้ 3 พันธะ และพันธะไพอีก 1 พันธะ ดังนั้น C ที่มีการ hybridization แบบนี้จะมีพันธะคู่ได้ 1 คู่ ( 1s และ 1p ) และพันธะเดี่ยวอีก 2 พันธะ (2s )

sp hybridization
เป็นการนำเอา s orbital และ p orbital 1 orbital มารวมกันเกิด เป็น sp-orbital

Hybrided orbital ทั้ง 2 จัดตัวอยู่ในรูป เส้นตรง ซึ่งมี p orbital 2 orbital ตั้งฉากอยู่
C ที่มีการ Hybridization แบบ sp นี้ จะมี sp-orbital อยู่ 2 orbital และ p-orbital อยู่ 2 orbital จึงสามารถเกิดพันธะซิกมาได้ 2 พันธะ และพันธะไพอีก 2พันธะ ดังนั้น C ที่มีการ hybridization แบบนี้จะมีพันธะคู่ได้ 2 คู่ ( 2s และ 2p ) ได้เป็น = C= หรือพันธะสามได้ 1พันธะ ( 1s และ 2p ;) และพันธะเดี่ยวอีก 1 พันธะ(1s ) ได้เป็น º C- จะเห็นได้ว่า Hybrid orbital (sp, sp2, sp3) จะมีการซ้อนทับคล้ายกับ s orbital ซึ่งจะก่อให้เกิดพันธะซิกมาเท่านั้น


ตัวอย่าง จงแสดงการ hybridization ของ N ใน NH3 และ N2
วิธีทำ NH3 : N เกิดการhybridization แบบ sp3-hybridization ดังนี้
มี sp3-orbital ที่ว่างอยู่ 3 orbital ที่สามารถให้อิเล็กตรอนจาก H มาร่วมใช้ได้ 3 อะตอม ดังนั้นจึงเกิดพันธะซิกมาได้ 3 พันธะ เกิดพันธะเดี่ยวขึ้น 3 พันธะ
N2 : N แต่ละตัวเกิดการhybridization แบบ sp-hybridization ดังนี้
มี sp-orbital ที่ว่างอยู่ 1 orbital และ p-orbital ว่างอยู่ 2 orbital ที่สามารถให้อิเล็กตรอนจาก N อีกตัวหนึ่ง มาร่วมใช้ได้ 3 อิเล็กตรอน ดังนั้นจึงเกิดพันธะซิกมาได้ 1 พันธะ และ พันธะไพได้ 2 พันธะ เกิดเป็นพันธะสามขึ้นใน N2 (Nº N)


VSEPR (Valence-Shell Electron-Pair Repulsion Model)
หรือเรียกว่า ทฤษฎีการผลักคู่อิเล็กตรอนในวงวาเลนซ์ เป็นกฎที่ใช้แสดงถึงรูปร่างโมเลกุล
กฎข้อที่ 1 โมเลกุลจะจัดตัวให้มีรูปร่างที่มีแรงผลักระหว่างคู่อิเล็กตรอนในวงวาเลนซ์น้อยที่สุด (นั้นคือคู่อิเล็กตรอนจะอยู่ห่างกันมากที่สุด)
กฎข้อที่ 2 แรงผลักกันระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจะมากกว่า อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว กับอิเล็กตรอนคู่พันธะ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว กับอิเล็กตรอนคู่พันธะจะมีแรงผลักมากกว่า อิเล็กตรอนคู่พันธะกับอิเล็กตรอนคู่พันธะ
( lone pair – lone pair > lone pair – bond pair > bone pair – bone pair)

รูปร่างโมเลกุลหลักที่ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

จำนวนพันธะ
รูปร่าง
2
เส้นตรง (linear)
3
สามเหลี่ยม (trigonal planar)
4
ทรงเหลี่ยมสี่หน้า (tetrahedral)
5
ปริมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม (trigonal bipyramidal)
6
ทรงเหลี่ยมแปดหน้า (octahedral)
ดังนั้นเมื่อเราทราบจำนวนพันธะเราก็สามารถทำนายรูปร่างโมเลกุลนั้นได้
วิธีคำนวณจำนวนพันธะ
(อิเล็กตรอนวงนอกของอะตอมกลาง + อิเล็กตรอนที่เข้าร่วมพันธะจากอะตอมอื่น)/2
ตัวอย่าง จงหารูปร่างของโมเลกุล CHCl3 โดยวิธีคำนวณจากจำนวนพันธะ
วิธีทำ อิเล็กตรอนวงนอกของอะตอมกลาง (C ) = 4
อิเล็กตรอนที่เข้าร่วมพันธะจากอะตอมอื่น (H, Cl) = 1 + (1x3) = 4
รวม = 8
ดังนั้นมีจำนวนพันธะ = 4 โมเลกุลนี้มีรูปร่างเป็นทรงเหลี่ยมสี่หน้า
แต่ถ้ามีพันธะคู่อยู่ในโมเลกุลด้วยให้นำจำนวนพันธะคู่ไปลบออกจากจำนวนพันธะที่คำนวณได้
ตัวอย่าง จงหารูปร่างของโมเลกุล OCCl2 โดยวิธีคำนวณจากจำนวนพันธะ
วิธีทำ อิเล็กตรอนวงนอกของอะตอมกลาง (C ) = 4
อิเล็กตรอนที่เข้าร่วมพันธะจากอะตอมอื่น (O, Cl) = 2 + (1x2) = 4
รวม = 8
ดังนั้นมีจำนวนพันธะทั้งหมด = 4 แต่มี 1 พันธะคู่ดังนั้น จำนวนที่จะนำไปใช้ทำนายรูปร่างโมเลกุลคือ 4-1 = 3 โมเลกุลนี้มีรูปร่างเป็น สามเหลี่ยม

ตัวอย่าง จงหารูปร่างของโมเลกุล NH3 โดยวิธีคำนวณจากจำนวนพันธะ
วิธีทำ อิเล็กตรอนวงนอกของอะตอมกลาง = 5
อิเล็กตรอนที่เข้าร่วมพันธะจากอะตอมอื่น = 1x3 = 3
รวม = 8
ดังนั้นมีจำนวนพันธะ = 4 โมเลกุลนี้มีรูปร่างเป็นทรงเหลี่ยมสี่หน้า
แต่ N มีเพียง 3 H เท่านั้น แขนข้างหนึ่งเป็นอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ รูปร่างที่แท้จริงของโมเลกุลนี้คือ ปิรามิดฐานสามเหลี่ยมรูปร่างของโมเลกุลเมื่ออะตอมกลางมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว
ความเป็นขั้วของโมเลกุล (dipole moment)
ความเป็นขั้วของโมเลกุลเกิดขึ้นเมื่อมีการกระจายของประจุไม่เท่ากัน อาศัยค่า EN และรูปร่างของโมเลกุลมาทำนาย
ตัวอย่างโมเลกุลที่ไม่มีขั้ว CO2 CH4 XeF4 PF3Cl2 SF2Cl2Br2


ตัวอย่างโมเลกุลที่มีขั้ว SO2 OCS HCN CHCl3