พันธะเคมี

1. พันธะเคมี

2. อะตอมของธาตุส่วนใหญ่ในตารางธาตุไม่สามารถอยู่อย่างอิสระอะตอมเดียวได้ มีเพียงไม่กี่ธาตุที่อะตอมสามารถอยู่ได้อย่างอิสระโดยไม่ต้องรวมตัวกัน คุณรู้ไม้ว่าธาตุเหล่านั้นมีอะไรบ้าง ? และเพราะอะไร อะตอมของธาตุส่วนใหญ่จะอยู่รวมตัวกัน ซึ่งอาจจะรวมตัวกับอะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน หรือกับธาตุต่างชนิด เกิดเป็นโมเลกุล เช่น O2, CH4, C6H12O6 (glucose) เป็นต้น แรงดึงดูดระหว่างอะตอมที่ทำให้อะตอมอยู่ด้วยกันในรูปของโมเลกุล เรียกว่าพันธะเคมี (Chemical bond) ทำไมอะตอมต้องมีการฟอร์มพันธะกับอะตอมตัวอื่น?

3. ประเภทของพันธะเคมีที่จะกล่าวถึงในบทนี้ได้แก่ประเภทของพันธะเคมีที่จะกล่าวถึงในบทนี้ได้แก่ • พันธะอิออนิก (Ionic bond) • พันธะโควาเลนต์ (Covalent bond) • พันธะโลหะ (Metal bond) • พันธะอิออนิก (Ionic bond): เป็นพันธะที่เกิดจากแรงกระทำระหว่างอะตอม 2 อะตอมที่มีประจุต่างกัน โดยจะเกิดการแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอนเกิดขึ้น ทำให้เกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตระหว่างประจุที่ต่างกัน โดย • atom ที่สูญเสีย e- จะกลายเป็น อิออนบวก (Cation) • atom ที่รับ e- จะกลายเป็น อิออนลบ(Anion)

4. Na11 1s 2s 2p 3s 3p 3d Cl9 1s 2s 2p 3s 3p 3d . Na Na+ + e- . . . . . . - . . . + e- . Cl . Cl . . . . เช่น NaCl อาจกล่าวได้ว่ากลไกการเกิดพันธะอิออนิกเกิดผ่านปฏิกิริยา 2 ขั้นตอนดังนี้ 1. ขั้นการแตกไอออนของ Na และการรับอิเล็กตรอนของ Cl

5. Na+ Na+ + . . . . . . . . - - . . . . Cl Cl . . . . 2. ไอออนที่เกิดขึ้นมารวมกัน กรณีอื่นที่สามารถเกิดพันธะอิออนิกได้ เช่น การเผาแคลเซียมในบรรยากาศออกซิเจน 2Ca(s) + O2(g) 2CaO การเผาลิเทียมในอากาศ 4Li(s) + O2(g) 2Li2O

6. จงเขียนสูตรอย่างง่ายของสารประกอบอิออนิกต่อไปนี้จงเขียนสูตรอย่างง่ายของสารประกอบอิออนิกต่อไปนี้ • 1. Na กับ Cl 2. Mg กับ P • 3. Mg กับ O 4. Mg กับ N2 • 5. Na+ กับ CO32- 6. Ca2+ กับ PO43- • 7. Na กับ S 8. Mg กับ Cl • 9. Al กับ O 10. PO43- กับ Na+

7. พันธะโควาเลนต์ (Covalent bond) :เป็นพันธะที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนวงนอก (Valence electron) 1 คู่หรือมากกว่าร่วมกันระหว่างอะตอม 2 อะตอม จำนวนพันธะโคเวเลนต์ที่เกิดขึ้นระหว่างอะตอมอาจคาดคะเนได้จากจำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนของธาตุนั้น และจำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนที่ต้องมีเพิ่มเพื่อทำให้อะตอมนั้นมีโครงสร้างอิเล็กโตรนิกเหมือนแก๊สเฉื่อย

