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	เส้นตรง
3	สามเหลี่ยมแบนราบ	มุมงอ
4	ทรงสี่หน้า	พีระมิดฐานสามเหลี่ยม	มุมงอ
5	พีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม	ไม้กระดานหก	ตัวที	เส้นตรง
6	ทรงแปดหน้า	พีระมิดฐานสี่เหลี่ยมจัตุรัส	สี่เหลี่ยมแบนราบ
7	พีระมิดคู่ฐานห้าเหลี่ยม	พีระมิดฐานห้าเหลี่ยม

ตารางแสดงรูปร่างโมเลกุลเชิงเรขาคณิต แก้

ประเภทของโมเลกุล	รูปร่างโมเลกุล	ตัวอย่าง	มุมระหว่างพันธะ
AX₁E_n	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

† 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^[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

[1] Gillespie, R. J. (1967), Electron-Pair Repulsions and Molecular Shape. Angew. Chem. Int. Ed. Engl., 6: 819–830.

[2] ELECTRON CORRELATION AND MOLECULAR SHAPE, R. J. Gillespie,Canadian Journal of Chemistry, 1960, 38:818-826.

[3] VGS Box. Journal of Molecular Modeling, 1997, 3, 124-141.

[Gillespie&Robinson-4] 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

[5] 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.

[6] Landis, C. K.; Cleveland, T.; Firman, T. K. Structure of W(CH₃)₆. Science 1996, 272, 182-183.

[Greenwood-7] Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.

[Bytheway&Gillespie-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

[9] 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

[10] Wells A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry 5th edition Oxford Science Publications ISBN 0-19-855370-6

[11] Catherine E. Housecroft, Alan G. Sharpe (2005), Inorganic Chemistry, Pearson Education, ISBN 0-13-039913-2

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]