แรงแวนเดอร์วาลส์ แรงลอนดอน

            13. �ç�ִ�˹���������ҧ���š���

 ���� 2 ������

 1.�ç�ǹ��������� (Van Der Waal Borces)

 - �ç�͹�͹

 - �ç�֧�ٴ�����ҧ����

 2.�ѹ������ਹ (Hydrogen Bond)

       1.�ç�ǹ��������� ���ç��ִ�˹���������ҧ���š��ŷ��������ç�ѡ ���͡��

   1.1 �ç�͹�͹ ���ç�ִ�˹���������ҧ���š�������բ����ç��風�����Ҿ�Դ���鹪��Ǥ������ͧ�ҡ����硵�͹�

 �е����������� ����˹���

 �ͧ����硵�͹�ͺ������������¹�ŧ�����骤���˹��蹢ͧ����硵�͹����������� �֧�Դ�繢��Ǣ�����

 ���š��ŷ�������ҧ��§�١�˹���ǹ�����Դ���Ǣ����蹡ѹ �������š�������ҹ�鹡���Դ�ç�֧�ٴ�ѹ ���¡��� "�ç�͹�͹"

   1.2 �ç�֧�ٴ�����ҧ���� ���ç�ִ�˹���������ҧ���š��ŷ�����ç�����ç�͹�͹�͡�ҡ��þǡ���͡�ҡ���

 ��ç�͹�͹���� �ѧ��鹡Ѻ��Ҿ�ͧ���Ǵ���

      2.�ѹ������ਹ ���ç�ִ�˹���������ҧ���š��ŷ����Ҿ�����٧�ҡ �Դ�ҡ�ҵ�� H ��иҵ�ַ���դ��

 �������๡ҵ��Ե���٧����բ�Ҵ��� ���� F,O,N ��Ҿ���Ƿ���٧�����ռ���ҧ EN �ҡ

������ҧ��÷���Դ�ç�ִ�˹���������ҧ���š����繾ѹ������ਹ

 ��ҿ�ʴ�����ʹ�ͧ������֨��ѹ�ҵ������ IV,V,VI, ��� VII

 *�������ç�ִ�˹���������ҧ���š����繾ѹ������ਹ�����ç�ִ�˹���Ƿ����͹���һ��������㹷���� ��� �ç�֧�ٴ

 �����ҧ��������ç�͹�͹

 *���㴷�����ç�ִ�˹���Ǵ��š������ç�����ҧ���� �����ç�ʹ�͹���������

 *���š�������բ��Ǩ��ִ�����ç�ʹ�͹��§���ҧ����

**�����˵�� ��û�Сͺ������ç�ִ�˹���������ҧ���š���੾����ç�͹�͹

�Ҩ�ը�ִ��ʹ�٧������û�Сͺ������ç�ִ�˹���������ҧ���š�����

�ѹ������ਹ���� �����ù�������������š����ҡ�����ҡ�� **

ความหมายของแรงยึดเหนี่ยว

สารในธรรมชาติส่วนใหญ่จะไม่อยู่ในอิสระโดดๆ แต่อยู่รวมกันเป็นกลุ่มเป็นก้อนเช่นในของแข็งและของเหลวสามารถรวมกันอยู่เป็นกลุ่มก้อนแสดงว่าอะตอมเหล่านั้นมีแรงยึดเหนี่ยวต่อกัน ถ้าต้องการแยกสารที่อยู่รวมกันออกจากกัน เช่น การแยกก้อนหินออกเป็นก้อนเล็กๆ ต้องใช้พลังงานโดยใช้แรงทุบหรือนำไปเผาไฟ การแยกสารเคมีออกจากกันจะใช้พลังงานหรือไม่ จะเห็นได้ว่า การแยกสารออกจากกันนั้นต้องใช้พลังงานและการที่อะตอมสามารถรวมกันเป็นโมเลกุลเมื่อต้องการให้สลายตัวกลับมาเป็นอะตอมจะต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่งซึ่งเมื่อต้องการทำให้แยกออกจากกันจะต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่งดังนั้น อนุภาคภายในของสารจะต้องมีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกัน โดยแรงยึดเหนี่ยวระหว่างของแข็งนั้นจะมากกว่าของเหลวและก๊าซ

