9. Heikot sidokset

Tässä kappaleessa tutustutaan molekyylien välisiin sidoksiin - eli heikkoihin sidoksiin.
Kappaleeseen liittyvät tehtävät löytyvät omalta sivultaan. Kun koet, että osaat kappaleen asiat, voit testata osaamistasi myös monivalintatestillä.

9.1 Tavoitteet

Tavoitteena on, että tämän kappaleen jälkeen

Osaat kuvailla mitä eroa on vahvoilla ja heikoilla sidoksilla
Osaat sidosten poolisuuden ja avaruudellisen rakenteen perusteella kertoa, onko molekyyli poolinen vai pooliton
Osaat selittää mitä dipoli-dipolisidoksella tarkoitetaan ja tiedät, millaisten molekyylien välille se syntyy
Osaat selittää mitä vetysidoksella tarkoitetaan ja tiedät, millaisten molekyylien välille se syntyy
Osaat nimetä joitakin elämälle tärkeitä aineita, joissa vetysidoksia esiintyy
Osaat selittää mitä dispersiovoimilla tarkoitetaan ja tiedät, millaisten molekyylien välille se syntyy
Osaat selittää, millä tavalla molekyyliyhdisteen kiinteän, nestemäisen ja kaasumaisen olomuodon molekyylien väliset sidokset eroavat. Osaat myös piirtämällä kuvata näitä eroja.

9.2 Heikot sidokset ja kemian kolme tasoa

Kovalenttiset sidokset sitovat atomeja yhteen muodostaen erilaisia molekyylejä, kuten esimerkiksi vesimolekyylejä tai sokerimolekyylejä. Sokerimolekyylissä on jo kymmenittäin atomeja yhteen liittyneenä. Vaikka sokerimolekyyli on isompi kuin vesimolekyyli, on se kuitenkin niin pieni, ettemme pysty sitä näkemään makroskooppisella tasolla.

Jos molekyylien välillä ei olisi minkäänlaisia sidoksia, molekyyliyhdisteet esiintyisivät vain kaasumuodossa ja hajaantuisivat kaikkialle ympäristöön. Tiedämme kuitenkin, että sokeri on huoneenlämmössä kiinteää ainetta ja vesi nestemäistä. Molekyylien välillä on siis oltava sidoksia, jotka saavat aineen pysymään kasassa.

Molekyylien välisiä vetovoimia kutsutaan heikoiksi sidoksiksi ja ne antavat submikroskooppisen tason selityksen sille, miksi moni molekyyliyhdiste esiintyy useammassa olomuodossa. Submikroskooppisella tasolla molekyylien välisiä heikkoja sidoksia voidaan tarkastella molekyylimallien avulla.

Tavoitteena on, että nähdessäsi symbolisen tason esityksen, esimerkiksi H_2O(s) , pystyt heti mielessäsi kuvittelemaan, miltä se näyttää makroskooppisella ja symbolisella tasolla.

Symbolisella tasolla kuvaa kiinteässä olomuodossa olevaa vettä - eli jäätä. Makroskooppisella tasolla veden eri olomuodot ovat varmasti sinulle tuttuja, mutta tavoitteena on, että osaisit selittää makroskooppisen tason havainnot submikroskooppisen tason rakenteella. Yhden vesimolekyylin muodostaa yksi happiatomi ja kaksi vetyatomia, jotka ovat sitoutuneet toisiinsa poolisilla kovalenttisilla sidoksilla. Jäässä vesimolekyylit sitoutuvat toisiinsa vetysidoksien avulla muodostaen säännöllisen rakenteen.

9.3 Heikot sidokset – Molekyylien väliset sidokset

Edellisessä kappaleessa käsittelimme vahvoja sidoksia, jotka sitovat atomeja ja ioneja yhteen. Vahvojen sidoksien avulla voi muodostua isoja rakenteita, kuten esimerkiksi ionihila ja metallihila. Edellisessä kappaleessa myös tarkastelimme, kuinka atomeista muodostuu molekyylejä kovalenttisten sidosten avulla. Yksittäinen molekyyli on kuitenkin vielä submikroskooppisen pieni kooltaan. Kuinka näistä pienen pienistä yksittäisistä molekyyleistä voi muodostua aine, jonka näemme?

