3.3พันธะโคเวเลนต์

      พันธะโคเวเลนต์  เป็นพันธะที่เกิดขึ้นเมื่ออะตอมสร้างแรงยึดเหนี่ยวระหว่างกัน นำเอาอิเล็กตรอนระดับนอกที่มีจำนวนเท่ากันมาใช้ร่วมกัน  (Share)    อาจจะเป็น 1 คู่ เกิดพันธะเดี่ยว (Single bond)  2  คู่  เกิดพันธะคู่ (Double bond) หรือ 3 คู่ เกิดพันธะสาม  (triple bond)  สารประกอบที่เกิดขึ้นจากการเกิดพันธะโคเวเลนต์  เรียกว่า  สารประกอบโคเวเลนต์  ในปี  ค.ศ. 1916 กิลเบิร์ต  ลิวอิส (Gilbert Lewis) ได้เสนอแนวคิดว่า  พันธะโคเวเลนต์เป็นเรื่องของการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่าง  2 อะตอมที่เข้าทำปฏิกิริยากัน  ขณะเดียวกันก็มีการเปลี่ยนแปลงจำนวนอิเล็กตรอนรอบนอกสุด  ให้มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนครบ 8 ตัว แบบแก๊สเฉื่อย  ซึ่งเป็นไปตามกฎออกเตต ตัวอย่าง  เช่น  ฟลูออรีน มีอิเล็กตรอน  ระดับนอก 7 ตัว ต้องการอีก 1 ตัว จะครบ  8 เหมือน Ne เมื่อ ฟลูออรีนอะตอม (F2) มารวมกันจะสร้างพันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะเดี่ยวจะได้โมเลกุล F2   มีโครงสร้างลิวอิสดังนี้

            เพื่อความสะดวกและชัดเจนจะใช้ขีด  (-)  สั้น ๆ  แทนอิเล็กตรอนหนึ่งคู่ที่ใช้ร่วมกัน จะสังเกต เห็นว่ามีอิเล็กตรอนระดับนอกที่ไม่ได้เกี่ยวข้องกับการเกิดพันธะ เรียกว่า อิเล็กตรอนไม่ร่วมพันธะ (nonbonding electron) หรือ  อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว  (lone pair electron)  ซึ่งใน F2 จะมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอยู่อะตอมละ 3 คู่

            ในทำนองเดียวกันออกซิเจนมีอิเล็กตรอนระดับนอก 6 ตัว ต้องการอีก 2 ตัว จะครบ 8 เมื่อออกซิเจน  2  อะตอม มารวมกันจะเกิดเป็นโมเลกุลออกซิเจน (O2) มีโครงสร้างลิวอิส ดังนี้

            ไนโตรเจนก็เช่นกันจะใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 คู่ เกิดเป็นโมเลกุลไนโตรเจน ( N2 ) และมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอะตอมละ 1 คู่ เขียนโครงสร้างลิวอิสได้ดังนี้

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

1. เกินแปด ธาตุบางธาตุในคาบที่ 3 เช่น ฟอสฟอรัส (P) หรือ กำมะถัน (S) สามาร
   กรณีโมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอน
2. ถมีอิเล็กตรอนระดับนอกได้เกิน 8 ตัว (เพราะจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงาน  n = 3  มีอิเล็กตรอนได้สูดสุด 18 ตัว)  จึงทำให้ฟอสฟอรัสและกำมะถัน  สามารถสร้างพันธะโคเวเลนต์  โดยใช้อิเล็กตรอนมากกว่า 8 ตัว ได้ เช่น ฟอสฟอรัสเพนตะคลอไรด์  (PCl5)
3. 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

ความยาวพันธะและพลังงานพันธะ

           ความยาวพันธะ หมายถึง ระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่สร้างพันธะกันซึ่งเป็นค่าที่วัดได้ในหน่วย พิกโคเมตร (pm) และพลังงานพันธะ หมายถึง พลังงานที่ใช้ในการแยกอะตอม ที่ยึดเหนี่ยวกันไว้ด้วยพันธะให้หลุดออกจากกัน  วัดได้ในหน่วยกิโลจูลต่อโมล พลังงานพันธะบอกให้ทราบถึงความแข็งแรงของพันธะนั้น พันธะยิ่งแข็งแรงยิ่งต้องการพลังงานมากในการทำลายพันธะ  พลังงานพันธะบางครั้งเรียก พลังงานสลายพันธะ ความยาวพันธะและพลังงานพันธะขึ้นอยู่กับปริมาณความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง ถ้าความหนาแน่นอิเล็กตรอนมาก นิวเคลียสทั้งสองจะยึดเหนี่ยวกันไว้อย่างแรง และเข้ามาอยู่ชิดกันมาก ดังนั้นพันธะคู่จะสั้นและแข็งแรงกว่าพันธะเดี่ยวและพันธะสามจะสั้นและแข็งแรงกว่าพันธะคู่

เรโซแนนซ์

           เรโซแนนซ์  หมายถึง การใช้โครงสร้างลิวอิสตั้งแต่ 2 โครงสร้างขึ้นไปแทนโมเลกุลใดโมเลกุลหนึ่งที่ไม่สามารถเขียนโครงสร้างที่แท้จริงออกมาเป็นสูตรได้อย่างชัดเจน เช่น เบนซีน จากการทดลองพบว่าพันธะระหว่างคาร์บอนอะตอมในโครงสร้างทั้ง 6 พันธะยาวเท่ากันคือ 140 pm ซึ่งอยู่ระหว่างความยาวของพันธะเดี่ยว  c – c  เท่ากับ 154 pm  และความยาวของพันธะคู่  c  =  c   เท่ากับ 133 pm  แสดงว่าโครงสร้างเรโซแนนซ์ที่เขียนขึ้นนี้ไม่ใช่โครงสร้างที่แท้จริงของเบนซีน โครงสร้างที่แท้จริงของเบนซีนเป็นเรโซแนนซ์ไฮบริดของโครงสร้าง

เรโซแนนซ์ทั้งสองที่เขียนดังตัวอย่างต่อไปนี้

รูปร่างของโมเลกุลโคเวเลนต์และทฤษฎี  VSERP

              รูปร่างของโมเลกุลโคเวเลนต์  เป็นสมบัติที่สำคัญของโมเลกุล เนื่องจากรูปร่างของโมเลกุลจะมีผลต่อสมบัติทางกายภาพ  และปฏิกิริยาเคมี เราสามารถทราบสูตรของสารประกอบโคเวเลนต์ได้จากการเขียนโครงสร้างลิวอิส  พิจารณาโมเลกุลของน้ำ (H2O)  ซึ่งในที่นี้แสดงการเขียนโครงสร้างลิวอิสได้ 6 แบบ ดังนี้

              จะเห็นว่าโครงสร้างลิวอิส ไม่สามารถใช้แสดงรูปร่างของโมเลกุลได้ แต่ใช้อธิบายการเกิดพันธะระหว่างอะตอมใน  2 มิติ เช่น โครงสร้างลิวอิสของน้ำ บอกให้ทราบว่า ไฮโดรเจน 2 อะตอม เกิดพันธะโคเวเลนต์ชนิดพันธะเดี่ยวกับออกซิเจน  ซึ่งเป็นอะตอมกลางและมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ ถ้าเขียนโครงสร้างลิวอิสของโมเลกุลมีเทน (CH4)  พบว่าคู่อิเล็กตรอนทั้ง 4 คู่รอบคาร์บอน ซึ่งเป็นอะตอมกลาง เป็นอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ  จึงเขียนให้ทุกอะตอมอยู่ในแนวระนาบเดียวกัน  ไม่ได้แสดงรูปร่างที่แท้จริงของโมเลกุล  จากการศึกษาพบว่าโมเลกุลของมีเทนมีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า (tetrahedral) ดังภาพ

