Oppimistavoite
- Tunnista tekijät, jotka vaikuttavat kemiallisen sidoksen polaarisuuteen.
Kärkikohdat
- Elektronien epätasainen jakautuminen sidoksessa johtaa sähköisen dipolin muodostumiseen (positiivisten ja negatiivisten sähkövarausten erottuminen toisistaan).
- Kahden atomin välisen elektronijakauman määrittelemiseksi elektronegatiivisuustaulukon avulla voidaan määrittää, kumpi atomi vetää puoleensa enemmän elektroneja.
- Sidokset voivat sijoittua johonkin kahdesta ääripäästä, täysin poolittomasta täysin pooliseen.
Termit
- bonda sidos tai voima molekyylin vierekkäisten atomien välillä
- elektronegatiivisuusatomin tai molekyylin taipumus vetää puoleensa elektroneja ja siten muodostaa sidoksia
Kemiassa, sidospolariteetti on sähkövarauksen erottuminen sidosta pitkin, mikä johtaa siihen, että molekyylillä tai sen kemiallisilla ryhmillä on sähköinen dipoli tai dipolimomentti.
Elektronit eivät aina jakaudu tasan kahden sidosatomin välillä. Toinen atomi saattaa harjoittaa elektronipilveen enemmän voimaa kuin toinen; tätä vetovoimaa kutsutaan elektronegatiivisuudeksi. Elektronegatiivisuus mittaa tietyn atomin vetovoimaa elektroneja kohtaan. Elektronien epätasainen jakautuminen sidoksessa johtaa sähköisen dipolin muodostumiseen (positiivisen ja negatiivisen sähkövarauksen erottuminen). Osittaisvarauksia merkitään δ+ (delta plus) ja δ- (delta miinus) symboleilla, jotka Christopher Ingold ja hänen vaimonsa Hilda Usherwood ottivat käyttöön vuonna 1926.
Atomeilla, joilla on korkea elektronegatiivisuusarvo – kuten fluorilla, hapella ja typellä – on suurempi vetovoima elektroneihin kuin atomeilla, joilla on matalampi elektronegatiivisuusarvo. Sidoksessa tämä voi johtaa siihen, että elektronit jakautuvat epätasaisesti atomien välillä, koska elektronit vetäytyvät lähemmäs atomia, jolla on korkeampi elektronegatiivisuus.
Sidokset voivat sijoittua jompaankumpaan kahdesta ääripäästä, täysin poolittomasta täysin pooliseen. Täysin poolittomasta sidoksesta on kyse, kun elektronegatiivisuusarvot ovat identtiset ja niiden ero on siten nolla. Täysin polaarinen sidos eli ionisidos syntyy, kun elektronegatiivisuusarvojen välinen ero on niin suuri, että toinen atomi todella ottaa elektronin toiselta atomilta. Termit ”poolinen” ja ”pooliton” viittaavat yleensä kovalenttisiin sidoksiin. Jos haluat määrittää kovalenttisen sidoksen polaarisuuden numeerisin keinoin, etsi atomien elektronegatiivisuusarvojen välinen ero; jos tulos on välillä 0,4-1,7, sidos on yleensä polaarinen kovalenttinen.
Fluorivety (HF) -molekyyli on polaarinen polaarisen kovalenttisen sidoksen ansiosta; kovalenttisessa sidoksessa elektronit siirtyvät kohti elektronegatiivisempaa fluoriatomia.