8. อิเล็กตรอนวงนอกที่ใช้อิเล็กตรอนวงนอกที่ใช้ ในการเกิดพันธะร่วมกัน . . + F F อิเล็กตรอนวงนอกที่ไม่ใช้ ในการเกิดพันธะร่วมกัน . . . . . . . . . . . . . . F . . . . F . . . . . . . . กฎออกเตต (Octet) และกฎข้อยกเว้นจึงถูกนำมาใช้ในการพิจารณาจำนวนพันธะโคเวเลนต์ กฎออกเตต: อะตอมใดๆมีแนวโน้มที่จะสร้างพันธะจำนวนหนึ่ง (1 พันธะ หรือมากกว่า) เพื่อทำให้อะตอมนั้นๆ มีอิเล็กตรอนวงนอก ครบ 8 เช่น F2โมเลกุล

9. Cl Cl .. .. Cl Cl .. S Cl . N=O S Cl .. Cl Cl Cl กฎข้อยกเว้น 1. กรณีที่จำนวน valence e- สูงสุดไม่สามารถครบ 8 ได้ (ธาตุในหมู่ 2 และ 3) 2. กรณีที่จำนวน valence e- สูงสุดสามารถเกิน 8 ได้ (ธาตุที่ valence e- มี ชั้น d-orbital) 3. กรณีที่โมเลกุลมีจำนวนอิเล็กตรอนเป็นจำนวนคี่ เช่น 1. Be4 : H-Be-H 2. S16 : Cl-S-Cl, , 3. NO : e- = 11 , .. ..

10. ทฤษฏีโมเลกุลาร์ออร์บิตอลทฤษฏีโมเลกุลาร์ออร์บิตอล 1. อะตอมมิกออร์บิตอล คือบริเวณรอบ ๆ นิวเคลียสที่มีโอกาสพบอิเล็กตรอนมากที่สุด ซึ่งอิเล็กตรอนเหล่านั้นถูกแบ่งโดยระดับชั้นพลังงาน

11. ตัวอย่าง รูปร่างของอะตอมมิกออร์บิตอลแบบ s และ แบบ p s orbital p orbital

12. 2. โมเลกุลาร์ออร์บิตอลแบบมีพันธะ (Bonding molecular orbital , BMO) และ โมเลกุลาร์ออร์บิตอลแบบต้านพันธะ (Anti-bonding molecular orbital, BMO) การรวมกันของ s ออร์บิตอลแบบมีพันธะ หรือแบบผลบวก และแบบต้านพันธะ หรือแบบผลต่าง

13. การรวมกันของ p ออร์บิตอลแบบมีพันธะ หรือแบบผลบวก และแบบต้านพันธะ หรือแบบผลต่าง สามารถรวมได้ 2 ลักษณะคือ 1. รวมตามแนวปลาย 2. รวมตามแนวข้าง

14. 2p C6 2s 3. ไฮบริดออร์บิตอล (Hybrid orbital) การใช้หลักการซ้อนทับกันของออร์บิตอลที่มีอิเล็กตรอยเดี่ยวอยู่ พบว่าไม่สามารถใช้ได้กับโมเลกุลที่ซับซ้อนขึ้น เช่น พบว่าอะตอมคาร์บอนมี e- เดี่ยวใน 2p ออร์บิตอล 2 ตัว ดังนั้นควรเกิดพันธะโคเวเลนต์กับอะตอมอื่นได้เพียง 2 พันธะเท่านั้น แต่ความจริงแล้วคาร์บอนสามารถเกิดได้ 4 พันธะ โดยพิจารณาจากการผสมกันของ s และ p ออร์บิตอลเข้าด้วยกัน เรียก ไฮบริดออร์บิตอล ไฮบริดออร์บิตอล จะมีลักษณะ สมบัติ และระดับพลังงานเท่ากันทุกประการ

15. เช่น คาร์บอน เกิดการรวมกันของ s ออร์บิตอล 1 ออร์บิตอล และ p ออร์บิตอล 3 ออร์บิตอล เกิดเป็น sp3ไฮบริไดเซชัน 2p sp3ไฮบริไดเซชัน C6 2s ระดับพลังงานของ sp3 ไฮบริดออร์บิตอล ระดับพลังงานของออร์บิตอลในสภาวะพื้น (s2p2)

