K-Me Article


พันธะเคมี ตอนที่ 1 พันธะไอออนิก การเขียนสูตรและการเรียกชื่อ

พันธะเคมี (Chemical Bonding)

                ในบรรดาธาตุทั้งหมดที่มีอยู่ในโลกดังที่ปรากฏอยู่ในตารางธาตุนั้น  เราพบว่ามีอยู่เพียง  6  ธาตุ  คือธาตุหมู่ที่ 8A  ได้แก่  He  Ne  Ar  Kr  Xe  และ  Rn  เท่านั้นที่สามารถดำรงอยู่ได้ด้วยอะตอมของมันเพียงอะตอมเดียว  โดยไม่จำเป็นต้องรวมตัวกับอะตอมอื่น  ไม่ว่าจะเป็นอะตอมของธาตุเดียวกันหรืออะตอมของธาตุต่างชนิด ธาตุเหล่านี้มีสถานะเป็นแก๊สที่อุณหภูมิห้อง  เดิมเคยเรียกว่าแก๊สเฉื่อย (Inert gas)  ปัจจุบันเรียกว่าแก๊สมีตระกูล (Noble gas) เราเขียนสูตรของแก๊สเหล่านี้ด้วยสัญลักษณ์ของธาตุนั้น ๆ โดยไม่ต้องเติมตัวเลขใด ๆ ลงไป  ต่างจากแก๊สอื่น ๆ ที่เราจะเขียนแทนด้วยสัญลักษณ์หรือสูตรที่มีตัวเลขกำกับ  เช่น    H2  N2  Cl2  F2 O2  O3  …  ความแตกต่างนี้เกิดจากโครงสร้างอะตอมของธาตุหมู่ 8A แต่ละธาตุมีลักษณะพิเศษกว่าอะตอมของธาตุอื่น ๆ ทำให้สามารถอยู่ได้ด้วยอะตอมเพียงอะตอมเดียว (แต่ปัจจุบันสามารถทำให้บางธาตุทำปฏิกิริยาเกิดสารประกอบได้)  โครงสร้างอะตอมของธาตุเหล่านี้เป็นโครงสร้างที่มีความเสถียร (Stable) มาก  คำว่าเสถียรหมายถึงภาวะของระบบที่มีพลังงานต่ำ  ทำให้ดำรงอยู่ได้ในสภาพนั้น  ระบบยิ่งมีพลังงานต่ำเท่าไรความเสถียรก็จะยิ่งเพิ่มขึ้น ความเสถียรของธาตุหมู่  8A  เกิดจากการจัดอิเล็กตรอนแบบจัดเต็มทุกออร์บิทัลและมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 8  ยกเว้น  He  มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  =   2   ดังแสดงในตารางต่อไปนี้
 

(คลิ้กเพื่อเปิดตารางธาตุ)   (คลิ้กเพื่อเปิดตารางธาตุแสดงการจัดอิเล็กตรอน)

                จะเห็นได้ว่าถ้ายกเว้นแก๊ส He แล้วธาตุหมู่  8A ทุกธาตุล้วนมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 8 ทั้งสิ้น  การมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ  8  เรียกว่ากฎออกเตต (Octet  rule)  เป็นการจัดอิเล็กตรอนเต็มทุกออร์บิทัลทำให้อะตอมมีพลังงานต่ำจึงเสถียร

 

                แต่สำหรับอะตอมของธาตุอื่น ๆ ล้วนมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็นจำนวนอื่น ๆ  ที่ไม่เท่ากับ  8  จึงมีอิเล็กตรอนเดี่ยวอยู่ในบางออร์บิทัล  เวเลนซ์อิเล็กตรอนไม่เท่ากับ  8  ไม่เป็นไปตามกฎออกเต็ต  ทำให้อะตอมมีพลังงานสูงจึงไม่เสถียร (unstable) อะตอมจะปรับรูปแบบในการจัดอิเล็กตรอนเสียใหม่ให้เป็นไปตามกฎออกเต็ต  โดยร่วมกับอะตอมอื่นที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนไม่แป็นไปตามกฏออกเต็ตเช่นกัน    กระบวนการนี้มีความแตกต่างระหว่างอะตอมของโลหะกับอะตอมของอโลหะ  ได้แก่

