สรุปเนื้อหา พันธะโคเวเลนต์ เคมี ม.4 ฉบับเข้าใจง่าย ปูพื้นฐานให้แน่นเป๊ะ

น้องๆ ม.4 ที่เพิ่งขึ้นมัธยมปลายมาสดๆ ร้อนๆ พอเปิดเทอมมาสักพักจะเจอบท "พันธะเคมี" ตอนเจอครั้งแรก หลายคนถึงกับช็อกเลยใช่ไหมครับ โดยเฉพาะเรื่อง "พันธะโคเวเลนต์" ที่มีทั้งการวาดโครงสร้างแบบจุด โครงสร้างแบบเส้น กฎออกเตตที่ต้องนับอิเล็กตรอนให้ครบ แถมยังต้องจินตนาการรูปร่างโมเลกุลเป็นภาพ 3 มิติอีก บางคนดูตัวอย่างในหนังสือแล้วยังงงว่าทำไมต้องวาดแบบนี้ ทำไมต้องมีเส้นกี่เส้นก็ไม่รู้

แต่จริงๆ แล้วพันธะโคเวเลนต์ไม่ได้ซับซ้อนขนาดนั้นเลยครับ ถ้าน้องมองมันเป็นเรื่อง "การแชร์ของให้เพื่อน" ลองนึกภาพอะตอมสองตัวที่ต่างฝ่ายต่างขาดอิเล็กตรอนอีกไม่กี่ตัวก็จะเสถียรแล้ว แทนที่จะแย่งกัน ทั้งคู่เลยตกลงกันเอาอิเล็กตรอนมา "แชร์/ใช้" ร่วมกัน เพื่อให้ทั้งคู่เสถียรพร้อมกัน (ครบ 8 ตามกฎออกเตต) ถ้าน้องจับลอจิกตรงนี้ได้ การจำรูปร่างโมเลกุลต่างๆ จะไม่ใช่การท่องจำแบบนกแก้วนกขุนทองอีกต่อไป

บทความนี้พี่หมอเตอร์จะพาน้องไปปูพื้นฐานพันธะโคเวเลนต์แบบ Step by Step ย่อยเรื่องยากๆ ให้กลายเป็นภาพจำง่ายๆ รวบรวมทุกเทคนิคที่ต้องใช้สอบไว้ครบในบทความเดียว อ่านจบแล้วพร้อมลุยแบบฝึกหัดได้ทันทีครับ

พันธะโคเวเลนต์ (Covalent Bond) คืออะไร?

พันธะโคเวเลนต์ คือ พันธะเคมีที่เกิดจากการที่อะตอมสองอะตอมใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน แทนที่จะให้หรือรับอิเล็กตรอนกันแบบพันธะไอออนิก โดยจุดประสงค์คือเพื่อให้อะตอมทั้งสองฝ่ายมีจำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนที่เสถียรเหมือนหมู่ 8

เกิดจากการรวมตัวของธาตุอะไร? (อโลหะ + อโลหะ)

พันธะโคเวเลนต์เกิดขึ้นระหว่างธาตุอโลหะกับอโลหะ ด้วยกันเองครับ (รวมถึงธาตุกึ่งโลหะบางตัวด้วย) เหตุผลคือธาตุอโลหะทั้งสองฝ่ายต่างก็ "อยากได้" อิเล็กตรอนพอๆ กัน (มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงใกล้เคียงกัน) จึงไม่มีฝ่ายไหนยอมเสียอิเล็กตรอนให้อีกฝ่ายแบบเบ็ดเสร็จเหมือนที่เกิดกับโลหะ+อโลหะ (พันธะไอออนิก) ทางออกที่ลงตัวที่สุดคือการ "แชร์" อิเล็กตรอนกันแทน

กฎออกเตต (Octet Rule) : ทำไมอะตอมถึงต้องพยายามเสถียรให้เหมือนหมู่ 8 ?

กฎออกเตต คือ หลักการที่ว่าอะตอมส่วนใหญ่มีแนวโน้มที่จะทำให้จำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนมีครบ 8 ตัว (ยกเว้นไฮโดรเจนและฮีเลียมที่เสถียรที่ 2 ตัว) เพราะการมีเวเลนต์อิเล็กตรอนที่ครบ 8 คือโครงสร้างที่เสถียรที่สุดแบบเดียวกับหมู่ 8A (แก๊สเฉื่อย) ที่แทบไม่ทำปฏิกิริยากับใครเลย

