Kovalenttinen sidos

Karkean jaon mukaan kovalenttinen sidos syntyy epämetalliatomien välille, vaikka tarkasteltaessa kemiallisen sidoksen luonnetta elektrononegatiivisuuseron avulla, voidaan osa metalli- ja epämetalliatomien välisistä sidoksista luokitella kovalenttisiksi sidoksiksi. Epämetalliatomeista muodostuneita yhdisteitä nimitetään molekyyleiksi. Toisin sanoen molekyylit ovat epämetalliatomien yhteenliittymiä.

Kovalenttinen sidos muodostuu, kun kaksi epämetalliatomia pyrkivät oktettiin. Koska kummallakin on vajausta ulkoelektroneista, atomit jakavat ulkoelektroneitaan siten, että sidoksen muodostumiseen osallistuvat elektronit lasketaan kuuluvaksi kummallekin atomille. Kovalenttisessa yksöissidoksessa kumpikin atomi luovuttaa yhden ulkoelektronin yhteiseen käyttöön, jolloin muodostuu sidoselektronipari. Vety sekä pääryhmän VII epämetallit eli halogeenit pystyvät täten muodostamaan vain yhden kovalenttisen yksöissidoksen, koska ne tarvitsevat yhden valenssielektronin lisää saavuttaakseen oktetin. Pääryhmän VI eli happiryhmän epämetallit happi, (O), rikki (S) ja seleeni (Se) pystyvät muodostamaan kaksi kovalenttista yksöissidosta, pääryhmän V epämetallit typpi (N) ja fosfori (P) kolme kovalenttista yksöissidosta ja hiili jopa neljä kovalenttista yksöissidosta oktetin saavuttamiseksi, kuten kuvassa alla.

Fig. 22 Epämetalliatomin valenttielektronien lukumäärää määrää kovalenttisten sidosten määrän. Kuvassa vasemmalta oikealle vetykloridi (HCl), vesi (H₂O), ammoniakki NH₃ sekä metaani CH₄ Lähde: Wikipedia

Atomien vapaat elekroniparit eivät osallistu kovalenttisten sidosten muodostumiseen, joita on pääryhmän V (typpiryhmä) alkuainella yksi kappale, pääryhmän VI (happiryhmä) alkuaineilla kaksi kappaletta ja pääryhmän VII (halogeenit) alkuaineilla kolme kappaletta.

Kovalenttisia sidoksia voi olla myös kaksinkertaisia tai kolminkertaisia, riippuen siitä, kuinka monta elektroniparia atomit jakavat. Happimolekyylissä (O₂) kumpikin happiatomi jakavat yhteiseen käyttöön kaksi elektronia, jolloin kovalenttinen kaksoissidos muodostuu kahdesta elektroniparista. Vastaavasti typpimolekyylissä typpiatomit jakavat yhteiseen käyttöön kolme elektronia, jolloin kovalenttinen kolmoissidos muodostuu kolmesta elektroniparista.

Yksinkertaistettu tapa molekyylien piirtämiseksi on Lewis’n rakennekaava, joka on nimetty kehittäjänsä Gilbert Newton Lewis’n mukaan. Rakennekaavassa yksittäisiä valenssielektroneita kuvataan pisteinä ja elektronipareja viivoina atomin kemiallisen merkin ympärillä.

Fig. 23 Happi- ja typpimolekyylit piirrettynä Lewisin rakennekaavalla. Happimolekyylissä on kovalenttinen kaksoissidos ja typpimolekyylissä kovalenttinen kolmoissidos.

Sidoksen vahvuus riippuu useista tekijöistä, kuten atomien ytimien varauksista, niiden etäisyydestä toisistaan, jakamien elektronien määrästä ja niiden välisestä vuorovaikutuksesta. Kovalenttisessa sidoksessa sidoselektronit eivät pääse liikkumaan atomista toiseen, joten molekyylit johtavat hyvin huonosti sähköä.

Poolinen ja pooliton kovalenttinen sidos

Jos eri epämetalleilla on erilainen kyky vetää sidoselektroneita puoleensa (eri elektronegatiivisuusarvo), kovalenttisessa sidoksessa sidoselektronit eivät ole jakaantuneet tasaisesti atomien kesken. Sidoselektronit ovat tällöin lähempänä elektronegatiivisempaa atomia, jolloin kyseinen atomi on varautunut heikosti negatiivisesti. Tämä tarkoittaa sitä, että elektronegatiivisemmalla atomilla on yhtä alkeisvarausta pienempi negatiivinen varaus, ns. osittaisvaraus, jota merkitään kreikkalaisella kirjaimella delta, \(\delta^-\). Sidoksen toisella atomilla on tällöin positiivinen osittaisvaraus, \(\delta^+\). Osittaisvarausten suuruus on esimerkiksi vesimolekyylissä hapella -0.86 ja vetyatomeilla +0.43, koska hapessa on kiinni kaksi vetyatomia.

