1 / 13

Molekyylien sidokset

Molekyylien sidokset. Juha Taskinen 28.8.2006. Molekyylien muodostuminen atomeista. Jalokaasut omaavat hyvin pysyvän elektronirakenteen, uloimmalla elektroni-kuorella kahdeksan elektronia = oktetti (paitsi heliumilla kaksi)

ziazan
Download Presentation

Molekyylien sidokset

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Molekyylien sidokset Juha Taskinen 28.8.2006

  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 eli H2 H · · H +

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

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

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

  9. Molekyyli voi olla 2δ- 3,5 O • poolinen δ- δ+ H 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

  10. Molekyyli voi olla • pooliton 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

  11. Molekyylin poolisuuteen vaikuttavat siis • kovalenttisen sidoksen poolisuus ja • molekyylin muoto

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

More Related