พันธะเคมี(Chemical bond) หมายถึง แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเพื่อให้อยู่ในโมเลกุล หรือแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลเพื่อทำให้อยู่กันเป็นก้อน
คำว่า พันธะ มาจาก Bond ซึ่งหมายถึง แรงยึดเหนี่ยว ดังนั้นเมื่อกล่าวถึงพันธะเคมีก็จะศึกษาถึงแรงยึดเหนี่ยวในทางเคมีนั่นเอง ซึ่งอาจจะเป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมด้วย และยังรวมถึงแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลด้วยกันให้เป็นกลุ่มก้อน

สาเหตุที่มีการสร้างพันธะหรือแรงยึดเหนี่ยว

จากความรู้เรื่องธาตุหมู่ 8A (ก๊าซเฉื่อย) จัดเป็นธาตุที่เฉื่อยต่อการเกิดปฏิกิริยากับธาตุอื่นๆ ที่เป็นเช่นนี้เพราะก๊าซเฉื่อยมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในวงนอกสุดเป็น 8 (ยกเว้น He เป็น 2) ทำให้โครงสร้างอะตอมของก๊าซเฉื่อยเสถียร มีพลังงานต่ำ ดังนั้นในการสร้างพันธะเคมีของอะตอมของธาตุอื่นๆ จึงพยายามที่จะทำให้ตัวเองเสถียรเหมือนก๊าซเฉื่อย โดยอาจจะมีการจ่าย เวเลนซ์อิเล็กตรอนออกไปหรือรับอิเล็กตรอนเพิ่มเข้ามา หรือนำเอาเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาใช้ร่วมกับอะตอมอื่น ทั้งนี้เพื่อทำให้ เวเลนซ์อิเล็กตรอนครบ 8 ซึ่งเป็นไปตามกฎที่ใช้สร้างพันธะเคมี เรียกกฎนี้ว่า“กฎออกเตต”(Octet rule)

1.อะตอมให้อิเล็กตรอนในชั้นพลังงานนอกสุด (เวเลนซ์อิเล็กตรอน) แก่อะตอมอื่น

1. 2. อะตอมรับอิเล็กตรอนในชั้นพลังงานนอกสุดของอะตอมเข้าสู่ชั้นนอกสุดของตัวเอง

2. 3. อะตอมใช้อิเล็กตรอนในชั้นพลังงานนอกสุดร่วมกันกับอิเล็กตรอนในชั้นพลังงานนอกสุดของอะตอมอื่น ซึ่งทำให้เกิดแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมของธาตุแล้ว ยังสามารถเกิดแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของสารได้ด้วย

แรงยึดเหนี่ยวของสารมี 2 ประเภท

1. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลการทำให้สารเปลี่ยนแปลงจะต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่ง ซึ่งจะมากหรือน้อยขึ้นอยู่กับชนิดของสาร ข้อมูลที่ยืนยันว่าสารมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ได้แก่ จุดเดือด จุดหลอมเหลว ความร้อนแฝง การที่ต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่งทำให้ของแข็งเป็นหลอมเหลวหรือเปลี่ยนสถานะจากของแข็ง ของเหลว การที่จะให้ของเหลวเดือดหรือเปลี่ยนแปลงสถานะ จากของเหลวกลายเป็นไอ เช่น น้ำในสถานะของเหลว ณ อุณหภูมิห้อง เมื่อได้รับ ความร้อนจะระเหยกลายเป็นไอ ไอน้ำก็คือโมเลกุลของน้ำ ซึ่งแสดงว่าโมเลกุลของน้ำจะต้องมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างกันอยู่

2. แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุลโดยทั่วไป โมเลกุลของสารจะประกอบด้วยอะตอมตั้งแต่ 2 อะตอมขึ้นไป เช่น HCl, HNO3, NH3 เป็นต้น (ยกเว้นโมเลกุลของก๊าซเฉื่อยซึ่ง 1 โมเลกุลประกอบด้วยหนึ่งอะตอม เช่น He, Ne, Ar) จากการทดลองพบว่าการที่จะทำให้โมเลกุลเหล่านี้สลายตัวออกเป็นอะตอมต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่ง เช่น ถ้าต้องการจะทำลายพันธะระหว่างคาร์บอน-คาร์บอน ในอีเทน(ethane;H3C-CH3), เอทิลลีน(ethylene ; H2C=CH2) และ อะเซทิลีน(acetylene;HCºCH) พันธะของคาร์บอน-คาร์บอน ในโมเลกุลเหล่านี้เป็น พันธะเดี่ยว พันธะคู่ และพันธะสาม ตามลำดับ และพลังงานที่ใช้ในการสลายพันธะจะขึ้นอยู่กับชนิดของพันธะระหว่างคาร์บอน-คาร์บอน คือ

