Alai

Kemiallinen sidos on kemiallisten aineiden fysikaalinen ilmiö ja vuorovaikutus, jota atomien keskinäinen vetovoima pitää yhdessä.

Tämä atomien yhteenliittymä auttaa muodostamaan molekyylejä, ioneja, kiteitä jne. jakamalla ja vaihtamalla elektroneja eli sähköstaattisia voimia.

Kemiallisia sidoksia on erityyppisiä, kuten kovalenttisia sidoksia, ionisidoksia, metallisidoksia, vetysidoksia jne. Kovalenttiset ja ionisidokset ovat kemiallisten sidosten päätapauksia.

Kovalenttiset sidokset

Sitä kutsutaan myös molekyylisidokseksi, yhden tai useamman elektroniparin keskinäistä jakamista kahden atomin välillä. Näitä sidokseen osallistuvia elektronipareja kutsutaan jaetuiksi pareiksi tai sidospareiksi, ja jaettuja elektroneja, jotka sijaitsevat kahden ytimen välisessä tilassa, kutsutaan sidoselektroneiksi, ja atomien välistä vetovoiman ja hylkivien voimien vakaata tasapainoa niiden jakaessa elektroneja kutsutaan kovalenttiseksi sidokseksi.

Atomien välisen vuorovaikutuksen luonne riippuu atomien suhteellisesta elektronegatiivisuudesta (atomin kyvystä vetää puoleensa atomia tai sidosparia). Kun kahden atomin elektronegatiivisuuksien välinen ero on liian pieni, jotta elektroninsiirto tapahtuisi ionien muodostamiseksi, syntyy kovalenttinen sidos. Näillä atomeilla on hyvin suuri ionisaatioenergia.

Atomit jakavat elektroninsa saadakseen valenssikuorensa kahdeksikonfiguraation. Se sisältää normaalisti energiaa noin ~80 kilokaloria moolia kohti (kcal/mol). Kovalenttiset sidokset katkeavat harvoin spontaanisti sen muodostumisen jälkeen.

Kovalenttinen sidos, joka muodostuu kahden epämetallin tai kahden saman (tai samankaltaisen) alkuaineen välille. Molekyylien sisällä olevat kovalenttiset sidokset ovat hyvin vahvoja ja kovalenttiset vuorovaikutukset ovat hyvin suuntautuneita ja riippuvat orbitaalien päällekkäisyydestä.

Kovalenttisen sidoksen ominaisuudet

Kovalenttinen yhdiste sisältää seuraavat ominaisuudet:

• Fysikaalisessa olomuodossa ne voivat esiintyä kiinteinä aineina, nesteinä tai kaasuina.
• Kovalenttisen sidoksen molekyyleillä on määrätty muoto.
• Ne eivät ole kovia tavallisesti ne ovat luonnostaan pehmeitä ja vahamaisia. Tämä johtuu siitä, että jokaisen hiiliatomikerroksen välissä on elektronipilvi.
• Ne ovat helposti liukenevia poolittomiin liuottimiin ja liukenemattomia polaarisiin liuottimiin.
• Kovalenttisia sidoksia sisältävät yhdisteet ovat sähkövarauksen johtamattomia tai niiden johtavuus on hyvin heikko, koska varattuja ioneja tai vapaita elektroneja ei ole. Mutta grafiitti on hyvä johdin, koska siinä näemme elektronipilven.
• Ne ovat huonoja lämmönjohtimia. Niiden molekyyleistä puuttuu vapaita elektroneja ja se estää lämpöenergian kulkua.
• Ne ovat hyvin heikosti tai muokkautumattomia tai ei-johtavia. Pienemmät kovalenttiset yhdisteet, joissa on heikkoja sidoksia, ovat usein pehmeitä ja muovautuvia
• Kovalenttisilla yhdisteillä on alhainen kiehumispiste. Tämä johtuu niiden heikosta vetovoimasta eri sidoksissa olevien atomien välillä.

Esimerkkejä

HCl, H2O, PCl5 jne. ovat esimerkkejä kovalenttisista sidoksista.

Kovalenttisten sidosten tyypit

Kovalenttisten sidosten tyypit perustuvat elektronegatiivisuuteen, joka on tärkeässä roolissa määriteltäessä erityyppisiä kovalenttisia sidoksia.

1. Polaarinen kovalenttisidos
2. Epäpolaarinen kovalenttisidos

Polaarinen kovalenttisidos

Se muodostuu kahden ei-metalliatomin välille, joilla on erilainen elektronegatiivisuus ja jotka jakavat elektronejaan (elektronien epätasa-arvoinen jako) kovalenttisidoksessa. Se muodostuu kahden erilaisen atomin välille.