16. เมื่อนำคาร์บอนไปฟอร์มพันธะกับไฮโดรเจน จึงได้เป็น CH4ที่มีโครงสร้างเป็นรูปสามเหลี่ยมด้านเท่า 4 หน้า H 4 อะตอม

17. * ss 4. การพิจารณาระดับพลังงานของโมเลกุลาร์ออร์บิตอล หลักการ:BMO จะมีพลังงานต่ำกว่า AMO ประเภทเดียวกันเสมอ และต่ำกว่าระดับพลังงานของอะตอมมิกออร์บิตอลที่ใช้สร้างด้วย เช่น -ระดับชั้นพลังงานหลัก n = 1 (1s) AMO 1s 1s BMO ss

18. AMO 2p 2p sz BMO * px px py * py AMO 2s 2s BMO ss * * sz ss เช่น -ระดับชั้นพลังงานหลัก n = 2 (2s, 2p)

19. ยกเว้นกรณีสำหรับ O2และ F2ที่ และ มีระดับพลังงานสูงกว่า px py sz เช่น ระดับพลังงานโมเลกุลาร์ออร์บิตอลและการจัดเรียงอิเล็กตรอน ในโมเลกุลของ (ก) ไนโตรเจน และ (ข) ออกซิเจน

20. พันธะโคเวเลนต์มีขั้ว (Polar covalent bond) : ลักษณะการเกิดพันธะเหมือนกับการเกิดพันธะโคเวเลนต์โดยทั่วไป แต่ต่างกันตรงอะตอมที่ใช้ในการเกิดพันธะมีค่า EN ที่แตกต่างกัน (แตกต่างกันไม่เกิน 2) ซึ่งการที่อะตอมมีค่า EN ที่แตกต่างกันส่งผลให้อะตอมแต่ละตัวมีความ สามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองได้ดีมากน้อยต่างกัน ส่งผลให้อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันใช้เวลาอยู่กับอะตอมหนึ่ง (EN สูง) นานกว่าอีกอะตอมหนึ่ง (EN ต่ำ)

21. H H H + + [ ] .. [ ] .. H N H H N H , NH4+ + H+ H N H H H พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ (Coordinate covalent bond): พันธะโคเวเลนต์ที่เกิดขึ้นโดยอะตอมหนึ่งเป็นตัวให้คู่อิเล็กครอนเพื่อเกิดพันธะ ซึ่งมักเกิดกับโมเลกุลที่มีอิเล็คตรอนคู่โดดเดี่ยวเหลือ และเมื่อใช้ไปแล้วก็มีจำนวนอิเล็กตรอนวงนอกไม่เกิน 8 เช่น NH3กับ H+ จงแสดงการฟอร์มพันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ ระหว่าง NH3กับ BCl3?

22. ข้อแตกต่างของพันธะโคเวเลนต์กับพันธะอิออนิกข้อแตกต่างของพันธะโคเวเลนต์กับพันธะอิออนิก พันธะโคเวเลนต์ พันธะอิออนิก 1. ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1. เกิดการแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอน (Elcetrons equally shared) (Electron transferred) 2. อะตอมทั้งสองมีค่า EN แตกต่างกันมาก 2. อะตอมทั้งสองมีค่า ENใกล้เคียงกัน เช่น LiF, MgO เช่น H2, Cl2, CH4

23. จงตอบว่าโมเลกุลต่อไปนี้ยึดกันด้วยพันธะอะไร (ionic bond, covalent bond หรือ polar covalent bond) 1. Br2 2. PCl. 3. LiCl 4. ClF 5. MgCl2

