ผู้จัดทำ

รายชื่อสมาชิก

1.นางสาวขวัญฤทัย            ซุ้มชัยวงศ์                 เลขที่ 36

2.นางสาวจิดาภา                  ฉายยะ                        เลขที่ 37

3.นางสาวณัฏฐาภรณ์          ไชยพันธ์                    เลขที่ 39

4.นางสาวศิริลักษณ์             หนูชู                           เลขที่ 43

5.นางสาวอภิญญา               บุตรวงศ์โสภา           เลขที่ 44

ชั้นมัธยมศึกษาปีที่ 6/3

โรงเรียนบางปะกอกวิทยาคม

สำนักงานเขตพื้นที่การศึกษากรุงเทพมหานครเขต 3

พันธะเคมี

การเกิดพันธะ

การเกิดพันธะเกิดได้โดย

1. ให้อิเล็กตรอนแก่ธาตุอื่น

2. รับอิเล็กตรอนจากธาตุอื่น                

3. ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน

พันธะเคมีเกิดจาก แรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับโปรตอนในนิวเคลียส เมื่ออะตอมเคลื่อนที่เข้าใกล้กันจะเกิดแรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสของอะตอมหนึ่งกับอิเล็กตรอนของอีกอะตอมหนึ่ง

- อะตอมอยู่ห่างกันจะมีพลังงานค่าหนึ่ง ซึ่งมีพลังงานสูง

- เมื่ออะตอมทั้งสองเข้าใกล้กันจะเกิดแรงดึงดูดระหว่างกัน ทำให้พลังงานลดลง

- เมื่อเข้าใกล้กันระยะหนึ่งพลังงานจะต่ำที่สุด ขณะนั้นระบบจะเสถียร

ประเภทของพันธะเคมี

1.             พันธะโลหะ(Metallic Bond)

2.             พันธะไอออนิก(Ionic Bond)

3.             พันธะโคเวเลนต์(Covelent Bond)

พันธะโลหะ(Metallic Bond)

           พันธะโลหะ (Metallic bond) คือ แรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกซึ่งเรียงชิดกันกับอิเล็กตรอนที่อยู่โดยรอบ หรือเป็นแรงยึดเหนี่ยวที่เกิดจากอะตอมในก้อน โลหะใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดร่วมกัน อิเล็กตรอนอิสระเกิดขึ้นได้ เพราะโลหะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนน้อย และมีพลังงานไอออไนเซชันต่ำ จึงทำให้เกิดกลุ่มของอิเล็กตรอน และไอออนบวกได้ง่าย
           ในพันธะโลหะอิเล็กตรอนไม่ได้เป็นของอะตอมใดอะตอมหนึ่งเพียงอะตอมเดียว แต่อิเล็กตรอนทุกตัวสามารถเคลื่อนที่ไปยังอะตอม ใกล้เคียงได้ซึ่งแตกต่างจากพันธะโควาเลนต์ ทั้งนี้เพราะแต่ละอะตอมในแท่งโลหะจะมีอะตอมอื่นอยู่โดยรอบ 8 หรือ 12 อะตอมอะตอมจึงมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนไม่พอที่จะทำให้เกิดคู่ของอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันแต่ละอะตอมกับอะตอมใกล้เคียงได้

สาเหตุของการเกิดพันธะโลหะ
1. โลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชั่นต่ำมาก แสดงว่าอิเล็กตรอนของโลหะจะหลุดออกไปได้ง่าย เมื่อวา
เลนซ์อิเล็กตรอนหลุดออกไป ก็จะเหลืออนุภาคบวกดังนี้

                อะตอมโลหะทุกอะตอมจะเป็นตัวให้อิเล็กตรอนทั้งสิ้นดังนั้นจะไม่มีอะตอมใดเลยที่ได้รับอิเล็กตรอน

                 2. โลหะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนน้อย ดังนั้นอิเล็กตรอนที่หลุดออกไป จะมีเพียง 1, 2 หรือ 3 ตัวต่ออะตอม เท่านั้น
                 