                1.  อะตอมของโลหะ  ส่วนใหญ่จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  1  หรือ  2  (มีโลหะไม่กี่ชนิดที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนมากกว่า  2  ได้แก่อลูมิเนียม , Al มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 3  ดีบุก ,Sn และตะกั่ว, Pb  มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 4  บิสมัส , Bi  มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5 )  ถ้าเป็นโลหะหมู่  A  จะพบว่าจำนวนอิเล็กตรอนชั้นที่ถัดจากเวเลน์อิเล็กตรอนเข้าไปจะมี  =  8   โลหะจึงใช้วิธีเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนให้แก่อะตอมอื่น   เมื่ออะตอมเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนไปแล้ว  อิเล็กตรอนชั้นที่อยู่ถัดเข้าไปซึ่งมี  =  8  ก็จะกลายเป็นเวเลนซ์อิเล็กตรอนเสียเองและเป็นไปตามกฎออกเต็ต  แต่อนุภาคจะอยู่ในรูปของไอออนบวก (cation)

                2.  อะตอมของอโลหะ  ส่วนมากจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนตั้งแต่  4  ขึ้นไป    (ยกเว้น H มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 1)  และอโลหะส่วนใหญ่จะมีค่า  EN  สูง  จึงเสียอิเล็กตรอนยากแต่สามารถรับอิเล็กตรอนจากอะตอมอื่นได้ง่ายกว่า   อะตอมของอโลหะจะรับอิเล็กตรอนจากอะตอมของอโลหะ    ตามจำนวนที่จะทำให้มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 8  แต่อะตอมก็จะกลายเป็นไอออนลบ (anion)  ดังรูป

  3. อะตอมของอโลหะเมื่ออยู่ร่วมกัน  จะใช้วิธีใช้อิเล็กตรอนร่วมกันเป็นคู่ ๆ  เพื่อให้ทั้ง  2  ฝ่าย มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 8

                 (คลิ้ก  ชมวิธีจัดอิเล็กตรอนเป็นไปตามกฎออกเตตของธาตุโลหะและอโลหะบางชนิด)

 

การที่อะตอมตั้งแต่  2  อะตอมขึ้นไปมาอยู่ร่วมกัน  และมีส่วนร่วมในการจัดอิเล็กตรอนซึ่งกันและกัน  ทำให้แต่ละอะตอมมีเวเลน์ซ์อิเล็กตรอน = 8   จะเรียกสิ่งที่เกิดขึ้นนี้ว่าเป็นการสร้างพันธะเคมี  (Chemical  bonding)  หรือจะเรียกว่าการทำปฏิกิริยาเคมีกันก็ได้  ทำให้อะตอมหรืออนุภาคมีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกัน  เรียกแรงยึดเหยี่ยวที่เกิดขึ้นว่าพันธะเคมี   (chemical bond)  มีได้  3  แบบ  คือ  พันธะไอออนิก  พันธะโคเวเลนต์และพันธะโลหะ 

 

 

พันธะไอออนิก (Ionic bond)

 

           เป็นการสร้างพันธะระหว่างอะตอมของโลหะกับอโลหะ  ถ้าเราพิจารณาการจัดอิเล็กตรอนของโลหะหมู่ 1A และ 2A เปรียบเทียบกับการจัดอิเล็กตรอนของแก๊สเฉื่อยจะเป็นดังนี้

 

คาบที่ 

 

1A

 

การจัดอิเล็กตรอน 

 

แก๊สเฉื่อย 

 

การจัดอิเล็กตรอน 

 

1

-

-

2He

2

2

3Li

2   1

10Ne

2   8

3

11Na

2   8   1

18Ar

2   8   8

4

19K

2   8   8   1

36Kr

2   8   18   8

5

37Rb

2   8   18   8   1

54Xe

2   8   18   18   8

6

55Cs

2   8   18   18   8   1

86Rn

2   8   18   32   18   8

 

คาบที่ 

 

 

2A

 

การจัดอิเล็กตรอน 

 

แก๊สเฉื่อย 

 