เมื่อ H = แทนพลังงานที่ถ่ายเทจากสิ่งแวดล้อมเข้าไปในโมเลกุล ส่วนเครื่องหมายบวก (+) หมายความว่า การสลายพันธะในโมเลกุลเป็นกระบวนการดูดความร้อน (endothermic) จากตัวอย่างข้างต้น แสดงให้เห็นว่าอะตอมของธาตุต้องมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมในโมเลกุลและแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมคู่หนึ่ง ๆ ในโมเลกุล เรียกว่า พันธะเคมี (chemical bond)

1.  แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม (ภายในโมเลกุล)

แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม แบ่งออกเป็น 3 ชนิด คือ

1. พันธะโลหะ (แรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกกับเวเลนซ์อิเล็กตรอน)

2. พันธะไอออนิก (แรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกกับไอออนลบ)

3. พันธะโคเวเลนต์ (แรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนที่แชร์กันกับนิวเคลียส)

1.  แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล(เกิดเฉพาะในพันธะโคเวเลนต์ ใช้บอกจุดเดือด)

   เมื่อโมเลกุลหลายๆ โมเลกุลอยู่รวมกันเป็นกลุ่มเป็นก้อนได้นั้น จะต้องมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลซึ่งยึดแต่ละโมเลกุลเหล่านั้น ตัวอย่างเช่น น้ำในแก้วหนึ่งประกอบด้วยโมเลกุลของน้ำจำนวนมากโดยที่แต่ละโมเลกุลยึดเหนี่ยวกันในรูปของของเหลว เมื่อให้ความร้อนแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของน้ำก็จะถูกทำลาย และทำให้โมเลกุลของน้ำเป็นอิสระจากกันได้ จึงอยู่ในสถานะก๊าซ
   แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล แบ่งออกเป็น 3 ชนิด ดังนี้

   1. แรงลอนดอน (ไม่มีขั้ว) เช่น F2(F-F F-F)

   2. แรงดึงดูดระหว่างขั้ว เช่น FCl ( F-Cl F-Cl )

   3. พันธะไฮโดรเจน เช่น H2O กับ H2O

Return to contents

แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล (Van De Waals Interaction)

เนื่องจากโมเลกุลโควาเลนต์ปกติจะไม่ต่อเชื่อมกันแบบเป็นร่างแหอย่างพันธะโลหะหรือไอออนิก แต่จะมีขอบเขตที่แน่นอนจึงต้องพิจารณาแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลด้วย ซึ่งจะเป็นส่วนที่ใช้อธิบายสมบัติทางกายภาพของโมเลกุลโควาเลนต์ อันได้แก่ ความหนาแน่น จุดเดือด จุดหลอมเหลว หรือความดันไอได้ โดยแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลนั้นเกิดจากแรงดึงดูดเนื่องจากความแตกต่างของประจุเป็นสำคัญ ได้แก่

1. แรงลอนดอน ( London Force)เป็นแรงที่ เกิดจากการดึงดูดทางไฟฟ้าของโมเลกุลที่ไม่มีขั้วซึ่งแรงดึงดูดทางไฟฟ้านั้น เกิดได้จากการเลื่อนที่ของอิเล็กตรอนอย่างเสียสมดุลทำให้เกิดขั้วเล็กน้อย และขั้วไฟฟ้าเกิดขึ้นชั่วคราวนี้เอง จะเหนี่ยวนำกับโมเลกุลข้างเคียงให้มีแรงยึดเหนี่ยวเกิดขึ้น ดังภาพ

อิเล็กตรอนสม่ำเสมอ อิเล็กตรอนมีการเปลี่ยนแปลงตามเวลา

ดังนั้นยิ่งโมเลกุลมีขนาดใหญ่ก็จุยิ่งมีโอกาสที่อิเลคตรอนเคลื่อนที่ได้ เสียสมดุลมากจึงอาจกล่าวได้ว่าแรงลอนดอนแปรผันตรงกับขนาดของโมเลกุล เช่น F2Cl2Br2I2และ CO2เป็นต้น