Jos molekyylien välillä ei olisi minkäänlaisia vuorovaikutuksia, ne eivät pysyisi yhdessä, vaan hajaantuisivat kaikkialle ympäristöön ja yhä kauemmas toisistaan. Näin tapahtuukin kaasumaisessa olomuodossa, jossa molekyylien välillä ei ole juurikaan vuorovaikutusta.

Nestemäisessä ja kiinteässä olomuodossa molekyylien välillä on heikoiksi sidoksiksi kutsuttuja sähköisiä vetovoimia. Niitä kutsutaan heikoiksi, koska ne ovat selvästi heikompia kuin atomien ja ionien väliset vahvat sidokset.

Heikkoja sidoksia ovat dipoli-dipolisidos, vetysidos ja dispersiovoimat. Molekyylin poolisuus vaikuttaa merkittävästi siihen, millaisia sidoksia molekyylien välille muodostuu.

9.4 Molekyylin poolisuus

Poolisuudella tarkoitetaan elektronien epätasaista jakautumista molekyylissä, jolloin molekyyliin muodostuu elektronirikkaita (negatiivinen osittaisvaraus) ja elektroniköyhiä alueita (positiivinen osittaisvaraus). Molekyylin poolisuutta tarkastellessa pitää huomioida kaksi asiaa:

Onko molekyylissä poolisia sidoksia?
Kumoaako molekyylin symmetrinen muoto varaukset?

Kaavio molekyylin poolisuuden selvittämisestä. Tarkastele ensin onko molekyylissä poolisia sidoksia. Mikäli ei ole, molekyyli on pooliton. Jos taas molekyylissä on poolisia sidoksia, täytyy tarkastella molekyylin avaruudellista muotoa. Jos symmetrinen muoto kumoaa poolisuuden, molekyyli on pooliton. Mikäli molekyylin muoto ei kumoa poolisuutta, on molekyyli poolinen.

Pooliset molekyylit ovat dipoleja. Tämä tarkoittaa sitä, että molekyylillä on pysyvät sähköiset navat, jotka ovat sähkövaraukseltaan yhtä suuria, mutta erimerkkisiä.

9.4.1 Sidoksen poolisuus

Poolisia sidoksia tarkasteltiin edellisessä kappaleessa. Mitä suurempi elektronegatiivisuusero kahden kovalenttisesti toisiinsa sitoutuneen atomin välillä on, sitä poolisempi sidos on. Jos elektronegatiivisuusero on riittävän suuri, ei puhuta enää poolisesta kovalenttisesta sidoksesta, vaan ionisidoksesta.

Tarkatellaan esimerkiksi hapen ja vedyn välistä sidosta.

Hapen elektronegatiivisuus on 3,5
Vedyn elektronegatiivisuus on 2,1
Elektronegatiivisuusero saadaan vähentämällä pienempi elektronegatiivisuus suuremmasta, eli 3,5-2,1=1,4.
$\rightarrow$ Hapen ja vedyn välinen sidos on poolinen

Vertailun vuoksi lasketaan hiilen ja vedyn välinen elektronegatiivisuusero.

Hiilen elektronegatiivisuus on 2,5
Vedyn elektronegatiivisuus on 2,1
Elektronegatiivisuusero 2,5-2,1=0,4
$\rightarrow$ Hiilen ja vedyn elektronegatiivisuudet lähellä toisiaan (elektronegatiivisuusero 0,5 tai alle), joten sidos on vain heikosti poolinen.

Täysin poolittomia sidoksia syntyy kahden saman alkuaineen atomin välille, kuten esimerkiksi happimolekyyli O_2 . Jos kaikki molekyylin sidokset ovat poolittomia, on myös molekyyli pooliton.

Pooliton molekyyli ja poolinen molekyyli, joille on laskettu elektronitiheyspinnat. Punainen väri kertoo elektronitiheästä alueesta (negatiivinen osittaisvaraus) ja sininen väri elektroniköyhästä alueesta (positiivinen osittaisvaraus).

O_2 — Pooliton molekyyli ja poolinen molekyyli, joille on laskettu elektronitiheyspinnat. Punainen väri kertoo elektronitiheästä alueesta (negatiivinen osittaisvaraus) ja sininen väri elektroniköyhästä alueesta (positiivinen osittaisvaraus).