                 ดังนั้นการเกิดพันธะโลหะควรเป็นไปในลักษณะที่ว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมโลหะที่หลุดออกไปจะไม่เป็นของอะตอมใดอะตอมหนึ่งโดยเฉพาะ แต่จะเป็นของอะตอมทั้งหมด โดยที่อิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่ไปยังอะตอมนี้บ้าง อะตอมโน้นบ้าง ในผลึกของโลหะจึงเป็นการเอาอนุภาคบวกมาเรียงกันไว้อย่างมีระเบียบ และมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ไปมาได้ทั่วอนุภาคบวกเหล่านั้นเหมือนกับเป็นหมอกปกคลุมอนุภาคบวกทั้งหมด หรืออาจกล่าวได้ว่า อนุภาคบวกเหล่านั้นจมอยู่ในทะเลอิเล็กตรอน แรงดึงดูดระหว่างอนุภาคบวกกับอิเล็กตรอนเรียกว่า "พันธะโลหะ" ซึ่งมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างพันธะแข็งแรงมาก

                  สมบัติของโลหะ
                  1. โลหะเป็นตัวนำไฟฟ้าที่ดี เพราะอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ได้ง่าย
                  2. โลหะมีจุดหลอมเหลวสูง เพราะเวเลนต์อิเล็กตรอนของอะตอมทั้งหมดในก้อนโลหะยึดอะตอมไว้อย่างเหนียวแน่น
                  3. โลหะสามารถตีแผ่เป็นแผ่นบางๆได้ เพราะมีกลุ่มเวเลนต์อิเล็กตรอนทำหน้าที่ยึดอนุภาคให้เรียงกันไม่ขาดออกจากกัน
                  4. โลหะมีผิวเป็นมันวาว เพราะกลุ่มอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่โดยอิสระมีปฏิกิริยาต่อแสง จึงสะท้อนแสงทำให้มองเห็นเป็นมันวาว
                 5. สถานะปกติเป็นของแข็ง ยกเว้น Hg เป็นของเหลว
                 6. โลหะนำความร้อนได้ดี เพราะอิเล็กตรอนอิสระเคลื่อนที่ได้ทุกทิศทาง

พันธะไอออนิก(Ionic Bond)

                    พันธะไอออนิก ( Ionic bond ) คือ พันธะที่เกิดขึ้นอันเนื่องมาจากแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตระหว่างไอออนบวก (cation) และไอออนลบ (anion) อันเนื่องมาจากการถ่ายโอนอิเล็กตรอน จากโลหะให้แก่อโลหะโดยทั่วไปแล้วพันธะไอออนิกเป็นพันธะที่เกิดขึ้นระหว่างโลหะและอโลหะ ทั้งนี้เนื่องจากว่าโลหะมีค่าพลังงานไอออไนเซชัน (ionization energy) ลำดับที่ 1 ต่ำ จึงมีแนวโน้มที่จะเสียอิเล็กตรอนได้ง่ายเกิดเป็นไอออนบวกที่มีประจุเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่เสียไป

ตัวอย่าง  การเกิดสารประกอบโซเดียมคลอไรด์ (NaCl)

                                                                                  โครงผลึกของสารประกอบโซเดียมคลอไรด์

โครงสร้างของสารประกอบไอออนิก
                     สารประกอบไอออนิกที่ปรากฏอยู่ในสถานะของแข็งมีการจัดเรียงตัวของไอออนบวกและไอออนลบเกิดเป็นผลึกที่มีโครงสร้างหลากหลายและแยกเป็นโมเลกุลเดี่ยวไม่ได้ ตัวอย่างเช่น โครงสร้างของผลึกโซเดียมคลอไรด์  เป็นของแข็ง รูปลูกบาศก์ ใสไม่มีสีในผลึก มีโซเดียมไอออนสลับกับคลอไรด์ไอออน เป็นแถว ๆ ทั้งสามมิติ   มีลักษณะคล้ายตาข่าย โดยที่แต่ละไอออนจะมีไอออนต่างชนิดล้อมรอบอยู่ 6 ไอออน

การเขียนสูตรและเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก
         สารประกอบไอออนิกประกอบด้วยไอออนบวกและไอออนลบยึดเหนี่ยวกับด้วยแรงดึงดูดระหว่าง
ประจุไฟฟ้า ในการเขียนสูตรสารประกอบไอออนิกจึงต้องทราบว่าแต่ละธาตุที่ทำปฏิกิริยากันนั้นจะเกิดเป็นไอออนชนิดใด และมีจำนวนประจุเท่าใด ซึ่งพิจารณาได้จากการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ ดังตัวอย่าง