พอน้องเข้าใจตรงนี้แล้ว น้องจะเห็นได้ว่าการเกิดพันธะโคเวเลนต์ไม่ใช่เรื่องบังเอิญ แต่เป็นเพราะอะตอมแต่ละตัว "พยายามหาทางที่จะเสถียร" ด้วยการแชร์อิเล็กตรอนกับเพื่อนนั่นเองครับ

ประเภทของพันธะโคเวเลนต์ (เดี่ยว, คู่, สาม)

พันธะโคเวเลนต์แบ่งตามจำนวนคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันได้ 3 แบบ ดังนี้

พันธะเดี่ยว (Single Bond)

เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ เขียนแทนด้วยเส้นตรง 1 เส้น (-) เช่น ในโมเลกุล H-H หรือ Cl-Cl

พันธะคู่ (Double Bond)

เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่ เขียนแทนด้วยเส้นตรง 2 เส้น (=) เช่น ในโมเลกุล O=O หรือ CO₂

พันธะสาม (Triple Bond)

เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ เขียนแทนด้วยเส้นตรง 3 เส้น (≡) เช่น ในโมเลกุล N≡N

Tips & Tricks By พี่หมอเตอร์ (เทียบความแข็งแรงและความยาวพันธะ) : ยิ่งจำนวนคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันเยอะขึ้นเท่าไร พันธะจะยิ่ง "สั้นลง" และ "แข็งแรงขึ้น" เท่านั้น เพราะอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันมากขึ้นจะดึงดูดนิวเคลียสทั้งสองอะตอมให้เข้าใกล้กันมากขึ้น ดังนั้นเรียงลำดับความยาวพันธะจากมากไปน้อยได้เป็น พันธะเดี่ยว > พันธะคู่ > พันธะสาม แต่ความแข็งแรงของพันธะ (พลังงานพันธะ) จะเรียงสลับกันคือ พันธะสาม > พันธะคู่ > พันธะเดี่ยว จุดนี้ข้อสอบชอบหลอกบ่อยมาก น้องต้องจำให้แม่นครับ

การเขียนโครงสร้างลิวอิส (Lewis Structure) แบบคนโปร

วิธีวาดโครงสร้างแบบจุด (Dot) และแบบเส้น (Line)

การเขียนโครงสร้างลิวอิสมี 2 รูปแบบหลักครับ:

• แบบจุด (Electron Dot Structure) ใช้จุดแทนอิเล็กตรอนแต่ละตัวรอบสัญลักษณ์ธาตุ โดยจุดที่อยู่ระหว่างสองอะตอมคืออิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ (Bonding pair) ส่วนจุดที่อยู่รอบอะตอมที่ไม่ได้สร้างพันธะ คืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (Lone pair)
• แบบเส้น (Line Structure) เป็นการย่อรูปแบบจุด โดยใช้เส้นตรง 1 เส้นแทนอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 1 คู่ ทำให้ดูโครงสร้างโมเลกุลได้ง่ายและรวดเร็วขึ้น โดยเฉพาะโมเลกุลที่มีอะตอมเยอะๆ

ขั้นตอนคร่าวๆ ในการวาดคือ นับเวเลนซ์อิเล็กตรอนรวมของทุกอะตอมในโมเลกุลก่อน จากนั้นวางอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำสุด (ยกเว้น H) ไว้ตรงกลาง แล้วจึงแจกจ่ายอิเล็กตรอนที่เหลือให้แต่ละอะตอมมีครบ 8 ตามกฎออกเตต

จุดระวังข้อสอบ! ข้อยกเว้นกฎออกเตต (พวกที่ไม่ถึง 8 เช่น B, Be และพวกที่เกิน 8 เช่น P, S)

กฎออกเตตเป็นหลักที่ใช้ได้กับธาตุส่วนใหญ่ก็จริง แต่มีธาตุบางตัวที่ "แหกกฎ" นี้ ซึ่งข้อสอบชอบเอามาถามบ่อยมากครับ แบ่งเป็น 2 กลุ่มหลัก:

• กลุ่มที่ไม่ครบ 8 เช่น เบริลเลียม (Be) ที่เสถียรได้ที่แค่ 4 อิเล็กตรอนรอบตัว และ โบรอน (B) ที่เสถียรได้ที่แค่ 6 อิเล็กตรอนรอบตัว โดยไม่จำเป็นต้องครบ 8 ก็เสถียรได้
• กลุ่มที่เกิน 8 เช่น ฟอสฟอรัส (P) ที่สามารถมีอิเล็กตรอนรอบตัวได้ถึง 10 และ กำมะถัน (S) ที่สามารถมีอิเล็กตรอนรอบตัวได้ถึง 12 เพราะธาตุคาบ 3 เป็นต้นไปมีออร์บิทัล d ว่างที่ช่วยรองรับอิเล็กตรอนส่วนเกินได้

