พันธะโคเวเลนต์

 หมายถึง พันธะในสารประกอบที่เกิดขึ้นระหว่างอะตอม 2 อะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีใกล้เคียงกันหรือเท่ากัน แต่ละอะตอมต่างมีความสามารถที่จะดึงอิเล็กตรอนไว้กับตัว อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจึงไม่ได้อยู่ ณ อะตอมใดอะตอมหนึ่งแล้วเกิดเป็นประจุเหมือนพันธะไอออนิก หากแต่เหมือนการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอมคู่ร่วมพันธะนั้นๆและมีจำนวนอิเล็กตรอนอยู่รอบๆ แต่ละอะตอมเป็นไปตามกฎออกเตต

ชนิดของพันธะโคเวเลนต์

เป็นพันธะที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนข้างนอกร่วมกันระหว่างอะตอมของธาตุหนึ่งกับอีกธาตุหนึ่ง แบ่งเป็น 3 ชนิดด้วยกัน 1. พันธะเดี่ยว (Single covalent bond )เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 อิเล็กตรอน  เช่น F2 Cl2 CH4 เป็นต้น 2. พันธะคู่ ( Doublecovalent bond ) เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกันของธาตุทั้งสอง เป็นคู่ หรือ 2 อิเล็กตรอน เช่น O2 CO2 C2H4 เป็นต้น 3. พันธะสาม ( Triple covalent bond ) เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 3 อิเล็กตรอน  ของธาตุทั้งสอง เช่น N2 C2H2 เป็นต้น โมเลกุลที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตต     กฎออกเตตคือการที่อะตอมส่งอิเล็กตรอนมาใช้ร่วมกัน แล้วมีผลทำให้อิเล็กตรอนในระดับ พลังงานนอกสุดของแต่ละอะตอมครบแปดอิเล็กตรอนเหมือนกับโครงสร้างของก๊าซเฉื่อย    ซึ่งมีความเสถียรมาก  (ยกเว้น H ครบ 2 เหมือนกับ He) เช่น H2O  แต่สารโคเวเลนต์บางชนิด ใช้กับกฎนี้ไม่ได้ จึงมีข้อยกเว้นสำหรับกฎออกเตต ดังนี้ ข้อยกเว้นสำหรับกฎออกเตต     1.  สารที่ไม่ครบออกเตต ได้แก่สารประกอบของธาตุ Be , B และ Al เช่น BeCl2 , BCl3     ในโมเลกุลเบริลเลียมคลอไรด์ พบว่าเบริลเลียมมีอิเล็กตรอนล้อมรอบเพียง 4 อิเล็กตรอน เท่านั้น หรือในโมเลกุลของโบรอนไตรคลอไรด์ พบว่าโบรอนมีอิเล็กตรอนเพียง 6 อิเล็กตรอน เท่านั้น     2. สารที่เกินออกเตต อะตอมของธาตุในโมเลกุลที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนมากกว่า 8 ได้แก่ สารประกอบของธาตุในคาบที่ 3 หมู่ 4 เป็นต้นไป เช่น     ฟอสฟอรัสเพนตะคลอไรด์ (PCl5)  อะตอมฟอสฟอรัสใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้ง 5   อิเล็กตรอนสร้างพันธะกับคลอรีน 5  พันธะ      จึงมีอิเล็กตรอนล้อมรอบ 10 อิเล็กตรอน  ซัลเฟอร์เฮกซะฟลูออไรด์  (SF6)  อะตอมกำมะถันใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้ง 6 อิเล็กตรอนสร้างพันธะกับฟลูออรีน  6 พันธะ      จึงมีอิเล็กตรอนล้อมรอบ 12 อิเล็กตรอน เช่นเดียวกับอะตอมของซีนอนในซีนอนเตตระ ฟลูออไรด์  (XeF4) การเขียนสูตรและเรียกชื่อสารโคเวเลนต์     การเขียนสูตรสารประกอบโคเวเลนต์ (Formula of Covalent Compounds) สูตรโมเลกุล 1. เขียนสัญลักษณ์ของธาตุที่เป็นองค์ประกอบเรียงตามลำดับของธาตุ และค่า อิเล็กโทรเนกาติวิตี ตามหลักสากล  ดังนี้ คือ B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F  ตามลำดับ           2. ในสารประกอบโคเวเลนต์ ถ้าอะตอมของธาตุมีจำนวนอะตอมมากกว่าหนึ่งให้ เขียนจำนวนอะตอมด้วยตัวเลขแสดงไว้มุมล่างทางขวา ในกรณีที่ธาตุในสารประกอบนั้นมี เพียงอะตอมเดียว ไม่ต้องเขียนตัวเลขแสดงจำนวนอะตอม สูตรโครงสร้าง สูตรที่แสดงให้ทราบว่า 1 โมเลกุลของสารประกอบด้วยธาตุใดบ้าง อย่างละกี่อะตอม และอะตอมของธาตุเหล่านั้นมีการจัดเรียงตัวหรือเกาะเกี่ยวกันด้วยพันธะอย่างไร ซึ่งแบบเป็น2  แบบคือ 1.  สูตรโครงสร้างแบบจุด คือสูตรโครงสร้างที่แสดงถึงการจัดอิเล็กตรอนวงนอกสุด ให้ครบออกเตตในสารประกอบนั้น โดยใช้จุด ( . ) แทนอิเล็กตรอน 1 ตัว 2.  สูตรโครงสร้างแบบเส้น คือสูตรโครงสร้างที่แสดงถึงพันธะเคมีในสารประกอบนั้น ว่าพันธะใดบ้าง โดยใช้เส้น ( - ) แทนพันธะเคมี เส้น 1 เส้น แทนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน  1 คู่ การเรียกชื่อสารประกอบโคเวเลนต์ (Names of Covalent Compounds) 1.  อ่านชื่อธาตุที่อยู่ด้านหน้าก่อนตามด้วยธาตุที่อยู่ด้านหลัง โดยเปลี่ยนเสียงพยางค์ ท้ายเป็น ไ-ด์ (ide ) 2.  อ่านระบุจำนวนอะตอมของธาตุด้วยเลขจำนวนในภาษากรีก ได้แก่ 3.  ถ้าธาตุแรกมีอะตอมเดียว ไม่ต้องอ่านระบุจำนวนอะตอมของธาตุนั้น   แต่ถ้าธาตุหลังมีเพียงหนึ่งอะตอมก็ต้องระบุจำนวนอะตอมด้วยเสมอ ตัวอย่างการอ่านชื่อ CO2      อ่านว่า คาร์บอนไดออกไซด์,              CO         อ่านว่าคาร์บอนมอนออกไซด์, BF3       อ่านว่า โบรอนไตรฟลูออไรด์,             N2O       อ่านว่า ไดไนโตรเจนมอนอกไซด์, N2O5     อ่านว่า ไดไนโตรเจนเพนตอกไซด์,    P4O10    อ่านว่าเตตระฟอสฟอรัสเดคะออกไซด์ OF2       อ่านว่า ออกซิเจนไดฟลูออไรด์,         CCl4       อ่านว่าคาร์บอนเตตระคลอไรด์ ความยาวพันธะและพลังงานพันธะ     พลังงานพันธะ หมายถึง พลังงานที่น้อยที่สุดที่ใช้เพื่อสลายพันธะที่ยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม คู่หนึ่งๆในโมเลกุลในสถานะแก๊ส  พลังงานพันธะสามารถบอกถึงความแข็งแรงของพันธะเคมีได้    โดยพันธะที่แข็งแรงมากจะมีพลังงานพันธะมาก  และพันธะที่แข็งแรงน้อยจะมีพลังงานพันธะน้อย     พลังงานพันธะเฉลี่ย หมายถึง ค่าพลังงานเฉลี่ยของพลังงานสลายพันธะ ของอะตอมคู่หนึ่งๆ  ซึ่งเฉลี่ยจากสารหลายชนิด เช่น การสลายโมเลกุลมีเทน (CH4) ให้กลายเป็นอะตอมคาร์บอน และไฮโดรเจน มีสมการและค่าพลังงานที่เกี่ยวข้องดังนี้ CH4(g) + 435 kJ  →  CH3(g) + H(g) CH3(g) + 453 kJ  →  CH2(g) + H(g) CH2(g) + 425 kJ  →  CH(g)  + H(g) CH(g)  + 339 kJ  →  C(g) + H(g)     เราจะเห็นได้ว่าการสลายพันธะระหว่าง C-H ในแต่ละพันธะของโมเลกุลมีเทน (CH4) จะใช้ พลังงานไม่เท่ากัน ดังนั้น เมื่อนำค่าพลังงานทุกค่ามาเฉลี่ย  ก็จะได้เป็นค่าพลังงานพันธะเฉลี่ย นั่นเอง   ดังแสดงในตาราง     ความยาวพันธะ หมายถึง ระยะระหว่างจุดศูนย์กลางของนิวเคลียสของอะตอมทั้งสอง ที่เกิดพันธะกัน (หน่วยเป็น Angstrom , 10-10 m , A0 ) (ที่มา : www.chem.ufl.edu/~chm2040/Notes/Chapter_11/covalent.html)     จากหัวข้อการเกิดพันธะโคเวเลนต์ นักเรียนทราบแล้วว่าอะตอมไฮโดรเจน 2 อะตอมเข้า ใกล้กันเป็นระยะทาง 0.74 อังสตรอม (หรือ 74 พิโคเมตร) ซึ่งเป็นระยะทางที่เหมาะสมในการ เกิดพันธะโคเวเลนต์ระหว่างไฮโดรเจน  โดยระยะนี้เรียกว่า "ความยาวพันธะ"  โดยปกติแล้ว เราสามารถหาความยาวพันธะของสารได้จากการศึกษาการเลี้ยวเบนของรังสีเอ็กซ์ (X-ray  diffraction ; XRD) ผ่านผลึกของสาร  ทั้งนี้ความยาวพันธะระหว่างอะตอมคู่เดียวกันใน โมเลกุลของสารต่างชนิดกัน จะมีค่าไม่เท่ากัน เช่น สาร สูตรโมเลกุล ความยาวพันธะ O-H (pm) น้ำ H2O 95.8 เมทานอล CH3OH 95.6     ดังนั้น ความยาวพันธะระหว่างอะตอมคู่หนึ่ง จึงหาได้จากค่าเฉลี่ยของความยาวพันธะ ระหว่างอะตอมคูjเดียวกันในโมเลกุลต่างๆ  เมื่อกล่าวถึงความยาวพันธะ โดยทั่วไป จึงหมายถึง “ความยาวพันธะเฉลี่ย”     ความสัมพันธ์ระหว่างความยาวพันธะกับพลังงานพันธะ     ความยาวพันธะและพลังงานพันธะ จะสามารถเปรียบเทียบกันได้ก็ต่อเมื่อ เป็นพันธะที่เกิดจากอะตอมของธาตุคู่เดียวกัน ถ้าเป็นอะตอมต่างคู่กันเทียบกัน ไม่ได้ เช่น     ดังนั้น ถ้าความยาวพันธะยิ่งสั้น พลังงานพันธะก็จะยิ่งมาก หรือพันธะมีความเสถียรมาก   ซึ่งจากรูปเราสามารถสรุปได้ ดังนี้ 1. ความยาวพันธะ พันธะเดี่ยว > พันธะคู่ > พันธะสาม 2. พลังงานพันธะ พันธะสาม > พันธะคู่ > พันธะเดี่ยว แนวคิดเกี่ยวกับเรโซแนนซ์     เรโซแนนซ์เป็นปรากฏการณ์ที่สามารถเขียนสูตรโครงสร้างได้มากกว่า 1 แบบ โดยทุก แบบจะมีตำแหน่งของอะตอมในโมเลกุลเหมือนกัน ต่างกันที่การจัดเรียงอิเล็กตรอนรอบๆ  อะตอม หรือต่างกันที่ลักษณะของพันธะในโมเลกุล กล่าวคืออิเล็กตรอนที่อยู่รอบ ๆ อะตอม  หรืออิเล็กตรอนที่ใช้ในการสร้างพันธะสามารถเคลื่อนที่ย้ายจากอะตอมหนึ่งไปยังอีกอะตอม หนึ่ง ทำให้ลักษณะของพันธะในโมเลกุลแตกต่างกันเกิดเป็นสูตรโครงสร้างที่ไม่เหมือนกัน  จึงทำให้มีความยาวพันธะเท่ากันทุกพันธะ พลังงานพันธะเท่ากันทุกพันธะ และอิเล็กตรอน ที่ใช้ร่วมกันเท่ากันทุกพันธะ เช่น โมเลกุลโอโซน พันธะโคเวเลนต์ที่เกิดระหว่างอะตอม ของออกซิเจนกับออกซิเจนอีก 2 อะตอม ตามกฎออกเตตแสดงได้            จากโครงสร้างลิวอิสทั้งสองนี้แสดงว่าออกซิเจนอะตอมกลางสร้างพันธะเดี่ยวกับ ออกซิเจนอะตอมหนึ่ง      และสร้างพันธะคู่กับออกซิเจนอีกอะตอมหนึ่ง      ซึ่งหมายความว่าพันธะทั้งสองในโมเลกุลนี้มีความยาวไม่เท่ากัน แต่จากการศึกษาพบว่า ความยาวพันธะระหว่างอะตอมออกซิเจนทั้งสองพันธะมีค่า 128 พิโกเมตรเท่ากัน ซึ่ง เป็นค่าความยาวพันธะระหว่างพันธะเดียวกับพันธะคู่ของออกซิเจน (ความยาวพันธะของ  O – O และ O = O  เท่ากับ 148 และ 121 พิโกเมตร ตามลำดับ) แสดงว่าพันธะทั้ง สองในโมเลกุลเป็นพันธะชนิดเดียวกัน ดังนั้นโครงสร้างลิวอิส (ก) หรือ (ข)   แบบใด แบบหนึ่งที่แสดงไว้ตอนแรกใช้แทนโมเลกุล O3 ไม่ได้    จึงเขียนแทนด้วย โครงสร้างเรโซแนนซ์ ดังนี้ รูปร่างของโมเลกุล     รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ขึ้นอยู่กับ ทิศทางของพันธะโคเวเลนต์ , ความยาวพันธะ ,  และมุมระหว่างพันธะโคเวเลนต์รอบอะตอมกลาง ทิศทางของพันธะขึ้นอยู่กับ - แรงผลักระหว่างพันธะรอบอะตอมกลาง เพื่อให้ห่างกันมากที่สุด -แรงผลักของอิเล็กตรอนคู่อิสระของอะตอมกลางที่มีต่อพันธะรอบอะตอมกลางแรงนี้ มีค่ามากกว่าแรงที่พันธะผลักกันเอง รูปร่างโมเลกุลโคเวเลนต์ที่ควรรู้จัก     1.