| เนื่องจากสารอินทรีย์หลายชนิดมีสูตรโมเลกุลเหมือนกัน แต่มีสมบัติทางเคมีต่างกันสูตรโมเลกุลจึงไม่อาจบ่งบอกชนิดของสารได้ชัดเจน ดังนั้นกรณีสารประกอบของคาร์บอนจึงนิยมเขียนแทนด้วยสูตรโครงสร้าง ซึ่งมีหลายประเภทดังนี้ สูตรโครงสร้างแบบจุด สูตรโครงสร้างแบบจุด(electron-dot structure) เป็นการเขียนสูตรโครงสร้างโดยวิธีของลิวอิส(Lewis) โดยแสดงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ 1 คู่ แทนพันธะเดี่ยว(single bond) 2 คู่แทนพันธะคู่(double bond) และ 3 คู่แทนพันธะสาม (triple bond) โดยอะตอมแต่ละอะตอมต้องมีเวเลนซ์ อิเล็กตรอนครบ 8 ยกเว้นกรณีไฮโดรเจนมีเพียง 2 อิเล็กตรอน  สูตรโครงสร้างแบบเส้น(extended structural formula) เป็นการเขียนสูตรโครงสร้างโดยวิธีของลิวอิส(Lewis) อีกแบบหนึ่งโดยแสดงพันธะโคเวเลนต์ที่อะตอมของธาตุยึดเหนี่ยวกัน ซึ่งในการเขียนสูตรโครงสร้างต้องมีความเข้าใจเกี่ยวกับความสามารถในการสร้างพันธะของอะตอมดังนี้ คาร์บอนอะตอม มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะได้ 4 คู่ ซึ่งพันธะที่เกิดขึ้น อาจเป็นพันธะเดี่ยว พันธะคู่ หรือ พันธะสามโดยมีข้อสังเกตว่า มีพันธะได้ 4 เส้น (รอบอะตอมคาร์บอนแต่ละอะตอม) ถ้ามากหรือน้อยกว่านี้แสดงว่าผิด  ไนโตรเจนอะตอมมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะได้ 3 คู่ จึงเกิดพันธะเดี่ยว พันธะคู่ หรือพันธะสาม  ออกซิเจนมีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะได้ 2 คู่จึงเกิดพันธะเดี่ยว หรือพันธะคู่  มีอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะได้ 1 คู่จึงเกิดพันธะเดี่ยวเท่านั้น  1. เขียน C อะตอมต่อเนื่องกันเป็นโซ่ อาจเป็นโซ่ตรง โซ่กิ่งหรือเป็นวง 2. O หรือ N เขียนต่อจาก C 3. เขียน H หรือ แฮโลเจนอะตอมล้อมรอบอะตอมของ C O หรือ N 4. เขียนพันธะระหว่างอะตอมตามหลักที่กล่าวมาแล้ว   ร้างพันธะกับอะตอมของคาร์บอนจะเขียนเฉพาะอะตอมและจำนวนอะตอมของธาตุเหล่านั้นโดยไม่เขียนพันธะ สูตรโครงสร้างแบบย่อ สูตรโครงสร้างลิวอิสผสมแบบย่อ สูตรโครงสร้างลิวอิสผสมแบบย่อ(Partially extended structrural formula)เป็นสูตรที่ใช้แสดงหมู่ฟังก์ชัน(หมู่อะตอมที่แสดงสมบัติเฉพาะ เช่น -OH, -COOH, -NH2,-CHO, -CONH2) หรือโครงสร้างให้เด่นชัด โดยเขียนพันธะระหว่างคาร์บอนอะตอมหรือระหว่างคาร์บอนอะตอมกับหมู่ฟังก์ชัน ส่วนไฮโดรเจนเขียนรวมไว้ทางขวาของคาร์บอนหรือธาตุอื่น   สูตรโครงสร้างแบบเส้นและมุม(Bond line convention) เป็นการเขียนโดยใช้เส้นแสดงโครงสร้างซึ่งสอดคล้องกับรูปร่างโมเลกุล จุดตัดของเส้นและปลายเส้นจะแทนตำแหน่งของคาร์บอน และถ้ามีหมู่ฟังก์ชันส่วนปลายเส้นจะต่อด้วยหมู่ฟังก์ชัน |
จากการศึกษาเกี่ยวกับธาตุเฉื่อยเช่น He, Ne, Ar, Kr พบว่าเป็นธาตุที่จัดอยู่ในประเภทโมเลกุลอะตอมเดียวทุกสถานะ
คือใน 1 โมเลกุลของธาตุเฉื่อยจะมีเพียง 1 อะตอมทั้งสถานะของแข็ง ของเหลว และก๊าซในธรรมชาติเกือบจะไม่พบสารประกอบของธาตุเฉื่อยเลย
แสดงว่าธาตุเฉื่อยเป็นธาตุที่เสถียรมาก
คือใน 1 โมเลกุลของธาตุเฉื่อยจะมีเพียง 1 อะตอมทั้งสถานะของแข็ง ของเหลว และก๊าซในธรรมชาติเกือบจะไม่พบสารประกอบของธาตุเฉื่อยเลย
แสดงว่าธาตุเฉื่อยเป็นธาตุที่เสถียรมาก
ดังนั้นธาตุต่างๆ ที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 จึงพยายามปรับตัวให้มีโครงสร้างแบบธาตุเฉื่อยเช่น
โดยการรวมตัวกันเป็นโมเลกุลหรือใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเพื่อทำให้เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8
ส่วนไฮโดรเจนจะพยายามปรับตัวให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2 เหมือนธาตุ He