Tips & Tricks By พี่หมอเตอร์ : ข้อยกเว้นกลุ่มนี้ข้อสอบชอบเอามาใส่ในตัวเลือกโครงสร้างลิวอิสที่ผิดปกติ ถ้าน้องเห็นอะตอมกลางเป็น Be, B, P หรือ S ให้ตั้งข้อสังเกตไว้ก่อนเลยว่าอาจไม่จำเป็นต้องครบ 8 เสมอไปนะครับ

หลักการอ่านชื่อสารประกอบโคเวเลนต์ ให้เป๊ะไม่มีพลาด

การใช้คำอุปสรรค (มอนอ, ได, ไตร, เตตระ...)

การอ่านชื่อสารประกอบโคเวเลนต์จะใช้ คำอุปสรรค (Prefix) นำหน้าชื่อธาตุ เพื่อบอกจำนวนอะตอมของธาตุนั้นๆ ในโมเลกุล โดยเรียงลำดับดังนี้:

1 = มอนอ (Mono), 2 = ได (Di), 3 = ไตร (Tri), 4 = เตตระ (Tetra), 5 = เพนตะ (Penta), 6 = เฮกซะ (Hexa), 7 = เฮปตะ (Hepta), 8 = ออกตะ (Octa), 9 = โนนะ (Nona), 10 = เดคะ (Deca)

ข้อควรระวัง: ธาตุแรกในชื่อสาร ถ้ามีแค่ 1 อะตอม ไม่ต้องใส่คำว่า "มอนอ" นำหน้า แต่ถ้าเป็นธาตุที่สอง ต่อให้มีแค่ 1 อะตอม ก็ยังต้องใส่ "มอนอ" นำหน้าเสมอ

ตัวอย่างการอ่านชื่อสารประกอบโคเวเลนต์

• CO₂ อ่านว่า คาร์บอนไดออกไซด์ (Carbon dioxide) — ธาตุแรกมี 1 อะตอมไม่ต้องใส่มอนอ ธาตุที่สองมี 2 อะตอมใส่ "ได"
• CO อ่านว่า คาร์บอนมอนอกไซด์ (Carbon monoxide) — ธาตุที่สองมีแค่ 1 อะตอม แต่ยังต้องใส่ "มอนอ" นำหน้า
• N₂O₅ อ่านว่า ไดไนโตรเจนเพนตะออกไซด์ (Dinitrogen pentoxide)
• SO₃ อ่านว่า ซัลเฟอร์ไตรออกไซด์ (Sulfur trioxide)
• P₂O₅ อ่านว่า ไดฟอสฟอรัสเพนตะออกไซด์ (Diphosphorus pentoxide)

รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ (VSEPR) และสภาพขั้ว

ทฤษฎี VSEPR เบื้องต้น และรูปร่างโมเลกุลพื้นฐานที่ต้องจำให้ได้

ทฤษฎี VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) อธิบายว่ารูปร่างของโมเลกุลถูกกำหนดโดยการที่กลุ่มอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง (ทั้งคู่ร่วมพันธะและคู่โดดเดี่ยว) จะพยายามผลักกันให้ห่างที่สุดเท่าที่จะทำได้ เพื่อให้พลังงานในต่ำที่สุดและเสถียรที่สุด

วิธีหารูปร่างโมเลกุลที่พี่แนะนำคือให้น้องกำหนดสัญลักษณ์ไว้ก่อนเลยครับ:

• A = อะตอมกลาง
• B = อะตอมที่ล้อมรอบอะตอมกลาง

จากนั้นดูแค่ 2 อย่างเท่านั้น คือ (1) จำนวนอะตอม B ที่ล้อมรอบอะตอมกลาง และ (2) จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (Lone pair) ที่เหลืออยู่รอบอะตอมกลาง พอรู้สองตัวเลขนี้ปุ๊บ ก็เปิดตารางเทียบหารูปร่างได้เลยครับ ไม่ต้องนั่งจินตนาการเอง

อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (Lone pair) มีผลให้รูปร่างเปลี่ยนไปอย่างไร?