การเขียนสูตรสารประกอบไอออนิก
การเขียนสูตรของสารประกอบไอออนิกใช้หลักดังนี้
1. เขียนไอออนบวกของโลหะหรือกลุ่มไอออนบวกไว้ข้างหน้า ตามด้วยไอออนลบของอโลหะ หรือกลุ่มไอออนลบ ยกเว้นสารประกอบไอออนิกที่เป็นเกลืออะซิเตต (CH₃COO-) จะเขียนกลุ่มไอออนลบไว้ก่อนแล้วตามด้วยไอออนบวกของโลหะ เช่น CH₃COONa ,(CH3COO)₂Ca                                                                                    

 2. ไอออนบวกและไอออนลบ จะรวมกันในอัตราส่วนที่ทำให้ผลรวมของประจุเป็นศูนย์ ดังนั้นจึงต้องหาตัวเลขมาคูณกับจำนวนประจุบนไอออนบวก และไอออนลบให้มีจำนวนประจุเท่ากัน แล้วใส่ตัวเลขเหล่านั้นไว้มุมขวาล่างของแต่ละไอออน ซึ่งทำได้โดยใช้จำนวนประจุบนไอออนบวกและไอออนลบคูณไขว้กัน
3. ถ้ากลุ่มไอออนบวกหรือกลุ่มไอออนลบมีมากกว่า 1 กลุ่ม ให้ใส่วงเล็บ ( ) และใส่จำนวนกลุ่มไว้ที่มุมล่างขวา

การเรียกชื่อสารประกอบไอออนิกการเรียกชื่อสารประกอบไอออนิกมีหลักเกณฑ์ดังนี้
          1. สารประกอบธาตุคู่ (Binary compound) ถ้าสารประกอบเกิดจาก ธาตุโลหะที่มีไอออนได้ชนิดเดียวรวมตัวกับอโลหะ ให้อ่านชื่อโลหะที่เป็นไอออนบวก แล้วตามด้วยชื่ออโลหะที่เป็นไอออนลบโดยลงเสียงพยางค์ท้ายด้วย ไอด์ (ide) เช่น
          ออกซิเจน เปลี่ยนเป็น ออกไซด์ (oxide)
          ไฮโดรเจน เปลี่ยนเป็น ไฮไดรด์ (hydride)
          คลอรีน เปลี่ยนเป็น คลอไรด์ (chloride)
          ไอโอดีน เปลี่ยนเป็น ไอโอไดด์ (iodide)
ตัวอย่าง การอ่านชื่อสารประกอบไอออนิกธาตุคู่
          NaCl อ่านว่า โซเดียมคลอไรด์
          CaI₂ อ่านว่า แคลเซียมไอโอไดด์
          KBr อ่านว่า โพแทสเซียมโบรไมด์
          NH₄Cl อ่านว่า แอมโมเนียมคลอไรด์

          ถ้าสารประกอบที่เกิดจากธาตุโลหะเดียวกันที่มีไอออนได้หลายชนิด รวมตัวกับอโลหะ ให้อ่านชื่อโลหะที่เป็นไอออนบวกแล้วตามด้วยค่าประจุของไอออนโลหะโดยวงเล็บเป็นเลขโรมัน แล้วตามด้วยอโลหะที่เป็นไอออนลบโดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็นไอด์ (ide) เช่น
          Fe เกิดไอออนได้ 2 ชนิด คือ Fe²⁺ และ Fe³⁺
          FeCl₂ อ่านว่า ไอร์ออน (II) คลอไรด์
          FeCl₃ อ่านว่า ไอร์ออน (III) คลอไรด์

           2. สารประกอบธาตุสามหรือมากกว่า ถ้าสารประกอบเกิดจากไอออนบวกของโลหะ หรือกลุ่มไอออนบวกรวมตัวกับ กลุ่มไอออนลบ ให้อ่านชื่อไอออนบวกของโลหะ (โลหะนั้นเกิดไอออนบวกได้ชนิดเดียว) หรือกลุ่มไอออนบวก แล้วตามด้วยชื่อกลุ่มไอออนลบ เช่น
           Na₂SO₄ อ่านว่า โซเดียมซัลเฟต
           CaCO₃ อ่านว่า แคลเซียมคาร์บอเนต

