ทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนวงเวเลนซ์
ทฤษฎีการผลักของคู่อิเล็กตรอน (อังกฤษ: Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) Theory) เสนอขึ้นโดย โรนัลด์ กิลเลสพาย และ เซอร์โรนัลด์ ซิดนีย์ ไนโฮล์ม ในปี พ.ศ. 2500 เพื่อใช้เป็นแบบจำลองเพื่อทำนายรูปร่างของโมเลกุลของสารประกอบโคเวเลนต์ ซึ่งศึกษาโดยใช้คุณสมบัติทางไฟฟ้าของอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวโดยใช้จำนวนกลุ่มอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง (Stearic number) ซึ่งประกอบด้วยอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ทฤษฎีนี้จึงมีชื่อเรียกอีกชื่อหนึ่งว่า ทฤษฎีกิลเลสพาย-ไนโฮล์ม หรือในบางครั้งก็เรีกกันว่า "เวสเปอร์" เพื่อความสะดวกในการเรียก ซึ่งโครงสร้างในการพิจารณานั้นก็มาจากสูตรโครงสร้างของลิวอิสแล้วมาจำลองให้เป็นรูปแบบสามมิติ โดยที่ต้องให้อิเล็กตรอนรอบอะตอมกลางผลักกันให้ไกลที่สุดเท่าที่จะทำได้ [1] [2]
สมมติฐานเบื้องต้น
[แก้]- คู่ของอิเล็กตรอนที่ล้อมรอบอะตอมกลางจะผลักซึ่งกันและกัน
- คู่ของอิเล็กตรอนเหล่านั้นจะผลักกันให้มีแรงทางไฟฟ้ากระทำต่อกันน้อยที่สุด และอยู่ห่างกันมากที่สุด
- วงโคจรนอกสุดของอิเล็กตรอนจะกระจายตัวเป็นทรงกลมอยู่โดยให้มีระยะห่างกันให้มากที่สุด
- พันธะคู่หรือพันธะสามจะถูกนับว่าเป็นพันธะเดี่ยวที่มีกำลังผลักแรงกว่า
- รูปร่างของโมเลกุลที่เป็นเรโซแนนซ์สามารถจำลองด้วยทฤษฎีนี้ได้เช่นกัน
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[3]
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 |  |
|||
| 3 |  |
 |
||
| 4 |  |
 |
 |
|
| 5 |  |
 |
 |
 |
| 6 |  |
 |
 |
|
| 7 |  |
 |
ตารางแสดงรูปร่างโมเลกุลเชิงเรขาคณิต
[แก้]| ประเภทของโมเลกุล | รูปร่างโมเลกุล | การจัดเรียงกลุ่มอิเล็กตรอนรอบอะตอมกลาง† | รูปร่างทางเรขาคณิต‡ | ตัวอย่าง | มุมระหว่างพันธะ |
|---|---|---|---|---|---|
| AX1En | โมเลกุลอะตอมคู่ | 
|
|
HF, O2 | - |
| AX2E0 | เส้นตรง | 
|
|
BeCl2, HgCl2, CO2 | 180 องศา |
| AX3E0 | สามเหลี่ยมระนาบ | 
|
|
BF3, CO32−, NO3−, SO3 | 120 องศา |
| AX2E1 | มุมงอ | 
|
|
NO2−, SO2, O3 | น้อยกว่า 120 องศา |
| AX4E0 | ทรงสี่หน้า | 
|
|
CH4, PO43−, SO42−, ClO4− | 109.5 องศา |
| AX3E1 | พีระมิดฐานสามเหลี่ยม | 
|
|
NH3, PCl3 | น้อยกว่า 109.5 องศา |
| AX2E2 | มุมงอ | 
|
|
H2O, OF2 | น้อยกว่า 109.5 องศา |
| AX5E0 | พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม | 
|
|
PCl5 | ในแนวระนาบฐานพีระมิดทำมุมกัน 120 องศา ส่วนส่วนสูงของพีระมิดทำมุม 90 องศากับระนาบ |
| AX4E1 | ไม้กระดานหก | 
|
|
SF4 | ในแนวระนาบฐานพีระมิดทำมุมกันน้อยกว่า 120 องศา ส่วนส่วนสูงของพีระมิดทำมุมน้อยกว่า 90 องศากับระนาบ |
| AX3E2 | ตัวที | 
|
|
ClF3, BrF3 | น้อยกว่า 90 องศา |
| AX2E3 | เส้นตรง | 
|
|
XeF2, I3− | 180 องศา |
| AX6E0 | ทรงแปดหน้า | 
|
|
SF6 | 90 องศา |
| AX5E1 | พีระมิดฐานสี่เหลี่ยม | 
|
|
ClF5, BrF5 | น้อยกว่า 90 องศา |
| AX4E2 | สี่เหลี่ยมจัตุรัส | 
|
|
XeF4 | 90 องศา |
| AX7E0 | พีระมิดคู่ฐานห้าเหลี่ยม | 
|
|
IF7 | ในแนวระนาบฐานพีระมิดทำมุมกัน 72 องศา ส่วนส่วนสูงของพีระมิดทำมุม 90 องศากับระนาบ |
| AX6E1 | พีระมิดฐานห้าเหลี่ยม | 
|
|
XeF6 | ในแนวระนาบฐานพีระมิดทำมุมกัน 72 องศา ส่วนส่วนสูงของพีระมิดทำมุมน้อยกว่า 90 องศากับระนาบ |