จุดนี้สำคัญมากครับ เพราะรูปร่างโมเลกุล  กับ การจัดเรียงกลุ่มอิเล็กตรอน ไม่ใช่เรื่องเดียวกันเสมอไป ถ้ามี Lone pair เหลืออยู่ที่อะตอมกลาง รูปร่างที่มองเห็นจริงจะเปลี่ยนไปจากการจัดเรียงอิเล็กตรอนตั้งต้น เพราะ Lone pair มีแรงผลักที่แรงกว่าคู่อิเล็กตรอนร่วมพันธะ (Bonding pair) จึงไปบีบให้มุมพันธะระหว่างอะตอมอื่นแคบลงกว่ารูปร่างมาตรฐาน

พี่หมอเตอร์ได้ทำเป็นตารางสรุปรูปร่างโมเลกุลให้น้องได้จำก่อนสอบครับ

(จำนวน B แนวตั้งฝั่งซ้าย, จำนวน Lone pair รอบอะตอมกลางแถวบน):

ตัวอย่างการใช้ตาราง:

• NH₃ มี B (อะตอม H) ล้อมรอบ 3 อะตอม และมี Lone pair เหลือ 1 คู่ → เปิดตารางแถว 3 คอลัมน์ "1 คู่" ได้รูปร่างพีระมิดฐานสามเหลี่ยม (Trigonal Pyramidal)
• H₂O มี B (อะตอม H) ล้อมรอบ 2 อะตอม และมี Lone pair เหลือ 2 คู่ → เปิดตารางแถว 2 คอลัมน์ "2 คู่" ได้รูปร่างมุมงอ (Bent)
• CH₄ มี B (อะตอม H) ล้อมรอบ 4 อะตอม และไม่มี Lone pair เหลือเลย → เปิดตารางแถว 4 คอลัมน์ "ไม่มี" ได้รูปร่างทรงสี่หน้า (Tetrahedral)

Tips & Tricks By พี่หมอเตอร์: น้องไม่ต้องท่องรูปร่างทั้งหมดให้เมื่อยครับ แค่นับ B กับนับ Lone pair ให้ถูกต้อง แล้วเปิดตารางนี้เทียบทุกครั้งเดี๋ยวน้องคุ้นตาไปเอง สุดท้ายน้องก็จะจำได้เองโดยไม่รู้ตัว

สภาพขั้วโมเลกุล (ดูยังไงว่าโมเลกุลนี้ "มีขั้ว" หรือ "ไม่มีขั้ว"?)

การจะบอกว่าโมเลกุล "มีขั้ว" หรือ "ไม่มีขั้ว" ต้องพิจารณา 2 อย่างประกอบกันครับ:

1. สภาพขั้วของพันธะ (Bond Polarity) ดูจากผลต่างค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี (EN) ของอะตอมที่สร้างพันธะกัน ถ้าต่างกันมาก พันธะนั้นก็มีขั้ว
2. รูปร่างโมเลกุล (Molecular Shape) ถ้ารูปร่างโมเลกุลมีความสมมาตร (เช่น เส้นตรง, สามเหลี่ยมแบนราบ, ทรงสี่หน้า) และไม่มี Lone pair เหลือที่อะตอมกลาง แรงดึงดูดของแต่ละพันธะจะหักล้างกันหมดพอดี ทำให้โมเลกุลโดยรวมไม่มีขั้ว แม้ขั้วของพันธะย่อยจะมีขั้วก็ตาม

แต่ถ้ารูปร่างโมเลกุลไม่สมมาตร หรือมี Lone pair เหลืออยู่ที่อะตอมกลาง แรงดึงดูดจะหักล้างกันไม่หมด ทำให้โมเลกุลนั้นมีขั้ว ตัวอย่างเช่น H₂O ที่แม้จะมีแค่ 3 อะตอม แต่เพราะมี Lone pair 2 คู่เหลืออยู่และรูปร่างเป็นมุมงอ จึงทำให้เป็นโมเลกุลมีขั้ว

Tips & Tricks By พี่หมอเตอร์: ถ้าน้องเจอโมเลกุลที่อะตอมกลางมี Lone pair เหลืออยู่ ให้ตั้งข้อสงสัยไว้ก่อนเลยว่ามีโอกาสสูงที่จะเป็นโมเลกุลมีขั้ว เพราะ Lone pair มักทำให้รูปร่างเสียสมมาตรไปจากเดิมครับ

💗ดูคลิปเฉลยข้อสอบอื่น ๆ ได้ทาง Youtube : เคมี - พี่หมอเตอร์ Aeroplane+

สรุป: ถ้าน้องแม่นเนื้อหาเคมี ม.4 จะทำให้การเรียนเคมี ม.5-6 ของน้องเรียนด้วยความสนุกมากขึ้น

พันธะเคมี โดยเฉพาะเรื่องพันธะโคเวเลนต์ เป็นพื้นฐานที่สำคัญมากสำหรับน้อง ม.4 เพราะเนื้อหาบทนี้จะไปโผล่ซ้ำอีกหลายครั้งตลอดการเรียนเคมี ม.ปลาย ไม่ว่าจะเป็นเคมีอินทรีย์ สภาพขั้วของสาร หรือแม้แต่แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ถ้าน้องปูพื้นฐานตรงนี้ให้แม่นตั้งแต่ต้น บทต่อๆ ไปจะเรียนง่ายขึ้นเยอะเลยครับ