            ถ้าสารประกอบเกิดจากโลหะที่เกิดไอออนได้หลายชนิดรวมตัวกับกลุ่มไอออนลบ ให้อ่านชื่อไอออนบวกของโลหะแล้ววงเล็บค่าประจุของไอออนบวกนั้น แล้วจึงอ่านชื่อกลุ่มไอออนลบตามหลัง เช่น
           Cr เกิดไอออนได้ 2 ชนิด คือ Cr²⁺ กับ Cr³⁺
           CrSO₄ อ่านว่า โครเมียม (II) ซัลเฟต
           Cr₂ (SO₄)₃ อ่านว่า โครเมียม (III) ซัลเฟต

พลังงานกับการเกิดสารประกอบไอออนิก
           ในการเกิดพันธะไอออนิกหรือสารประกอบไปออนิก จะมีการเปลี่ยนแปลงหลายขั้นตอนด้วยกัน แต่จะมีกี่ขั้นขึ้นอยู่กับสมบัติของสารตั้งต้นและแต่ละขั้นตอนย่อยๆจะมีพลังงานเกี่ยวข้องอยู่ด้วย โดยอาจเป็นการดูดพลังงานหรือคายพลังงาน
           ปฏิกิริยาที่มีการดูดพลังงานมากกว่าคายพลังงาน จัดเป็นปฏิกิริยาแบบดูดพลังงงาน ค่า H จะมีเครื่องหมายเป็นบวก
           ปฏิกิริยาที่มีการคายพลังงานมากกว่าดูดพลังงาน จัดเป็นปฏิกิริยาแบบคายพลังงงาน ค่า H จะมีเครื่องหมายเป็นลบ
           ดังตัวอย่างการเกิดสารประกอบโซเดียมคลอไรด์ (NaCl) มีขั้นตอนดังนี้

โดยแบ่งเป็นขั้นต่างๆ ดังนี้

สมการรวมของปฏิกิริยาเขียนแสดงได้ ดังนี้

สมบัติของสารประกอบไอออนิก
สารประกอบไอออนิกมีสมบัติบางประการ ดังนี้
           1. สารประกอบไอออนิกประกอบด้วยไอออนบวกและไอออนลบยึดเหนี่ยวกันอย่างแข็งแรง เมื่อทุบผลึกของสารไอออนิกจะเกิดการลื่นไถลของไอออนตามระนาบผลึก เป็นผลให้ไอออนชนิดเดียวกันเลื่อนไปอยู่ตรงกัน จึงเกิดแรงผลักระหว่างอน ทำให้ผลึกแตกออก เราจึงสังเกตพบว่าสารไอออนิกเปราะและแตกได้ง่าย

            2. มีขั้ว (Polar nature) สารประกอบไอออนิกไม่ได้เกิดขึ้นเป็นโมเลกุลเดี่ยว แต่จะเป็นของแข็งซึ่งประกอบด้วยไอออนจำนวนมากซึ่งยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงยึดเหนี่ยวทางไฟฟ้า
            3.นำไฟฟ้าได้ เมื่อใส่สารประกอบไอออนิกลงในน้ำ ไอออนจะแยกออกจากกัน ทำให้สารละลายนำไฟฟ้าได้ ในทำนองเดียวกัน สารประกอบที่หลอมเหลวจะนำไฟฟ้าได้ด้วย เนื่องจากเมื่อหลอมเหลวไอออนจะเป็นอิสระจากกัน เกิดการไหลเวียนอิเลคตรอน ทำให้อิเลคตรอนเคลื่อนที่จึงเกิดการนำไฟฟ้า

                4. มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูงเพราะต้องการพลังงานความร้อนในการทำลายแรงดึงดูดระหว่างไอออนให้กลายเป็นของเหลวหรือกลายเป็นไอตามที่ต้องการ
                                            