การจัดอิเล็กตรอน 

1

-

-

2He

2

2

4Be

2   2

10Ne

2   8

3

12Mg

2   8   2

18Ar

2   8   8

4

20Ca

2   8   8   2

36Kr

2   8   18   8

5

38Sr

2   8   18   8   2

54Xe

2   8   18   18   8

6

50Ba

2   8   18   18   8   2

86Rn

2   8   18   32   18   8

          จะเห็นได้ว่าธาตุหมู่ 1A และ 2A ทุกธาตุต่างก็มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1 และ 2 ตามลำดับ8   8   18   1 แต่จำนวนอิเล็กตรอนชั้นที่ถัดจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนเข้ามาจะมีเท่ากับ  8   ฉะนั้นถ้าเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนไป จะมีผลให้มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  =  8  เหมือนแก๊สเฉื่อยที่อยู่เหนือขึ้นไป  1  คาบ   แต่อะตอมก็จะกลายเป็นไอออนบวก  ซึ่งมีจำนวนประจุบวกจะเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่เสียไป  ดังตารางต่อไปนี้

  

คาบที่ 

 

1A

 

การจัดอิเล็กตรอน 

 

แก๊สเฉื่อย 

 

การจัดอิเล็กตรอน 

 

1

-

 

2He

2

2

3Li+

2

10Ne

2   8

3

11Na+

2   8  

18Ar

2   8   8

4

19K+

2   8   8

36Kr

2   8   18   8

5

37Rb+

2   8   18   8

54Xe

2   8   18   18   8

6

55Cs+

2   8   18   18   8

86Rn

2   8   18   32   18   8

7

88Ra+

2   8   18   32   18   8  

 

 

             สำหรับธาตุหมู่ 2A เมื่อเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนไป  2  ตัว  จะเป็นดังนี้

คาบที่

2A

การจัดอิเล็กตรอน

แก๊สเฉื่อย

การจัดอิเล็กตรอน

1

-

 

2He

2

2

4Be2+

2  (เกิดขึ้นยาก)

10Ne

2   8

3

12Mg2+

2   8  

18Ar

2   8   8

4

20Ca2+

2   8   8

36Kr

2   8   18   8

5

38Sr2+

2   8   18   8

54Xe

2   8   18   18   8

6

50Ba2+

2   8   18   18   8

86Rn

2   8   18   32   18   8

7

88Ra2+

2   8   18   32   18   8  

 

 

 

             ถ้าพิจารณาการจัดอิเล็กตรอนของอโลหะหมู่   7A เปรียบเทียบกับแก๊สเฉื่อยจะพบว่า  ธาตุหมู่  7A มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนน้อยกว่าแก๊สเฉื่อยที่อยู่คาบเดียวกันอยู่  1  ตัว  ดังตาราง

 

คาบที่

7A

การจัดอิเล็กตรอน

แก๊สเฉื่อย

การจัดอิเล็กตรอน

1

-

 

2He

2

2

9F

2   7

10Ne

2   8

3

17Cl

2   8   7

18Ar

2   8   8

4

35Br

2   8   18   7

36Kr

2   8   18   8

5

53I

2   8   18   8   7 

54Xe

2   8   18   18   8

 

                ถ้าธาตุหมู่  7A ได้รับอิเล็กตรอน 1 ตัว จะกลายเป็นไอออนลบ  แต่จะมีการจัดอิเล็กตรอนเหมือนแก๊สเฉื่อยที่อยู่คาบเดียวกัน  ดังตาราง

 

คาบที่

7A

การจัดอิเล็กตรอน

แก๊สเฉื่อย

การจัดอิเล็กตรอน

1

-

 

2He

2

2

9F-

2   8

10Ne

2   8

3

17Cl-

2   8   8

18Ar

2   8   8

4

35Br-

2   8   18   8

36Kr

2   8   18   8

5

53I-

2   8   18   8   8

54Xe

2   8   18   18   8

 

                เมื่ออะตอมของโลหะกับอโลหะอยู่ร่วมกัน  จะมีการถ่ายเทอิเล็กตรอนจากอะตอมของโลหะมายังอะตอมของอโลหะ  เพราะโลหะมีค่า  EN  และ  IE ต่ำ  ในขณะที่อโลหะมีค่า EN  และ  EA สูง   จึงทำให้อะตอมของโลหะเปลี่ยนเป็นไอออนบวก  ขณะที่อะตอมของอโลหะเปลี่ยนเป็นไอออนลบ  จึงดึงดูดซึ่งกันทำให้รวมตัวกันกลายเป็นสารประกอบไอออนิก (ionic compounds)  เรียกแรงดึงดูดนี้ว่าพันธะไอออนิก (Ionic bond)   พิจารณาการถ่ายเทอิเล็กตรอนระหว่างอะตอมของโซเดียมกับอะตอมของคลอรีน  ดังรูปต่อไปนี้


