Kovalenttinen sidos ja molekyyliyhdisteiden ominaisuuksia 16. helmikuuta 2014/S.. Mikä on kovalenttinen sidos? Kun atomit jakavat ulkoelektronejaan, syntyy kovalenttinen sidos. Kovalenttinen sidos on siis yksi atomien välisen sidoksen tyyppi. Tyypillisesti ulkoelektroneja jaetaan niin monta, että kumpikin sidoksen muodostavista atomeista saa ulkokuorelleen oktetin eli kahdeksan (tai vedyn tapauksessa kaksi) elektronia. Kovalenttisesti sitoutuneet atomit muodostavat molekyylin ja yhdistettä kutsutaan molekyyliyhdisteeksi. + l l Kuva 1: Vetykloridin muodostuminen. Pisteillä kuvataan atomien ulkoelektroneja. Jos kumpikin sitoutuvista atomeista jakaa yhden elektronin, syntyy yksinkertainen sidos. Jos kumpikin jakaa kaksi elektronia, syntyy kaksoissidos, ja jos kumpikin jakaa kolme, niin syntyy kolmoissidos. Yksinkertaista sidosta kuvataan yhdellä, kaksoissidosta kahdella ja kolmoissidosta kolmella viivalla. N N Kuva 2: Vesi-, eteeni- ja typpimolekyylit. Pisteet kuvaavat vapaita, sidoksiin osallistumattomia ulkoelektronipareja. Tyypillisesti ero kovalenttisen sidoksen ja ionisidoksen välillä selitetään elektronien siirtymisellä atomilta toiselle. Kun kovalenttinen sidos muodostuu, sidoselektronit ajatellaan jaetuiksi siis kummallekin atomille yhteisiksi. Ionisidos taas muodostuu, kun toinen atomi luovuttaa ulkoelektroneja ja toinen ottaa ne vastaan. Elektronit siis siirtyvät atomilta toiselle. Todellisuudessa kovalenttisen sidoksen ja ionisidoksen välillä ei ole tarkkaa rajaa: on vain sidoksia, joilla on enemmän tai vähemmän ionisidoksen luonnetta. Tavallisesti epämetalliatomien välillä ajatellaan olevan kovalenttinen sidos ja metallin ja epämetallin välillä ionisidos. 1. Piirrä a) propaanimolekyyli, b) butaanihappomolekyyli, c) 1-pentyynimolekyyli, d) ammoniakkimolekyyli niin, että kaikki sidokset on merkitty näkyviin. Merkitse atomeille myös mahdolliset ulkokuoren vapaat elektroniparit. 2. Valitse seuraavista yhdisteistä ne, jotka ovat todennäköisesti molekyyliyhdisteitä: a) 2, b) 6 6, c) Nal, d) F, e) us 4. Molekyyliyhdisteen poolisuus Elektronegatiivisuus kuvaa atomin kykyä vetää puoleensa sidoselektroneja. Esimerkiksi vedyn ja kloorin elektronegatiivisuusarvot ovat 2,1 ja 3,0. Kloori on elektronegatiivisempi, joten se vetää yhteisiä
sidoselektroneja puoleensa vahvemmin kuin vety. Siksi sidoselektronit viettävät suuremman osan ajasta kloorin puolella sidosta. Koska elektronit ovat negatiivisesti varautuneita hiukkasia, kloorin puoli molekyylistä tulee hieman negatiivisesti varautuneesti ja vedyn puoli positiiviseksi. Näin molekyyliin on syntynyt osittaisvarauksia ja molekyylin sanotaan olevan poolinen eli dipoli. sittaisvarauksia merkitään symboleilla δ ja δ+. l Kuva 3: Vetykloridin osittaisvaraukset. Poolisuus siis tarkoittaa, että molekyylissä esiintyy osittaisvarauksia siis erimerkkisesti varautuneet päät. Poolisuutta ei voi esiintyä, jos sitoutuneiden atomien kyvyssä vetää puoleensa sidoselektroneja ei ole eroa. Siis sitoutuneiden atomien elektronegatiivisuusarvojen on oltava erisuuret. Tällaisten atomien välillä sanotaan olevan poolinen sidos. Mitä suurempi elektronegatiivisuuksien ero on, sitä vahvemmin poolinen sidos on. Seuraavassa on esimerkkinä vertailtu eräissä tavallisissa molekyyleissä esiintyvien sidosten poolisuutta. molekyyli tarkasteltava sidos elektronegatiivisuusero sidoksen poolisuus vesi 2 3,5 2,1 = 1,4 vahvasti poolinen metaani 4 