ตารางสมบัติบางประการของสารประกอบไอออนิก

 
   จากข้อมูลในตารางจะพบว่า สารประกอบไอออนิกทุกสารมีสถานะเป็นของแข็ง มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง สารประกอบไอออนิกบางชนิดมีค่าสภาพละลายได้สูง บางชนิดมีค่าสภาพละลายได้ต่ำมาก และบางชนิดไม่ละลายน้ำ               5. สมบัติไม่แสดงทิศทางของพันธะไอออนิก สารประกอบไอออนิกเกิดจากไอออนที่มีประจุตรงกันข้ามรอบ ๆ ไอออนแต่ละไอออนจะมีสนามไฟฟ้าซึ่งไม่มีทิศทาง จึงทำให้เกิดสมบัติไม่แสดงทิศทางของพันธะไอออนิก

พลังงานกับการละลายของสารประกอบไอออนิก
           ขั้นที่ 1 เมื่อให้สารประกอบไอออนิกละลายน้ำ จะเกิดการเปลี่ยนแปลง 2 ขั้นตอน ดังนี้
ของแข็งไอออนิกสลายตัวออกเป็นไอออนบวกและไอออนลบในสภาวะก๊าซ ขั้นนี้เป็นการเปลี่ยนแปลงประเภทดูดพลังงาน เพราะต้องใช้พลังงานเพื่อสลายแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนบวกกับไออออนลบ พลังงานที่ใช้ในขั้นนี้ เรียกว่า พลังงานแลตทิช หรือ พลังงานโครงร่างผลึก (Lattice Energy)

    

ขั้นที่ 2 ไอออนบวกและไอออนลบในภาวะก๊าซรวมตัวกับโมเลกุลของน้ำ กลายเป็นไอออนที่ถูกไฮเดรต เนื่องจากขั้นนี้เกิดแรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนบวก และไอออนลบกับโมเลกุลของน้ำ ขั้นนี้จึงเป็นการเปลี่ยนแปลงประเภทคายพลังงาน พลังงานที่คายออกมาเรียกว่า พลังงานไฮเดรชัน เช่น เมื่อ โซเดียมคลอไรด์ ละลายน้ำ จะเกิดการเปลื่ยนแปลง 2 ขั้นดังนี้

 การละลายน้ำของสารประกอบไอออนิก อาจเป็นการเปลี่ยนแปลงประเภทดูดความร้อนหรือคายความร้อนก็ได้ ขึ้นอยู่กับค่าพลังงานแลตทิช และพลังงานไฮเดรชัน พิจารณาได้ดังนี้
           1. ถ้าพลังงานแลตทิชมากกว่าพลังงานไฮเดรชัน การละลายน้ำของสารประกอบไอออนิกนั้นเป็นการเปลี่ยนแปลงประเภทดูดความร้อน
           2. ถ้าพลังงานแลตทิชน้อยว่าพลังงานไฮรเดรชัน การละลายน้ำของสารประกอบไอออนิกนั้นเป็นการเปลี่ยนแปลงประเภทคายความร้อน
           3. ถ้าพลังงานแลตทิชเท่ากับพลังงานไฮเดรชัน การะลลายน้ำของสารประกอบไอออนิกนั้นไม่มีการเปลี่ยนแปลงพลังงาน
           4. ถ้าพลังงานแลตทิชมากกว่าพลังงานไฮเดรชันมาก ๆ สารประกอบไอออนิกนั้นละลายน้ำได้น้อยมาก จนถึอว่าไม่ละลาย เหตุที่ไม่ละลายเพราะว่า แรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนบวกกับไอออนลบแข็งแรงมาก โมเลกุลของน้ำจึงไม่สามารถดึงให้แยกออกจากันได้ หรือกล่าวได้ว่า แรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกกับไอออนลบแข็งแรงกว่าแรงดึงดูดระหว่างไอออนกับโมเลกุลของน้ำมาก
            เหตุที่ไม่ละลายเพราะว่า แรงยึดเหนี่ยวระหว่างไอออนบวกกับไอออนลบแข็งแรงมาก โมเลกุลของน้ำจึงไม่สามารถดึงให้แยกออกจากันได้ หรือกล่าวได้ว่า แรงดึงดูดระหว่างไอออนบวกกับไอออนลบแข็งแรงกว่าแรงดึงดูดระหว่างไอออนกับโมเลกุลของน้ำมาก