                 เมื่อแสดงด้วยแผนผังออร์บิทัลจะเป็นดังนี้

           มีผลให้อะตอมของ  Na  เปลี่ยนเป็น  Na+   ในขณะเดียวกันอะตอมของ  Cl  เปลี่ยนเป็น  Cl-  แต่การจัดอิเล็กตรอนจะเป็นไปตามกฏออกเต็ตทั้งคู่


                แสดงด้วยสมการเคมี  จะเป็นดังนี้   ;  Na+(g) + Cl-(g)    NaCl(s)

 

                ถ้าเป็นกรณีของโลหะกับอโลหะอื่น ๆ ที่ไม่ใช้ธาตุหมู่  1A  จำนวนของอิเล็กตรอนที่ถ่ายเทอาจมากกว่า 1  ในทำนองเดียวกันถ้าเป็นอโลหะอื่นที่ไม่ใช่หมู่  7A  จำนวนอิเล็กตรอนที่รับได้ก็อาจมากกว่า  1  เช่นกัน สังเกตจากภาพต่อไปนี้


จากรูป  แสดงการถ่ายเทอิเล็กตรอนระหว่าง  Mg  ซึ่งเป็นธาตุหมู่  2A  ซึ่งจะต้องเสียอิเล็กตรอน  2  ตัวไอออนที่เกิดขึ้น  คือ  Mg2+  จึงจะเป็นไปตามกฎออกเต็ต  แต่  Cl  แต่ละอะตอมจะรับอิเล็กตรอนได้เพียง  1  ตัว  จึงต้องใช้  Cl  จำนวน  2  อะตอม  จากนั้น  Mg2+ จึงรวมตัวกับ  2Cl-  เป็นสารไอออนิก  MgCl2  เขียนแสดงด้วยสมการเคมี ดังนี้

 

             Mg2+ + Cl- + Cl-    MgCl2

หรือ  Mg2+ + 2Cl-    MgCl2


จากรูป  แสดงการถ่ายเทอิเล็กตรอนระหว่าง  Mg  ซึ่งเป็นธาตุหมู่  2A  ซึ่งจะต้องเสียอิเล็กตรอน  2  ตัวไอออนที่เกิดขึ้น  คือ  Mg2+  เป็นไปตามกฎออกเต็ต  ในขณะที่  O  ซึ่งเป็นธาตุหมู่  6A  จะรับอิเล็กตรอนได้  2  ตัว  จึงใช้  O  เพียง  1  อะตอม  แต่กลายเป็นไอออน  O2- จากนั้นรวมตัวกันเป็น  MgO ดังสมการ

                Mg2+  +  O2-   →   MgO

 

ตัวอย่างต่อไปนี้เป็นปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นระหว่างอะตอมของ  Li  กับอะตอมของ  O  โดย  Li  เป็นธาตุหมู่ 1A มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1  ในขณะที่ O  เป็นธาตุหมู่  6A  มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ  6  อัตราส่วนในการรวมตัวจะเป็น Li : O   =  2:1  ดังรูป

เขียนแสดงด้วยสมการดังนี้ ;   2Li+ + O2-   →  Li2O

 

(คลิ้ก ชมและฟังคำอธิบายการเกิดพันธะไอออนิกระหว่างธาตุต่าง ๆ)

(คลิ้ก ชมการเกิดพันธะไอออนิกระหว่างโลหะกับอโลหะต่าง ๆ)  
(คลิ้ก ชมและฟังคำอธิบายอธิบายการเกิดพันธะชนิดต่าง ๆ)   
(คลิ้ก  ชมและฟังคำอธิบายแสดงการเกิดพันธะชนิดต่าง ๆ)  

 

**  การที่โลหะกับอโลหะเกิดสารประกอบไอออนิกกันนี้   นำไปใช้ในการบอกขนาดอะตอมที่เรียกว่ารัศมีไอออนิก (ionic radius)  ดังรูป