Seessä osa sidoselektroniparin elektronitiheydestä on lähempänä toista sitoutuneista ytimistä, jolloin syntyy osittain positiivisia ja negatiivisia atomikeskuksia varauksensiirron suuruudella. Tämä riippuu kahden atomin suhteellisista elektronegatiivisuuksista. Elektronipilvi siirtyy siihen atomiin, jonka elektronegatiivisuus on suurempi.

Nämä yhdisteet voivat olla olemassa kiinteinä aineina suuremman vuorovaikutusvoiman vuoksi, ja niillä on korkeat sulamis- ja kiehumispisteet. Ne liukenevat polaarisiin yhdisteisiin, kuten veteen.

Esimerkki: Esimerkki poolis-kovalenttisesta sidoksesta ovat:

• Vedyn ja muiden alkuaineiden, kuten hapen (H2 O), väliset sidokset.
• Vedyn ja muiden atomien, kuten Cl:n (HCl)ja F:n (HF)väliset sidokset.

Ei-polaarinen kovalenttinen sidos

Se muodostuu kahden saman atomin välille, joilla on samanlaiset elektronegatiivisuusarvot, ja jotka jakavat samansuuruisen määrän elektroneja kovalenttisessa yhdisteessä. Epäpolaarisissa kovalenttisissa sidoksissa elektronegatiivisuusero on useimmiten häviävän pieni.

Ne esiintyvät kaasumuodossa, mutta harvoin nestemäisessä muodossa ja ovat luonteeltaan hyvin pehmeitä. Niiden kiehumis- ja sulamispisteet ovat alhaiset ja ne liukenevat poolittomiin liuottimiin.

Esimerkkejä:

H2, N2, O2, Cl2 jne. ovat esimerkkejä poolittomista kovalenttisista sidoksista

Muita kovalenttisen sidoksen tyyppejä

Kovalenttisen sidoksen tyyppejä on erilaisia muitakin jaettujen parillisten elektronien lukumäärän perusteella.

• Yksittäinen kovalenttinen sidos
• Kaksinkertainen kovalenttinen sidos
• Kolminkertainen kovalenttinen sidos

Yksittäinen kovalenttinen sidos

Yksittäisessä kovalenttisessa sidoksessa jaetaan vain yksi elektronipari kahden atomin välillä. Sitä kuvaa yksi katkoviiva (-). Se on heikompi sidos kuin kaksois- ja kolmoissidos. Sen tiheys on pienempi. Se on stabiilein sidos

Esimerkki: Vety ja vedyn välinen sidos (H-H) on esimerkki yksinkertaisesta kovalenttisesta sidoksesta. Muita esimerkkejä kovalenttisesta sidoksesta ovat F2, HCl jne.

Kaksoiskovalenttinen sidos

Kun kaksi elektroniparia jaetaan kahden atomin välillä, muodostuvaa sidosta kutsutaan kaksoissidokseksi. Se esitetään yhdellä katkoviivalla (=). Se muodostuu yhdestä Pi-sidoksesta ja yhdestä sigmasidoksesta. Se on vahva sidos verrattuna yksinkertaiseen, mutta vähemmän stabiili sidos.

Esimerkki: Kahden happiatomin välinen sidos (O=O) on esimerkki kaksoiskovalenttisesta sidoksesta. Muita esimerkkejä ovat CO2, C2H4, asetoni, otsoni jne.

Kolmoiskovalenttinen sidos

Kolmoiskovalenttisessa sidoksessa kaksi atomia jakaa kolme elektroniparia keskenään. Se on vähiten stabiili kuin yleiset kovalenttiset sidostyypit. Se esitetään kolmella katkoviivalla (≡).

Esimerkki: N≡N on esimerkki kolmoiskovalenttisesta sidoksesta.

Ionisidokset

Ionisidosta kutsutaan myös elektronikovalenttiseksi sidokseksi, joka muodostuu joidenkin elektronien täydellisestä siirrosta (uloimmalta orbitaalilta) atomilta toiselle. Elektronien siirrosta syntyy negatiivisia ioneja, joita kutsutaan anioneiksi (Atomi saa yhden tai useamman elektronin) ja positiivisia ioneja, joita kutsutaan kationeiksi (Atomi menettää yhden tai useamman elektronin).

Nämä ionit vetävät toisiaan puoleensa. Ne syntyvät vastakkaisia sähkövarauksia omaavien alkuaineiden sähköstaattisesta vetovoimasta. Ne muodostuvat atomien välille, joiden elektronegatiivisuuserot ovat suuret. Ionisidoksen muodostumisessa atomien elektronien saamisella tai menettämisellä saavutetaan kahdeksikko. Tässä sidoksessa ionit järjestäytyvät kolmiulotteiseen joukkoon eli kiteisiin ja ne dissosioituvat liuoksessa ioneiksi.