ภาพที่  24   โมเลกุลของมีเทน

          รูปร่างของโมเลกุลขึ้นกับมุมพันธะ (bond angle) ส่วนขนาดของโมเลกุลขึ้นกับความยาวพันธะ (bond langht) ซึ่งเป็นระยะทางระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่เกิดพันธะกัน  ทฤษฎีที่ใช้ทำนายรูปร่างของโมเลกุลโคเวเลนต์คือ ทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนวงนอกสุด  (Valence Shell Electron Pair Repulsion) เรียกสั้นๆว่าทฤษฎี  VSEPR  ทฤษฎีนี้มีสมมุติฐานเกี่ยวกับการเกิดพันธะดังนี้

1. อะตอมต่าง ๆ ในโมเลกุล เกิดพันธะกันด้วยคู่อิเล็กตรอนวงนอกสุดโดยอะตอมเกิดพันธะกันด้วยอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ 1 คู่ (พันธะเดี่ยว) หรือมากกว่า
2. อะตอมบางอะตอมในโมเลกุล อาจมีอิเล็กตรอนคู่ที่ไม่สร้างพันธะหรืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (lone pair)
3. อิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว รอบอะตอมใด ๆในโมเลกุลเป็นกลุ่ม หมอกอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ จึงพยายามอยู่ห่างกันให้มากที่สุดเพื่อให้มีแรงผลักซึ่งกันและกันของคู่อิเล็กตรอนน้อยที่สุดและพลังงานของโมเลกุลมีค่าน้อยที่สุด
4. อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวครอบครองที่ว่างมากกว่าอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ โดยที่แรงผลักของอิเล็กตรอนสามารถเรียงลำดับได้ดังนี้ อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว – อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว > อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว – อิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ > อิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ – อิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ
5. แรงผลักลดลงเมื่อมุมระหว่างอิเล็กตรอนกว้างขึ้น เช่น แรงผลักของคู่อิเล็กตรอนที่ทำมุม 90 องศาจะมากกว่าแรงผลักระหว่างคู่อิเล็กตรอนที่ทำมุม 120 องศา โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 2 คู่ คู่อิเล็กตรอนทั้งสองจะมีแรงผลักกันน้อยที่สุด เมื่ออยู่ตรงกันข้ามมุมระหว่างคู่อิเล็กตรอนทั้งสองเป็น 180๐ รูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนจึงเป็นเส้นตรง ดังรูป

โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 3 คู่ ดังรูป

โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 4 คู่ ดังรูป

โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 5 คู่ ดังรูป

a = อะตอมคู่สร้างพันธะ

ในแนว axial

e = อะตอมคู่สร้างพันธะ

ในแนว equatorial

โมเลกุลที่อะตอมกลางมีคู่อิเล็กตรอน 6 คู่ ดังรูป

วิธีทำนายรูปร่างของโมเลกุลโดยใช้ทฤษฎี  VSEPR

การทำนายรูปร่างของโมเลกุลทำได้ดังต่อไปนี้

1. เขียนโครงสร้างลิวอิสของโมเลกุลหรือไอออน โดยให้อะตอมที่สนใจเป็นอะตอมกลางและอะตอมอื่น เกิดพันธะกับอะตอมที่สนใจโดยอาจเป็นพันธะเดี่ยว พันธะคู่หรือพันธะสาม
2. นับจำนวนคู่อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง ทั้งอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

2.1 อิเล็กตรอนในพันธะคู่หรือพันธะสาม นับเป็นกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน 1 กลุ่ม

2.2 อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว นับเป็นกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน 1 กลุ่ม

2.3 สำหรับโมเลกุลหรือไอออนที่มีโครงสร้างเรโซแนนซ์ อาจใช้โครงสร้างเรโซแนนซ์ไฮบริดในการทำนายรูปร่างของโมเลกุล

3. ระบุรูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนที่เสถียรที่สุดได้แก่ เส้นตรง สามเหลี่ยมแบนราบ ทรงสี่หน้า พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยมและทรงแปดหน้า
4. พิจารณาตำแหน่งของอะตอมตามชนิดของคู่อิเล็กตรอนในโมเลกุล สำหรับการจัดเรียงตัวของคู่อิเล็กตรอนแบบพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยมและทรงแปดหน้านั้นอาจมีการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวได้มากกว่า 1 แบบ

4.1 พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม ให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอยู่ในระนาบของฐานสามเหลี่ยม

4.2 ทรงแปดหน้า ถ้ามีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ ให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวแต่ละคู่อยู่คนละด้านของอะตอมกลาง

5. ระบุรูปร่างของโมเลกุลตามตำแหน่งของอะตอมไม่ใช้ตามคู่อิเล็กตรอนที่ล้อมรอบอะตอมกลาง

สภาพขั้วของโมเลกุล  (Polarity of molecule)

          โมเลกุลมีขั้ว (Polar molecule) คือโมเลกุลที่เป็นกลางซึ่งมีการกระจายของอิเล็กตรอนไม่สม่ำเสมอ ทำให้โมเลกุลมีขั้วบวกและขั้วลบ ซึ่งเรียกว่า เป็นขั้วคู่ (dipole) เนื่องจากมีขั้วบวก (ประจุบวกบางส่วน ,  ) และขั้วลบ (ประจุลบบางส่วน,  ) โมเลกุลมีขั้วจะมีการจัดเรียงตัวในสนามไฟฟ้าโดยหันขั้วบวกของโมเลกุลเข้าหาขั้วไฟฟ้าลบ แต่เนื่องจากประจุสุทธิเป็นศูนย์ โมเลกุลมีขั้วจึงไม่เคลื่อนที่ในสนามไฟฟ้า ในขณะที่ไอออนต่าง ๆ เช่น Na+ และ Cl–  จะเคลื่อนที่ในสนามไฟฟ้าได้ ส่วนโมเลกุลไม่มีขั้ว  (nonpolar molecule) จะไม่มีการจัดเรียงตัวในสนามไฟฟ้า และไม่เคลื่อนที่ในสนามไฟฟ้า

ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ (Valence bond theory) 

          โครงสร้างลิวอิส และทฤษฎี  VSEPR  ให้ข้อมูลเกี่ยวกับรูปร่างของโมเลกุลและการกระจายของอิเล็กตรอนในโมเลกุล อย่างไรก็ตามทฤษฎี  VSEPR  ไม่ได้อธิบายว่าเหตุใดจึงเกิดพันธะ ในปี ค.ศ. 1930  ไลนัส พอลิง (Linus Pauling) และเจ.ซี. สเลเตอร์ (J.C. Slater) ได้เสนอทฤษฎีที่ใช้อธิบายการเกิดพันธะโคเวเลนต์ขึ้นเรียกว่า ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ (valence bond theory) โดยพันธะโคเวเลนต์เกิดขึ้นโดยออร์บิทัลอะตอมวงนอกสุดที่มีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่เพียงตัวเดียวซ้อนเกย (Overlap) กับออร์บิทัลอะตอมวงนอกสุดที่มีอิเล็กตรอนตัวเดียวของอีกอะตอมหนึ่ง และอิเล็กตรอนทั้งสองจะจัดตัวให้มีสปินตรงกันข้ามอยู่ในออร์บิทัลนี้ เช่น ใน  H2 พันธะ H-H  เกิดจากการซ้อนเกยกันของ  1S  ออร์บิทัล  ดังรูป