โดยการรวมตัวกันเป็นโมเลกุลหรือใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเพื่อทำให้เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8
ส่วนไฮโดรเจนจะพยายามปรับตัวให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2 เหมือนธาตุ He
2He = 2
10Ne = 2 , 8
18Ar = 2 , 8 , 8
36Kr = 2 , 8 , 18 , 8
ส่วนธาตุหมู่อื่นมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุด ไม่ครบ 8 เช่น
1H = 1
6C = 2 , 4
7N = 2 , 5
8 O = 2 , 6
การที่อะตอมของธาตุต่างๆ รวมตัวกันด้วยสัดส่วนที่ทำให้มีเวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8 นี้นักวิทยาศาสตร์ได้ตั้งเป็นกฎเรียกว่ากฎออกเตต
ข้อยกเว้นสำหรับกฎออกเตต
ดังที่ได้กล่าวมาแล้วว่าอะตอมของธาตุต่าง ๆ มักจะรวมตัวกันเป็นสารประกอบเพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตต
ซึ่งจะทำให้สารประกอบนั้นอยู่ในสภาพที่เสถียรเช่น H2O, PCl3, NH3, CO2 แต่อย่างไรก็ตามเมื่อมีการศึกษาให้กว้างขวางออกไป
ก็พบว่าสารประกอบบางชนิดมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามกฎออกเตต บางชนิดมีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8
และบางชนิดมีเวเลนต์อิเล็กตรอนมากกว่า 8 ซึ่งสารต่างๆ เหล่านี้แม้ว่าจะไม่เป็นไปตามกฎออกเตต แต่ก็อยู่ในภาวะที่ไม่เสถึยร
จัดว่าเป็นข้อยกเว้นสำหรับกฎออกเตต ซึ่งสรุปได้ดังนี้
ซึ่งจะทำให้สารประกอบนั้นอยู่ในสภาพที่เสถียรเช่น H2O, PCl3, NH3, CO2 แต่อย่างไรก็ตามเมื่อมีการศึกษาให้กว้างขวางออกไป
ก็พบว่าสารประกอบบางชนิดมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามกฎออกเตต บางชนิดมีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 8
และบางชนิดมีเวเลนต์อิเล็กตรอนมากกว่า 8 ซึ่งสารต่างๆ เหล่านี้แม้ว่าจะไม่เป็นไปตามกฎออกเตต แต่ก็อยู่ในภาวะที่ไม่เสถึยร
จัดว่าเป็นข้อยกเว้นสำหรับกฎออกเตต ซึ่งสรุปได้ดังนี้
1.พวกที่ไม่ครบออกเตต
ได้แก่สารประกอบของธาตุในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ ที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่า 4 เช่น 4Be และ 5B
4Be = 2 , 2 เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2
5B = 2 , 3 เวเลนต์อิเล็กตรอนเท่ากับ 3
ธาตุ Be และ B เมื่อเกิดเป็นสารประกอบโคเวเลนต์ทั่ว ๆ ไปจะไม่ครบออกเตต
2.พวกที่เกินกฎออกเตต
ตามทฤษฎีสารประกอบของธาตุที่อยู่ในคาบที่ 3 ของตารางธาตุเป็นต้นไป สารมารถสร้างพันธะแล้วทำให้อิเล็กตรอนเกิน 8 ได้ (ตามกฎการจัดอิเล็กตรอน 2n2 ในคาบที่ 3 สามารถมีอิเล็กตรอนได้เต็มที่ถึง 18 อิเล็กตรอน) นอกจากสารประกอบที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตตดังที่ได้กล่าวมาแล้ว ยังมีสารประกอบอื่น ๆ อีกบางชนิดซึ่งไม่เป็นไปตามกฎออกเตต เช่น ออกไซด์บางตัวของธาตุไนโตรเจน ( NO และ NO2 )และออกไซด์ของคลอรีน (ClO2) เป็นต้น ธาตุเหล่านี้ (N และ Cl) สามารถมีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่ หรืออิเล็กตรอนเดี่ยว (Unpaired electron) ซึ่งทำให้แสดงสมบัติเป็น paramagnetic ได้
สารประกอบอื่นๆ สามารถตรวจสอบว่าเป็นไปตามกฎออกเตตหรือไม่ ทำได้โดยนับอิเล็กตรอนจากอะตอมกลางดังนี้
นับเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมกลางของธาตุนั้นๆ
นับจำนวนแขนที่เกิดกับอะตอมกลาง
นับประจุลบของไอออนนั้นๆ
เอาข้อ1,2,3 มารวมกัน
ข้อระวัง ! สารประกอบบางตัว สามารถเกิดโคออร์ดิเนตได้จะไม่เกิดออกเตต
นับจำนวนแขนที่เกิดกับอะตอมกลาง
นับประจุลบของไอออนนั้นๆ
เอาข้อ1,2,3 มารวมกัน
ข้อระวัง ! สารประกอบบางตัว สามารถเกิดโคออร์ดิเนตได้จะไม่เกิดออกเตต
https://enchemcom1c.wordpress.com/2012/09/08/%E0%B8%81%E0%B8%8E%E0%B8%AD%E0%B8%AD%E0%B8%81%E0%B9%80%E0%B8%95%E0%B8%95/
ไม่มีความคิดเห็น:
แสดงความคิดเห็น