พันธะโคเวเลนต์และ Lewis

- สูตรโมเลกุลบอกจำนวนอะตอม แต่ยังไม่บอกว่าอิเล็กตรอนเวเลนซ์จับคู่อย่างไร โครงสร้าง Lewis ช่วยนับคู่อิเล็กตรอนก่อนคิดรูปร่างและขั้ว

• พื้นฐานที่ใช้: อิเล็กตรอนชั้นนอกสุดมีส่วนในการสร้างพันธะ; อะตอมหมู่หลักใช้เลขหมู่ช่วยหาอิเล็กตรอนเวเลนซ์ และไอออนมีอิเล็กตรอนรวมเปลี่ยนตามประจุ

เข้าใจเนื้อหาและเงื่อนไข

1. คู่ร่วมพันธะยึดอะตอมไว้ด้วยกัน

• พันธะโคเวเลนต์เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอมของธาตุอโลหะ โดยแรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสของทั้งสองอะตอมกับคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันทำให้อะตอมยึดเหนี่ยวกันเป็นโมเลกุล

• การแบ่งปันอิเล็กตรอนและสภาพขั้ว:
  • การใช้อิเล็กตรอนร่วมกันอาจเท่ากัน (พันธะไม่มีขั้ว) หรือไม่เท่ากัน (พันธะมีขั้ว) ขึ้นกับความแตกต่างของค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี ($\Delta\mathrm{EN}$)
  • พันธะมีขั้วทำให้เกิดประจุบางส่วน ($\delta+, \delta-$) บนอะตอม แต่ยังไม่ใช่การถ่ายโอนอิเล็กตรอนสมบูรณ์แบบไอออน

• จุดสังเกตสำคัญในภาพ:
  • ภาพรวม: โครงสร้างลิวอิสของโมเลกุลคาร์บอนไดออกไซด์ ($\mathrm{CO_2}$) ซึ่งมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนรวม 16 ตัว
  • ส่วนประกอบและสัญลักษณ์:
    • การนับอิเล็กตรอน: $\mathrm{C}$ ($4$) $+$ $\mathrm{O}$ ($6 \times 2$) $= 16\ \mathrm{e^-}$
    • พันธะคู่ ($\mathrm{O=C=O}$): 2 พันธะคู่ $=$ 8 อิเล็กตรอนร่วมพันธะ
    • อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว: 4 คู่ (บน $\mathrm{O}$ แต่ละตัวมี 2 คู่) $= 8\ \mathrm{e^-}$ รวมครบ 16 อิเล็กตรอน
  • ข้อจำกัดของภาพจำลอง: เส้นขีดและจุดเป็นสัญลักษณ์แทนคู่อิเล็กตรอนในระนาบสองมิติ ไม่ได้แสดงรูปร่างโมเลกุลสามมิติหรือการกระจายตัวของกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนจริง

2. ขั้นตอนการเขียนโครงสร้างลิวอิสอย่างเป็นระบบ

• ลำดับขั้นตอนการเขียน:
  1. นับเวเลนซ์อิเล็กตรอนรวม: บวกเวเลนซ์อิเล็กตรอนของทุกอะตอม หากเป็นไอออนลบให้บวกเพิ่มตามประจุลบ หากเป็นไอออนบวกให้ลบออกตามประจุบวก
  2. จัดวางอะตอมและสร้างโครงร่างพันธะ: เลือกอะตอมที่มีค่า $\mathrm{EN}$ ต่ำที่สุดเป็นอะตอมกลาง (ยกเว้น $\mathrm{H}$ ซึ่งอยู่ปลายเสมอ) แล้วเชื่อมอะตอมรอบข้างด้วยพันธะเดี่ยว
  3. เติมอิเล็กตรอนให้อะตอมรอบนอกครบออกเตต: กระจายอิเล็กตรอนเป็นคู่โดดเดี่ยวให้อะตอมรอบนอกก่อน (ยกเว้น $\mathrm{H}$ ครบ 2 ตัว)
  4. จัดการอิเล็กตรอนที่เหลือ: หากยังมีอิเล็กตรอนเหลือให้วางบนอะตอมกลาง หากอะตอมกลางยังไม่ครบออกเตต ให้ดึงคู่โดดเดี่ยวจากอะตอมรอบนอกมาสร้างเป็นพันธะคู่หรือพันธะสาม
  5. สำหรับไอออน ใส่โครงสร้างทั้งหมดในวงเล็บเหลี่ยม $[\ ]$ พร้อมระบุประจุสุทธิที่มุมขวาบน