Se on yleinen piirre epäorgaanisille yhdisteille ja orgaanisten molekyylien suoloille. Ionisidokset riippuvat atomin säteestä, mitä suurempi säde, sitä todennäköisemmin yhdisteessä on ionisidoksia. Se muodostuu useimmiten metalli- ja epämetalliatomin välille.

Ionisidosten ominaisuudet

Ionisidoksilla on seuraavat ominaisuudet.

• Ne ovat olemassa kiinteässä tilassa.
• Ioniset sidokset ovat kiteisen luonteensa vuoksi kovia ja niillä on myös korkeat sulamis- ja kiehumispisteet.
• Tällaisella sidostyypillä on korkea sidosenergia kuin metallisella sidoksella.
• Ne eivät ole muokkautuvia ja plastisia.
• Vertailtuna muihin sidoksiin tätä ei pidetä hyvänä sähkönjohtimena, mutta sulassa tilassa se voi johtaa sähköä johtuen ionien läsnäolosta, jotka toimivat varauksenkuljettajina.
• Ionisidos dissosioituu ioniksi, koska nämä liukenevat veteen.
• Tätäkin sidosta pidetään vahvimpana sidoksena kuin muita sidoksia, ja se on erittäin hauras.

Esimerkki: Seuraavassa on joitakin esimerkkejä ionisidoksista

KCl (kaliumkloridi)), CsF (cesiumfluoridi), BeS (berylliumsulfidi), NaCl (natriumkloridi) jne.

Metallisidos

Se on kemiallinen sidostyyppi, joka pitää atomeja yhdessä metallien kesken ja jakaa vapaita elektroneja kationien ristikon kesken. Koska se esiintyi metalleissa tai seoksissa ns. metallisidos. Se eroaa kovalenttisesta sidoksesta, koska metallisten alkuaineiden ulompia orbitaaleja miehittävien elektronien ionisaatioenergia on paljon pienempi.

Jos hybridisaatio puuttuu s-orbitaali (joka sallii päällekkäisyyden jopa 12:n muun ympäröivien atomien s-orbitaalin kanssa) johtaa ”metallisen” sidoksen muodostumiseen (ei-suuntainen), kun taas d-orbitaali johtaa ”kovalenttisen” sidoksen muodostumiseen (suuntainen).

Metallisidoksen lujuuteen vaikuttavat mm. seuraavat tekijät: delokalisoituneiden elektronien kokonaismäärä, metallikationin positiivisen varauksen suuruus, kationin ionisäde.

• Esimerkkejä: Metallisidoksen avulla muodostuu metalliseoksia. Esimerkki metalliseoksesta ovat messinki (Cu ja Zn) ja teräs (C ja Fe) Muita esimerkkejä metallisista sidoksista Rauta, koboltti, kalsium ja magnesium, hopea, kulta jne.

Metallisidosten ominaisuudet

Seuraavaksi on lueteltu metallisidoksia sisältävien yhdisteiden ominaisuuksia

• Metallisidokset ovat tavallisesti kiinteässä tilassa.
• Ne ovat luonnostaan yleensä kovia eikä niillä ole tiettyä muotoa.
• Näemme sen liukoisuuden poolittomiin ja polaarisiin liuottimiin ovat liukenemattomia.
• Useimmat metallit ovat erinomaisia sähkönjohtimia, koska elektronimeren elektronit voivat vapaasti liikkua ja kuljettaa varausta.
• Metallisidokset ovat muovattavia ja sitkeitä ja niillä on korkeat sulamis- ja kiehumispisteet sekä alhainen haihtuvuus.

Tärkein ero ionisten, kovalenttinen ja metallinen sidos

Kovalenttinen sidos	Ioninen sidos	Metallinen sidos
Jakautuvat elektronit kahden atomin välillä	Elektronien täydellinen siirto	Elektronien jakaminen metallien ristikon välillä
Esiintyy ei- atomien välillä.metallit	Esiintyy metallien ja ei-metallien välillä	Esiintyy metallien välillä
Vahvempi sidos kuin metallisidos	Vahvin sidos	Heikompi sidos kuin muu sidos
Esiintyy kiinteässä aineessa, nestemäisessä ja kaasumaisessa olomuodossa	Ei ole kiinteässä olomuodossa	Ei ole kiinteässä olomuodossa
Sidos on suuntaava	Sidos ei ole suuntaava	Sidos ei ole suuntaava
Polaarisen kovalenttisen sidoksen elektronegativiteettiluku on 0.5-1.7 ja poolittomalle kovalentille ˂ 0.5.	˃ 0.7 on elektronegatiivisuus	Elektronegatiivisuutta ei vaadita.