การละลายน้ำของสารประกอบไอออนิก
เกณฑ์การละลายของสาร
- ไม่ละลายน้ำ (ละลายได้นิดหน่อย) คือ ละลายได้น้อยกว่า 1 กรัม/น้ำ 1000 cm³ ที่ 25^oc (อุณหภูมิห้อง)
- ละลายได้เล็กน้อย คือ ละลายได้ 1 - 10 กรัม/น้ำ 1000 cm³ที่ 25^oc
- ละลายได้ดี คือ ละลายได้มากกว่า 10 กรัม/น้ำ 1000 cm³ที่ 25^oc

สารประกอบไอออนิกที่ละลายน้ำได้
- สารประกอบของโลหะหมู่ 1 ทุกตัว เช่น NaCl, Li₂CO₃, K₂SO₄
- สารประกอบของแอมโมเนียมไอออนทุกตัว เช่น NH₄Cl , (NH₄)₃PO₄
- สารประกอบของไนเตรตไอออนทุกตัว เช่น Cu(NO₃)₂, Al(NO₃)₃
- สารประกอบของคลอเรตไอออนทุกตัว เช่น LiClO₃, Mg(ClO₃)₂
- สารประกอบของเปอร์คลอเรตไอออนทุกตัว ยกเว้น KClO₄
- สารประกอบแอซีเตตไอออนทุกตัว ยกเว้น CH₃COOAg

สารประกอบไอออนิกที่ไม่ละลายน้ำ
- สารประกอบของโลหะหมู่ 2 กับ CO₃^2-, Po₄^3-, SO₄^2- ยกเว้น MgSO₄
- สารประกอบของอโลหะหมู่ 7 กับ Ag⁺, Hg₂²⁺ และ Pb²⁺ เช่น *AgCl, PbI₂
- สารประกอบออกไซด์ ซัลไฟล์ และ ไฮดรอกไซด์ของโลหะทุกชนิด ยกเว้นโลหะหมู่ 1 และ หมู่ 2 บางตัว เช่น Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺
* ไม่ละลายในน้ำ แต่ละลายได้ดีใน NH₃

ปฏิกิริยาของสารประกอบไอออนิก
           เมื่อสารประกอบไอออนิกละลายในน้ำ ไอออนบวก และ ไอออนลบจะแยกออกจากกันและถูกล้อมรอบด้วยโมเลกุลของน้ำหลายโมเลกุล เมื่อผสมสารละลายแคลเซียมไฮดรอกไซด์ (Ca(OH)2) กับสารละลายโซเดียมคาร์บอเนต (Na2Co3) แล้วพบว่ามีตะกอนสีขาวเกิดขึ้น ตะกอนนี้ไม่ควรเป็นโซเดียมไฮดรอกไซด์ (NaOH) เพราะว่า NaOH ละลายได้ในน้ำและแตกตัวเป็นไอออนอยู่ในของเหลว ดังนั้นจึงเป็นตะกอนของแคลเซียมคาร์บอเนต (CaCO3) สามารถเขียนสมการได้ ดังนี้

           สมการที่แสดงไอออนอิสระของสารประกอบไอออนิกในสารละลายครบทุกชนิดเช่นนี้เรียกว่า " สมการไอออนิก" เนื่องจากปฏิกิริยานี้มี OH และ Na ปรากฏอยู่ทั้ง 2 ด้าน และไม่เกิดการเปลี่ยนแปลงในปฏิกิริยาจึงตัดออกไปได้ ส่งไอออนที่ทำปฏิกิริยาแล้ว ได้ผลิตภัณฑ์คือ Ca กับ CO₃เท่านั้นจึงเขียนสมการได้เป็น ดังนี้ 

 สมการข้างต้นเรียกว่า "สมการไอออนิกสุทธิ"

  

พันธะโคเวเลนต์(Covelent Bonds)

การเกิดพันธะโคเวเลนต์

         เกิดจากธาตุเอาเวเลนต์อิเล็กตรอนมาใช้ร่วมกัน ได้แก่ สารประกอบที่เกิดจากอโลหะกับอโลหะ รวมทั้ง B และ Be หรือเกิดจากสารประกอบที่มีค่า EN และ IE สูง แบ่งออกเป็น 3 ชนิด