9.4.2 Molekyylin muoto

Molekyylit koostuvat useammista atomeista, jotka ovat liittyneet yhteen kovalenttisilla sidoksilla. Vaikka molekyylissä on poolisia sidoksia, ei se välttämättä tarkoita, että molekyyli on poolinen.

Verrataan vesimolekyyliä ja hiilidioksidimolekyyliä toisiinsa. Vaikka vesimolekyylissä ( H_2O ) ja hiilidioksidimolekyylissä ( CO_2 ) on molemmissa kolme atomia, ne ovat muodoltaan erilaiset.

*Hiilidioksidimolekyylin ja vesimolekyylin molekyylimallit. Huomaa, että hiilidioksidimolekyyli on avaruudelliselta muodoltaan lineaarinen ja vesimolekyylissä vetyjen välinen kulma on aina 104,5°.*

Vesimolekyylissä vetyjen välinen kulma on 104,5°, joka tekee molekyylin aina tietyn muotoiseksi. Hiilidioksidimolekyyli on taas muodoltaan lineaarinen. Vedyn ja hapen sekä hiilen ja hapen sidokset ovat molemmat poolisia, mutta miksi vain vesi on poolinen molekyyli?

Hiilidioksidimolekyylin poolittomuus johtuu sen muodosta. Happiatomit ovat vastakkaisilla puolilla hiiliatomia, joten ne kumoavat toistensa osittaisvaraukset.

*Hiilidioksidimolekyylissä on kaksi poolista hiili-happi –sidosta, mutta koska ne ovat vastakkaisilla puolilla hiiliatomia, osittaisvaraukset kumoutuvat.*

Vertaa hiilidioksidimolekyyliä vesimolekyyliin, jossa vetyatomit ovat samalla puolella happiatomia.

Kuvassa vesimolekyylin elektronitiheyspinnat ja osittaisvaraukset. Happimolekyyli on elektronegatiivisempi, joten sen negatiivinen osittaisvaraus on yhtä suuri kuin vetyjen positiiviset osittaisvaraukset. Elektronitiheyspinnan punainen väri kuvaa negatiivista osittaisvarausta ja sininen väri positiivista osittaisvarausta.

Molekyylin poolisuutta tarkastellessa, pitää aina tarkastella myös molekyylin avaruudellista muotoa. Symmetrisiä muotoja, joissa sidosten poolisuus kumoutuu ovat esimerkiksi seuraavat:

Lineaarinen molekyyli, jossa kaksi samanlaista sidosta

*Lineaarinen molekyyli, esimerkkinä hiilidioksidi*

CO_2 — *Lineaarinen molekyyli, esimerkkinä hiilidioksidi*

Tasomainen molekyyli, jossa kolme samanlaista sidosta

*Tasomainen molekyyli suoraan ylhäältäpäin ja sivulta kuvattuna, esimerkkinä rikkitrioksidi*

SO_3 — *Tasomainen molekyyli suoraan ylhäältäpäin ja sivulta kuvattuna, esimerkkinä rikkitrioksidi*

Tetraedrin muotoinen molekyyli, jossa neljä samanlaista sidosta

Tetraedrin muotoinen molekyyli. Tetraedrin muotoisen molekyylin voi kuvitella kolmisivuisen pyramidin sisään: keskusatomi on kolmisivuisen pyramidin keskipisteessä ja muut neljä atomia sen jokaisessa nurkassa. Jokaisesta nurkasta on yhtä pitkä matka pyramidin keskipisteeseen. Kuvassa esimerkkinä hiilitetrakloridi .

CCl_4 — Tetraedrin muotoinen molekyyli. Tetraedrin muotoisen molekyylin voi kuvitella kolmisivuisen pyramidin sisään: keskusatomi on kolmisivuisen pyramidin keskipisteessä ja muut neljä atomia sen jokaisessa nurkassa. Jokaisesta nurkasta on yhtä pitkä matka pyramidin keskipisteeseen. Kuvassa esimerkkinä hiilitetrakloridi .

9.5 Molekyylin poolisuuden tutkiminen molekyylimallinnuksen avulla

Molekyylin poolisuutta voi tutkia myös molekyylimallinnusohjelmien avulla. Tässä materiaalissa mallinnukseen on käytetty MolView-ohjelmaa, joka toimii selaimessa, joten sen käyttäminen ei vaadi ohjelman asennusta tietokoneelle.