2. แรงดึงดูดระหว่างขั้ว (Dipole-Dipole interaction)เป็นแรงยึดเหนี่ยวที่เกิดระหว่างโมเลกุลที่มีขั้วสองโมเลกุลขึ้นไปเป็นแรงดึงดูดทางไฟฟ้าที่แข็งแรงกว่าแรงลอนดอน เพราะเป็นขั้นไฟฟ้าที่เกิดขึ้นอย่างถาวร โมเลกุลจะเอาด้านที่มีประจุตรงข้ามกันหันเข้าหากัน ตามแรงดึงดูดทางประจุ เช่น H2O HCl H2S และ CO เป็นต้น ดังภาพ

3. พันธะไฮโดรเจน (hydrogen bond)เป็น แรงยึดเหนี่ยวที่มีค่าสูงมาก โดยเกิดระหว่างไฮโดรเจนกับธาตุที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ เกิดขึ้นได้ต้องมีปัจจัยต่างๆ ได้แก่ ไฮโดรเจนที่ขาดอิเล็กตรอนอันเนื่องจากถูกส่วนที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี สูงในโมเลกุลดึงไป จนกระทั้งไฮโดรเจนมีสภาพเป็นบวกสูงและจะต้องมีธาตุที่มีอิเลคตรอนคู่โดด เดี่ยวเหลือและมีความหนาแน่นอิเลคตรอนสูงพอให้ไฮโดรเจนที่ขาดอิเลคตรอนนั้น เข้ามาสร้างแรงยึดเหนี่ยวด้วยได้เช่น H2O HF NH3เป็นต้น ดังภาพ

แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล
(พันธะโคเวเลนต์) (พันธะไฮโดรเจน)

Return to contents

แรงลอนดอน (London Force)

แรงลอนดอนเป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงอ่อนๆ ซึ่งเกิดขึ้นในสารทั่วไป และจะมีค่าเพิ่มขึ้นตามมวลโมเลกุลของสาร จัดเป็นแรงที่มีความแข็งแรงน้อยที่สุดในชนิดของแรงแวนเดอวาลล์ จึงต้องการพลังงานในการสลายพันธะหรือแรงระหว่างโมเลกุลน้อยมาก โมเลกุลที่ยึดจับกันด้วยแรงชนิดนี้มีจุดเดือด และจุดหลอม เหลวต่ำมาก 

โดยปกติโมเลกุลที่ไม่มีขั้วจะประพฤติตัวเป็นกลางในบางครั้งอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ไปรวมอยู่ด้านใดด้านหนึ่งของอะตอมหรือโมเลกุลทำให้เกิดสภาพขั้วชั่วคราวขึ้น โดยตำแหน่งที่อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ไปรวมกันจะเกิดสภาพที่เป็นประจุลบ(d-)และตำแหน่งที่ไม่มีอิเล็กตรอนจะเกิดสภาพประจุที่เป็นบวก(d+)

โมเลกุลที่มีสภาพขั้วแบบชั่วคราวสามารถเหนี่ยวนำทำให้โมเลกุลในสภาวะปกติมีสภาพขั้วโดยที่ตำแหน่งที่มีอิเล็กตรอนหนาแน่นมีประจุเป็นลบจะไปผลักอิเล็กตรอนของอีกโมเลกุลให้ไปอยู่ด้านตรงข้ามทำให้เกิดอีกโมเลกุลมีสภาวะขั้วชั่วคราวอีกโมเลกุล ทำให้โมเลกุลทั้งสองมีประจุบวกและลบเรียกว่าPolarizabilityและเกิดแรงดึงดูดระหว่างประจุบวกและลบ ซึ่งแรงดึงดูดที่เกิดขึ้นดังลักษณะนี้เราเรียกว่า

แรงลอนดอน (Londondispersionforce)

แรงที่เกิดขึ้นนี้เกิดจากการที่อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ไปรวมอยู่ด้านใดด้านหนึ่งของโมเลกุลทำให้เกิดสภาพขั้วชั่วคราวขึ้น และไม่สามารถเกิดขึ้นแบบถาวรจึงมีความแข็งแรงจึงน้อยมากพบว่าเมื่อโมเลกุลหรืออะตอมมีขนาดใหญ่ขึ้นจะมีความสามารถทำให้เกิดขั้ว(Polarizability)ได้ง่าย เนื่องจากเมื่ออิเล็กตรอนเคลื่อนที่ไปรวมที่ตำแหน่งใดตำแหน่งหนึ่งดังรูป พบว่าในกรณีโมเลกุลขนาดใหญ่จะมีความแตกต่างระหว่างขั้วมากกว่าจึงทำให้เกิดแรงดึงดูดระหว่างขั้วที่มากกว่าเช่นกันดังตัวอย่างCl2และBr2พบว่าBr2มีขนาดใหญ่กว่าจึงมีแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลมากกว่าทำให้จุดเดือดและจุดหลอมเหลวมากกว่าCl2