พี่อยากให้น้องจำหลักใหญ่ๆ ไว้ 3 ข้อ:

1. กฎออกเตตและข้อยกเว้น
2. ความแตกต่างของพันธะเดี่ยว-คู่-สาม
3. การอ่านรูปร่างโมเลกุลด้วย VSEPR ไปพร้อมกับการดูสภาพขั้ว

ถ้าน้องแม่นทั้ง 3 เรื่องนี้ บทพันธะเคมีจะกลายเป็นบทที่น้องมั่นใจที่สุดบทหนึ่งเลยครับ

ถ้าน้องอยากปูพื้นฐานเคมีให้แน่นตั้งแต่ ม.4 ไปจนถึงวันสอบจริง ที่ Aeroplane Center พี่หมอเตอร์มีคอร์สให้เลือกเรียนตามเป้าหมายของน้องเลยครับ:

• Final Call Chemistry : Entrance เคมี เนื้อหา ม.4-6 แบบละเอียด พร้อมตะลุยโจทย์ทุกปี
• Adventure Chemistry : ตะลุยโจทย์เคมี พิชิตทุกสนามสอบ (ฟันคะแนน 80+ สบายๆ)
• [New] Fast Track Chemistry (เคมี) : พิชิต A-Level เคมีฉบับรวบรัด
• พิชิต สอวน. เคมี ค่าย 1

ถ้าอยากลองฝึกโจทย์จริงเรื่องพันธะโคเวเลนต์ พี่รวมแนวข้อสอบพร้อมเฉลยไว้ให้แล้วที่ แจกข้อสอบเคมี น้องคนไหนสนใจคอร์สเรียนเพิ่มเติม ลองดูรายละเอียดได้ที่ Aeroplane Center นะครับ พี่รอเจอน้องในคลาสครับ ^ ^

FAQ (คำถามที่พบบ่อย)

Q1: พันธะโคเวเลนต์ เกิดจากธาตุหมู่ใดบ้าง?

A: พันธะโคเวเลนต์ส่วนใหญ่เกิดจากการรวมตัวกันของธาตุกลุ่มอโลหะกับอโลหะ (เช่น ธาตุหมู่ 4A ถึง 7A และไฮโดรเจน) โดยต่างฝ่ายต่างนำเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาใช้ร่วมกันเพื่อให้ตัวเองมีความเสถียรตามกฎออกเตต

Q2: ข้อยกเว้นกฎออกเตต มีธาตุอะไรบ้างที่ควรรู้?

A: ข้อยกเว้นกฎออกเตต แบ่งเป็น 2 กลุ่มหลัก คือ กลุ่มที่ไม่ครบ 8 (เช่น เบริลเลียม Be จะเสถียรที่ 4 อิเล็กตรอน และโบรอน B จะเสถียรที่ 6 อิเล็กตรอน) และกลุ่มที่เกิน 8 (เช่น ฟอสฟอรัส P เสถียรที่ 10 ได้ และกำมะถัน S เสถียรที่ 12 ได้)

Q3: โมเลกุลมีขั้ว กับ ไม่มีขั้ว ดูความแตกต่างอย่างไร?

A: การดูสภาพขั้วของโมเลกุลต้องพิจารณา 2 อย่างคือ 1. สภาพขั้วของพันธะ (ค่า EN) และ 2. รูปร่างโมเลกุล หากรูปร่างโมเลกุลสมมาตร (เช่น เส้นตรง ทรงสี่หน้า) และไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือที่อะตอมกลาง แรงดึงดูดจะหักล้างกันหมด ทำให้เป็น "โมเลกุลไม่มีขั้ว" แต่ถ้าหักล้างกันไม่หมดก็จะเป็น "โมเลกุลมีขั้ว"

Q4: พันธะเดี่ยว พันธะคู่ พันธะสาม แตกต่างกันอย่างไรในเรื่องความยาวและพลังงานพันธะ?

A: พันธะเดี่ยวมีความยาวพันธะมากที่สุดแต่มีพลังงานพันธะน้อยที่สุด พันธะคู่มีความยาวลดลงและแข็งแรงขึ้น ส่วนพันธะสามจะมีความยาวพันธะสั้นที่สุด แต่มีพลังงานพันธะมากที่สุดทำให้แข็งแรงและทำลายได้ยากที่สุด