Kemiallinen sidos

Kemiallinen sidos on elektronien muodostama, kemiallista yhdistettä koossa pitävä voima. Sidoksia on useita eri tyyppejä, mutta ne kaikki perustuvat atomiydinten ja elektronien välisiin voimiin. Vahvoja kemiallisia sidoksia ovat ionisidos, kovalenttinen sidos ja metallisidos. Sidos voi olla myös kovalenttisen ja ionisidoksen väliltä. Kovalenttisia sidoksia esiintyy epämetalliatomien välillä ja ionisidoksia epämetalli- ja metalliatomien välillä. Lisäksi on olemassa heikkoja sidoksia, kuten van der Waalsin voima, dipoli-dipolisidos ja vetysidos. Sidos syntyy spontaanisti, mikäli atomit voivat vapauttaa energiaa sitoutumalla. == Kovalenttinen sidos == Kovalenttinen sidos voi muodostua kahden epämetalliatomin välille. Tyypillisessä tapauksessa kovalenttiset sidokset pitävät koossa kahden tai useamman atomin muodostamia molekyylejä, kun taas molekyylien välillä vaikuttavat paljon heikommat sidokset (dipoli-dipolisidos tai van der Waalsin voima). Tällaisia yhdisteitä kutsutaan molekyyliyhdisteiksi. Kuitenkin on myös aineita, esimerkiksi timantti, joissa pelkästään kovalenttiset sidokset pitävät kokonaista kidettäkin koossa. Kovalenttiset sidokset jaetaan yksinkertaisiin, kaksois- ja kolmoissidoksiin niihin osallistuvien elektroniparien lukumäärän mukaan. Sidos Jaettuja elektronipareja Merkintä Esimerkki Yksinkertainen sidos 1 – Etaanin kahden hiiliatomin välinen sidos Kaksoissidos 2 = Eteenin kahden hiiliatomin välinen sidos Kolmoissidos 3 ≡ Etyynin kahden hiiliatomin välinen sidos == Ionisidos == Ionisidos voi muodostua elektropositiivisen metallin ja elektronegatiivisen epämetallin tai moniatomisen ionin välille. Moniatominen ioni on muodostunut kovalenttisin sidoksin toisiinsa liittyneistä atomeista. Elektronegatiivisempi osapuoli vetää sidoselektroneja niin voimakkaasti puoleensa, että ne käytännössä siirtyvät sille kokonaan. Tällöin elektropositiivinen ioni (kationi) saa positiivisen varauksen ja elektronegatiivinen ioni (anioni) puolestaan negatiivisen varauksen. Toisin kuin kovalenttinen sidos, jossa elektronit ovat yhteisiä, ionisidos perustuu elektronien siirtämiseen atomilta toiselle. Tosin kuitenkaan täysin ionista sidosta ei ole olemassa, vaan ionisidoksissa on aina hieman kovalenttista luonnetta (kuten kovalenttisissa sidoksissa voi olla ioniluonnetta). Kuitenkin ioniluonteeltaan yli 50 % olevia sidoksia pidetään ionisidoksina. Metalliatomit luovuttavat elektroneja ja epämetalliatomit tai -molekyylit ottavat niitä vastaan. Tällöin varautuneiden atomien tai atomiryhmien välinen sähköinen vetovoima sitoo ne yhteen. Varautuneita atomeja tai atomiryhmiä kutsutaan ioneiksi. Ionisidos on siten kationin ja anionin välinen sähkömagneettinen vuorovaikutus. Ionisidoksen sisältävistä yhdisteistä eli ioniyhdisteistä käytetään nimitystä suola. Suoloissa ionit ovat säännöllisenä ionihilana. Ionien vuoksi niiden sulatteet johtavat sähköä. == Ioniluonne ja elektronegatiivisuusero== Sidostyypit elektronegatiivisuuserojen perusteella (Paulingin asteikko) Elektronegatiivisuusero Sidostyyppi 0–1,7 Kovalenttinen sidos yli 1,7 Ionisidos Sidoksen luonnetta voidaan tarkastella siihen osallistuvien atomien elektronegatiivisuuserojen perusteella. Elektronegatiivisuusarvot ovat kullekin alkuaineelle ominaiset. Kahden saman alkuaineen atomin välinen elektronegatiivisuusero on siis nolla. Kahden saman epämetallin atomin välinen kovalenttinen sidos on tällöin symmetrisesti kovalenttinen, ja sidoksella on vain kovalenttista luonnetta. Mikäli epämetalliatomien elektronegatiivisuusero on suurempi kuin nolla, niiden välisellä kovalenttisella sidoksella on myös ioniyhdisteen piirteitä, ioniluonnetta. Ioniluonteen kasvu ilmenee kovalenttisen yhdisteen poolisuutena. Tällöin sidoksen atomeista elektronegatiivisempi vetää elektroneita puoleensa enemmän. Osittaisvaraus merkitään yleisesti atomin kohdalle pienellä delta-kirjaimella ja sen yläindeksiin varauksen mukaan liitettävällä plus- tai miinussymbolilla. Mikäli epämetalliatomien välinen elektronegatiivisuusero on suurempi kuin 0,4 Paulingin asteikon mukaan, voidaan yhdistettä pitää yleisesti poolisena kovalenttisena sidoksena. Metalli- ja epämetalliatomien välisille ionisidoksille erot ovat yli 1,7 – kuitenkin näilläkin sidoksilla esiintyy hieman elektronien jakamista ja siten niillä on hieman kovalenttista luonnetta. Ei ole olemassa sidosta, jolla olisi pelkkää ioniluonnetta. == Lähteet == == Aiheesta muualla == Luokka:Seulonnan keskeiset artikkelit