การเกิดปฏิกิริยาของธาตุต่าง ๆ จะเกิดขึ้นที่เวเลนซ์อิเล็กตรอน  สำหรับธาตุหมู่  A  แต่ละธาตุจะมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับเลขหมู่ที่ธาตุนั้น ๆ ถูกจัดเอาไว้  เขียนแสดงด้วยสัญลักษณ์ลิวอิส (Lewis Dot Symbols  ) ของแต่ละธาตุในภาวะที่เป็นอะตอมปกติ   จะเป็นดังนี้


สารไอออนิกเกิดจากการรวมตัวกันระหว่างไอออนบวกของโลหะกับไอออนลบของอโลหะ  แต่มีข้อยกเว้นคือ  Be  ซึ่งเป็นโลหะหมู่  2A  แต่พบว่าสารประกอบที่เกิดขึ้นไม่เป็นสารไอออนิก  (เป็นสารโคเวเลนต์เช่น  BeCl2  ขณะเดียวกันมีไอออนของอโลหะอยู่  1  ชนิด  คือ  NH4+ (แอมโมเนียมไอออน) เมื่อรวมตัวกับไอออนลบแล้วได้สารไอออนิก  เช่น  NH4Cl   (NH4)2SO4   …

                อัตราส่วนระหว่างไอออนบวกกับไอออนลบที่จะรวมตัวกันเป็นสารไอออนิกนั้น  จะใช้อัตราส่วนที่ทำให้ประจุบวกกับประจุลบหักล้างกันหมดพอดี  โดยเราสามรถใช้ค่าของประจุบวกไปเขียนไว้ทางด้านล่างขวาของอนุภาคที่เป็นไอออนลบ  และใช้ค่าประจุลบไปเขียนไว้ทางด้านล่างขวาของอนุภาคที่เป็นไอออนบวก  ดังรูป

สิ่งสำคัญก็คือ  เราต้องรู้จักไอออนต่าง ๆ อย่างถูกต้อง  คือทราบว่าไอออนแต่ละชนิดมีประจุเท่าไร  และมีชื่อเรียกอย่างไร  จะช่วยให้เราเขียนสูตรและเรียกชื่อสารไอออนิกได้ถูกต้อง  ในการเขียนสูตรของสารไอออนิกนั้นโดยทั่วไปแล้วให้เขียนไอออนบวกหรือไอออนของโลหะเอาไว้หน้าไอออนลบ  ไอออนที่ควรทราบดังนี้

 

 

โลหะหมู่ 1A

ไอออนที่เกิดขึ้น

สูตรลิวอิสของไอออน

ชื่อ

Li

Li+

[Li]+

ลิเทียมไอออน

Na

Na+

[Na]+

โซเดียมไอออน

K

K+

[K]+

โพแทสเซียมไอออน

Rb

Rb+

[Rb]+

รูบิเดียมไอออน

Cs

Cs+

[Cs]+

ซีเซียมไอออน

Fr

Fr+

[Fe]+

แฟรนเซียมไอออน

 

 

โลหะหมู่ 2A

ไอออนที่เกิดขึ้น

สูตรลิวอิสของไอออน

ชื่อ

Be

-

-

-

Mg

Mg2+

[Mg]2+

แมกนีเซียมไอออน

Ca

Ca2+

[Ca]2+

แคลเซียมไอออน

Sr

Sr2+

[Sr]2+

สตรอนเตียมไอออน

Ba

Ba2+

[Ba]2+

แบเรียมไอออน

Ra

Ra2+

[Ra]2+

เรเดียมไอออน

 

***  เนื่องจาก Be มีการจัดอิเล็กตรอนคล้าย He มีอิเล็กตรอนเต็มทุกออร์บิทัล จึงมีความเสถียรมาก เสียอิเล็กตรอนยาก  จึงไม่เป็นไอออน  ทำให้ไม่เกิดสารประกอบไอออนิก  เปรียบเทียบการจัดอิเล็กตรอนกับฮีเลียมได้ดังนี้

 

โลหะหมู่ 3A

ไอออนที่เกิดขึ้น

สูตรลิวอิสของไอออน

ชื่อ

B(เป็นธาตุกึ่งโลหะ)

-

-

-

Al

Al3+

[Al]3+

อลูมิเนียมไอออน

Ga

Ga3+

[Ga]3+

แกลเลียมไอออน

In

In3+

[In]3+

อิเดียมไอออน

Tl

Tl3+

[Tl]3+

แทลเลียมไอออน

 