1.พันธะเดี่ยว (single bond)  เช่น  Cl₂ หรือ Cl - Cl

2.พันธะคู่(double bond) เช่น  O₂ หรือ O = O

3.พันธะสาม(triple bond) เช่น  N₂ หรือ N = N

อิเล็กตรอนที่เกิดพันธะ เรียกว่า "อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ"

อิเล็กตรอนที่ไม่ได้เกิดพันธะ เรียกว่า "อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว" 

สมบัติของโมเลกุลโคเวเลนต์

1. จุดเดือด จุดหลอมเหลวต่ำ เพราะการเดือดทำลายแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล

(จุดเดือดของแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุล เป็นดังนี้ พันธะไฮโดรเจน > แรงดึงดูดระหว่างขั้ว > แรงลอนดอน)

2. ส่วนใหญ่ไม่นำไฟฟ้า แต่จะนำได้ถ้ามีขั้วและโมเลกุลนั้นสามารถแตกตัวเป็นไอออนได้

3. เขียนสูตรโมเลกุลได้

4. หน่วยเล็กที่สุด เรียกว่า "โมเลกุล"

การอ่านชื่อโมเลกุลโคเวเลนต์

1.สารประกอบของธาตุคู่ ให้อ่านชื่อธาตุที่อยู่ข้างหน้าก่อนแล้ว ตามด้วยชื่อธาตุที่อยู่หลังโดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ท้ายเป็น ไอด์ ( ide)
2. ให้ระบุจำนวนอะตอมของแต่ละธาตุด้วยเลขจำนวนในภาษากรีกดังนี้
                     1 = mono- (มอนอ)         2 = di- (ได)
                     3 = tri- (ไตร)                   4 = tetra- (เตตระ)
                     5 = penta- (เพนตะ)       6 = hexa- (เฮกซะ)
                     7 = hepta- (เฮปตะ)       8 = octa- (ออกตะ)
                     9 = mona- (โมนะ)        10 = deca- (เดคะ)

3. ถ้าสารประกอบนั้น อะตอมของธาตุแรกมีเพียงอะตอมเดียวไม่ต้องระบุจำนวนอะตอมของธาตุนั้น แต่ถ้าธาตุข้างหลังในสารประกอบใด ถึงแม้มีเพียงหนึ่งอะตอมก็ต้องระบุจำนวนอะตอมด้วยคำว่า “มอนอ” เสมอ เช่น
                     N₂O₃ อ่านว่า ไดไนโตรเจนไตรออกไซด์
                     PCl₅ อ่านว่า ฟอสฟอรัสเพนตะคลอไรด์

4. การเรียกชื่อสารโคเวเลนซ์ที่มีไฮโดรเจนเป็นองค์ประกอบบางชนิดไม่เป็นไปตามหลักที่กำหนดไว้ เช่น
                     H₂S อ่านว่า ไฮโดรเจนซัลไฟด์
                     HCl อ่านว่า ไฮโดรเจนคลอไรด์
           ไม่มีการระบุจำนวนอะตอมของแต่ละธาตุ นอกจากนี้ H₂O (น้ำ) , NH₃ (แอมโมเนีย ) , CH₄ (มีเทน) มักเรียกชื่อสารโดยใช้ชื่อสามัญ

หลักการเขียนสูตรแสดงพันธะของโมเลกุลโคเวเลนต์

1. สารที่มีจำนวนแขนมากที่สุด สารนั้นจะต้องเป็นอะตอมกลาง โดยจำนวนแขนของสารต่างๆ เป็นดังนี้

F , Cl , Br , I , H   มี 1 แขน

O , S   มี 2 แขน

N   มี 3 แขน

C , Si   มี 4 แขน

2. สารประกอบไฮโดรคาร์บอน มีหลักดังนี้

อัลเคน C_nH_2n+n มีพันธะเดี๋ยวทั้งหมด เช่น C₂H₆, C₃H₈,C₅H₁₂

อัลคีน C_nH_2nมีพันธะคู่ 1 แห่งเช่น C₂H₄, C₃H₆

อัลคายน์ C₂H_2n-2 มีพันธะสาม 1 แห่ง เช่น C₂H₂, C₅H₈, C₂₀H₃₈

(ถ้าเป็นสารประกอบประเภทไดอีนจะมีพันธะคู่ 2 แห่ง)