24. พันธะโลหะ: อะตอมของสารประกอบที่ยึดกันด้วยพันธะโลหะ ทำให้ สารประกอบนั้น 1. นำไฟฟ้าและความร้อนได้ดี 2. มีลักษณะเป็นเงาและมีความวาวเมื่อถูกแสง 3. สามารถดึงเป็นเส้น ตีเป็นแผ่น หรือบิดงอได้ โลหะโดยทั่วไปจะมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนน้อย โดยทั่วไปมีเพียง 1,2 หรือ 3 อิเล็กตรอน แต่จะมีจำนวนอะตอมข้างเคียงเป็นจำนวนมาก ทำให้จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนโดยรวมมีจำนวนมากด้วย และด้วยเหตุที่อะตอมมีขนาดเล็กอยู่ติดกันเป็นจำนวนมาก พันธะโคเวเลนต์ประจำที่ (localized covalent bond) ไม่น่าจะเกิดในโลหะ แต่น่าจะเป็นพันธะที่อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ไปยังอะตอมต่างๆ ได้

25. ทฤษฎีที่นิยมนำมาใช้อธิบายการเกิดพันธะโลหะได้แก่ 1. ทฤษฎีแบบจำลองทะเลอิเล็กตรอน (electron sea model) และ 2. ทฤษฎีแถบพลังงาน (bond theory)” 1. ทฤษฎีแบบจำลองทะเลอิเล็กตรอน ทฤษฎีนี้อาศัยพื้นฐานที่ว่าอิเล็กตรอนวงนอกของโลหะไม่อยู่คงที่เฉพาะกับอะตอมใดอะตอมหนึ่ง แต่จะสามารถเคลื่อนที่ไปยังอะตอมอื่นๆ ได้ โดยอาจจินตนาการได้ว่าโลหะเป็นกลุ่มของไอออนบวกจมอยู่ในทะเลของอิเล็กตรอนวงนอกที่เคลื่อนที่ได้

26. แบบจำลองทะเลอิเล็กตรอนแบบจำลองทะเลอิเล็กตรอน ทฤษฎีนี้สามารถอธิบายการเป็นตัวนำไฟฟ้าได้ดี เพราะอะไร ?

27. การเคลื่อนที่ของระนาบในผลึกโลหะการเคลื่อนที่ของระนาบในผลึกโลหะ นอกจากนั้นเนื่องจากอิเล็กตรอนสามารถเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระ ทำให้อิเล็กตรอนไม่เป็นสมบัติของอะตอมใดอะตอมหนึ่ง พันธะที่เกิดขึ้นจึงเป็นแบบที่อิเล็กตรอนไม่อยู่กับที่ เพราะฉะนั้นระนาบของอะตอมอาจเคลื่อนที่บนระนาบอื่นได้ง่าย ทำให้โลหะสามารถหักงอได้โดยไม่แตกออกจากกัน

28. ในขณะที่ถ้าผลึกไอออนิกมีการเคลื่อนที่ จะเห็นว่าประจุเดียวกันอยู่ตรงกันซึ่งแรงผลักระหว่างประจุที่เหมือนกันจะแรงมากจนผลึกไม่สามารถเสถียรอยู่ได้ การแตกหักจึงเกิดขึ้น การเคลื่อนที่ของระนาบในผลึกไอออนิก

29. 2.ทฤษฎีแถบพลังงาน (Band theory): ทฤษฎีนี้อาศัยพื้นฐานของทฤษฎีโมเลกุลาร์ออร์บิตอล คือถ้ามี 2 อะตอมมิกออร์บิตอลรวมกันก็จะได้สองโมเลกุลาร์ออร์บิตอล โดยออร์บิตอลหนึ่งมีพลังงานสูงเป็นแบบต้านพันธะ (AMO) อีกอันหนึ่งมีพลังงานต่ำเป็นแบบมีพันธะ (BMO) แต่ละโมเลกุลาร์ออร์บิตอลสามารถบรรจุอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 อิเล็กตรอนโดยมีสปินตรงข้ามกัน

