พันธะไอออนิก vs พันธะโคเวเลนต์ — อธิบายความแตกต่างสำคัญ

วิธีที่เร็วที่สุดในการแยกความต่างระหว่างพันธะไอออนิกกับพันธะโคเวเลนต์ คือดูว่าอิเล็กตรอนมีพฤติกรรมหลักอย่างไร ถ้าอิเล็กตรอนถูกถ่ายโอนมากพอจนเกิดไอออนที่มีประจุตรงข้ามกัน การยึดเหนี่ยวจะอธิบายว่าเป็น พันธะไอออนิก แต่ถ้าอิเล็กตรอนถูกใช่ร่วมกันระหว่างอะตอม การยึดเหนี่ยวจะอธิบายว่าเป็น พันธะโคเวเลนต์

ในตัวอย่างพื้นฐานหลายกรณี โลหะ + อโลหะ มักชี้ไปที่พันธะไอออนิก และ อโลหะ + อโลหะ มักชี้ไปที่พันธะโคเวเลนต์ ทางลัดนี้ช่วยได้ แต่ไม่ใช่นิยามที่แท้จริง แนวคิดที่เชื่อถือได้มากกว่าคือการกระจายตัวของอิเล็กตรอน

พันธะไอออนิก vs พันธะโคเวเลนต์ แบบสรุป

พันธะไอออนิกอธิบายเป็นแรงดึงดูดไฟฟ้าสถิตระหว่างแคตไอออนกับแอนไอออน ส่วนพันธะโคเวเลนต์อธิบายว่าอะตอมสองอะตอมดึงดูดคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน

ความต่างนี้มักทำให้โครงสร้างที่คาดหมายต่างกันด้วย สารไอออนิกมักเกิดเป็นโครงผลึกขนาดใหญ่ต่อเนื่อง แทนที่จะเป็นโมเลกุลเล็ก ๆ แยกจากกัน ส่วนสารโคเวเลนต์มักเกิดเป็นโมเลกุล เช่น น้ำ ออกซิเจน หรือคาร์บอนไดออกไซด์ แม้ว่าสารโคเวเลนต์บางชนิดจะสร้างโครงข่ายขนาดใหญ่ได้เช่นกัน

อะไรทำให้พันธะเป็นไอออนิกหรือโคเวเลนต์

ในแบบจำลองไอออนิก ความหนาแน่นอิเล็กตรอนจะเลื่อนไปมากพอจนถือว่าอะตอมหนึ่งมีประจุบวก และอีกอะตอมหนึ่งมีประจุลบ ภาพของพันธะจึงอาศัยแรงดึงดูดระหว่างประจุเหล่านั้น

ในแบบจำลองโคเวเลนต์ อิเล็กตรอนไม่ได้ถูกมองว่าถ่ายโอนอย่างสมบูรณ์ แต่เป็นการที่อะตอมใช้อิเล็กตรอนเป็นคู่ร่วมกัน และนิวเคลียสทั้งสองดึงดูดความหนาแน่นอิเล็กตรอนร่วมนี้

นี่จึงเป็นเหตุผลว่าทำไมคำว่า การถ่ายโอน และ การใช่ร่วมกัน จึงไม่ใช่แค่คำศัพท์ แต่เป็นการอธิบายสองวิธีที่ต่างกันที่นักเคมีใช้สร้างแบบจำลองว่าอิเล็กตรอนกระจุกตัวอยู่ที่ใด

สารจริงไม่ได้เป็นแบบใดแบบหนึ่งอย่างสมบูรณ์เสมอไป พันธะอาจมีทั้งลักษณะไอออนิกและโคเวเลนต์ ดังนั้นการติดป้ายว่าเป็นไอออนิกหรือโคเวเลนต์จึงควรมองว่าเป็นแบบจำลองที่มีประโยชน์ โดยเฉพาะในเคมีระดับเริ่มต้น