2,5 2,1 = 0,4 heikosti poolinen typpi N 2 N N 3,0 3,0 = 0 pooliton Poolisten sidosten olemassaolo ei kuitenkaan yksin tee koko molekyylistä poolista. Jos molekyylin muoto on sillä tavalla symmetrinen, että poolisten sidosten aiheuttamat osittaisvaraukset kumoutuvat, ei molekyyli ole poolinen. Poolisuus vaatii siis molekyyliltä paitsi poolisia sidoksia ja lisäksi sopivan epäsymmetrisen muodon. aine rakennekaava poolisuus vesi Vesi on poolinen yhdiste. Siinä on poolisia sidoksia, joiden aiheuttamia osittaisvarauksia ei molekyylin symmetria kumoa. metaani Metaani on pooliton yhdiste. Siinä on heikosti poolisia sidoksia, mutta molekyylin symmetrinen muoto kumoaa osittaisvaraukset. Kuvassa kiilasidokset suuntautuvat paperin ylä- ja alapuolelle. Jokaisen sidoksen välillä on sama kulma noin 109,5. typpi N N Typpi on pooliton molekyyli, sillä siinä ei ole poolisia sidoksia. Poolisuuden päättely voi olla vaikeaa, jos molekyylissä esiintyy paljon sidoksia eikä molekyylin muoto ole tuttu. rgaanisten yhdisteiden kohdalla asiaa helpottaa se, että kaikki hiilivedyt ovat aina poolittomia. Molekyylin symmetrisyys kumoaa hiilivetyjen heikosti poolisten -sidosten vaikutuksen. Jos molekyylissä on hyvin suuri pelkästä hiilestä ja vedystä koostuva osa, on kokonaisuus yksittäisestä poolisesta ryhmästä huolimatta järkevää ajatella poolittomaksi. Tämän takia esimerkiksi pienimolekyyliset karboksyylihapot ovat hyvin poolisia mutta hiiliketjun pidetessä poolisuus heikkenee.
yhdiste rakennekaava poolisuus propaani 3 3 pooliton 2 metaanihappo eli muurahaishappo 3 poolinen oktadekaanihappo eli steariinihappo pooliton 3. Seuraavat atomit sitoutuvat. Valitse niistä pooliset sidokset ja merkitse niihin osittaisvaraukset. a) ja F, b) ja S, c) P ja, d) N ja, e) ja, f) ja N. 4. Valitse seuraavista pooliset molekyylit: a) 2 2, b) 2, c) 3, d) N 3, e) 3( 2) 18 2. Molekyylien väliset sidokset ja niiden vaikuts yhdisteen ominaisuuksiin Poolisissa molekyyleissä on osittaisvarauksia. Erimerkkiset varaukset vetävät puoleensa toisiaan, joten poolisten molekyylien välillä on vahvempia vetovoimia kuin poolittomien molekyylien välillä. Tästä seuraa, että samamassaisista molekyyliyhdisteistä on poolisella korkeammat sulamis- ja kiehumispisteet kuin poolittomalla. yhdiste moolimassa (g/mol) sulamispiste ( ) kiehumispiste ( ) etanoli 3 2 46,068 117 79 propaani 3 2 3 44,094 188 42 Molekyylien välisten sidosten vahvuudella on siis merkitystä aineen ominaisuuksille. Näitä sidoksia on kolmea tyyppiä: dispersiovoimia, dipoli-dipolisidoksia ja vetysidoksia. Dispersiovoimat ovat heikoimpia molekyylien välisistä sidoksista. Dispersiovoimat syntyvät, kun molekyylin elektronit jatkuvan liikkeensä takia tietyllä ajan hetkellä pakkautuvat molekyylin tiettyyn osaan. Tällöin tuohon kohtaan tulee osittain negatiivinen varaus, ja molekyylin syntyy hetkellinen varausero hetkellinen dipoli. Tämä varausero aiheuttaa molekyylien välille heikon sähköisen vetovoiman. Dispersiovoimia esiintyy kaikenlaisten molekyylien välillä. Poolittomien molekyylien välillä ei toisaalta muita voimia olekaan, joten esimerkiksi hiilivetymolekyylejä sitovat toisiinsa ainoastaan dispersiovoimat. Siksi hiilivedyillä on matalat sulamis- ja kiehumispisteet. eikot dispersiovoimat ovat tyypillisesti sitä vahvempia, mitä enemmän molekyylissä on elektroneja. Siksi suuremmilla molekyyleillä on vahvemmat dispersiovoimat. Toisaalta myös molekyylin muoto vaikuttaa dispersiovoimien vahvuuteen. Suoraketjuiset molekyylit asettuvat tiiviisti toistensa lomaan. Niissä dispersiovoimat pääsevät vaikuttamaan koko molekyylin pituudelta ja ovat siksi vahvempia. aarautuneissa molekyyleissä dispersiovoimat taas vaikuttavat pienemmällä alalla ja ovat siksi heikompia. Tämä näkyy