30. ตัวอย่าง การบรรจุอิเล็กตรอนของโลหะลิเทียม เมื่อมีอะตอมมากขึ้นและจำนวน MO มากขึ้น ระดับพลังงานของ MO จะต่างกันน้อยลง ระดับพลังงานที่ใกล้ชิดกันมากนี้จะดูเสมือนเป็นแถบต่อเนื่องกัน จึงเรียกว่าแถบพลังงาน (energy band) กรณีของ Li แถบ พลังงานได้มาจาก 2s orbital จะเรียกว่าแถบ 2s

31. แถบอนุญาต (allowed band) และช่องต้องห้าม (forbidden gap)

32. O O O .. .. .. .. .. .. .. .. O O O . . . . . . . . . .. .. .. .. . . . .. .. .. .. • Multiple bond (พันธะคู่และพันธะสาม) เกิดจากการที่อะตอม 2 อะตอม ที่มาใช้อิเล็กตรอนร่วมกันมีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันมากกว่า 1 คู่ เช่น O2 ออกซิเจนทั้ง 2 อะตอมมีอิเล็กตรอนวงนอก = 7 ออกซิเจนทั้ง 2 อะตอมมีอิเล็กตรอนวงนอก = 8 O O จงเขียนสูตรโครงสร้างแบบจุดของ 1. แก็สไนโตรเจน 2. อีเทน (C2H6) 3. เอทิลีน (C2H4) 4. อะเซทิลีน (C2H2)

33. .. .. .. .. O O S S O O .. .. เรโซแนนซ์ (Resonance): หมายถึง การใช้โครงสร้างลิวอิสตั้งแต่ 2 โครงสร้างขึ้นไปแทนโมเลกุลใดโมเลกุลหนึ่ง ข้อควรระวัง คือ การจะเป็นโครงสร้างเรโซแนนซ์ได้สารต้องมีการจัดเรียงตัวของอะตอมเหมือนกัน ต่างเพียงการกระจายอิเล็กตรอนในพันธะเท่านั้น เช่น SO2

34. หลักในการตัดสินว่าโครงสร้างเรโซแนนซ์ แบบใด ควรเป็นไปได้มากที่สุดมี หลักในการตัดสินดังนี้คือ 1. มีประจุฟอร์มาลต่ำสุด 2. อะตอมที่มี En สูงกว่ามักมีประจุฟอร์มาลเป็นลบ เนื่องจากมี ความสามารถดึงดูดอิเล็กตรอนมากกว่า (แต่ไม่เสมอไป) 3. อะตอมชนิดเดียวกันจะไม่มีประจุฟอร์มาลที่มีเครื่องหมายตรง ข้าม (มีเครื่องหมายตรงข้ามได้ แต่ความน่าจะเป็นสำหรับ โครงสร้างนั้นๆจะลดลง) 4. เป็นไปตามกฎออกเตตมากที่สุด

35. ประจุฟอร์มาล : มักใช้กับการพิจารณาสารโคเวเลนต์ซึ่งถือว่าพันธะที่ยึดอะตอมเข้าด้วยกันเป็นผลจากการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกัน แม้ว่าบางกรณีสารโคเวเลนต์นั้นจะมีประจุรวมเป็นศูนย์ แต่เมื่อพิจารณาเป็นอะตอม อะตอมแต่ละตัวอาจมีประจุเป็นศูนย์ ในขณะที่บางอะตอมเสมือนว่ามีอิเล็กตรอนเกินมา ก็จะมีประจุเป็นลบ และขณะที่บางอะตอมอาจเสมือนว่าเสียอิเล็กตรอนไป ก็จะมีประจุเป็นบวก ซึ่งเรียกประจุเหล่านี้ว่า ประจุฟอร์มาล (formal charge)

36. การคำนวณประจุฟอร์มาลบนอะตอมหนึ่งๆ ทำได้ดังนี้ ประจุฟอร์มาล = V - N - 1/2 B เมื่อ V = จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่สนใจ N = จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่ไม่สร้างพันธะ (non-bonding electron) B = จำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในพันธะรอบอะตอมนั้น

37. .. .. .. .. .. .. .. .. O O O O O O .. .. .. .. เช่น คำนวณประจุฟอร์มาลของ O3 0 +1 -1 O = 6 – 4 – ½(4) = 0 O = 6 – 2 – ½(6) = +1 O = 6 – 6 – ½(2) = -1 จงเขียนโครงสร้างแบบลิวอิส และหาประจุฟอร์มาลของ S และ O จาก SO3 และ SO32-?