ตัวอย่าง: โซเดียมคลอไรด์ vs น้ำ

โซเดียมคลอไรด์, $\text{NaCl}$, เป็นตัวอย่างมาตรฐานของสารไอออนิก ในแบบจำลองเบื้องต้น โซเดียมเสียอิเล็กตรอน 1 ตัว และคลอรีนรับอิเล็กตรอน 1 ตัว:

$$\text{Na} \to \text{Na}^+ + e^-$$ $$\text{Cl} + e^- \to \text{Cl}^-$$

แรงดึงดูดระหว่าง $\text{Na}^+$ และ $\text{Cl}^-$ ช่วยยึดของแข็งนี้ไว้ด้วยกันในโครงผลึกไอออนิกที่เรียงซ้ำ

น้ำ, $\text{H}_2\text{O}$, แตกต่างออกไป ออกซิเจนและไฮโดรเจนต่างก็เป็นอโลหะ และพันธะ $\text{O}-\text{H}$ ถูกมองว่าเป็นพันธะโคเวเลนต์เพราะมีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน การใช่ร่วมกันนี้ไม่เท่ากัน จึงเป็นพันธะโคเวเลนต์มีขั้ว (polar covalent) แต่ก็ยังเป็นโคเวเลนต์ ไม่ใช่ไอออนิก

เมื่อวางเทียบกัน ความต่างจะชัดเจน โซเดียมคลอไรด์อธิบายด้วยไอออนในโครงผลึก ส่วน น้ำอธิบายเป็นโมเลกุลที่มีคู่อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอม

ข้อผิดพลาดที่พบบ่อย

คิดว่า โลหะบวกอโลหะ คือนิยาม

รูปแบบนี้ใช้ได้บ่อยในเคมีเบื้องต้น แต่ก็ยังเป็นเพียงทางลัด คำอธิบายที่ดีกว่าคือเรื่องการกระจายตัวของอิเล็กตรอน ไม่ใช่แค่ป้ายกำกับจากตารางธาตุ

คิดว่าโคเวเลนต์แปลว่าต้องใช่ร่วมกันอย่างเท่ากันสมบูรณ์

พันธะโคเวเลนต์หมายความเพียงว่าอิเล็กตรอนถูกใช่ร่วมกัน การใช่ร่วมกันอาจไม่สม่ำเสมอ ซึ่งทำให้เกิดพันธะโคเวเลนต์มีขั้ว (polar covalent)

คิดว่าสารไอออนิกต้องเป็นโมเลกุลเล็ก ๆ ที่มีแค่อะตอมสองตัว

สำหรับของแข็งอย่างโซเดียมคลอไรด์ ภาพที่เหมาะสมกว่าคือโครงผลึกไอออนิกขนาดใหญ่ที่เรียงซ้ำ ไม่ใช่กลุ่มของโมเลกุลเล็ก ๆ ที่แยกเดี่ยว

เมื่อความต่างนี้มีประโยชน์

การแยกไอออนิกกับโคเวเลนต์มีประโยชน์เมื่อคุณต้องการคาดเดาเบื้องต้นเกี่ยวกับโครงสร้างและสมบัติ ตัวอย่างเช่น ของแข็งไอออนิกมักมีจุดหลอมเหลวสูง และนำไฟฟ้าได้เมื่อหลอมเหลวหรือละลายน้ำ ขณะที่สารโคเวเลนต์แบบโมเลกุลมักมีพฤติกรรมต่างออกไป

นอกจากนี้ยังเป็นขั้นแรกที่มีประโยชน์ก่อนเรียนเรื่องโครงสร้างลิวอิส ค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี สภาพขั้วของพันธะ และแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล

ลองเปรียบเทียบแบบเดียวกัน

ลองทำแบบฝึกของคุณเองกับ $\text{MgO}$ และ $\text{CO}_2$ โดยถามคำถามเดิมในแต่ละกรณี: อิเล็กตรอนถูกถ่ายโอนมากพอจนเกิดไอออน หรือถูกใช่ร่วมกันเป็นหลักระหว่างอะตอม? ถ้าต้องการก้าวต่อไปที่มีประโยชน์ ลองศึกษาเรื่องอิเล็กโตรเนกาติวิตีเพื่อดูว่าทำไมพันธะโคเวเลนต์บางพันธะจึงมีขั้วมากกว่าพันธะอื่นมาก