-พื้นที่ผิวของโมเลกุล:โมเลกุลที่มีพื้นที่ผิวมากจะทำให้ขนาดของประจุมีขนาดใหญ่ตาม เมื่อเปรียบเทียบสถานะของNeopentaneและn-Pentaneพบว่าที่อุณหภูมิห้องNeopentaneมีสมบัติเป็นก๊าซ แต่n-Pentaneเป็นของเหลว แสดงว่าn-Pentaneมีแรงระหว่างโมเลกุลมากกว่าNeopentaneทั้งนี้เป็นเพราะn-Pentaneมีพื้นที่ผิวมากกว่าทำให้ประจุที่เกิดขึ้นมีขนาดใหญ่ แรงระหว่างพันธะจึงมากตามไปด้วย

ลักษณะสำคัญของแรงลอนดอน

1.แรงลอนดอนเป็นแรงที่เกิดขึ้นช่วงสั้น ๆ และจะเกิดเฉพาะส่วนของโมเลกุลที่เข้าใกล้ชิดกันเท่านั้น โดยเกิดขึ้นระหว่างพื้นผิวของโมเลกุลต่อโมเลกุล

2.แรงลอนดอนมีความแข็งแรงประมาณถึงของความแรงของพันธะโควาเลนต์

3.สารโควาเลนต์ใดที่มีแต่แรงลอนดอนจะพบว่า แรงลอนดอนจะมีผลต่อสมบัติกายภาพบางประการของสาร เช่น จุดเดือดจุดหลอมเหลว กล่าวคือ สารโควาเลนต์ที่มีแรงลอนดอนมากจุดเดือด และจุดหลอมเหลวสูงกว่าสารโควาเลนต์ที่มีแรงลอนดอนน้อย

ปัจจัยที่มีผลต่อแรงลอนดอนของสารโควาเลนต์

1. มวลโมเลกุล แรงลอนดอน จะเพิ่มตามมวลโมเลกุลของสาร

2. ขนาด รูปร่าง และพื้นที่ผิวของโมเลกุล ในกรณีที่สารเหล่านั้นมีมวลโมเลกุลเท่ากันหรือใกล้เคียงกันแรงแวนเดอวาลส์เพิ่มตามขนาดและพื้นที่ผิวของโมเลกุลของสาร

แรงชนิดนี้จะมีความแข็งแรงมากขึ้นถ้าโมเลกุลมีขนาดใหญ่ขึ้น นั่นเป็นเพราะว่าโมเลกุลขนาดใหญ่กว่าจะมีอิเล็กตรอนมากกว่า ซึ่งบางครั้งอิเล็กตรอนเหล่านั้นมารวมกันอยู่ ณ บริเวณหนึ่งๆในอะตอมมากกว่าบริเวณหนึ่งทำให้เกิดประจุบางส่วนขึ้น แต่เนื่องจากมีจำนวนอิเล็กตรอนมากดังนั้นประจุที่เกิดจึงมีค่ามากกว่าจึงเหนี่ยวนำให้เกิดประจุที่แข็งแรงกว่า

Return to contents

แรงดึงดูดระหว่างขั้ว (Dipole – dipole force) 

เป็นแรงดึงดูดทางไฟฟ้าอันเนื่องมาจากแรงกระทำระหว่างขั้วบวกกับขั้วลบของโมเลกุลที่มีขั้วจัดเป็นแรงที่เกิดจากขั้วถาวรดึงดูดกันเองระหว่างขั้วบวกและขั้วลบซึ่งดึงดูดได้สองแบบดังตัวอย่างของอะซิโตน

แรงไดโพลมีบทบาทสำคัญในการจัดเรียงตัวที่เป็นระเบียบของโมเลกุลในผลึก สำหรับโมเลกุลในสถานะแก๊สและของเหลว โมเลกุลมีการจัดเรียงตัวอย่างไม่เป็นระเบียบ เพราะมีการเคลื่อนไหวมากจึงเป็นผลให้แรงไดโพลมีทั้งแบบผลักและดึงดูด ซึ่งทำให้แรงลัพธ์ออกมา เป็นแรงดึงดูดอย่างอ่อนๆ

