สัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิสและกฎออกเตต

แรงยึดเหนี่ยวภายในโมเลกุล

        โดยปกติแล้วในธรรมชาติ  อะตอมของธาตุต่าง ๆ จะไม่อยู่อย่างโดดเดี่ยว แต่จะรวมกันเป็นกลุ่มอะตอมหรือเป็นโมเลกุลของสารประกอบ  เช่น HCl , NH3  เป็นต้น  การที่อะตอมเหล่านี้รวมอยู่ด้วยกันได้อย่างเสถียรภาพนั้น  เพราะมีแรงยึดเหนี่ยวอะตอมเหล่านั้น แรงยึดเหนี่ยวนี้เรียกว่า  พันธะเคมี (chemical bond) ดังนั้นถ้าต้องการให้อะตอมที่รวมกันเป็นโมเลกุลแตกออกจากกัน  ก็จะต้องมีการทำลายพันธะเคมีอันนี้ จึงสรุปคำจำกัดความของพันธะเคมี  คือ  แรงยึดเหนี่ยวอะตอมต่างๆ ให้อยู่ด้วยกันอย่างมีเสถียรภาพ เกิดเป็นโมเลกุลของสารประกอบ  การที่อะตอมต่างๆ รวมกันอยู่ได้นั้นก็เพราะว่าสภาพรวมมีความเสถียรภาพมากกว่าที่จะอยู่ในสภาพโดดเดี่ยว อย่างไรก็ตามอะตอมของธาตุบางธาตุ  เช่น  ธาตุหมู่  8 A (แก๊สเฉื่อย)  ก็สามารถที่จะอยู่ได้ตามลำพัง  โดยไม่ต้องรวมกับอะตอมอื่น  เมื่อพิจารณาโครงสร้างและการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอมของแก๊สเฉื่อย  จะพบว่าอะตอมเหล่านี้มีอิเล็กตรอนวงนอกสุด  ครบจำนวน 8 ตัว  ซึ่งเป็นการจัดอิเล็กตรอนที่เสถียรเป็นพิเศษ  ดังนั้นอะตอมต่าง ๆ ที่เข้าทำปฏิกิริยากันก็จะพยายามเปลี่ยนแปลงและปรับจำนวนอิเล็กตรอนระดับวงนอกของตัวเองให้เป็นเหมือนแก๊สเฉื่อย  ซึ่งมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับ  8  ซึ่งเป็นไปตามกฎที่เรียกว่า  กฎออกเตต  (octet rule)  การปรับตัวของอะตอมเพื่อให้เป็นไปตามกฎออกเตตนั้น  ทำได้โดยการให้อิเล็กตรอนไปกับอะตอมอื่น การรับอิเล็กตรอนจากอะตอมอื่น  และการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันกับอะตอมอื่น  โมเลกุลของสารประกอบที่ปรับตัวเป็นไปตามกฎออกเตตนั้น โมเลกุลจะมีความเสถียรมาก

        พัฒนาการของตารางธาตุ  ตลอดจนแนวคิดของการจัดอิเล็กตรอน  ช่วยให้นักเคมีสามารถอธิบายการเกิดโมเลกุลหรือสารประกอบได้อย่างมีเหตุผล  กิลเบิร์ต ลิวอิส (Gilbert Newton Lewis)  เสนอว่า  อะตอมรวมตัวกันเพื่อทำให้เกิดการจัดอิเล็กตรอนที่มีเสถียรภาพเพิ่มขึ้น  โดยเสถียรภาพมีค่ามากที่สุดเมื่ออะตอมมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนในธาตุเฉื่อย  เมื่ออะตอมรวมกันเกิดเป็นพันธะเคมี  อิเล็กตรอนระดับนอกหรือที่เรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่านั้นที่เกี่ยวข้องกับการเกิดพันธะเคมี  นักเคมีใช้สัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิส   ในการนับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนระหว่างปฏิกิริยา  และเพื่อให้แน่ใจว่าจำนวนอิเล็กตรอนมีค่าคงที่  สัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิส  ประกอบด้วยสัญลักษณ์  ธาตุ  และจุด 1 จุด แทน 1 เวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมธาตุนั้น เช่น โลหะในหมู่  I Aซึ่งมีเวเลนซ์ อิเล็กตรอน 1 ตัว  จะมีสัญลักษณ์ ดังนี้

 