Ylioppilaskirjoituksissa käytössä on MarvinSketch-ohjelma. Jos haluat aloittaa MarvinSketchin käytön harjoittelun jo nyt, kaikki mallinnustehtävät on mahdollista tehdä myös sen avulla.

9.6 Dipoli-dipolisidos

Dipoli-dipolisidokset, kuten kaikki muutkin sidokset, perustuvat sähköiseen vetovoimaan. Poolisten molekyylien välille syntyy dipoli-dipolisidoksia, kun molekyylin positiivinen osittaisvaraus vetää viereisen molekyylin negatiivista osittaisvarausta puoleensa. Dipoli-dipolisidos syntyy siis kahden poolisen molekyylin erimerkkisten päiden välille. Alla olevassa kuvassa on esitetty kaksi asetonimolekyyliä, joiden välistä dipoli-dipolisidosta kuvataan katkoviivalla.

Kuvassa on esitetty kaksi poolista molekyyliä, joiden välille syntynyttä dipoli-dipolisidosta kuvataan katkoviivalla. Kuvassa olevat molekyylit ovat asetonimolekyylejä ja molekyylin sisäiset sidokset ovat kovalenttisia. Punaiset alueet ovat elektronitiheää aluetta ja niillä on negatiivinen osittaisvaraus. Siniset alueet ovat elektroniköyhää aluetta ja niillä on positiivinen osittaisvaraus.

Huom! Dipoli-dipolisidoksia syntyy vain poolisten molekyylien välille!

9.7 Vetysidos

Vetysidos on oikeastaan dipoli-dipolisidoksen erikoistapaus. Vetysidos on tavallista dipoli-dipolisidosta vahvempi sidos, mutta se ei ole kuitenkaan niin vahva kuin vahvat sidokset (molekyylien sisäiset sidokset). Vetysidos muodostuu elektronegatiiviseen happeen (O), typpeen (N) tai fluoriin (F) sitoutuneen vedyn ja toisessa molekyylissä olevan hapen, typen tai fluorin välille.

Vetysidos voi muodostua siis seuraavien viereisissä molekyyleissä olevien atomien välille (isoissa molekyyleissä voivat olla myös samassa molekyylissä):

....
....
....

Koska vety on sitoutunut elektronegatiiviseen atomiin, on sillä positiivinen osittaisvaraus. Tästä syystä vedyn ja viereisen molekyylin elektronegatiivisen atomin välille syntyy puoleensa vetävä vuorovaikutus. Vetysidoksia kuvataan yleensä katkoviivalla.

Esimerkiksi vesimolekyylien ja ammoniakkimolekyylien välille syntyy vetysidoksia. Vetysidokset ovat molekyylien välisiä sidoksia. Vedessä vetysidos syntyy positiivisesti osittaisvarautuneen vedyn ja viereisessä molekyylissä olevan negatiivisesti osittaisvarautuneen hapen välille. Ammoniakissa vetysidos muodostuu vedyn ja viereisen molekyylin typen välille.

Vetysidos on erityisen merkittävä siksi, että se antaa monille elämälle tärkeille aineille niiden erityisominaisuudet. Vetysidos esimerkiksi antaa vedelle sen ainutlaatuiset ominaisuudet.

Myös eliöiden perinnöllisen koodin määrittävän DNA-molekyylin puoliskot kiinnittyvät toisiinsa vetysidosten avulla. DNA-molekyyli koostuu kahdesta kierteestä, joihin on kiinnittynyt emäksiä tietyssä järjestyksessä. Emästen järjestys määrittää yksilön geneettisen koodin. DNA-molekyylin emäksiä ovat adeniini (A), guaniini (G), sytosiini (C) ja tymiini (T). Vastakkaisten juosteiden emäkset sitoutuvat vetysidoksilla toisiinsa, kuten alla olevassa kuvassa guaniini ja sytosiini.

DNA-molekyylin emäsparit sitoutuvat toisiinsa vetysidoksilla. Kuvassa on esitetty guaniinin (G) ja sytosiinin (C) sitoutuminen vetysidoksin. Vetysidoksia kuvataan katkoviivalla. Guaniinin ja sytosiinin välillä on kolme vetysidosta. Kaksi vetysidoksista muodostuu hapen ja vedyn välille ja yksi vedyn ja typen välille.

