SIDOKSEN POOLISUUS Tarkoittaa sidoselektronien epätasaista jakautumista Sidos on pooliton, jos sitoutuneet atomit vetävät yhteisiä elektroneja yhtä voimakkaasti puoleensa Sidos on poolinen, jos sitoutuneet atomit vetävät yhteisiä elektroneja eri voimakkuudella puoleensa

Kovalenttisen sidoksen poolisuus Tutkittaessa sidoksen poolisuutta käytetään apuna elektronegatiivisuutta Elektronegatiivisuus kuvaa atomin kykyä vetää puoleensa yhteisiä sidoselektroneja elektronegatiivisuusluku kasvaa kyky vetää yhteisiä elektroneja kasvaa

Elektroninegatiivisuuslukujen erotus (EN) ja sidoksen poolisuus Sidos on pooliton kovalenttinen sidos, jos EN-lukujen erotus on < 0,4

- Sidos on poolinen kovalenttinen sidos, jos EN-lukujen erotus on välillä 0,5 – 1,7 Sidos on heikosti poolinen kovalenttinen sidos, jos EN- lukujen erotus on noin 0,5 Sidos on vahvasti poolinen kovalenttinen sidos, jos EN-lukujen erotus on >1 Sidoksia, joissa atomien EN-erotus on yli 1,7 ovatkin sitten ionisidoksia

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

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

Poolisia sidoksia ovat: C – O O – H N – O N – H C – N

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

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

Molekyylin poolisuuteen vaikuttavat siis kovalenttisen sidoksen poolisuus molekyylin koko molekyylin muoto avaruusrakenne Poolisten sidosten lukumäärä

Jäikö mieleen? Sivu 28 1.Poolinen kovalenttinen sidos on kovalenttinen sidos, jossa sidoselektronit jakautuvat epätasaisesti atomien välille   2. Poolinen kovalenttinen sidos syntyy, kun kaksi alkuainetta, joilla on eri suuret EN- luvut ja EN-lukujen erotus on ≥0,5 muodostavat sidoksen

elektroniparien epätasaisesta jakautumisesta johtuva   3. Osittaisvaraus on kovalenttisen sidoksen elektroniparien epätasaisesta jakautumisesta johtuva molekyylien eri osiin muodostuva positiivinen – ja negatiivinen sähköinen varaus

4. Mitkä seuraavista ovat a) poolittomia ts. EN-lukujen erotus on alle 0,5 b) heikosti poolisia ts. kun EN-lukujen erotus on noin 0.5 c) poolisia ts. EN-lukujen erotus on välillä 0,5 – 1,7 -C-C- -C-H H-H H-Cl H-O- -C-O- a) poolittomia -C-C- -C-H H-H b) Heikosti poolisia Ei mikään c) poolisia H-Cl H-O- -C-O-  

5. Poolinen molekyyli on dipoli Dipoli on siis sähköisesti epäsymmetrinen molekyyli: di = kaksi ja pooli = napa

6. Molekyylin poolisuuteen vaikuttaa: Sidosten poolisuus, molekyylin koko, avaruusrakenne, poolisten sidosten lukumäärä ja paikka  

7. Molekyyli on pooliton, vaikka siinä on poolisia sidoksia, kun kyseessä on symmetrinen molekyyli   8. Poolinen aine koostuu poolisista molekyyleistä

9. EN- arvo ilmaisee alkuaineen kykyä ottaa vastaan sidoselektroneja. Mitä suurempi luku, sitä paremmin alkuaine ottaa vastaan yhteisiä elektroneja.   10. a) sidos on pooliton, jos EN-luvut ovat samat b) sidos on poolinen, jos EN-luvut ovat eri ja EN-lukujen erotus on ≥0,5

Typpi siis vetää yhteisiä elektronipareja enemmän puoleensa. 11. Typpi on elektronegatiivisempi. Typpi siis vetää yhteisiä elektronipareja enemmän puoleensa. Sidoksen muodostuessa typpi saa negatiivisen osittaisvarauksen ja vety positiivisen osittaisvarauksen