Molekyylien sidokset Juha Taskinen 28.8.2006.

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)