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[4] โครงสร้างของสารประกอบเหล่านี้รวมทั้งโลหะไฮไดรด์และโลหะแอลคิล เช่น เฮกซะเมทิลทังสเตน สามารถทำนายได้ถูกต้องด้วยการใช้ทฤษฎีพันธะวาเลนซ์ ซึ่งอ้างถึงการไฮบริไดเซชัน และแบบจำลอง 3-center-4-electron bond[5] [6] หรืออีกวิธีหนึ่งคือการใช้ทฤษฎีสนามผลึกเพื่อทำนายโครงสร้างของโมเลกุลของสารประกอบเหล่านี้
สารประกอบแฮไลด์ของโลหะแอลคาไลเอิร์ท
[แก้]สารประกอบแฮไลด์ของโลหะแอลคาไลเอิร์ทที่เป็นธาตุหนัก (ได้แก่ แคลเซียม สตรอนเชียม แบเรียม และเรเดียม) นั้นไม่ได้มีโครงสร้างเป็นรูปเส้นตรงตามที่ทฤษฎีนี้ได้อธิบายไว้ แต่กลับมีรูปร่างเป็นมุมงอ ดังนี้[7]
| 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[4][8]
โมเลกุล AX2E2 บางชนิด
[แก้]ตัวอย่างหนึ่งได้แก่ลิเทียมออกไซด์ (Li2O) ในสภาวะโมเลกุลซึ่งมีโครงสร้างโมเลกุลเป็นรูปเส้นตรงแทนที่จะเป็นมุมงอ ซึ่งมีการลงความเห็นกันว่าอาจเกิดจากการที่โดยปกตินั้น สารประกอบนี้เป็นพันธะไอออนิกที่รุนแรงมาก จึงส่งผลต่อโครงสร้างของโมเลกุลให้เป็นเส้นตรง[9]
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[4] เมื่ออะตอบกลางมีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีสูง อย่างเช่นออกซิเจนใน O(SiH3)2 อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจะไม่สามารถอยู่ประจำที่ได้ดีนักจึงส่งผลให้เกิดแรงผลักที่อ่อน อีกทั้งกลุ่มอะตอมที่มาล้อมรอบก็ยังมีการผลักกันที่แรง (-SiH3 เป็นลิแกนด์ที่ใหญ่มากเมื่อเทียบกับตัวอย่างอื่นๆ ด้านบน) จึงทำให้มุมของพันธะ Si-O-Si นั้นมีขนาดใหญ่ผิดปกติจากที่ทำนายได้[4]
โมเลกุล AX6E1 บางชนิด
[แก้]โมเลกุลที่มีลักษณะเป็น AX6E1 บางชนิดเช่นไอออนลบของ Te(IV)และ Bi(III) ได้แก่ TeCl62−, TeBr62−, BiCl63−, BiBr63− และ BiI63−, มีรูปร่างเป็นรูปทรงแปดหน้าปรกติและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวนั้นก็ไม่ได้มีผลต่อโครงสร้างของโมเลกุลเลย[10] เหตุผลหนึ่งที่อาจจะนำไปอธิบายได้คือ ความหนาแน่นของอะตอมที่เข้ามาล้อมรอบนั้นไม่สามารถมีช่องให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวส่งแรงกระทำได้เลย[4] เหตุผลอีกประการที่น่าจะเป็นไปได้คือเกิดจากปรากฏการณ์คู่อิเล็กตรอนเฉื่อย (en:inert pair effect)[11]
อ้างอิง
[แก้]- ↑ Gillespie, R. J. (1967), Electron-Pair Repulsions and Molecular Shape. Angew. Chem. Int. Ed. Engl., 6: 819–830.
- ↑ ELECTRON CORRELATION AND MOLECULAR SHAPE, R. J. Gillespie,Canadian Journal of Chemistry, 1960, 38:818-826.
- ↑ VGS Box. Journal of Molecular Modeling, 1997, 3, 124-141.
- ↑ 4.0 4.1 4.2 4.3 4.4 Models of molecular geometry, Gillespie R. J., Robinson E.A. Chem. Soc. Rev., 2005, 34, 396–407, doi:10.1039/b405359c
- ↑ 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.
- ↑ Landis, C. K.; Cleveland, T.; Firman, T. K. Structure of W(CH3)6. Science 1996, 272, 182-183.
- ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ↑ 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
- ↑ 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
- ↑ Wells A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry 5th edition Oxford Science Publications ISBN 0-19-855370-6
- ↑ Catherine E. Housecroft, Alan G. Sharpe (2005), Inorganic Chemistry, Pearson Education, ISBN 0-13-039913-2
 | บทความเคมีนี้ยังเป็นโครง คุณสามารถช่วยวิกิพีเดียได้โดยการเพิ่มเติมข้อมูล |