ทฤษฎีการผลักของคู่อิเล็กตรอน

จากวิกิพีเดีย สารานุกรมเสรี

ทฤษฎีการผลักของคู่อิเล็กตรอน (อังกฤษ: Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)) คิดค้นขึ้นโดย โรนัลด์ กิลเลสพาย และ เซอร์โรนัลด์ ซิดนีย์ ไนโฮล์ม ในปี พ.ศ. 2500 เพื่อใช้เป็นแบบจำลองเพื่อทำนายรูปร่างของโมเลกุลของสารประกอบโคเวเลนต์ ซึ่งศึกษาโดยใช้คุณสมบัติทางไฟฟ้าของอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวโดยใช้จำนวนกลุ่มอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง (Stearic number) ซึ่งประกอบด้วยอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ทฤษฎีนี้จึงมีชื่อเรียกอีกชื่อหนึ่งว่า ทฤษฎีกิลเลสพาย-ไนโฮล์ม หรือในบางครั้งก็เรีกกันว่า "เวสเปอร์" เพื่อความสะดวกในการเรียก ซึ่งโครงสร้างในการพิจารณานั้นก็มาจากสูตรโครงสร้างของลิวอิสแล้วมาจำลองให้เป็นรูปแบบสามมิติ โดยที่ต้องให้อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางผลักกันให้ไกลที่สุดเท่าที่จะทำได้

สมมติฐานเบื้องต้น[แก้]

  1. คู่ของอิเล็กตรอนที่ล้อมรอบอะตอมกลางจะผลักซึ่งกันและกัน
  2. คู่ของอิเล็กตรอนเหล่านั้นจะผลักกันให้มีแรงทางไฟฟ้ากระทำต่อกันน้อยที่สุด และอยู่ห่างกันมากที่สุด
  3. วงโคจรนอกสุดของอิเล็กตรอนจะกระจายตัวเป็นทรงกลมอยู่โดยให้มีระยะห่างกันให้มากที่สุด
  4. พันธะคู่หรือพันธะสามจะถูกนับว่าเป็นพันธะเดี่ยวที่มีกำลังผลักแรงกว่า
  5. รูปร่างของโมเลกุลที่เป็นเรโซแนนซ์สามารถจำลองด้วยทฤษฎีนี้ได้เช่น

ซึ่งการผลักกันของกลุ่มอิเล็กตรอนที่เป็นไปได้มีทั้งหมด 3 แบบคือ การผลักกันระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวด้วยกัน, การผลักกันของอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ และการผลักกันของอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะด้วยกัน ซึ่งโมเลกุลจะหลีกเลี่ยงการผลักกันของกลุ่มอิเล็กตรอน แต่ว่าอิเล็กตรอนต่างก็มีประจุลบ จึงเป็นเรื่องที่เป็นไปไม่ได้เลยที่จะไม่เกิดการผลักกันของอิเล็กตรอน โมเลกุลจึงต้องพยายามให้อิเล็กตรอนที่มีอยู่ในโมเลกุลนั้นผลักกันให้เบาที่สุดเท่าที่จะทำได้ ซึ่งพบว่าการผลักกันของอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวด้วยกันจะมีการส่งแรงทางไฟฟ้ากระทำต่อกันมากที่สุด เนื่องจากอิเล็กตรอนนั้นจะถูกดูดเข้ามาใกล้กับนิวเคลียสของอะตอมกลางมากที่สุด ซึ่งส่งผลให้เกิดการผลักกันรุนแรงมากที่สุด รองลงมาคือการผลักกันระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนร่วมพันธะ และการผลักกันระหว่างอิเล็กตรอนร่วมพันธะด้วยกัน

ทฤษฎีนี้มักถูกนำไปเปรียบเทียบกับทฤษฎีพันธะวาเลนซ์ ซึ่งจัดรูปร่างของโมเลกุลโดยคิดว่าอะตอมจะมีการจัดออร์บิทัลเพื่อให้สามารถเกิดพันธะได้ โดยยังมีความสัมพันธ์กับการเกิดพันธะซิกมา และพันธะไพ ส่วนทฤษฎีออร์บิทัลเชิงโมเลกุลเป็นอีกทฤษฎีหนึ่งที่มีการนำมาใช้เพื่ออธิบายลักษณะการจัดตัวของอะตอมและอิเล็กตรอนในโมเลกุลและไอออนที่มีหลายอะตอม

ทฤษฎี VSEPR ได้รับการวิพากษ์วิจารณ์เกี่ยวกับความไม่สามารถที่จะวัดเป็นปริมาณได้ และยังมีข้อจำกัดในการอธิบายโครงสร้างของโมเลกุลที่พัฒนามาจากโมเลกุลอย่างง่าย แม้ว่าจะสามารถทำนายได้แม่นยำก็ตาม อย่างไรก็ตาม กลศาสตร์เชิงโมเลกุล (force fields ซึ่งมีพื้นฐานมาจากทฤษฎีนี้ก็ได้มีการพัฒนาขึ้น[1]

ระบบ AXE[แก้]

ระบบ AXE นั้นเป็นระบบที่ใช้ในการนับกลุ่มอิเล็กตรอนเพื่อใช้ประกอบกับทฤษฎี VSEPR ซึ่ง A แทนอะตอมกลาง ซึ่งจะมีเพียงอะตอมเดียวเท่านั้น คือตัวที่กำหนดให้พิจารณา สำหรับโมเลกุลที่มีอะตอมกลางหลายตัว เช่น โพรเพน จะพิจารณาเพียงอะตอมเดียวเท่านั้น โดยพิจารณาอะตอมอื่นๆ เป็นอะตอมล้อมรอบ X หมายถึงจำนวนกลุ่มอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางที่ใช้ในการสร้างพันธะ โดยจะนับพันธะคู่และพันธะสามเป็น 1 กลุ่ม เช่นเดียวกับพันธะเดี่ยวและพันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ และ E แทนจำนวนคู่ของอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวที่อยู่รอบอะตอมกลาง ผลบวกของ X และ E หรือที่เรียกว่าจำนวนสเตียริกนั้นจะเท่ากับจำนวนของออร์บิทัลที่นำมาไฮบริไดเซชันกัน ตามทฤษฎีพันธะวาเลนซ์ (valence bond theory)

ตารางแสดงรูปร่างโมเลกุลตามสูตรโครงสร้างของลิวอิส[แก้]

จำนวนกลุ่มอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1 คู่ มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 3 คู่
2 AX2E0-2D.png
เส้นตรง
     
3 AX3E0-side-2D.png
สามเหลี่ยมแบนราบ
AX2E1-2D.png
มุมงอ
   
4 AX4E0-2D.png
ทรงสี่หน้า
AX3E1-2D.png
พีระมิดฐานสามเหลี่ยม
AX2E2-2D.png
มุมงอ
 
5 AX5E0-2D.png
พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม
AX4E1-2D.png
ไม้กระดานหก
AX3E2-2D.png
ตัวที
AX2E3-2D.png
เส้นตรง
6 AX6E0-2D.png
ทรงแปดหน้า
AX5E1-2D.png
พีระมิดฐานสี่เหลี่ยมจัตุรัส
AX4E2-2D.png
สี่เหลี่ยมแบนราบ
 
7 AX7E0-2D.png
พีระมิดคู่ฐานห้าเหลี่ยม
AX6E1-2D.png
พีระมิดฐานห้าเหลี่ยม
   

ตารางแสดงรูปร่างโมเลกุลเชิงเรขาคณิต[แก้]

ประเภทของโมเลกุล รูปร่างโมเลกุล การจัดเรียงกลุ่มอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง รูปร่างทางเรขาคณิต ตัวอย่าง มุมระหว่างพันธะ
AX1En โมเลกุลอะตอมคู่ AX1E0-3D-balls.png AX1E0-3D-balls.png HF, O2 -
AX2E0 เส้นตรง AX2E0-3D-balls.png Linear-3D-balls.png BeCl2, HgCl2, CO2 180 องศา
AX3E0 สามเหลี่ยมระนาบ AX3E0-3D-balls.png Trigonal-3D-balls.png BF3, CO32−, NO3, SO3 120 องศา
AX2E1 มุมงอ AX2E1-3D-balls.png Bent-3D-balls.png NO2, SO2, O3 น้อยกว่า 120 องศา
AX4E0 ทรงสี่หน้า AX4E0-3D-balls.png Tetrahedral-3D-balls.png CH4, PO43−, SO42−, ClO4 109.5 องศา
AX3E1 พีระมิดฐานสามเหลี่ยม AX3E1-3D-balls.png Pyramidal-3D-balls.png NH3, PCl3 น้อยกว่า 109.5 องศา
AX2E2 มุมงอ AX2E2-3D-balls.png Bent-3D-balls.png H2O, OF2 น้อยกว่า 109.5 องศา
AX5E0 พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม Trigonal-bipyramidal-3D-balls.png Trigonal-bipyramidal-3D-balls.png PCl5 ในแนวระนาบฐานพีระมิดทำมุมกัน 120 องศา ส่วนส่วนสูงของพีระมิดทำมุม 90 องศากับระนาบ
AX4E1 ไม้กระดานหก AX4E1-3D-balls.png Seesaw-3D-balls.png SF4 ในแนวระนาบฐานพีระมิดทำมุมกันน้อยกว่า 120 องศา ส่วนส่วนสูงของพีระมิดทำมุมน้อยกว่า 90 องศากับระนาบ
AX3E2 ตัวที AX3E2-3D-balls.png T-shaped-3D-balls.png ClF3, BrF3 น้อยกว่า 90 องศา
AX2E3 เส้นตรง AX2E3-3D-balls.png Linear-3D-balls.png XeF2, I3 180 องศา
AX6E0 ทรงแปดหน้า AX6E0-3D-balls.png Octahedral-3D-balls.png SF6 90 องศา
AX5E1 พีระมิดฐานสี่เหลี่ยม AX5E1-3D-balls.png Square-pyramidal-3D-balls.png ClF5, BrF5 น้อยกว่า 90 องศา
AX4E2 สี่เหลี่ยมจัตุรัส AX4E2-3D-balls.png Square-planar-3D-balls.png XeF4 90 องศา
AX7E0 พีระมิดคู่ฐานห้าเหลี่ยม AX7E0-3D-balls.png Pentagonal-bipyramidal-3D-balls.png IF7 ในแนวระนาบฐานพีระมิดทำมุมกัน 72 องศา ส่วนส่วนสูงของพีระมิดทำมุม 90 องศากับระนาบ
AX6E1 พีระมิดฐานห้าเหลี่ยม AX6E1-3D-balls.png Pentagonal-pyramidal-3D-balls.png XeF6 ในแนวระนาบฐานพีระมิดทำมุมกัน 72 องศา ส่วนส่วนสูงของพีระมิดทำมุมน้อยกว่า 90 องศากับระนาบ
† เป็นการจัดเรียงอิเล็กตรอนโดยรวมถึงอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวด้วย (ซึ่งแสดงด้วยสีเหลืองอ่อน)
‡ รูปร่างโมเลกุลที่แท้จริง (แสดงเฉพาะพันธะระหว่าอะตอม)

เมื่ออะตอมที่ล้อมรอบอะตอมกลาง (X) ไม่ได้เหมือนกันทั้งหมด รูปร่างของโมเลกุลก็ยังคงใกล้เคียงกับความเป็นจริงอยู่ แต่ว่ามุมระหว่างพันธะนั้นจะเกิดการผิดเพื้ยนไปบ้าง อย่างเช่นพันธะคู่ที่เกิดขึ้นในโมเลกุลของแอลคีนเช่น C2H4 จะเป็น AX3E0 แต่ทว่ามุมระหว่างพันธะรอบอะตอม C นั้นก็ไม่ได้เท่ากับ 120 ° เลย หรืออีกตัวอย่างหนึ่งคือ SOCl2 มีโครงสร้างเป็น AX3E1 แต่ว่าอะตอมที่มาล้อมรอบนั้นไม่เหมือนกัน จึงส่งผลให้มุมพันธะนั้นไม่เท่ากันตามไปด้วย เนื่องจากอะตอมแต่ละชนิดจะมีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนที่แตกต่างกัน

ข้อยกเว้น[แก้]

สารประกอบเหล่านี้ไม่สามารถอธิบายโครงสร้างได้ด้วยทฤษฎี VSEPR

สารประกอบของธาตุแทรนซิชัน[แก้]

สารประกอบของธาตุเหล่านี้ไม่สามารถอธิบายโครงสร้างทางเคมีด้วยทฤษฎีนี้ได้เนื่องจากเกิดแรงกระทำจากอิเล็กตรอนใน d-ออร์บิทัลของอะตอมกลาง[2] โครงสร้างของสารประกอบเหล่านี้รวมทั้งโลหะไฮไดรด์และโลหะแอลคิล เช่น เฮกซะเมทิลทังสเตน สามารถทำนายได้ถูกต้องด้วยการใช้ทฤษฎีพันธะวาเลนซ์ ซึ่งอ้างถึงการไฮบริไดเซชัน และแบบจำลอง 3-center-4-electron bond[3] [4] หรืออีกวิธีหนึ่งคือการใช้ทฤษฎีสนามผลึกเพื่อทำนายโครงสร้างของโมเลกุลของสารประกอบเหล่านี้

สารประกอบแฮไลด์ของโลหะแอลคาไลเอิร์ท[แก้]

สารประกอบแฮไลด์ของโลหะแอลคาไลเอิร์ทที่เป็นธาตุหนัก (ได้แก่ แคลเซียม สตรอนเชียม แบเรียม และเรเดียม) นั้นไม่ได้มีโครงสร้างเป็นรูปเส้นตรงตามที่ทฤษฎีนี้ได้อธิบายไว้ แต่กลับมีรูปร่างเป็นมุมงอ ดังนี้[5]

สารประกอบ สูตรทางเคมี มุมระหว่างพันธะ
แคลเซียมฟลูออไรด์ CaF2 145°
สตรอนเชียมฟลูออไรด์ SrF2 120°
แบเรียมฟลูออไรด์ BaF2 108°
สตรอนเชียมคลอไรด์ SrCl2 130°
แบเรียมคลอไรด์ BaCl2 115°
แบเรียมโบรไมด์ BaBr2 115°
แบเรียมไอโอไดด์ BaI2 105°

กิลเลสพายเสนอว่าน่าจะเกิดจากแรงกระทำระหว่างอิเล็กตรอนภายในอะตอม ก่อให้เกิดการโพลาไรเซชันจนทำให้รูปร่างของออร์บิทัลของอิเล็กตรอนชั้นในไม่ได้สมมาตรเป็นทรงกลม ซึ่งส่งผลต่อโครงสร้างโมเลกุล[2][6]

โมเลกุล AX2E2 บางชนิด[แก้]

ตัวอย่างหนึ่งได้แก่ลิเทียมออกไซด์ (Li2O) ในสภาวะโมเลกุลซึ่งมีโครงสร้างโมเลกุลเป็นรูปเส้นตรงแทนที่จะเป็นมุมงอ ซึ่งมีการลงความเห็นกันว่าอาจเกิดจากการที่โดยปกตินั้น สารประกอบนี้เป็นพันธะไอออนิกที่รุนแรงมาก จึงส่งผลต่อโครงสร้างของโมเลกุลให้เป็นเส้นตรง[7]

