Kemiallinen sidos

Kemiallisella sidoksella tarkoitetaan niitä voimia, jotka sitovat kaksi tai useampaa atomia yhdistessaessä tai metallihila. Sidoksia syntyy, koska atomiryhmä voi alentaa energiaansa sitoutumalla yhteen.

Sidoksen luonteen määräytyminen

Sidoksen luonteen määrää kemiallisilla yhdisteilläeroero sidokseen osallistuvien atomien elektronegatiivisuus. Puhtailla alkuaineilla kahden samanlaisen atomin välinen ero on aina nolla, jolloin sidos on luonteeltaan kovalenttinen esim. O₂. Alkuainemetalleilla puhutaan kuitenkin metallisidoksesta. Alkuaineet, joiden elektronegatiivisuusero on pieni (Paulingin asteikossa alle 0.4), muodostavat suhteellisen poolittomia kovalenttisia sidoksia. Jos elektronegatiivisuusero on välillä 0.4 – 1.7, sidokset ovat polaarisia ja kovalenttisia. Jos ero on suurempi kuin 1.7, alkuaineiden välille muodostuvilla sidoksilla on paljon ionista luonnetta ja sidosta kutsutaan ionisidokseksi.

Jos yhdisteen elektronegatiivisuusero on nolla, niin se on puhtaasti kovalenttinen sidos, eikä sillä ole tällöin lainkaan ionisidosluonnetta. Toisaalta puhdasta ionisidosta ei ole olemassa, sillä sidoksella on aina enemmän tai vähemmän myös kovalenttista luonnetta. Kuitenkin sidoksen, jonka elektronegatiivisuusero on yli 1,7 kohdalla voidaan puhua ionisidoksesta.

Kovalenttinen sidos

Kovalenttisissa sidoksissa atomien välinen elektronegatiivisuusero on 0 - 1.7 ja atomit jakavat elektroneja / elektronipareja keskenään.

Yksinkertainen sidos

Yksinkertainen sidos syntyy silloin, kun kaksi atomia jakavat keskenään yhden elektroniparin, esim. etaanin (H₃C–CH₃) kahden hiiliatomin välillä vallitsee yksinkertainen sidos ja sitä merkitään rakennekaavassa yhdellä viivalla.

Kaksoissidos

Kaksoissidos syntyy silloin, kun kaksi atomia jakaa keskenään kaksi elektroniparia, esim. eteenissan (H₂C=CH₂) kahden hiiliatomin välillä vallitsee kaksoissidos ja sitä merkitään rakennekaava kahdella viivalla.

Kolmoissidos

Kolmoissidos syntyy silloin, kun kaksi atomia jakaa keskenään kolme elektroniparia, esim. etyynissan (HC

\equiv

CH) kahden hiiliatomin välillä vallitsee kolmoissidos ja sitä merkitään rakennekaava kolmella viivalla.

Sidoksen polaarisuus

Sidokseen osallistuvien atomien elektronegatiivisuuksien välisestä erosta riippuu kuinka polaarinen ( joskus poolinen ) sidos on. Sidoksen polaarisuudella tarkoitetaan sitä että sidokseen osallistuvat elektronit ovat enemmän toisen atomin 'hallussa'. Se, kumman atomin 'hallussa' elektronit enemmän ovat, riippuu pitkälti niiden elektronegatiivisuuksista, mutta molekyylin muilla osilla voi olla paljonkin vaikutusta tähän elektronien jakautumiseen. Ääritapaus tästä on suola- eli ionisidos (ks. alla), jossa elektronit siirtyvät kokonaan toiselle atomille.

Molekyyliin muodostuu näin molekyylin sisäinen sähkövarauksen ero (eli sähködipoli). Heikommat, molekyylien väliset, sidokset syntyvät usein tästä syystä.

Ionisidos

Kemiallinen sidos on ionisidos, kun atomien välinen elektronegatiivisuusero on 1.7 tai suurempi, esimerkiksi natriumkloridi eli ruokasuola koostuu Na⁺-ja Cl^--ioneista ja niiden elektronegatiivisuusestero on 2.1. Kun yhdisteestä löytyy ionisidos, puhutaan ioniyhdisteä tai suolasta. Ioniyhdisteiden negatiivinen ioni jakaa kuitenkin hieman elektronejaan positiiviselle ionille, eli ionisidoksella on myös kovalenttista luonnetta. Usein ioniyhdisteeksi määritellään yhdiste, jonka sulate johtaa sähköä.

Metallisidos

Metallisidoksessa atomien uloimmat elektronissat pystyvät liikkumaan metalli vapaasti. Nämä elektronit selittävät metallin kyvyn johtaa lämpöä ja sähköä.

Heikot sidokset

Vetysidos

Vetysidos on dipoli-dipoli-vuorovaikutuksenenen erikoistapaus, joka syntyy sellaisten molekyyli välille, joissa vetyatomi on liittynyt hyvin elektronegatiivisen alkuaineen atomiin (esim. F, N, O).

Dipoli-dipoli-vuorovaikutus

Dipoli-dipoli-vuorovaikutus tai dipoli-dipolisidos