3. กรดออกซี มีหลักการเขียนดังนี้ ให้เอา H ต่อกับ O แขนของ O อีกด้านหนึ่งต่อกับอะตอมกลาง ส่วน O ที่เหลือจะต่อกับอะตอมกลางแบบพันธะคู่ หรือโคออร์ดิเนตก็ได้ ขึ้นอยู่กับอะตอมกลางนั้น กล่าวคือ ถ้าอะตอมกลางยังไม่ครบ 8 ต้องต่อแบบพันธะคู่ แต่ถ้าอะตอมกลางครบ 8 แล้วให้ต่อแบบโคออร์ดิเนต

4. สารประกอบออกซิเจนล้อมรอบ มีหลักดังนี้ ให้เอา O ล้อมรอบอะตอมกลางว่า ครบ 8 หรือยัง ถ้ายังไม่ครบจะเกิดพันธะคู่ แต่ถ้าครบแล้วเกิดพันธะโคออร์ดิเนต

พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์

           ได้แก่ พันธะที่เกิดจากอะตอมใดอะตอมหนึ่งจ่ายอิเล็กตรอนคู่ไปให้ธาตุตัวใดตัวหนึ่ง เพื่อให้มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน ครบ 8 โดยไม่รับอิเล็กตรอนจากธาตุตัวนั้นกลับมา

รีโซแนนซ์ (Resonance)

           รีโซแนนซ์ คือ ปรากฎการณ์ที่สารใดสารหนึ่ง เขียนสูตรที่ถูกต้องหลายแบบ เนื่องจากพันธะคู่เคลื่อนที่   สารใดเกิดปรากฎการณ์รีโซแนนซ์ได้สารนั้นจะเสถียรมาก  สารประกอบที่เกิดรีโซแนนซ์ได้ ความยาวพันธะและพลังงานในโมเลกุลจะเท่ากันหมด

กฎออกเตต

กฎออกเตต กล่าวว่า สารประกอบโดยทั่วไปจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบ 8 และสารนั้นจะเสถียรมาก

สารประกอบที่ครบออกเตต ได้แก่

1. สารประกอบไฮโดรคาร์บอนทุกตัว เช่น C₂H₆ , C₅H₈ เป็นต้น     

2. กรดออกซีทุกตัว  

จำนวนพันธะ

1. ถ้าเป็นสารประกอบโคเวเลนต์แท้ๆ จำนวนพันธะ = จำนวนอโลหะทั้งหมด -1 เช่น

        CO₂ มี 2 พันธะ ,  C₄H₉COOH มี 16 พันธะ

2. ถ้าเป็นสารประกอบโคเวเลนต์ที่มีโครงสร้างเป็นวงกลม 1 วง จำนวนพันธะ จำนวนอโลหะทั้งหมด เช่น

        S₈ มี 8 พันธะ ,  C₆H₅CH₃ มี 15 พันธะ

3. ถ้าเป็นพันธะไอออนิกผสมโคเวเลนต์ ให้คิดเฉพาะพันธะโคเวเลนต์เท่านั้น เช่น

         NaClO₃ มี 3 พันธะ ,  Mg(NO₃)₂ มี 6 พันธะ

4. ถ้าเป็นสารประกอบ NH₄⁺ ให้แยกคิดของ NH₄⁺ และสารที่มาเป็นส่วนประกอบของNH₄⁺ เช่น

         (NH₄)₂O มี 8 พันธะ (O ไม่ได้เกาะกับใคร)  ,   (NH₄)₂SO₄มี 12 พันธะ

5. ถ้าเป็นสารประกอบไอออนิกแท้ ไม่มีจำนวนพันธะ เช่น

         NaCl, MgS, KI, AlCl₃, CaF₂, Al₂O₃

รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์

        รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ขึ้นอยู่กับ ทิศทางของพันธะโคเวเลนต์ , ความยาวพันธะ , และมุมระหว่างพันธะโคเวเลนต์รอบอะตอมกลาง  ส่วนทิศทางของพันธะขึ้นอยู่กับ

- แรงผลักระหว่างพันธะรอบอะตอมกลาง เพื่อให้ห่างกันมากที่สุด

หมายเหตุ    สีแดง = อะตอมกลาง
                     สีน้ำเงิน = อะตอมกลาง
                     สีเขียว = อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว