Esittely latautuu. Ole hyvä ja odota

Esittely latautuu. Ole hyvä ja odota

Molekyylien sidokset Juha Taskinen 28.8.2006.

Samankaltaiset esitykset


Esitys aiheesta: "Molekyylien sidokset Juha Taskinen 28.8.2006."— Esityksen transkriptio:

1 Molekyylien sidokset Juha Taskinen

2 Molekyylien muodostuminen atomeista
Jalokaasut omaavat hyvin pysyvän elektronirakenteen, uloimmalla elektroni-kuorella kahdeksan elektronia = oktetti (paitsi heliumilla kaksi) Muiden alkuaineiden atomit pyrkivät saamaan samanlaisen elektronirakenteen Yksi tapa on muodostaa yhteisiä elektroni-pareja, jolloin muodostuu molekyylejä

3 Yhteistä elektroniparia kutsutaan kovalenttiseksi sidokseksi
Kyseessä vahva atomien välinen sidos Esim. vetymolekyylin (H2) muodostuminen, vety-atomilla yksi elektroni uloimmalla kuorella Tällöin muodostuu yksinkertainen kovalenttinen sidos = yksi yhteinen elektronipari H H + H · · H H - H eli H2 +

4 Esim. happimolekyylin (O2) muodostuminen, happiatomilla kuusi elektronia uloimmalla kuorella
Tällöin muodostuu kovalenttinen kaksoissidos = kaksi yhteistä elektroniparia O O + O + O O = O eli O2

5 Esim. Typpimolekyylin (N2) muodostuminen, typpiatomilla viisi elektronia uloimmalla kuorella
Tällöin muodostuu kovalenttinen kolmoissidos = kolme yhteistä elektroniparia N N + N N N N eli N2 +

6 Kovalenttisen sidoksen poolisuus
Tutkittaessa sidoksen poolisuutta käytetään apuna elektronegatiivisuutta Elektronegatiivisuus kuvaa atomin kykyä vetää puoleensa yhteisiä sidoselektroneja Elektronegatiivisuusarvot muuttuvat säännöllisesti jaksollisessa järjestelmässä

7

8 Kovalenttinen sidos voi olla
Poolinen Cl H-Cl H 2,1 3,0 Kloorin elektronegatiivisuusarvo on suurempi, joten, se vetää yhteistä elektroniparia voimak- kaammin puoleensa

9 Kovalenttinen sidos voi olla
Pooliton H H H-H 2,1 2,1 Elektronegatiivisuusarvojen ollessa samat sidoselektronit jakautuvat tasan

10 Molekyyli voi olla 2δ- poolinen O δ+ H δ- Cl H H δ+ δ+
3,5 O δ+ H δ- Cl H H 2,1 2,1 2,1 δ δ+ 3,0 Tällöin kovalenttiset sidokset ovat poolisia ja molekyylien muodosta johtuen syntyy pienet positiiviset (σ+) ja negatiiviset (σ-) sähköiset osittaisvaraukset molekyylien eri päihin

11 Molekyyli voi olla pooliton O O C H H δ- δ- 2δ+ H – H O = C = O
2,5 O O C H H 3,5 3,5 δ- δ- 2,1 2,1 2δ+ H – H O = C = O eli CO2 Tällöin joko kovalenttinen sidos on pooliton tai molekyylin symmetrinen muoto kumoaa kova- lenttisten sidosten poolisuuden

12 Molekyylin poolisuuteen vaikuttavat siis
kovalenttisen sidoksen poolisuus ja molekyylin muoto

13 Molekyylien välisten sidosten vahvuus
Poolittomien välillä dispersiovoimat Poolisten välillä dipoli-dipoli- tai vetysidos heikoin voimakkain Vetysidoksia syntyy sellaisten molekyylien välille, joissa vetyatomi on sitoutunut pieneen elektronegatiiviseen atomiin (typpi, happi tai fluori)


Lataa ppt "Molekyylien sidokset Juha Taskinen 28.8.2006."

Samankaltaiset esitykset


Iklan oleh Google