ภาพที่ 25 พันธะ  H – H เกิดจากการซ้อนเกยกันของ 1s ออร์บิทัลจากแต่ละไฮโดรเจนอะตอม

ในไฮโดรเจนฟลูออไรด์โมเลกุล   HF   พันธะเกิดจากการซ้อนกันของ   2p  ออร์บิทัลของฟลูออรีนอะตอมกับ  1s  ออร์บิทัลของไฮโดรจนอะตอม  ดังรูป

REPORT THIS AD

ภาพที่ 26  พันธะ  H – F   เกิดจากการซ้อนกันของ 1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจนอะตอมกับ  2p  ออร์บิทัลของฟลูออรีนอะตอม

พันธะที่เกิดขึ้นจากการซ้อนกันของ  s  ออร์บิทัลกับ  s  ออร์บิทัลหรือ  s  ออร์บิทัลกับ  p  ออร์บิทัล เรียกว่า  พันธะซิกมา (σ bond)  ซึ่งเป็นพันธะโคเวเลนต์ที่มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงในแนวแกนระหว่างนิวเคลียส  อิเล็กตรอนเหล่านี้จะทำหน้าที่เป็น  “กาว”  ยึดนิวเคลียสทั้งสองไว้ด้วยกัน

P  ออร์บิทัล  2  ออร์บิทัลอาจซ้อนกันได้  2  แบบเนื่องจาก  p  ออร์บิทัลไม่เป็นทรงกลม  ถ้า  p  ออร์บิทัลทั้งสองซ้อนกันตามแนวแกนระหว่างนิวเคลียส  จะเกิดพันธะ σ  แต่ถ้า  p  ออร์บิทัลทั้งสองซ้อนกันทางด้านข้างจะเกิดพันธะที่เรียกว่า  พันธะพาย (π bond)   พันธะ π  นี้เป็นพันธะโคเวเลนต์ซึ่งบริเวณที่ซ้อนกันอยู่เหนือและใต้แกนระหว่างนิวเคลียส  การซ้อนกันของ  P  ออร์บิทัลในพันธะ π เกิดขึ้นได้น้อยกว่าการซ้อนกันในพันธะ  σ ดังนั้นพันธะπ  จะแข็งแรงน้อยกว่าพันธะ σ

ภาพที่ 27  การเกิดพันธะโดยการซ้อนกันของ  p  ออร์บิทัล  2  ออร์บิทัล (ก)  พันธะ σ และ (ข)  พันธะ π

พันธะเดี่ยวจะเป็นพันธะ σ เสมอ  พันธะคู่ประกอบด้วยพันธะ σ หนึ่งพันธะและพันธะ π หนึ่งพันธะ  ส่วนพันธะสามประกอบด้วยพันธะ  σ  หนึ่งพันธะ และพันธะ π สองพันธะ

ออกซิเจนมีโครงสร้างอิเล็กตรอนเป็น 1s² 2s² 2p4

        เนื่องจากออกซิเจนมีอิเล็กตรอนเดี่ยว  2  ตัวใน  p  ออร์บิทัล  จึงสามารถเกิดพันธะกับออกซิเจนอีกอะตอมหนึ่งได้  2  พันธะ  พันธะหนึ่งเกิดจากการซ้อนกันของ  p  ออร์บิทัลในแนวแกนระหว่างนิวเคลียส  เกิดเป็นพันธะ  หนึ่งพันธะ อีกหนึ่งพันธะเกิดจากการซ้อนกันของ p ออร์บิทัลทางด้านข้าง เกิดเป็นพันธะ หนึ่งพันธะ  พันธะใน  O2 จึงเป็นพันธะคู่

ทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัล   (Hybrid  obital  theory)

          ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์สามารถอธิบายการเกิดพันธะในโมเลกุลอะตอมคู่และโมเลกุลง่าย ๆ  ได้ดี  อย่างไรก็ตามทฤษฎีดังกล่าวไม่สามารถอธิบายการเกิดพันธะในโมเลกุลอื่นอีกมากมายได้  เช่น  มีเทน (CH4)  คาร์บอนอะตอมมีอิเล็กตรอนวงนอกสุด   4   ตัว

          จึงมี  p  ออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดียว  2  ออร์บิทัลซึ่งสามารถซ้อนกับ  s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจนเกิดพันธะได้  แต่จากการทดลองพบว่าโมเลกุล  CH4  มีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า  มุมพันธะเป็น  109.50   โดยมีพันธะ  ระหว่างคาร์บอนและไฮโดรเจน  4  อะตอม  จำนวน  4  พันธะ  ซึ่งทุกพันธะเหมือนกัน  การที่จะเกิดพันธะ ตามแนวแกนพันธะได้  คาร์บอนอะตอมจะต้องมีออร์บิทัลที่ชี้ไปยังมุมของทรงสี่หน้า  และซ้อนกับ  1s  ออร์บิทัลของแต่ละไฮโดรเจนอะตอม  อย่างไรก็ตาม  นักศึกษาได้ทราบแล้วว่า  s  และ  p  ออร์บิทัลไม่ได้มีรูปร่างและการจัดเรียงตัวเป็นมุมดังกล่าว  จึงเป็นไปไม่ได้ที่จะให้  2s  และ  2p  ออร์บิทัลของคาร์บอนซ้อนกับ  1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจนทั้งสี่อะตอม เกิดเป็นพันธะ  สี่พันธะที่เหมือนกันและมีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้า

          ทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัล  กล่าวว่า  “เมื่ออะตอม  2  อะตอมเข้าใกล้กัน  อิทธิพลของนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองจะทำให้พฤติกรรมของอิเล็กตรอนในแต่ละอะตอมเปลี่ยนแปลงไป  ดังนั้นออร์บิทัลอะตอมที่เกิดพันธะจะแตกต่างไปจากออร์บิทัลอะตอมในอะตอมเดี่ยว  เวเลนซ์ออร์บิทัลที่พลังงานใกล้เคียงกันของอะตอมเดียวกันจะเข้ามารวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลอะตอมใหม่ ซึ่งมีรูปร่าง  ทิศทาง  และพลังงานเปลี่ยนไปจากเดิม”  ออร์บิทัลอะตอมที่เกิดขึ้นใหม่นี้  เรียกว่าไฮบริดออร์บิทัลอะตอม  (hybrid  atomic  orbitals)  ซึ่งมักเรียกกันสั้น ๆว่า  ไฮบริดออร์บิทัล  (hybrid  orbitals)  จำนวนไฮบริดออร์บิทัลที่ได้นี้จะเท่ากับจำนวนออร์บิทัลอะตอมที่มารวมกัน  ไฮบริดออร์บิทัลสามารถซ้อนกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นได้ดีกว่า  และเกิดพันธะที่แข็งแรงกว่าออร์บิทัลอะตอมเดิม  กระบวนการที่ออร์บิทัลอะตอมรวมกันเกิดเป็นไฮบริดออร์บิทัล  เรียกว่า  ไฮบริไดเซชัน (hybridization)