3. กฎออกเตตและข้อยกเว้น

• กฎออกเตต (Octet rule): อะตอมมักสร้างพันธะเพื่อให้มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบ 8 ตัวเหมือนแก๊สมีตระกูล
• ข้อยกเว้นสำคัญที่พบบ่อย:
  • โมเลกุลที่อะตอมกลางไม่ครบออกเตต (Incomplete octet): เช่น ธาตุเบริลเลียม ($\mathrm{BeCl_2}$, มี 4 อิเล็กตรอน) และโบรอน ($\mathrm{BF_3}$, มี 6 อิเล็กตรอน)
  • โมเลกุลที่มีจำนวนอิเล็กตรอนคี่ (Odd-electron molecules): เช่น $\mathrm{NO}$ และ $\mathrm{NO_2}$ ซึ่งไม่สามารถจัดให้ทุกตัวจับคู่ได้
  • โมเลกุลที่ขยายออกเตต (Expanded octet): ธาตุในคาบ 3 ขึ้นไป (เช่น $\mathrm{P, S, Cl}$) มีระดับพลังงานย่อย $d$ ที่ว่างอยู่ จึงสามารถรองรับอิเล็กตรอนได้มากกว่า 8 ตัว เช่น $\mathrm{PCl_5}$ (10 ตัว) และ $\mathrm{SF_6}$ (12 ตัว)

4. ประจุฟอร์มอลและโครงสร้างเรโซแนนซ์

• การคำนวณประจุฟอร์มอล (Formal Charge, $FC$): $$FC = V - N - \frac{B}{2}$$
  • $V$: จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมอิสระ
  • $N$: จำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่ได้สร้างพันธะ (Non-bonding electrons นับทีละตัว)
  • $B$: จำนวนอิเล็กตรอนในพันธะที่ใช้อะตอมนั้นร่วมใช้ (Bonding electrons)
  • ผลรวมประจุฟอร์มอลของทุกอะตอมต้องเท่ากับประจุสุทธิของโมเลกุลหรือไอออน
• เกณฑ์เลือกโครงสร้างที่เสถียรที่สุด:
  • โครงสร้างที่มีประจุฟอร์มอลใกล้ศูนย์ที่สุดในทุกอะตอม
  • หากมีประจุลบ ควรอยู่บนอะตอมที่มีค่า $\mathrm{EN}$ สูงกว่า
• โครงสร้างเรโซแนนซ์ (Resonance structures):
  • โมเลกุลหรือไอออนที่มีการกระจายตัวของอิเล็กตรอน $\pi$ หรือคู่โดดเดี่ยวได้หลายแบบ โดยตำแหน่งของนิวเคลียสอะตอมคงที่เดิม
  • โครงสร้างจริงเป็น เรโซแนนซ์ไฮบริด (Resonance hybrid) ซึ่งมีความเสถียรมากกว่าโครงสร้างสมมติแต่ละอัน (โมเลกุลไม่ได้สลับไปมา)
  • ตัวอย่างในกรดไนทริก ($\mathrm{HNO_3}$): ออกซิเจนปลายสองตัวที่ไม่ได้สร้างพันธะกับ $\mathrm{H}$ มีการสลับพันธะคู่และพันธะเดี่ยวอย่างสมมูลกัน ส่วนหมู่ $\mathrm{O-H}$ ยังคงยึดเหนี่ยวกับ $\mathrm{H}$ เสมอ

ความรู้นี้ใช้กับโจทย์แบบไหน?

ตัวอย่างโจทย์พร้อมวิธีคิด