รูปร่างเส้นตรง(Limear)      อะตอมกลาง Be ในโมเลกุล BeCl2 มีอิเล็กตรอนทั้งหมด 2 ตัว และทั้ง 2 ตัวเป็น อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ซึ่งจะผลักกันให้ห่างกันให้มากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปเส้นตรง  มีมุมระหว่างพันธะ 180๐          อะตอมกลาง C ในโมเลกุล CO2 มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 4 ตัว และทั้ง 4 ตัวเป็น อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ(เกิดพันธะคู่กับอะตอม O 2 พันธะ) ทำให้เกิดแรงผลักกันระหว่าง พันธะให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปเส้นตรง มีมุมระหว่างพันธะ 180๐      สรุป โมเลกุลของสารโคเวเลนต์ใดๆ ถ้าอะตอมกลางมี 2 พันธะ จะเป็น พันธะชนิดใดก็ได้ และอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว โมเลกุลจะมี รูปร่างเป็นเส้นตรง 2. รูปร่างสามเหลี่ยมแบนราบ (Trigonal planar)     อะตอมกลาง B ในโมเลกุล BCl3 มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 3 ตัว และเป็น อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะทั้งหมด (สร้างพันธะเดี่ยวกับอะตอม Cl 3 พันธะ)  พันธะผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลเป็นรูปสามเหลี่ยมแบนราบ  มีมุมระหว่างพันธะเป็น 120๐      สรุป โมเลกุลโคเวเลนต์ใดๆ ถ้าอะตอมกลางมี 3 พันธะ  (ไม่คำนึงถึงชนิดของพันธะ) และอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว  โมเลกุลจะมีรูปร่างเป็น สามเหลี่ยมแบนราบ 3. รูปร่างทรงสี่หน้า     อะตอม C ในโมเลกุล CH4 มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 4 ตัว และเป็นอิเล็กตรอน คู่ร่วมพันธะทั้งหมด (สร้างพันธะเดี่ยวกับอะตอม H 4 พันธะ) เกิดการผลักกัน ระหว่างพันธะเพื่อให้ห่างกันมากที่สุด ทำให้โมเลกุลมีรูปร่างเป็นรูปทรงสี่หน้า  มีมุมระหว่างพันธะเป็น 109.5๐      สรุป โมเลกุลโคเวเลนต์ใดๆ ถ้าอะตอมกลางมี 4 พันธะ (โดยไม่คำ นึงถึงชนิดของพันธะ) และอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว โมเลกุลจะมีรูปร่างเป็น ทรงสี่หน้า4. รูปร่างพีระมิดฐานสามเหลี่ยม (Trigonal bipyramkial)         อะตอมของ P ในโมเลกุล PCl5 มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 5 สร้างพันธะเดี่ยวกับ อะตอมของ Cl ทั้ง 5 ต้ว ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว พันธะผลักกันให้ห่างกันมาก ที่สุด ทำให้โมเลกุลมีรูปร่างพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม มีมุมระหว่างพันธะเป็น  120๐ และ 90๐                   5. ทรงแปดหน้า (Octahedral)     อะตอมของ S มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 6 อิเล็กตรอนทั้ง 6 ตัวสร้างพันธะ เดี่ยวกับอะตอมของ F ทั้ง 6 ตัว (ไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว) อิเล็กตรอนคู่ ร่วมพันธะ(พันธะ) เกิดการผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด จึงทำให้มีรูปร่าง โมเลกุลเป็นรูปทรงแปดหน้า มีมุมระหว่างพันธะ 90๐  สรุป โมเลกุลโคเวเลนต์ใดๆ ถ้าอะตอมกลางมี 6 พันธะ (ไม่คำนึงถึงชนิด ของพันธะ) และอะตอมกลางไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว รูปร่างโมเลกุล เป็น ทรงแปดหน้า อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับรูปร่างโมเลกุล ตามปกติอิเล็กตรอนแต่ละคู่จะออกแรงผลักกัน แรงผลักของอิเล็กตรอนแต่ละคู่จะไม่เท่ากัน  ซึ่งสามารถเขียนแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนคู่ต่างๆ จากมากไปหาน้อยได้ดังนี้ อิเล็กตรอนคู่ โดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว > อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับ อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ > อิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ         6. รูปร่างพีระมิดฐานสามเหลี่ยม                  อะตอม N ในโมเลกุล NH3 มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 5 สร้างพันธะเดี่ยวกับอะตอมของ H 3 พันธะ เหลืออิเล็กตรอนไม่ได้ร่วมพันธะ 1 คู่ (อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว) อิเล็กตรอนทั้ง 4  คู่รอบอะตอมกลาง ( N ) จะผลักกันให้ห่างกันมากที่สุด แต่เนื่องจากแรงผลักระหว่าง อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวกับอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ มีค่ามากกว่าแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอน คู่ร่วมพันธะผลักกันเอง จึงทำให้มุมระหว่างพันธะ H – N ลดลงเหลือ 107๐ และรูปร่าง โมเลกุลเป็น รูปพีระมิดฐายสามเหลี่ยม          7. รูปร่างมุมงอ     อะตอมกลาง O ในโมเลกุลของ H2O มีเวเลนต์อิเล็กตรอน = 6 สร้าง พันธะเดี่ยวกับอะตอมของ H 2 พันธะ จึงมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่ (4 ตัว) ซึ่ง อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว 2 คู่นี้ จะมีแรงผลักอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ มากกว่าแรงผลัก กันของอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ ทำให้มุมระหว่างพันธะ H – O – H มีค่าลดลงเหลือ  105๐ รูปร่างโมเลกุลจึงไม่เป็นเส้นตรง แต่เป็นรูปมุมงอหรือตัววี   ตัวอย่างตารางโครงสร้าง สภาพขั้วของโมเลกุลโคเวเลนต์ – โมเลกุลโคเวเลนต์ที่มีพันธะโคเวเลนต์แบบมีขั้ว อาจเป็นโมเลกุลมีขั้วหรือไม่มีขั้วก็ได้ – โมเลกุลโคเวเลนต์มีพันธะโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้ว โมเลกุลก็ต้องไม่มีขั้วด้วย – สภาพขั้วของของโมเลกุลขึ้นอยู่กับผลรวมเวกเตอร์ทางคณิตศาสตร์ของทุกพันธะ ในโมเลกุลถ้าผลรวมเวกเตอร์หักล้างกันหมด (ผลรวมเวกเตอร์เท่ากับศูนย์)  แสดงว่าเป็นโมเลกุลไม่มีขั้ว เช่น CO2 <iframe width="560" height="315" src="https://www.youtube.com/embed/HCBsE6CDjKc" frameborder="0" allow="autoplay; encrypted-media" allowfullscreen></iframe> ขั้วของโมเลกุล การพิจารณารูปร่างโมเลกุลโควาเลนต์ โมเลกุลโควาเลนต์ในสามมิตินั้น สามารถพิจารณาได้จากการผลักกันของอิเล็กตรอนที่มีอยู่ รอบๆ อะตอมกลางเป็นสำคัญ โดยอาศัยหลักการที่ว่า อิเล็กตรอนเป็นประจุลบเหมือนๆ กัน  ย่อมพยายามที่แยกตัวออกจากกนให้มากที่สุดเท่าที่จะกระทำได้ ดังนั้นการพิจารณาหา จำนวนกลุ่มของอิเล็กตรอนที่อยู่รอบๆ นิวเคลียสและอะตอมกลาง จะสามารถบ่งบอกถึง โครงสร้างของโมเลกุลนั้น ๆ ได้ โดยที่กลุ่มต่างๆ มีดังนี้ – อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว – อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะได้แก่ พันธะเดี่ยว พันธะคู่ และพันธะสาม ทั้งนี้โดยเรียงตามลำดับความสารารถในการผลักอิเลคตรอนกลุ่มอื่นเนื่องจาก อิเลคตรอน โดดเดี่ยวและอิเลคตรอนที่สร้างพันธะนั้นต่างกันตรงที่อิเล็กตรอน โดยเดี่ยวนั้นถูกยึด ด้วยอะตอมเพียงตัวเดียว ในขณะที่อิเล็กตรอนที่ใช้สร้างพันธะถูกยึดด้วยอะตอม 2 ตัวจึง เป็นผลให้อิเลคตรอนโดดเดี่ยวมีอิสระมากกว่าสามารถครองพื้นที่ในสามมิติได้มากกว่า  ส่วนอิเล็กตรอนเดี่ยวและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว รวมไปถึงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะแบบ ต่าง ๆ นั้น มีจำนวนอิเลคตรอนไม่เท่ากันจึงส่งผลในการผลักอิเลคตรอนกลุ่มอื่นๆ ได้มีเท่ากัน โครงสร้าง ที่เกิดจกการผลักกันของอิเล็กตรอนนั้น สามารถจัดเป็นกลุ่มได้ตามจำนวนของอิเล็กรอนที่ มีอยู่ได้ตั้งแต่ 1 กลุ่ม 2 กลุ่ม 3 กลุ่ม ไปเรื่อยๆ เรียกวิธีการจัดตัวแบบนี้ว่า ทฤษฎีการผลัก กันของคู่อิเล็กตรอนวงนอก (Valence Shell Electron Pair Repulsion : VSEPR)  ดังภาพ ภาพแสดงรูปร่างโครงสร้างโมเลกุลโควาเลนต์แบบต่างๆ ตามทฤษฎี VSEPR หมายเหตุ A คือ จำนวนอะตอมกลาง (สีแดง) X คือ จำนวน อิเล็กตรอนคู่รวมพันธะ (สีน้ำเงิน)                                  E คือ จำนวนอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว (สีเขียว)   ที่มาhttps://sites.google.com/site/chunyarat47158/sphaph-khaw-khxng-mo-leku-l-kho-we-len-t https://prakpoom124.wordpress.com/%E0%B9%80%E0%B8%99%E0%B8%B7%E0%B9%89%E0%B8%AD%E0%B8%AB%E0%B8%B2%E0%B8%9A%E0%B8%97%E0%B9%80%E0%B8%A3%E0%B8%B5%E0%B8%A2%E0%B8%99/%E0%B9%80%E0%B8%99%E0%B8%B7%E0%B9%89%E0%B8%AD%E0%B8%AB%E0%B8%B2%E0%B8%97%E0%B8%B5%E0%B9%881/%E0%B8%9E%E0%B8%B1%E0%B8%99%E0%B8%98%E0%B8%B0%E0%B9%82%E0%B8%84%E0%B8%A7%E0%B8%B2%E0%B9%80%E0%B8%A5%E0%B8%99%E0%B8%95%E0%B9%8C/%E0%B8%AA%E0%B8%A0%E0%B8%B2%E0%B8%9E%E0%B8%82%E0%B8%B1%E0%B9%89%E0%B8%A7%E0%B8%82%E0%B8%AD%E0%B8%87%E0%B9%82%E0%B8%A1%E0%B9%80%E0%B8%A5%E0%B8%81%E0%B8%B8%E0%B8%A5%E0%B9%82%E0%B8%84%E0%B9%80%E0%B8%A7/