ถ้าใช้ทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัล  เราจะอธิบายการเกิดพันธะในมีเทนได้ว่า  เมื่อไฮโดรเจน  4  อะตอมเข้าใกล้คาร์บอนอะตอม  เวเลนซ์ออร์บิทัลของคาร์บอนคือ  2s  ออร์บิทัล  1  ออร์บิทัล  และ  2p  ออร์บิทัล  3 ออร์บิทัล  จะรวมกันเป็น  sp3  ไฮบริดออร์บิทัล  4  ออร์บิทัลซึ่งมีพลังงานเท่ากันและมีรูปร่างเหมือนกัน  โดยแต่ละไฮบริดออร์บิทัลจะมี  2  พู  พูหนึ่งมีขนาดใหญ่  อีกพูหนึ่งมีขนาดเล็ก  พูใหญ่จะมีความยาวจากนิวเคลียสมากกว่า  s  และ  p  ออร์บิทัลที่ทำให้เกิดไฮบริดออร์บิทัลนั้น  ทำให้ไฮบริดออร์บิทัลซ้อนกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นได้ดีกว่าและเกิดพันธะที่แข็งแรงกว่าออร์บิทัลอะตอมเดิม  sp3  ไฮบริดออร์บิทัลทั้งสี่จะจัดเรียงตัวให้อยู่ห่างกันมากที่สุดเพื่อลดแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนตามทฤษฎี  VSEPR  ดังนั้น  sp3  ไฮบริดออร์บิทัลจะจัดเรียงตัวเป็นทรงสี่หน้า  มีมุมระหว่างไฮบริดออร์บิทัลเป็น  109.50   จากนั้นคาร์บอนจะใช้  sp3  ไฮบริดออร์บิทัลซ้อนกับ  1s ออร์บิทัลของไฮโดรเจนอะตอมเกิดพันธะระหว่างคาร์บอนและไฮโดรเจน  4  พันธะ

ภาพที่ 28 การเกิด sp3   ไฮบริดออร์บิทัล  4  ออร์บิทัล ซึ่งจัดเรียงตัวเป็นทรงสี่หน้า

ภาพที่ 29   การเกิดพันธะ

            ระหว่างคาร์บอนและไฮโดรเจนใน  CH4  โดยคาร์บอนใช้ sp3ไฮบริดออร์บิทัลซ้อนกับ  1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจน  ทำให้โมเลกุลของ  CH4  มีรูปร่างเป็นทรงสี่หน้าไฮบริไดเซชันของ  s  ออร์บิทัล  1  ออร์บิทัล  และ  p  ออร์บิทัล  1  ออร์บิทัล  ทำให้เกิด  sp  ไฮบริดออร์บิทัลจำนวน  2  ออร์บิทัลซึ่งมีรูปร่างเหมือนกันและมีพลังงานเท่ากัน  จัดเรียงตัวเป็นเส้นตรงทำมุม  1800  ซึ่งกันและกัน ดังรูป

ภาพที่  30  sp ไฮบริไดเซชันและ sp ไฮบริดออร์บิทัล

พิจารณาโมเลกุลของ BeF2 ซึ่งมีโครงสร้างลิวอิสเป็น

จากทฤษฎี   VSEPR   ทำนายว่าโมเลกุล  BeF2 เป็นเส้นตรง  ถ้าใช้ทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัลอธิบายการเกิดพันธะ  รูปร่างของโมเลกุล BeF2  จะเป็นอย่างไร

ฟลูออรีนมีโครงสร้างอิเล็กตรอนเป็น 1s2 2s2 2p5

        โดยมีอิเล็กตรอนเดี่ยว  1  ตัว  ใน  2p  ออร์บิทัล  จึงสามารถเกิดพันธะ  σ ได้ 1  พันธะ  Be  อะตอมมีโครงสร้างอิเล็กตรอนเป็น  1s2 2s2   การจัดอิเล็กตรอนในออร์บิทัลอะตอมในสภาวะพื้น  Be  ไม่มีอิเล็กตรอนเดี่ยว  จึงไม่น่าจะเกิดพันธะโคเวเลนต์กับ  F  อะตอมได้  แต่อิเล็กตรอนใน  2s  ออร์บิทัลของ Be  อะตอมอาจถูกส่งเสริม (promotion)  ให้ขึ้นไปอยู่ใน  2p  ออร์บิทัลได้  ทำให้  Be  มีอิเล็กตรอนเดี่ยว  2  ตัวอยู่ใน  2s  และ  2p   ออร์บิทัล  2s  และ  2p  ออร์บิทัลดังกล่าวจะรวมกันเกิด  sp  ไฮบริดออร์บิทัล  2  ออร์บิทัลซึ่งมีรูปร่างเหมือนกันและมีพลังงานเท่ากัน  ทำมุม    180 º  ซึ่งกันและกัน  จากนั้น  sp  ไฮบริดออร์บิทัลทั้งสองจะเกิดการซ้อนกับ  p  ออร์บิทัลของฟลูออรีน  เกิดเป็นพันธะ σ สองพันธะ

ภาพที่  31  แสดงออร์บิทัลอะตอมและการเกิดไฮบริไดเซชันของ Be   ใน   BeF2

ภาพที่   32   การเกิดพันธะโคเวเลนต์ใน  BeF2

โดยการซ้อนกันของ  sp  ไฮบริดออร์บิทัลของ  Be  กับ  p  ออร์บิทัลของ  F

            การกระตุ้นให้อิเล็กตรอนคู่แยกกันเป็นอิเล็กตรอนเดี่ยวเพื่อให้เกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์กับอะตอมอื่นได้นั้นต้องใช้พลังงาน  ยิ่งไปกว่านั้นพลังงานของอิเล็กตรอนในไฮบริดออร์บิทัลก็สูงกว่าพลังงานของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเดิมในสภาวะปกติ  อย่างไรก็ตาม  การเกิดพันธะโคเวเลนต์จากการซ้อนกันของไฮบริดออร์บิทัลกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นจะทำให้พลังงานลดลงมากกว่าพลังงานที่ใช้ไป  พันธะที่เกิดขึ้นจึงเสถียรดังจะเห็นได้จาก  Be  อะตอมในสภาวะพื้นไม่สามารถเกิดพันธะกับ  F  ได้  แต่เมื่อเกิดการส่งเสริมและไฮบริไดเซชันแล้วจะสามารถเกิดพันธะได้  2  พันธะ  สภาวะที่เกิดจากการส่งเสริมและไฮบริไดเซชันเป็นสภาวะซึ่งสมมติขึ้นตามทฤษฎี  มีพลังงานสูงกว่าสภาวะพื้นของอะตอมและสภาวะที่อะตอมเกิดพันธะซึ่งเป็นสภาวะปกติ  สภาวะทั้งสองนี้ช่วยให้เราเข้าใจเกี่ยวกับพลังงานในการเกิดพันธะได้ดีขึ้น  แต่อาจไม่ใช่กลไกของปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นจริง ไฮบริไดเซชันของ  s  ออร์บิทัล  1 ออร์บิทัล  กับ  p  ออร์บิทัล  2  ออร์บิทัลของอะตอมกลาง  จะทำให้เกิด sp2  ไฮบริดออร์บิทัล  3 ออร์บิทัลที่มีรูปร่างเหมือนกันและมีพลังงานเท่ากัน  จัดเรียงตัวเป็นสามเหลี่ยมแบนราบ  ทำมุม  1200  ซึ่งกันและกัน ดังภาพ