38. การทำนายโครงสร้างของโมเลกุลการทำนายโครงสร้างของโมเลกุล มีรากฐานมาจากแนวคิดที่ว่าอิเล็กตรอนในวงเวเลนซ์ ซึ่งก็คืออิเล็กตรอนในชั้นพลังงานนอกสุดมีส่วนเกี่ยวข้องกับการสร้างพันธะเคมีเท่านั้น ซึ่งเมื่อมีการฟอร์มพันธะ อิเล็กตรอนเหล่านี้จะมีการจัดเรียงตัวให้อยู่ห่างกันมากที่สุด โดยโครงสร้างที่เหมาะสมของโมเลกุลนั้นๆจะเป็นรูปทรงที่อิเล็กตรอนในโมเลกุลผลักกันน้อยที่สุด เรียกทฤษฎีนี้ว่า ทฤษฎีการผลักคู่อิเล็กตรอนในวงเวเลนซ์ (Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory, VSEPR)

39. ถ้าเขียนสูตรโมเลกุลแบบ AXmEn เมื่อ A = อะตอมกลาง X = อะตอมหรือหมู่อะตอมที่ยึดอยู่กับ A โดยใช้พันธะโคเวเลนต์ E = สัญลักษณ์แทนคู่อิเล็กตรอนที่ไม่ใช้สร้างพันธะ m = จำนวนคู่อิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะ n = จำนวนคู่อิเล็กตรอนที่ไม่ใช้สร้างพันธะ

40. F .. Cl Cl F ICl4- SF4 .. I S .. Cl Cl F F เช่น จงเขียนสูตรโมเลกุลแบบ AXmEn ของ SF4 และ ICl4- SF4 ICl4- จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมกลาง 6 7 จำนวนอิเล็กตรอนที่เข้าร่วมในการสร้างพันธะ 4 4 จำนวนอิเล็กตรอนจากประจุ - 1 รวม 10(5) 12(6) คู่อิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะ 4 4 คู่อิเล็กตรอนที่ไม่ใช้สร้างพันธะ 1 2 สูตรโมเลกุลแบบ AXmEnAX4E1 AX4E2

41. สรุปใจความสำคัญของทฤษฎี VSEPR 1. รูปร่างของโมเลกุลหรือไอออนที่ยึดกันด้วยพันธะโคเวเลนต์ขึ้นกับค่า m และ n ทั้งหมดที่มีอยู่ในวงเวเลนซ์ คู่อิเล็กตรอนเหล่านี้จะมีการ จัดเรียงตัวให้อยู่ห่างกันมากที่สุด เพื่อให้เกิดแรงผลักกันน้อยที่สุด 2. การผลักกันของคู่อิเล็กตรอนจะลดลงตามลำดับดังนี้ คู่โดดเดี่ยว-คู่โดดเดี่ยว > คู่โดดเดี่ยว-คู่สร้างพันธะ > คู่สร้างพันธะ- คู่สร้างพันธะ 3. สำหรับ multiple bond ให้ถือว่ามีอิเล็กตรอนที่ร่วมสร้างพันธะอยู่เพียง กลุ่มเดียว 4. การผลักของอิเล็กตรอนต่างๆ ต่ออิเล็กตรอนอื่นๆ คู่โดดเดี่ยว > พหุพันธะ >คู่สร้างพันธะ> อิเล็กตรอนเดี่ยว

42. รูปร่างโมเลกุลและไอออนที่ไม่มีและมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว โมเลกุลที่อะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 1. AX2: BeCl2 อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะทั้ง 2 คู่อยู่ที่ปลายด้านตรงข้ามของแนวเส้นตรงเดียวกัน เพื่อจะได้อยู่ห่างกันมากที่สุด