สำหรับธาตุหมู่  4A  มีทั้งอโลหะ  กึ่งโลหะและอโลหะ โดยในส่วนที่เป็นโลหะได้แก่ Sn   Pb  สามารถเกิดไอออนได้ธาตุละ  2  ชนิด  ดังนี้

 

 

โลหะหมู่ 4A

ไอออนที่เกิดขึ้น

สูตรลิวอิสของไอออน

ชื่อ

C(อโลหะ)

-

 

-

Si(กื่งโลหะ)

-

 

-

Ge(กึ่งโลหะ)

-

 

-

Sn(โลหะ)

Sn2+    

 Sn4+

[Sn]2+
[Sn]4+

ทิน(II)ไอออน

ทิน(IV)ไอออน

Pb(โลหะ)

Pb2+ 

Pb4+

[Pb]2+
[Pb]4+

เลด(II)ไอออน

เลด(IV)ไอออน

 

สำหรับโลหะแทรนซิชัน  พบว่าส่วนใหญ่แต่ละธาตุจะเกิดไอออนได้หลายชนิด  เช่น

โลหะแทรนซิชัน

ไอออนของโลหะแทรนซิชัน

สูตรลิวอิสของไอออน

ชื่อ

 

Sc

Sc+

[Sc]+

สแกนเดียม(I)ไอออน

Sc2+

[Sc]2+

สแกนเดียม(II)ไอออน

Sc3+(พบมากที่สุด)

[Sc]3+

สแกนเดียม(III)ไอออน

 

Ti

 Ti2+

[Ti]2+

ไททาเนียม (II)ไอออน

Ti3+ 

[Ti]3+

ไททาเนียม (III)ไอออน

Ti4+(พบมากที่สุด)

[Ti]4+

ไททาเนียม (III)ไอออน

 

 

V

V2+

[V]2+

วาเนเดียม(II)ไอออน

V3+

[V]3+

วาเนเดียม(III)ไอออน

V4+

[V]4+

วาเนเดียม(IV)ไอออน

V5+

[V]5+

วาเนเดียม(V)ไอออน

 

Cr

Cr2+

[Cr]2+

โครเมียม(II )ไอออน

Cr3+

[Cr]3+

โครเมียม( III)ไอออน

Cr6+

[Cr]6+

โครเมียม( VI)ไอออน

 


Mn

Mn2+

[Mn]2+

แมงกานีส( II )ไอออน

Mn3+

[Mn]3+

แมงกานีส( III )ไอออน

Mn4+

[Mn]4+

แมงกานีส( IV )ไอออน

Mn7+

[Mn]6+

แมงกานีส( VII )ไอออน

Fr

Fe2+

[Fe]2+

ไอร์ออน( II )ไอออน

Fe3+

[Fe]3+

ไอร์ออน( III )ไอออน

Co

Co2+

[Co]2+

โคบอลต์( II )ไอออน

Co3+

[Co]3+

โคบอลต์( III )ไอออน

Ni

Ni2+

[Ni]2+

นิกเกิล(II)ไอออน

Cu

Cu+

[Cu]+

คอปเปอร์( I ) ไอออน

Cu

Cu2+

[Cu]2+

คอปเปอร์( II) ไอออน

Zn

Zn2+

[Zn]2+

ซิงค์ไอออน

Hg

Hg+

[Hg]+

เมอร์คิวรี ( I )ไอออน

Hg

Hg2+

[Hg]2+

เมอร์คิวรี( II )ไอออน

 

 อโลหะเมื่อเป็นไอออน  จะเป็นไอออนลบ ดังนี้

          นอกจากนี้แล้วยังมีไอออนที่มีลักษณะเป็นกลุ่มอะตอม (poly atomic ion)  อีกเป็นจำนวนมาก ที่ควรทราบมีดังนี้

 