DNA-molekyyli, jossa kaksi kierrettä kiinnittyvät toisiinsa emäsparien välisten vetysidosten avulla. DNA-molekyylissä olevien emästen järjestys määrää yksilön perinnölliset ominaisuudet. Kuva Arek Socha Pixabaystä

9.8 Dispersiovoimat

Dispersiovoimia esiintyy kaikissa molekyyliyhdisteissä. Ne johtuvat hetkellisten positiivisten ja negatiivisten sähkövarausten vetovoimasta.

Poolittomassa molekyylissä elektronijakauma voi olla hetkellisesti epätasaisesti jakautunut, kun jatkuvasti liikkuvat elektronit ovat hetkellisesti lähempänä toisen atomin ydintä. Tällöin syntyy hetkellinen osittaisvaraus.

Happimolekyyli on pooliton molekyyli, sillä kumpikin happiatomi vetää elektroneja yhtä voimakkaasti puoleensa. Elektronit kuitenkin liikkuvat jatkuvasti ja poolittomaan happimolekyyliin voi syntyä hetkellinen osittaisvaraus, kun elektronit ovat hetkellisesti lähempänä toisen hapen ydintä.

Hetkellisen osittaisvarauksen syntyminen yhteen molekyyliin aiheuttaa ketjureaktion eli viereisissä molekyyleissä syntyy vastaavanlainen osittaisvaraus ja molekyylit vetävät toisiaan puoleensa.

Hetkittäisen osittaisvarauksen syntyminen aiheuttaa ketjureaktion viereisissä molekyyleissä eli niihin muodostuu myös osittaisvaraukset. Erimerkkiset sähkövaraukset vetävät toisiaan puoleensa, jolloin muodostuu hyvin heikkoja dispersiovoimia.

Poolittomissa molekyyleissä dispersiovoimat ovat ainoita voimia, jotka sitovat molekyylejä toisiinsa. Dispersiovoimat ovat kaikkein heikoimpia sidoksia ja niiden katkaisemiseen ei tarvita paljon energiaa. Tästä syystä poolittomilla molekyyliyhdisteillä on usein matalat sulamis- ja kiehumispisteet.

Dispersiovoimia syntyy kaikissa molekyyliyhdisteissä, mutta ainoita molekyylien välisiä sidoksia ne ovat poolittomilla molekyyleillä.

9.9 Heikot sidokset ja olomuodot

Kiinteässä olomuodossa molekyylien väliset sidokset estävät niitä liikkumasta toistensa ohitse. Molekyylit eivät kuitenkaan ole täysin pysähdyksissä, vaan ne värähtelevät koko ajan paikoillaan. Kiinteässä olomuodossa myös molekyylit muodostavat säännöllisiä hilarakenteita, jossa molekyylit sitoutuvat toisiinsa heikkojen sidosten avulla. Molekyyleistä muodostuvaa hilaa kutsutaankin molekyylihilaksi. Huomaa kuitenkin, että molekyylihilaa yhdessä pitävät heikot sidokset katkeavat huomattavasti helpommin kuin ionihilan ionisidokset tai metallihilan metallisidokset.

Nestemäisessä olomuodossa molekyylit pääsevät liikkumaan toistensa lomitse ja pystyvät mukautumaan astian muotoon. Nestemäisessä olomuodossa molekyylit ovat jatkuvassa liikkeessä, mutta molekyylien väliset heikot sidokset vetävät toisiaan puoleensa.

Kaasumaisessa olomuodossa molekyylit pääsevät liikkumaan täysin vapaasti. Molekyylit liikkuvat niin nopeasti ja ne ovat niin kaukana toisistaan, ettei niiden välille synny sidoksia. Kaasumaisessa olomuodossa molekyylit pääsevät hajaantumaan kauaksi toisistaan.

Olomuodon muutoksissa molekyylien väliset heikot sidokset katkeavat tai uusia heikkoja sidoksia muodostuu molekyylien välille. Huomaa, että olomuodon muutoksissa molekyylin sisäiset kovalenttiset sidokset kuitenkin säilyvät muuttumattomina. Aine ei siis muutu toiseksi aineeksi, pelkästään olomuoto muuttuu.

9.10 Tehtävät ja lisämateriaali

Muita linkkejä opiskelun tueksi:

apukappale