                                                 ภาพที่  33    sp2  ไฮบริไดเซชันและ sp2 ไฮบริดออร์บิทัล

ในโมเลกุลที่มีรูปร่างเป็นสามเหลี่ยมแบนราบ  อะตอมกลางจะมี  sp2  ไฮบริดออร์บิทัล  เช่น  โมเลกุลของ BF3  อิเล็กตรอนจาก  2s  ออร์บิทัลของ  B  อะตอมจะถูกกระตุ้นขึ้นไปอยู่ที่  2p  ออร์บิทัล  แล้ว  s  ออร์บิทัล  1  ออร์บิทัล  และ  p  ออร์บิทัล  2  ออร์บิทัล  ซึ่งบรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  เกิดไฮบริไดเซชันเป็น  sp2 ไฮบริดออร์บิทัล  3  ออร์บิทัล  ทำมุม  1200  ซึ่งกันและกัน  sp2  ไฮบริดออร์บิทัลเหล่านี้จะซ้อนกับ  p  ออร์บิทัลของ  F  เกิดพันธะ สามพันธะโมเลกุล  BF3  จึงมีรูปร่างเป็นสามเหลี่ยมแบนราบ

ภาพที่ 34   แผนภาพแสดงออร์บิทัลอะตอมและการเกิดไฮบริไดเซชั่นของ  B  ใน  BF3

     ภาพที่ 35   การเกิดพันธะโคเวเลนต์ในโมเลกุล  BF3

โดย  sp2  ไฮบริดออร์บิทัลของ  B  ซ้อนกับ  2p  ออร์บิทัลของ  F

        พิจารณาการเกิดพันธะใน  CH4  คาร์บอนอะตอมกลางในสภาวะพื้นจะถูกกระตุ้นให้เวเลนซ์อิเล็กตรอนจาก  2s  ออร์บิทัลขึ้นไปอยู่ใน  2p  ออร์บิทัลซึ่งมีพลังงานสูงขึ้น  จากนั้น  2s  ออร์บิทัล  1  ออร์บิทัล และ  2p  ออร์บิทัล  3  ออร์บิทัลจะรวมกันเกิดเป็น  sp3  ไฮบริดออร์บิทัล  จำนวน  4  ออร์บิทัล

ภาพที่ 36   แผนภาพแสดงออร์บิทัลอะตอมและการเกิดไฮบริไดเซชันของ  C  ใน  CH4

             sp3 ไฮบริดออร์บิทัลของคาร์บอนอะตอมสามารถซ้อนกับ  1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจนอะตอม  เกิดเป็นพันธะโคเวเลนต์  โดยรูปร่างของโมเลกุล CH4 เป็นทรงสี่หน้า ในโมเลกุลของ  BeF2,  BF3  และ  CH4 อะตอมของ   Be,  B และ C  สามารถใช้ไฮบริดออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  ซ้อนกับออร์บิทัลของอะตอมอื่นเกิดเป็นพันธะ      อย่างไรก็ตาม  ไฮบริดออร์บิทัลอาจมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่  2  ตัวก็ได้  ในกรณีเช่นนี้อะตอมจะไม่สามารถใช้ไฮบริดออร์บิทัลนั้นสร้างพันธะกับอะตอมอื่น  เนื่องจากตามหลักการกีดกันของพาวลี  แต่ละออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนได้เพียง  2  ตัวเท่านั้น  เราจึงเรียกอิเล็กตรอนในไฮบริดออร์บิทัลดังกล่าวว่า  “อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว”  ตัวอย่างเช่น  โมเลกุลของ  NH3  และ  H2O ซึ่งมีรูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางเป็นทรงสี่หน้าดังนั้นออร์บิทัลอะตอมจึงเกิดไฮบริไดเซชันให้  sp3  ไฮบริดออร์บิทัล  4  ออร์บิทัล  NH3 โมเลกุล  sp3 ไฮบริดออร์บิทัลของไนโตรเจนอะตอม  3  ออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  จึงสามารถเกิดพันธะ σ  สามพันธะกับไฮโดรเจน  3  อะตอม  ส่วนอีกหนึ่งออร์บิทัลบรรจุคู่อิเล็กตรอนที่ไม่สร้างพันธะหรืออิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

ภาพที่ 37  ไฮบริดไดเซชันของไนโตรเจนในโมเลกุลของแอมโมเนีย ( NH3 )

     ทฤษฎี  VSEPR  ทำนายได้ว่ารูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนเป็นทรงสี่หน้า  โดยมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวหนึ่งคู่ ระบุชนิดของไฮบริดออร์บิทัลที่มีการจัดเรียงตัวสอดคล้องกับรูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอน การที่คู่อิเล็กตรอนจัดเรียงตัวเป็นทรงสี่หน้า  แสดงให้เห็นว่ามีออร์บิทัลที่มีรูปร่างและพลังงานเหมือนกัน  4  ออร์บิทัล  นั่นคือ  N  อะตอมเกิด  ไฮบริดออร์บิทัลใน H2O โมเลกุล  sp3  ไฮบริดออร์บิทัลของออกซิเจนอะตอม  2  ออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  จึงเกิดพันธะ สองพันธะกับไฮโดรเจน  2  อะตอม  ส่วนอีก  2  ออร์บิทัลบรรจุอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

        ภาพที่  38 ไฮบริไดเซชันของออกซิเจนในโมเลกุลของน้ำ (H2O)

อะตอมในคาบที่  3  ขึ้นไป  สามารถใช้  d  ออร์บิทัลในการเกิดไฮบริดออร์บิทัลได้  ไฮบริดออร์บิทัลที่เกี่ยวข้องกับ  d  ออร์บิทัลที่สำคัญที่สุดคือ  sp3d  และ sp3d2ไฮบริดออร์บิทัล  จะเห็นว่า ไฮบริดออร์บิทัล  ชี้ไปยังมุมของพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม  และ sp3d2 ไฮบริดออร์บิทัลชี้ไปยังมุมของทรงแปดหน้า

ภาพที่ 39   รูปร่างของ  sp3  d และ  sp3   d2 ไฮบริดออร์บิทัล

ตารางที่ 3 แสดงลักษณะเฉพาะในการจัดเรียงตัวเป็นรูปทรงเรขาคณิตของไฮบริดออร์บิทัล

ไฮบริไดเซชันในโมเลกุลที่มีพันธะคู่และพันธะสาม

          สำหรับโมเลกุลที่อะตอมกลางเกิดพันธะคู่และพันธะสาม  ไฮบริดออร์บิทัลจะบรรจุอิเล็กตรอนคู่สร้างพันธะ  σ ในพันธะเดี่ยว  π พันธะคู่หรือพันธะสาม  และอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเท่านั้น ส่วนอิเล็กตรอนที่ใช้ในการสร้างพันธะในพันธะคู่หรือพันธะสามนั้นจะบรรจุในออร์บิทัลอะตอมที่ไม่ได้เกิดไฮบริไดเซชัน

         พิจารณาการเกิดพันธะในเอทีน  (ethene)  หรือเอทิลีน  (ethylene)  ซึ่งมีสูตรเป็น  C2H4  และโครงสร้างลิวอิสเป็นดังนี้

        รอบคาร์บอนแต่ละอะตอม  โมเลกุลจะมีรูปร่างเป็นสามเหลี่ยมแบนราบโดยมีมุมพันธะเป็น sp2  ดังนั้นทุกอะตอมในโมเลกุลจึงอยู่ในระนาบเดียวกัน  จากโครงสร้างโมเลกุลแสดงว่าแต่ละคาร์บอนอะตอมใช้ sp2  ไฮบริดออร์บิทัลในการเกิดพันธะสอง σ พันธะกับไฮโดรเจน  2  อะตอม  และเกิดพันธะ σ หนึ่งพันธะกับคาร์บอนอีกอะตอมหนึ่ง