เมื่อนำมาเปรียบเทียบระหว่างแรงดึงดูดระหว่างขั้ว(Dipole -dipole forces)กับแรงลอนดอน(London dispersion forces) โดยที่โมเลกุลมีขนาดพอๆกัน พบว่าแรงดึงดูดระหว่างขั้วมีความแข็งแรงมากกว่าดังตัวอย่างของ อะซิโตน มีจุดเดือดเท่ากับ 56oCกับButaneมีจุดเดือดเท่ากับ -0.6oC (พิจารณาจากสารประกอบที่มีจุดเดือดสูงกว่าต้องมีแรงระหว่างโมเลกุลมากกว่า)

- แรงดึงดูดระหว่างไอออนกับขั้ว(Ion-dipoleforces)เป็นแรงที่เกิดจากไอออนกับสารประกอบที่มีขั้วจัดเป็นแรงที่มีความแข็งแรงมากกว่าแรงระหว่างขั้ว(Dipole-dipole forces)เช่นการละลายของNaClใน น้ำNa+ที่มีประจุเป็นบวกจะเกิดแรงดึงดูดกับออกซิเจนซ์ของน้ำและCl-จะเกิดแรงดึงดูดกับHของน้ำเช่นกัน ดังตัวอย่าง

แรง dipole-induced dipoleคือ แรงที่เกิดจากโมเลกุลที่มีขั้วเหนี่ยวนำให้โมเลกุล หรืออะตอมตัวอื่นมีขั้วด้วย จากนั้นอะตอมหรือโมเลกุลดังกล่าวก็มีแรงกระทำต่อกันเกิดขึ้น ซึ่งแรงนี้จะมากหรือน้อยขึ้นอยู่กับความสามารถในการเกิดมีขั้ว (polarizability) ของโมเลกุลที่ถูกเหนี่ยวนำ โดยทั่วไปอะตอมหรือโมเลกุลที่มีขนาดใหญ่ จะมีความสามารถในการเกิดมีขั้วสูงกว่า อะตอมหรือโมเลกุลที่มีขนาดเล็ก
การเกิดแรง dipole-induced dipoleเช่น HCl กับ Ar แสดงได้ดังรูป

Return to contents

พันธะโฮโดรเจน (Hydrogen bonding,H – bond)

คือ แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลที่เกิดจากไฮโดรเจนอะตอมสร้างพันธะโคเวเลนต์ กับอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงๆและมีขนาดเล็ก ได้แก่ F , O และ N แล้วเกิดพันธะโคเวเลนต์มีขั้วชนิดมีสภาพขั้วแรงมาก ทั้งนี้เนื่องจากพันธะที่เกิดขึ้นนี้อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะจะถูกดึงเข้ามาใกล้อะตอมของธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง มากกว่าทางด้านอะตอมของไฮโดรเจนมาก และอะตอมของธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง ยังมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว จึงเกิดดึงดูดกันระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอะตอมของไฮโดรเจนชึ่งมีอำนาจไฟฟ้าบวกสูงของอีกโมเลกุลหนึ่ง ทำให้เกิดเป็นพันธะไฮโดรเจนมีบทบาทสำคัญกับขบวนการที่สำคัญของสิ่งมีชีวิต ไม่ว่าเป็นการจับกันระหว่างโมเลกุลของโปรตีน และการจับเข้าคู่กับของDNAและRNA

//www.nyu.edu/pages/mathmol/textbook/info_water.html

ในกรณีของน้ำแข็งโมเลกุลของน้ำแต่ละโมเลกุลสร้างพันธะไฮโดรเจนกับโมเลกุลอื่นๆอีก 4 โมเลกุลเช่นเดียวกัน แต่มีความเป็นระเบียบมากกว่า โดยระยะห่างระหว่างออกซิเจนของโมเลกุลของตัวมันเองกับโมเลกุลใกล้เคียงมีค่าประมาณ 2.76 อังสตรอม (Ao) ผลึกของน้ำแข็งมีได้หลายรูป แต่รูปที่พบในธรรมชาติ คือ hexagonal

