KEMIALLISET SIDOKSET

KE1: Kemiaa kaikkialla

Vahvat sidokset

Atomien välille voi muodostua

kovalenttisia sidoksia

ionisidoksia

epämetalli + epämetalli

yleensä epämetalli + metalli

metallisidos

metalli + metalli

elektronit yhteiskäytössä

positiivinen ioni luovuttaa elektronin negatiiviselle ionille

= atomien väliset sidokset

Kovalenttinen sidos

Yhteisen elektroniparin aiheuttamaa sähköistä vuorovaikutusta atomiydinten välillä sanotaan kovalenttiseksi sidokseksi.
Positiivisesti varautuneet ytimet kokevat molempien negatiivisesti varautuneiden elektronien aiheuttaman sähköisen vetovoiman.
Samanmerkkisesti varautuneet elektronit ja ytimet kohdistavat toisiinsa poistovoiman.
Ydinten välistä etäisyyttä nimitetään sidospituudeksi.

Sidosten ja elektronien merkitseminen

yksinkertainen sidos
kaksoissidos
kolmoissidos
vapaa elektronipari

Ionisidos

Ionisidoksen muodostumien

Natrium-atomi luovuttaa elektronin kloori-atomille; molemmat saavuttavat jalokaasurakenteen ja syntyy kaksi vastakkaismerkkistä ionia, jotka sitten vetävät toisiaan puoleensa

Natriumkloridin rakenne

ionihila

Sidostyyppien erot

Metallisidos

Mallin pitää selittää mm.
- Sähkönjohtokyky
- Lämmönjohtokyky
- Taottavuus
- Kovuus
Malli perustuu metalliatomeista muodostuneisiin metalli-ioneihin, ulkoelektronien luovuttamisesta yhteiseen käyttöön ja näiden muodostaman elektronimeren toimimiseen ”liimana” positiivisten ionien välissä

Metallisidos

Yhteenveto:

Vahvat kemialliset sidokset:

A2, A3, A4

Sidoksen
ja molekyylin poolisuus

Osittaisvaraus

atomin positiivinen varaus (protonit) −

atomia ympäröivä negatiivinen varaus (elektronit)

pallotikkumalli

elektronitiheysmalli

elektronirikas alue

elektroniköyhä alue

kahden erilaisen atomin sitoutuessa elektronit jakautuvat epätasaisesti

\rightarrow

epäsymmetrinen kokonaisuus

\rightarrow

molekyyliin muodostuu varauksellisia alueita

\rightarrow

varaukset mahdollistavat molekyylien liittymisen muihin sähköisesti varautuneisiin molekyyleihin ja ioneihin

Elektronegatiivisuus

Kuvaa sidoksen muodostumiseen osallistuvan alkuaineen kykyä vetää puoleensa elektroneja.
Mitä suurempi on alkuaineen elektronegatiivisuusarvo, sitä voimakkaammin se vetää elektroneja puoleensa.

Fluorille – elektronegatiivisin alkuaine – annettu arvo 4. Muut arvot on määritelty vertaamalla fluoriin.

Sidoksen poolisuus

Sidoksen poolisuus määräytyy sen perusteella, kuinka suuri sidokseen osallistuvien atomien elektronegatiivisuusero on.

Sidosluonnetta arvioitaessa ei voida määrittää mitään tarkkaa rajaa, milloin sidos on poolinen tai pooliton, mutta karkeasti sidostyyppi muuttuu seuraavasti:

0... 0,4

Elektronegatiivisuusero

Sidos

pooliton ... heikosti poolinen

0,4 ... 1,5

heikosti poolinen ... poolinen

1,5 ...

vahvasti poolinen ... ionisidos

Esimerkkejä sidoksen poolisuudesta

pooliton sidos: C–C
- sama alkuaine
lähes pooliton sidos: C–H
- alkuaineiden elektronegatiivisuudet lähes samanlaiset
poolisia sidoksia: N–H, C–O
- alkuaineiden elektronegatiivisuuksissa selvä ero

Molekyylin poolisuus

molekyylin poolisuuteen tarvitaan
- poolinen sidos
- epäsymmetria

Molekyylin poolisuus

Molekyyli on poolinen, jos

molekyylin sidokset ovat poolisia ja molekyylin muoto ei kumoa poolisuutta

Molekyyli on pooliton, jos

1) sidokset ovat poolittomia

tai

2) sidokset ovat poolisia, mutta

molekyylin muoto kumoaa poolisuuden

pysyvä dipoli eli elektronitihentymä

\rightarrow

\delta^+

2\delta^-

\delta^+

negatiivinen osittaisvaraus

positiivinen osittaisvaraus

\delta^-

2\delta^+

\delta^-

R3. Poolisuus -tehtävä

Vahvat sidokset

elektronegatiivisuus

pieni

suuri

pyrkii luovuttamaan elektroneja

pyrkii vetämään elektroneja puoleensa

metalli

epämetalli

ionisidos

metallisidos

kovalenttinen sidos

Positiiviset ionit elektronimeressä (elektronipilvessä)

Kiderakenne

Esim. NaCl, Al2S3

Molekyyli

Esim. HCl, C6H12O6

pooliton

poolinen