ตารางที่ 2  แสดงสัญลักษณ์แบบจุดของลิวอิสของธาตุเรพรีเซนเททิฟในคาบที่ 2 และ 3

การจัดอิเล็กตรอนและตำแหน่งในตารางธาตุ สามารถนำมาทำนายชนิดพันธะที่เกิดขึ้นจำนวนพันธะที่เกิดขึ้น จำนวนพันธะที่อะตอมธาตุหนึ่ง ๆ จะสร้างได้รวมถึงเสถียรภาพของสารประกอบที่เกิดขึ้น

กฎออกเตต (Octet rule)

            ลิวอิส  ได้เสนอกฎออกเตต ซึ่งกฎนี้กล่าวว่า อะตอมต่าง ๆ นอกจากไฮโดรเจนมีแนวโน้มจะสร้างพันธะ  เพื่อให้มีอิเล็กตรอนระดับนอกครบแปด  อะตอมจะสร้างพันธะโคเวเลนต์ เมื่อมีอิเล็กตรอนระดับนอกไม่ครบ 8 อิเล็กตรอน  (เรียกว่า ไม่ครบออกเตต)  การใช้อิเล็กตรอนร่วมกันในพันธะโคเวเลนต์  จะทำให้อะตอมมีอิเล็กตรอนครบออกเตตได้  ยกเว้นไฮโดรเจนจะสร้างพันธะเพื่อให้มีการจัดอิเล็กตรอนระดับนอกเหมือนธาตุฮีเลียม  คือ  มี  2  อิเล็กตรอน เช่น

 กฎออกเตตใช้ได้ดีกับธาตุในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ  ซึ่งธาตุเหล่านั้นมีอิเล็กตรอนระดับนอกอยู่ใน  2s  และ 2p ออร์บิทัล  ซึ่งรับอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 อิเล็กตรอน

ข้อยกเว้นของกฎออกเตต

กรณีโมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนเกินแปด ธาตุบางธาตุในคาบที่ 3 เช่น ฟอสฟอรัส (P) หรือ กำมะถัน (S) สามารถมีอิเล็กตรอนระดับนอกได้เกิน 8 ตัว (เพราะจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงาน  n = 3  มีอิเล็กตรอนได้สูดสุด 18 ตัว)  จึงทำให้ฟอสฟอรัสและกำมะถัน  สามารถสร้างพันธะโคเวเลนต์  โดยใช้อิเล็กตรอนมากกว่า 8 ตัว ได้ เช่น ฟอสฟอรัสเพนตะคลอไรด์  (PCl5) 

กรณีของโมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนไม่ครบแปดในสารประกอบบางชนิด อะตอมกลางของโมเลกุลที่เสถียรมีอิเล็กตรอนไม่ครบ  8  อิเล็กตรอน  เช่น โบรอนไตรฟลูออไรด์ (BF3 ) 

จะเห็นว่าโบรอน (B)  มีอิเล็กตรอนเพียง  6 อิเล็กตรอน ซึ่งไม่ครบออกเตต นอกจากนี้โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนเป็นจำนวนเลขคี่  โมเลกุลบางชนิดมีอิเล็กตรอนล้อมรอบเป็นจำนวนเลขคี่  และไม่ครบออกเตตทุกอะตอม  เช่น ไนโตรเจนไดออกไซด์  (NO2)

 

          ไนโตรเจน  (N) มีอิเล็กตรอนล้อมรอบไม่ครบ 8 มีเพียง 7 อิเล็กตรอน ในบางกรณี อิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันในการสร้างพันธะโคเวเลนต์ไม่ได้มาจากอะตอมสองอะตอม  อาจมาจากอะตอมเดียว  เช่น  โมเลกุลแอมโมเนียรวมกับไฮโดรเจนไอออนได้เป็น  แอมโมเนียมไอออน  (NH3+H+        NH4+) ซึ่งแอมโมเนียมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ สามารถใช้ร่วมกับไฮโดรเจนไอออนได้ ดังนี้

 

          พันธะโคเวเลนต์ที่เกิดขึ้นใหม่ระหว่าง NH3 กับ  H+  เรียกว่า  พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ หรือพันธะเดทีฟ ซึ่งมีสมบัติเหมือนพันธะโคเวเลนต์ธรรมดา  เพราะพันธะทั้ง 4 ของ NH4+ มีสมบัติเหมือนกันทุกประการ