//www.ill.fr/dif/3D-gallery.html

เพื่อความเข้าใจมากขึ้นขออธิบายพันธะไฮโดรเจนผ่านกระบวนการการเกิดเป็นน้ำแข็งของน้ำ ซึ่งจะช่วยให้แยกแยะระหว่างพันธะโคเวเลนต์กับพันธะไฮโดรเจนได้เป็นอย่างดี

น้ำ 1 โมเลกุลประกอบด้วย

ออกซิเจนซึ่งมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 6 ดังนั้นเมื่อใช้อิเล็กตรอนไป 2 ตัวเพื่อเกิดพันธะโคเวเลนต์กับ H สองอะตอม (อะตอมละ 1 อิเล็กตรอน) จึงเหลือ 4 อิเล็กตรอนหรือมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ ดังรูป

ดังนั้นน้ำแข็งจึงเกิดจากโมเลกุลของน้ำหลายๆโมเลกุลเชื่อมกัน หรืออาจกล่าวได้ว่าอะตอมของ O เชื่อมกันโดยอาศัยพันธะโคเวเลนต์และพันธะไฮโดรเจนร่วมกัน โดย 1 อะตอมของออกซิเจนจะเชื่อมกับอีก 4 อะตอมของออกซิเจน

สภาพขั้วของโมเลกุลน้ำและก๊าซคาร์บอนไดออกไซด์

การเกิดพันธะไฮโดรเจนของโมเลกุลน้ำ

ลักษณะสำคัญของพันธะไฮโดรเจน

1. ต้องเป็นโมเลกุลที่พันธะมีขั้วแรง ๆ และมีไฮโดรเจนสร้างพันธะกับอะตอมของธาตุที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีสูง และมีขนาดเล็ก
มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลืออย่างน้อย 1 คู่ เช่น F , O , N

2. ระบบที่มีการเกิดพันธะไฮโดรเจนเป็นแบบคายพลังงาน ความแข็งแรงของพันธะไฮโดรเจนของสารทั่วไป
แรงแวนเดอร์วาลส์ : พันธะไฮโดรเจน : พันธะโควาเลนต์ = 1 : 10 : 100

3. พันธะไฮโดรเจนที่เกิดกับธาตุ F , O , N เป็นพันธะไฮโดรเจนที่แรง (Strong hydrogen bond)

4. พันธะไฮโดรเจนจะมีความแข็งแรงมากน้อยแค่ไหนขึ้นอยู่กับค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีของธาตุที่มีขนาดอะตอมเล็กนั้น กล่าวคือ ธาตุที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีสูงเกิดพันธะกับไฮโดรเจนก็จะมีสภาพมีขั้วแรงได้พันธะไฮโดรเจนที่แข็งแรงกว่า ธาตุที่มีค่า
อิเล็กโตรเนกาติวิตีต่ำกว่าสร้างพันธะกับไฮโดรเจน

5. ความยาวพันธะไฮโดรเจนจะยาวกว่าความยาวพันธะโควาเลนต์ที่เกิดจากคู่อะตอมของธาตุคู่เดียวกัน เช่น

6. สารโควาเลนต์ที่เกิดพันธะไฮโดรเจนได้จะมีจุดเดือดจุดหลอมเหลวสูงกว่าสารโควาเลนต์ที่มีแต่แรงแวนเดอร์วาลส์เท่านั้น

7. พันธะไฮโดรเจนในน้ำแข็ง น้ำแข็งมีโครงสร้างเป็นโครงผลึกร่างตาข่าย โดยโมเลกุลของน้ำแต่ละโมเลกุลเกิดพันธะไฮโดรเจนได้ถึง4 พันธะ ในลักษณะทรงสี่หน้า ทำให้โครงผลึกของน้ำแข็งเป็นโพรงและมีความหนาแน่นน้อยชนิดของพันธะไฮโดรเจน

1. พันธะไฮโดรเจนระหว่างโมเลกุล (Intermolecular hydrogen bond)
เป็นพันธะไฮโดรเจนที่เกิดจากแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างโมเลกุลกับโมเลกุล

2. พันธะไฮโดรเจนภายในโมเลกุล (Intramolecular hydrogen bond) เป็นพันธะไฮโดรเจนที่เกิดจากแรงดึงดูดทางไฟฟ้า
ภายในโมเลกุลที่มีขนาดใหญ่และยาว เช่น พันธะไฮโดรเจนในกรดมาลิอิก (maleic acid) สูตรเคมี (HOOCH = CHOOH)

Return to contents