esimerkiksi vertailtaessa suoraketjuisen hiilivedyn ja samamassaisen haarautuneen hiilivedyn kiehumispisteitä. yhdiste rakennekaava moolimassa (g/mol) kiehumispiste ( ) pentaani 3 2 3 72,146 36,0 2 2 2,2-dimetyylipropaani eli neopentaani 3 3 72,146 9,6 3 3 Dipoli-dipolisidos tarkoittaa kahden dipolin eli poolisen molekyylin välistä sähköistä vetovoimaa. Positiivinen osittaisvaraus vetää puoleensa negatiivista, joten poolisten molekyylien välille syntyy kohtuullisen vahva vetovoima. Dipoli-dipolisidoksen ero dispersiovoimiin verrattuna on siinä, että poolittomissa molekyyleissä dipolit ovat hetkellisiä mutta poolisissa molekyylissä pysyviä. Varauserot pysyvät siis poolisissa molekyyleissä enemmän tai vähemmän vakiona koko ajan. l l l l + + + + Kuva 4: Vetykloridn dipoli-dipolisidoksia. sittaisvaraukset vetävät puoleensa toisiaan. Vety on atomeista pienin. Kun se on sitoutunut hyvin elektronegatiiviseen typpi-, happi- tai fluoriatomiin, tulee vedyn ulkoelektroni vedetyksi kauas vety-ytimestä. Vedyn positiivinen ydin jää miltei paljaaksi, jolloin vedyn ja siihen sitoutuneen elektronegatiivisen atomin välinen varausero on erityisen suuri. Jos molekyylissä on näin sitoutunut vetyatomi, ovat molekyylin muodostamat dipoli-dipolisidokset hyvin vahvoja. Niitä kutsutaan vetysidoksiksi. Vetysidos suuntautuu siis typpeen, happeen tai fluoriin sitoutuneesta vetyatomista toisen molekyylin vastaavaan typpi-, happi- tai fluoriatomiin. Kuva 5: Vetysidoksia vedessä. Vetysidokset on kuvattu katkoviivoilla.
Vetysidos on poikkeuksellisen vahva dipoli-dipolisidos. Siksi esimerkiksi etanolilla, jonka molekyylien välillä on vetysidoksia, on korkeampi kiehumispiste kuin etanaalilla, jolla on vain tavallisia dipoli-dipolisidoksia. yhdiste rakennekaava kiehumispiste ( ) etanoli 79 etanaali 20 Sulamis- ja kiehumispisteiden ohella molekyylin poolisuus vaikuttaa yhdisteen liukoisuuteen. Molekyyliyhdisteet liukenevat tyypillisesti sellaisiin liuottimiin, jonka molekyylien välillä on samankaltaisia sidosvoimia kuin liukenevalla yhdisteellä. Etanoli liukenee veteen, sillä etanoli- ja vesimolekyylien välille muodostuu vetysidoksia. Öljy ei liukene veteen, sillä öljyn poolittomat molekyylit eivät kykene muodostamaan vetysidoksia vesimolekyyleihin. Öljy- ja vesimolekyylien välille muodostuu vain heikkoja dispersiovoimia, jotka eivät estä öljyä pakenemasta vedestä. Poolittomat yhdisteet liukenevat siis poolittomiin liuottimiin ja pooliset poolisiin. Tähän liittyy vanha sanonta samanlainen liuottaa samanlaista. 5. Piirrä seuraavien molekyylien rakennekaavat. Kerro, mitkä ovat poolisia ja mitkä poolittomia, ja mitä molekyylien välisiä sidosvoimia yhdisteissä esiintyy. Sitten järjestä yhdisteet kasvavan kiehumispisteen mukaiseen järjestykseen. a) 3 2, b) 3 2 2, c) 3 2 2 3. 6. Valitse jokin molekyyli (muu kuin vesi), jolla esiintyy vetysidoksia. Piirrä vetysidoksia valitsemallesi molekyylille. 7. Metanoli 3 (kp. 64,7 ) ja metyyliamiini 3N 2 (kp. 6,6 ) ovat likimain samamassaisia molekyylejä, jotka molemmat muodostavat vetysidoksia. Miksi kiehumispisteissä on silti hyvin suuri ero?