43. 2. AX3: BF3 มีโครงสร้างเป็นรูปสามเหลี่ยมด้านเท่าแบนราบ อะตอมทั้งสี่อยู่บนระนาบเดียวกัน 3. AX4: CH4 มีโครงสร้างเป็นหน้ารูปสามเหลี่ยมด้านเท่า 4 หน้า

44. 4. AX5: PCl5 90o 120o อะตอมที่อยู่ด้านบนด้านบนและด้านล่างระนาบ 3 เหลี่ยมเรียกว่าอยู่ในแนวแกน (axial) ส่วนอีก 3 อะตอมที่อยู่ในระนาบ 3 เหลี่ยมเรียกว่าอยู่ในแนวระนาบ (equatorial) 5. AX6: SF6 มุมพันธะมีค่าเท่ากับ 90o ทุกพันธะบนทรงแปดหน้าถือว่าเหมือนกัน เราจึงไม่สามารถใช้คำว่า แนวแกน และแนวระนาบสำหรับโครงสร้างนี้ได้

45. โมเลกุลที่อะตอมกลางอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวโมเลกุลที่อะตอมกลางอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว แรงผลักระหว่าง : คู่โดดเดี่ยว-คู่โดดเดี่ยว > คู่โดดเดี่ยว-คู่สร้างพันธะ > คู่สร้างพันธะ-คู่สร้างพันธะ 1. AX2E: SO2 แรงผลักกันระหว่างอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะมีมากกว่าแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะด้วยกัน จากการทดลองพบว่ามุมระหว่างพันธะ OSO มีค่าน้อยกว่า 120o คือ 119.5o

46. .. N H H H 2. AX3E: NH3 อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวผลักคู่ร่วมพันธะได้แรงกว่าแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะด้วยกัน ทำให้ N-H ทั้ง 3 ถูกดันให้เข้าใกล้กันมากขึ้น 3. AX2E2: H2O แม้ว่าการจัดเรียงอิเล็กตรอนทั้ง 4 คู่ของน้ำจะมีรูปทรง 4 หน้าเช่นเดียวกับแอมโมเนีย แต่น้ำมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่บนอะตอมออกซิเจนซึ่งพยายามจักตัวให้อยู่ห่างกันมากที่สุดกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ทำให้พันธะ O-H ถูกดันให้เข้าหากันมากกว่า พันธะ N-H ของแอมโมเนีย

47. แม้ว่าการจัดเรียงอิเล็กตรอนทั้ง 4 คู่ของน้ำจะมีรูปทรง 4 หน้าเช่นเดียวกับแอมโมเนีย แต่น้ำมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่บนอะตอมออกซิเจนซึ่งพยายามจัดตัวให้อยู่ห่างกันมากที่สุดกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ทำให้พันธะ O-H ถูกดันให้เข้าหากันมากกว่า พันธะ N-H ของแอมโมเนีย

48. F F S .. F F 4. AX4E : SF4 ทรงเหลี่ยมสี่หน้าเบี้ยว โดยอิเล็กตรอนคู่อิสระเลือกที่จะอยู่ในแนวระนาบ เนื่องจากมุมในแนวระนาบ มีค่า 120oซึ่งเมื่อจัดเรียงตัวแล้วเกิดแรงผลักกันน้อยที่สุด

49. รูปร่างโมเลกุลหรือไอออนที่ไม่มี และมีอิเล็กตรอนคู่อิสระ

50. H C H H O H โครงสร้างของโมเลกุลที่มีอะตอมกลางมากกว่าหนึ่งอะตอม โดยทั่วไปแล้วเป็นการยากที่จะระบุโครงสร้างที่แน่นอนของโมเลกุลที่มีอะตอมกลางมากกว่า 1 อะตอม เรามักจะบอกได้แต่เพียงรูปร่างรอบๆ แต่ละอะตอมกลาง เช่น เมทานอล (CH3OH) Tetrahedral Bent