จากแผนภาพแสดงออร์บิทัลอะตอมและการเกิด sp2   ไฮบริไดเซชัน  อาจเขียนโครงสร้างอิเล็กตรอนของคาร์บอนโดยพิจารณาเวเลนซ์ออร์บิทัลได้ดังนี้

จะเห็นว่าคาร์บอนยังมีอิเล็กตรอนเดี่ยวใน  2 p   ออร์บิทัล ที่ไม่เกิดไฮบริไดเซชัน  p   ออร์บิทัลนี้มีทิศทางตั้งฉากกับระนาบสามเหลี่ยมแบนราบของ sp2 ไฮบริดออร์บิทัล  จึงสามารถซ้อนกันทางด้านข้างเกิดพันธะ π ได้

ภาพที่ 40   แผนภาพแสดงออร์บิทัลอะตอมและการเกิดไฮบริไดเซชันของ  C  ใน  เอทีน  หรือ  เอทิลีน (C2H4 )

ภาพที่ 41  การซ้อนกันของ p ออร์บิทัลที่ไม่เกิดไฮบริไดเซชัน  เกิดเป็นพันธะ π

        จากรูปการเกิดพันธะคู่ระหว่างคาร์บอน-คาร์บอน ในเอทีน  หรือ  เอทิลีน (C2H4) พิจารณาโมเลกุลของเอไทน์ (ethyne)  หรืออะเซทิลีน  (acethylene, (C2H2 )  ซึ่งเป็นแก๊สที่ใช้เป็นเชื้อเพลิงสำหรับเชื่อมโลหะ

โมเลกุลของเอไทน์เป็นเส้นตรง  แต่ละคาร์บอนต้องใช้  sp  ไฮบริดออร์บิทัลในการเกิดพันธะ กับคาร์บอนอีกอะตอมหนึ่ง  และกับไฮโดรเจน  จากโครงสร้างอิเล็กตรอนของคาร์บอนเมื่อเกิด  sp  ไฮบริไดเซชัน

จะเห็นว่าแต่ละคาร์บอนอะตอมจะมีอิเล็กตรอนเดี่ยวอีก  2  อิเล็กตรอนอยู่ใน  p  ออร์บิทัลที่ไม่ได้ไฮบริไดซ์ทั้งสองออร์บิทัล  ซึ่งอยู่ในแนวตั้งฉากกับ  sp  ไฮบริดออร์บิทัล  p  ออร์บิทัลทั้งสองจึงสามารถซ้อนกัน  เกิดเป็นพันธะสองพันธะ  ดังนั้น  พันธะสามจึงประกอบด้วยพันธะ  หนึ่งพันธะ σ และพันธะ  π สองพันธะ

ภาพที่  42  การเกิดพันธะสามระหว่างคาร์บอน-คาร์บอน  ในเอไทน์หรืออะเซทิลีน (C2H2)

        เนื่องจากพันธะ   π    แข็งแรงน้อยกว่าพันธะ σ   ดังนั้นพันธะสามจะแข็งแรงกว่า (ความยาวพันธะน้อยกว่า)  พันธะคู่  แต่แข็งแรงกว่า  C – C   ไม่ถึงสามเท่า ลักษณะที่สำคัญอีกประการหนึ่งของพันธะคู่และพันธะสาม  คือการหมุนบิดโมเลกุลรอบแกนของพันธะคู่หรือพันธะสามไม่สามารถเกิดขึ้นได้  เช่น ใน  C2H4  ถ้าเราหมุน C อะตอม รอบพันธะ  (c = c)  p  ออร์บิทัลที่ไม่เกิดไฮบริไดเซชันบนคาร์บอนนั้นจะมีทิศทางเปลี่ยนไป  ไม่อยู่ในแนวขนานกับ  p  ออร์บิทัลที่ไม่เกิดไฮบริดไดเซชันบนคาร์บอนอีกอะตอมหนึ่งจึงไม่สามารถซ้อนกันได้อย่างมีประสิทธิผล  ดังนั้นการหมุนบิดโมเลกุลรอบพันธะคู่หรือพันธะสาม  จึงทำให้เกิดการสลายพันธะ   π  ซึ่งต้องใช้พลังงานสูงกว่าพลังงานของโมเลกุลที่สภาวะปกติ  เป็นเหตุให้การหมุนบิดรอบแกนของพันธะคู่หรือพันธะสามไม่เกิดขึ้น

ภาพที่  43   การหมุนบิดโมเลกุลรอบพันธะคู่ของคาร์บอน-คาร์บอน (C =  C)

        พิจารณาการเกิดพันธะในฟอร์แมลดีไฮด์ ซึ่งมีพันธะเดี่ยว  C-H   สองพันธะ พันธะคู่ (C = O) หนึ่งพันธะ  รูปทรงเรขาคณิตของคู่อิเล็กตรอนในฟอร์แมลดีไฮด์  (H2CO) เป็นสามเหลี่ยมแบนราบ  แสดงว่าคาร์บอนอะตอมเกิด sp2  ไฮบริดออร์บิทัล  3  ออร์บิทัลสำหรับสร้างพันธะ  σ สามพันธะ  โดยที่ sp2  ไฮบริดออร์บิทัล  2  ออร์บิทัลจะเกิดพันธะ σ   กับ 1s  ออร์บิทัลของไฮโดรเจน  2  อะตอม  ส่วน  sp2  ไฮบริดออร์บิทัลอีกออร์บิทัลหนึ่งจะซ้อนกับ sp2 ไฮบริดออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยวของออกซิเจน  (โครงสร้างอิเล็กตรอนของออกซิเจนคือ  2s2  2px1  2py1  2pz1 จึงเกิด sp2 ไฮบริดออร์บิทัล  และมี  p  ออร์บิทัลที่ไม่เกิดไฮบริไดเซชันอีก  1  ออร์บิทัล)  ในแนวแกนระหว่างนิวเคลียสของคาร์บอนและออกซิเจนอะตอม  จึงเกิดเป็นพันธะ σ นอกจากนี้  p  ออร์บิทัลที่ไม่เกิดไฮบริไดเซชันของคาร์บอนอะตอมซึ่งอยู่ในแนวตั้งฉากกับระนาบสามเหลี่ยมแบนราบ  และอยู่ในแนวขนานกับ  p  ออร์บิทัลที่ไม่ได้เกิดไฮบริไดเซชันของออกซิเจนซึ่งมีอเล็กตรอนเดี่ยวบรรจุอยู่  จะสามารถซ้อนกันได้ทางด้านข้าง เกิดเป็นพันธะ ดังนั้นจึงเกิดพันธะคู่ระหว่างคาร์บอนและออกซิเจนซึ่งประกอบด้วยพันธะ σ และพันธะ π อย่างละ  1  พันธะ

ภาพที่  44    ฟอร์แมลดีไฮด์  (H2CO)

ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล  (Molecular  orbital  theory :  MO  theory)

          ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์และทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัลอธิบายว่า  พันธะโคเวเลนต์ในโมเลกุลเกิดจากการซ้อนกันของออร์บิทัลอะตอมหรือไฮบริดออร์บิทัล  อิเล็กตรอนในโมเลกุลจึงอยู่ในออร์บิทัลอะตอมหรือไฮบริดออร์บิทัลของแต่ละอะตอม  เช่น ใน  CH4 โมเลกุล  พันธะเกิดจาก  1s  ออร์บิทัลของ  H  อะตอมและ  sp3 4  ออร์บิทัล ของ  C  อะตอม   อย่างไรก็ดี  ทฤษฎีพันธะเวเลนซ์ และทฤษฎีไฮบริดออร์บิทัลไม่สามารถใช้อธิบายสเปกตรัมและสมบัติแม่เหล็กของโมเลกุลได้  เช่น  ออกซิเจน  (O2)  มีสมบัติเป็นพาราแมกเนติก (paramagnetic) ซึ่งจะถูกดึงดูดในสนามแม่เหล็กเหนื่องจากมีอิเล็กตรอนเดี่ยว  แต่ออกซิเจนอะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  6 ตัวซึ่งเป็นเลขคู่  ตามทฤษฎีพันธะเวเลนซ์จะทำนายได้ว่าอิเล็กตรอนทั้งหมดในโมเลกุลจะอยู่เป็นคู่  ซึ่งไม่สอดคล้องกับสมบัติพาราแมกเนติก ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล  มีสมมติฐานเกี่ยวกับการเกิดพันธะ  ดังนี้

1. เมื่ออะตอมเข้าใกล้กัน ออร์บิทัลอะตอมของอิเล็กตรอนวงนอกสุดจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุล    (molecular  orbital : MO)  ซึ่งแสดงลักษณะเฉพาะของทั้งโมเลกุล  ไม่ได้เป็นของอะตอมใดอะตอมหนึ่งในโมเลกุล  โดยจำนวนออร์บิทัลโมเลกุลที่เกิดขึ้นเท่ากับจำนวนออร์บิทัลอะตอมที่มารวมกัน  เช่น เมื่อไฮโดรเจน  2  อะตอมรวมกันเกิดเป็น H2  โมเลกุล  1s  ออร์บิทัลจาก  H  อะตอมทั้งสองจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุล  2  ออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานไม่เท่ากัน
2. ออร์บิทัลโมเลกุลจะจัดเรียงตัวตามลำดับพลังงานที่เพิ่มขึ้น พลังงานสัมพัทธ์ ของออร์บิทัลโมเลกุลเหล่านี้ สรุปได้จากการทดลองเกี่ยวกับสเปกตรัมและสมบัติแม่เหล็กของโมเลกุล
3. เวเลนซ์อิเล็กตรอนในโมเลกุล จะบรรจุอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุล โดยแต่ละออร์บิทัลโมเลกุลสามารถบรรจุอิเล็กตรอนได้สูดสุด  2  ตัว  ตามหลักการกีดกันของพาวลี และอิเล็กตรอนจะบรรจุอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานต่ำสุดจนเต็มก่อน  แล้วจึงบรรจุในออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานสูงขึ้นตามลำดับ และการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุลเป็นไปตามกฎของฮุนด์  เช่น  เมื่อมีออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากันว่างอยู่  อิเล็กตรอนจะบรรจุในออร์บิทัลเหล่านี้ออร์บิทัลละ  1  ตัวก่อน  ทำให้เกิดออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  เพื่อที่จะให้เข้าใจทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล  ให้พิจารณาโมเลกุลอะตอมคู่ของธาตุในคาบที่  1  ในตารางธาตุ  เช่น การเกิดพันธะในโมเลกุลไฮโดรเจนและฮีเลียม  การรวม 1s ออร์บิทัล เมื่ออะตอมของธาตุในคาบที่  1  ของตารางธาตุเข้าใกล้กัน  1s ออร์บิทัลจากอะตอมทั้งสองจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุล  2  ออร์บิทัล  ออร์บิทัลโมเลกุลออร์บิทัลหนึ่งจะมีพลังงานต่ำกว่าออร์บิทัลอะตอม  การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลนี้จะทำให้โมเลกุลเสถียรกว่าอะตอมที่แยกกันอยู่   ดังนั้นจึงเรียกออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานต่ำกว่าออร์บิทัลอะตอมว่า  ออร์บิทัลโมเลกุลที่สร้างพันธะ  (bonding  molecular  orbital)  ส่วนออร์บิทัลโมเลกุลอีกออร์บิทัลหนึ่งจะมีพลังงานสูงกว่าออร์บิทัลอะตอม  การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลนี้จึงทำให้โมเลกุลมีพลังงานเพิ่มขึ้นและไม่เสถียร  จึงเรียกออร์บิทัลโมเลกุลนี้ว่า  ออร์บิทัลที่ต้านการสร้างพันธะ (antibonding  molecular  orbital)

ภาพที่  45   การสร้างออร์บิทัลโมเลกุลจาก  1s  ออร์บิทัลโมเลกุลจาก  1s  ออร์บิทัลอะตอมของไฮโดรเจนอะตอม

ในออร์บิทัลโมเลกุลที่สร้างพันธะมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงในบริเวณที่อยู่ระหว่างนิวเคลียสทั้งสอง  จึงทำให้ระดับพลังงานต่ำกว่าออร์บิทัลอะตอม  ส่วนในออร์บิทัลโมเลกุลที่ต้านการสร้างพันธะ  โอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในบริเวณที่อยู่ระหว่างนิวเคลียสทั้งสองมีน้อย  อิเล็กตรอนจะมีความหนาแน่นมากในบริเวณด้านนอกของโมเลกุล  ออร์บิทัลที่ต้านการสร้างพันธะจึงมีพลังงานสูงกว่าออร์บิทัลอะตอม ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุลที่สร้างพันธะและออร์บิทัลโมเลกุลที่ต้านการสร้างพันธะจะสมมาตรรอบแกนระหว่างนิวเคลียสทั้งสอง  ซึ่งหมายความว่าออร์บิทัลทั้งสองเป็นออร์บิทัลโมเลกุลชนิดซิกมา  (sigma  molecular  orbital)  ซึ่งใช้สัญลักษณ์  σ  เครื่องหมาย  *  ใช้แสดงว่าเป็นออร์บิทัลที่ต้านการสร้างพันธะ  และตัวอักษรด้านล่างขวาแสดงออร์บิทัลอะตอมที่ทำให้เกิดออร์บิทัลโมเลกุลนั้น ๆ  เช่น ออร์บิทัลโมเลกุลที่สร้างพันธะซึ่งเกิดจากการรวมกันของ  1s  ออร์บิทัลจะมีสัญลักษณ์เป็น σ 1s  และออร์บิทัลโมเลกุลที่ต้านการสร้างพันธะจะมีสัญลักษณ์เป็น σ* 1s 

ใน H2 โมเลกุลมีอิเล็กตรอน  2  ตัว อิเล็กตรอนทั้งสองจะบรรจุใน  σ1s   ออร์บิทัลซึ่งมีพลังงานต่ำกว่าก่อน

ภาพที่  46   แผนภาพระดับพลังงานของออร์บิทัลโมเลกุล H2

เนื่องจากแต่ละ  H  อะตอมมีอิเล็กตรอน  1  ตัวใน  1s  ออร์บิทัล ดังนั้น H2  จึงมีอิเล็กตรอน  2  ตัว  อิเล็กตรอนทั้งสองจะบรรจุใน σ 1s ออร์บิทัลซึ่งมีพลังงานต่ำกว่าออร์บิทัลอะตอมในอะตอมเดี่ยว H2   โมเลกุลจึงเสถียรกว่า  H  สองอะตอมที่แยกกันอยู่

         ฮีเลียม  (He)  แต่ละอะตอมมีอิเล็กตรอน  2  ตัวอยู่ใน  1s  ออร์บิทัล เมื่อ  He  สองอะตอมเข้าใกล้กัน  1s ออร์บิทัลจะรวมกันเป็นออร์บิทัลโมเลกุล σ 1s  และ σ* 1s  อิเล็กตรอนใน He2 โมเลกุลจะบรรจุในออร์บิทัลที่สร้างพันธะ  2  ตัว  และออร์บิทัลที่ต้านการสร้างพันธะ  2  ตัว  เนื่องจาพลังงานที่ลดลงจากอิเล็กตรอนที่สร้างพันธะ