ไอออนที่เป็นกลุ่มอะตอม

ชื่อ

ไอออนที่เป็นกลุ่มอะตอม

ชื่อ

NH4+

แอมโมเนียมไอออน

MnO4-

เปอร์แมงกาเนตไอออน

CN-

ไซยาไนด์ไอออน

Cr2O72-

ไดโครเมตไอออน

NO2-

ไนไตรต์ไอออน

CrO42-

โครเมตไอออน

NO3-

ไนเตรตไอออน

[Fe(CN)6]3-

เฮกสะไซยาโนเฟอร์เรต(III)ไอออน

HSO4-

ไฮโดรเจนซัลเฟตไอออน

AsO43-

อาร์ซิเนตไอออน

SO42-

ซัลเฟตไอออน

BO33-

โบเรต

SO32-

ซัลไฟต์ไอออน

B2O54

ไดโบเรต

S2O32-

ไทโอซัลเฟตไอออน

ClO-

ไฮโปคลอไรต์ไอออน

H2PO4-

ไดไฮโดรเจนฟอสเฟตไอออน

ClO2-

คลอไรต์ไอออน

HPO42-

ไฮโดรเจนฟอสเฟตไอออน

ClO3-

คลอเรตไอออน

PO43-

ฟอสเฟตไอออน

ClO4-

เปอร์คลอเรตไอออน

HCO3-

ไฮโดรเจนคาร์บอเนตไอออน

OH-

ไฮดรอกไซดด์ไอออน

CO32-

คาร์บอเนตไอออน

SiO32-

ซิลิเคทไอออน

 

การเขียนสูตรแบบลิวอิสของสารไอออนิก 

                สารประกอบไอออนิกประกอบด้วยไอออนบวกและไอออนลบ  ฉะนั้นในการเขียนสูตรแบบลิวอิสจึงเป็นการเขียนแสดงจำนวนไอออนบวกและไอออนลบ  ที่ประกอบเป็นสารไอออนิกนั้น  ๆ  สังเกตจากตัวอย่างต่อไปนี้

การเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก 

                หลักการเรียกชื่อสารไอออนิกมีดังนี้

                                1. สารไอออนิกที่เกิดจากโลหะหมู่  A  รวมทั้ง  NH4+  ให้เรียกชื่อไอออนบวกก่อน  แล้วตามด้วยชื่อ 
                                ไอออนลบ  โดยไม่ต้องบอกจำนวนไอออน  เช่น

                NaCl    เรียกชื่อว่า  โซเดียมคลอไรด์

  Na2S    เรียกชื่อว่า  โซเดียมซัลไฟด์

Ca(NO3)2  เรียกชื่อว่า แคลเซียมไนเตรต

CaSO4   เรียกชื่อว่า แคลเซียมซัลเฟต

                                2.  สารไอออนิกที่เกิดจากโลหะหมู่ B  หรือโลหะแทรนซิชัน  ให้เรียกชื่อไอออนบวกคือชื่อของโลหะ
แทรนซิชันก่อน  แต่เนื่องจากโลหะแทรนซิชันส่วนมากมีเลขออกซิเดชันหลายค่า จึงกำหนดให้บอกเลขออกซิเดชันของธาตุแทรนซิชันด้วยเลขโรมันไว้ในวงเล็บ  โดยแทรกอยู่ระหว่างชื่อของธาตุแทรนซิชันนั้น ๆ กับชื่อของไอออนลบ  เช่น

FeSO4  เกิดจาก  Fe2+ + SO42-  เรียกชื่อว่า  ไอร์ออน (II) ซัลเฟต

Fe(NO3)3 เกิดจาก  Fe3+ + 3NO3-  เรียกชื่อว่า  ไอร์ออน (III) ไนเตรต

Fe2O3  เกิดจาก  2Fe3+  +  3O2-  เรียกชื่อว่า  ไอร์ออน (III)  ออกไซด์

Fe3O4  เกิดจาก Fe2+ + 2Fe3+ + 4O2-  เรียกชื่อว่า  ไอร์ออน (II,III)  ออกไซด์

 

(คลิ้ก  ฝึกเขียนสูตรของสารไอออนิกจากชื่อของสารที่กำหนด)



รูปภาพที่เกี่ยวข้อง

Size : 33.11 KBs
Upload : 2012-11-16 21:25:15
ติชม

กำลังแสดงหน้า 1/0
<<
1
>>

ต้องการให้คะแนนบทความนี้่ ?

0
คะแนนโหวด
สร้างโดย :


K-Me
รายละเอียด Share
สถานะ : ผู้ใช้ทั่วไป
วิทยาศาสตร์


โรงเรียนนวมินทราชินูทิศ สตรีวิทยา พุทธมณฑล
70 หมู่ 2 แขวงทวีวัฒนา เขตทวีวัฒนา กรุงเทพฯ 10170
โทรศัพท์ 0 2441 3593 E-Mail:satriwit3@gmail.com


Generated 1.152811 sec.