อีกตัวอย่างหนึ่งคือ O(SiH3)2 ซึ่งมีมุม Si-O-Si angle เท่ากับ 144.1° ซึ่งเมื่อเปรียบเทียบกับมุมในพันธะอื่นๆ เช่น Cl2O (110.9°), (CH3)2O (111.7°) และ N(CH3)3 (110.9°) ซึ่งกิลเลสพายได้ให้เหตุผลว่าเกิดจากการอยู่ประจำที่ของอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวและความสามารถในการผลักกับอิเล็กตรอนคู่อื่นๆ จะมีค่ามากที่สุดเมื่ออะตอมที่เข้ามาล้อมรอบนั้นมีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีใกล้เคียงหรือสูงกว่าอะตอมกลาง[2] เมื่ออะตอบกลางมีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีสูง อย่างเช่นออกซิเจนใน O(SiH3)2 อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจะไม่สามารถอยู่ประจำที่ได้ดีนักจึงส่งผลให้เกิดแรงผลักที่อ่อน อีกทั้งกลุ่มอะตอมที่มาล้อมรอบก็ยังมีการผลักกันที่แรง (-SiH3 เป็นลิแกนด์ที่ใหญ่มากเมื่อเทียบกับตัวอย่างอื่นๆ ด้านบน) จึงทำให้มุมของพันธะ Si-O-Si นั้นมีขนาดใหญ่ผิดปกติจากที่ทำนายได้[2]

โมเลกุล AX6E1 บางชนิด[แก้]

โมเลกุลที่มีลักษณะเป็น AX6E1 บางชนิดเช่นไอออนลบของ Te(IV)และ Bi(III) ได้แก่ TeCl62−, TeBr62−, BiCl63−, BiBr63− และ BiI63−, มีรูปร่างเป็นรูปทรงแปดหน้าปรกติและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวนั้นก็ไม่ได้มีผลต่อโครงสร้างของโมเลกุลเลย[8] เหตุผลหนึ่งที่อาจจะนำไปอธิบายได้คือ ความหนาแน่นของอะตอมที่เข้ามาล้อมรอบนั้นไม่สามารถมีช่องให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวส่งแรงกระทำได้เลย[2] เหตุผลอีกประการที่น่าจะเป็นไปได้คือเกิดจากปรากฏการณ์คู่อิเล็กตรอนเฉื่อย (en:inert pair effect)[9]

อ้างอิง[แก้]

  1. VGS Box. Journal of Molecular Modeling, 1997, 3, 124-141.
  2. 2.0 2.1 2.2 2.3 2.4 Models of molecular geometry, Gillespie R. J., Robinson E.A. Chem. Soc. Rev., 2005, 34, 396–407, doi: 10.1039/b405359c
  3. Landis, C. K.; Cleveland, T.; Firman, T. K. Making sense of the shapes of simple metal hydrides. J. Am. Chem. Soc. 1995, 117, 1859-1860.
  4. Landis, C. K.; Cleveland, T.; Firman, T. K. Structure of W(CH3)6. Science 1996, 272, 182-183.
  5. แม่แบบ:Greenwood&Earnshaw
  6. Core Distortions and Geometries of the Difluorides and Dihydrides of Ca, Sr, and Ba Bytheway I, Gillespie R.J, Tang T.H., Bader R.F. Inorganic Chemistry, 34,9, 2407-2414, 1995 doi:10.1021/ic00113a023
  7. A spectroscopic determination of the bond length of the LiOLi molecule: Strong ionic bonding, D. Bellert, W. H. Breckenridge, J. Chem. Phys. 114, 2871 (2001); doi:10.1063/1.1349424
  8. Wells A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry 5th edition Oxford Science Publications ISBN 0-19-855370-6
  9. Catherine E. Housecroft, Alan G. Sharpe (2005), Inorganic Chemistry, Pearson Education, ISBN 0-13-039913-2