ภาพที่ 47    แผนภาพระดับพลังงานของออร์บิทัลโมเลกุลของ He2

การเกิดพันธะในโมเลกุลอะตอมคู่ของธาตุในคาบที่  2  :  การรวม  2s  และ  2p  ออร์บิทัล

      ธาตุเรพรีเซนเททิฟในคาบที่  2  ของตารางธาตุมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนบรรจุใน  2s,  2px,  2py  และ  2pzออร์บิทัลเมื่ออะตอมของธาตุในคาบที่  2  เกิดพันธะกันเป็นโมเลกุลอะตอมคู่  ออร์บิทัลอะตอมที่บรรจุเวเลนซ์อิเล็กตรอนจะรวมกันเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุลอย่างไร

      การรวม  2s  ออร์บิทัลจากแต่ละอะตอมจะให้ออร์บิทัลโมเลกุล  2  ออร์บิทัล  คือ  และ  ซึ่งมีรูปร่างเหมือน   และ   ตามลำดับ

       ในอะตอมเดี่ยวของธาตุในคาบที่  2  จะมี  p  ออร์บิทัล  3  ออร์บิทัลคือ 2px , 2py  และ  2pz   ซึ่งมีทิศทางตั้งฉากซึ่งกันและกัน  กำหนดให้แกนระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่เกิดพันธะกันคือแกน  z  เมื่อ  2pz ออร์บิทัลจากแต่ละอะตอมรวมกันตามแนวแกนระหว่างนิวเคลียส  จะเกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุลที่สมมาตรรอบแกน  z  นั่นคือ  เป็นออร์บิทัลโมเลกุลชนิดซิกมา  2  ออร์บิทัล  ออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำกว่าจะมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงในบริเวณที่อยู่ระหว่างนิวเคลียส  เรียกว่า  ออร์บิทัลโมเลกุลชนิดซิกมาที่สร้างพันธะ   ส่วนออร์บิทัลที่มีพลังงานสูงกว่าจะมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนจะสูงในบริเวณที่ห่างจากนิวเคลียส  เรียกว่า  ออร์บิทัลโมเลกุลชนิดซิกมาที่ต้านการสร้างพันธะดังภาพ

ภาพที่  48  ออร์บิทัลโมเลกุลที่เกิดจากการรวมออร์บิทัลอะตอม (ก)  2pz (ข)  2px หรือ 2py

        ออร์บิทัลอะตอม 2px หรือ 2py ซึ่งตั้งฉากกับ 2pz จะรวมกับออร์บิทัลอะตอม 2px  หรือ 2py จากอีกอะตอมหนึ่งในลักษณะที่แตกต่างจาก  2pz  ออร์บิทัล  ดังรูป  (ข)  โดยจะเกิดการรวมกันทางด้านข้างทำให้เกิดออร์บิทัลโมเลกุล  2  ออร์บิทัล  ซึ่งความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลไม่สมมาตรรอบแกนระหว่างนิวเคลียส  ซึ่งเป็นลักษณะของออร์บิทัลโมเลกุลชนิดพาย π  (pi molecular  orbital, )  ออร์บิทัลที่มีพลังงานสูงกว่าคือออร์บิทัลที่มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงในบริเวณที่ห่างจากนิวเคลียส  เรียกว่า  ออร์บิทัลโมเลกุลชนิดพายที่ต้านการสร้างพันธะ    หรือ    ออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำกว่าคือออร์บิทัลที่มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงในบริเวณที่อยู่ระหว่างนิวเคลียส  เรียกว่า  ออร์บิทัลโมเลกุลชนิดพายที่สร้างพันธะ หรือ พลังงานสัมพัทธ์ของออร์บิทัลโมเลกุลในโมเลกุลอะตอมคู่ของธาตุเรพรีเซนเททิฟในคาบที่  2  โปรดสังเกตว่าจาก Li2  ถึง N2  พลังงานของ   และ   ออร์บิทัลจะต่ำกว่าพลังงานของ     ออร์บิทัลและตั้งแต่  O2 ถึง Ne2  พลังงานของ     ออร์บิทัลจะต่ำกว่าพลังงานของ  และ   ออร์บิทัล

ภาพที่ 49  แผนภาพระดับพลังงานของออร์บิทัลโมเลกุลในโมเลกุลอะตอมคู่ของธาตุในคาบที่  2

                                                        (ก)  Li2  ถึง N2              (ข)  O2 ถึง Ne2

จากแผนภาพระดับพลังงานของออร์บิทัลโมเลกุล  เราสามารถเขียนโครงสร้างอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุล  ( MO  electron  configuration )  ของโมเลกุลอะตอมคู่ของธาตุเรพรีเซนเททิฟในคาบที่  2  ได้  โดยบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโมเลกุลตามลำดับพลังงานจากต่ำไปสูง  เช่น  โครงสร้างอิเล็กตรอนของ  F2  เขียนได้ดังนี้

สารประกอบโคเวเลนต์

สารประกอบโคเวเลนต์ มีสมบัติดังนี้

1. มีจุดเดือด จุดหลอมเหลวต่ำ เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลมีค่าน้อย
2. ไม่นำไฟฟ้าทั้งสภาพแก๊ส ของเหลว และของแข็ง
3. ไม่ละลายในตัวทำละลายมีขั้ว เช่น น้ำ แต่ละลายในตัวทำละลายไม่มีขั้ว เช่น เบนซิน
4. ปฏิกิริยาของสารประกอบโคเวเลนต์ เป็นปฏิกิริยาที่เกิดช้าเพราะต้องทำลายพันธะเดิมก่อนแล้วเกิดพันธะใหม่ การปะทะกันระหว่างโมเลกุลจะเกิดปฏิกิริยาเมื่อได้รับพลังงานเพียงพอ
   มีสารโคเวเลนต์บางชนิดที่ไม่มีโมเลกุล ปกติมีสถานะเป็นของแข็ง ภายในโครงสร้างประกอบด้วยอะตอมชนิดเดียวกันต่อกันด้วยพันธะโคเวเลนต์เป็นโครงสร้างสามมิติขนาดใหญ่ ได้แก่ เพชร (C) ซิลิคอน (Si) ซิลิคอน

        คาร์ไบด์ (SiC) เป็นต้น ซึ่งเพชรประกอบด้วยอะตอมคาร์บอนต่อกันด้วยพันธะโคเวเลนต์มีโครงสร้างแบบทรงสี่หน้าต่อกันไปเป็นโครงสร้างที่ยึดกันแน่นเป็นของแข็งที่แข็งมาก มีจุดเดือด จุดหลอมเหลวสูงถึง 3,500  องศาเซลเซียส ไม่นำไฟฟ้า นอกจากนี้ยังพบว่า คาร์บอนมีโมเลกุลที่เสถียรมากอีกแบบหนึ่งคือ มีโครงสร้างประกอบด้วยคาร์บอน 60 อะตอม แต่ละอะตอมสร้างพันธะโคเวเลนต์ด้วย sp2 ไฮบริดออร์บิทัล นักเคมีเรียกโครงสร้างแบบนี้ว่าบัคมินสเตอร์ฟุลเลอรีน (Buckminsterfullerene) นิยมเรียกสั้น ๆ ว่า บัคกีบอล (Buckyball)