Fig. 24 Vesimolekyylin osittaisvaraukset ja muoto. Lähde: MolView.org

Vesi on esimerkki, jossa kovalenttiset sidokset ovat siis poolisia. Todellisuudessa rajat poolisen ja poolittoman kovalenttisen sidoksen sekä kovalenttisen ja ionisen sidoksen välillä ovat häilyviä ja niitä arvioidaan yleensä elektronegatiivisuuseron lisäksi myös muiden tekijöiden perusteella, kuten sidoksen muodostumiseen osallistuvien atomien koon, muodon ja elektronien jakautumisen perusteella.

Yleisesti ottaen elektronegatiivisuuseron ollessa alle 0.5, kovalenttinen sidos tulkitaan poolittomaksi. Täten poolisen kovalenttisen sidoksen elektronegatiivisuusero on välillä 0.5 - 1.6.

Kun elektronegatiivisuusero on suurempi kuin 1.6, kyseessä on ionisidos.

Yksittäisen sidosten poolisuudesta seuraa usein, että koko molekyyli on poolinen (polaarinen). Tällöin molekyyliä kutsutaan dipoliksi, josta voidaan erottaa negatiivisen ja positiivisen osittaisvarauksen omaavat kohtiot, ikäänkuin pariston navat. Vesimolekyylissä happiatomi on dipolin negatiivinen kohtio ja vedyt positiivinen kohtio. Vesimolekyylin poolisuutta vahvistaa myös hapen vapaat elektroniparit.

Fig. 25 Vesimolekyyli on dipoli johtuen kovalenttisten sidosten poolisuudesta sekä hapen vapaista elektronipareista. Vetyatomien välinen kulma on 104.5°, koska hapen vapaat elektroniparit työntävät kovalenttisia sidoksia mahdollisimman kauaksi itsestään (tetraedrin muoto). Lähde: Wikipedia

Molekyylin symmetrinen muoto voi kumota molekyylin poolisuuden (polaarisuuden), vaikka yksittäiset sidokset molekyylin atomien välillä olisivatkin poolisista. Esimerkiksi metaanin (CH₄) tetraedrimäinen muoto kumoaa molekyylin poolisuuden, koska lievästi positivinen osittaisvarauksen omaavat vetyatomit ovat sijoittuneet hiiliatomin ympärille tasaisesti mahdollisimman kauas toisistaan 109,5° kulmassa toisiinsa nähden. Tällöin molekyylistä ei voida erottaa ulkoapäin katsottaessa dipolille ominaisia erimerkkisiä kohtioita.

Metaanimolekyylin tetraedrimäinen muoto. Lähennä kuvaa hiiren rullalla. Lähde: MolView.org

Hiilidioksidin (CO₂) lineaarinen muoto kumoaa myös molekyylin poolisuuden. Hiilidioksidinolekyylissä hiiliatomin keskellä olevat happiatomit ovat 180° kulmassa toisiinsa nähden ja molekyylissä on symmetriaa, mikä tarkoittaa sitä, että molekyylissä ei ole varautuneita alueita. Tämän vuoksi hiilidioksidi on myös ei-polaarinen molekyyli.

Fig. 26 Vaikka hiilidioksidimolekyylin kovalenttiset kaksoissidokset ovat poolisia, symmetrian vuoksi itse molekyyli on pooliton eli ei-polaarinen. Lähde: MolView.org

Hiilidioksidimolekyylin lineaarinen muoto. Lähennä kuvaa hiiren rullalla. Lähde: MolView.org

Molekyylien nimeäminen

IUPAC:n nimeämiskäytäntö on kansainvälisen kemikaalijärjestön (International Union of Pure and Applied Chemistry) luoma systemaattinen tapa nimetä yhdisteitä. Käytäntö pyrkii tilanteeseen, jossa jokaisella yhdisteellä on nimi, josta yhdisteen rakenne voidaan yksiselitteisesti päätellä. Kuten ioniyhdisteillä, molekyylien kemiallinen eli systemaattinen nimi päättyy epämetalliin, jolloin vastaavien yhdisteiden nimien päätteet ovat seuraavat:

vety	hiili	typpi	fosfori	happi	rikki	seleeni	fluori	kloori	bromi	jodi
hydridi	karbidi	nitridi	fosfidi	oksidi	sulfidi	-	fluoridi	kloridi	bromidi	jodidi

Toisin kuin ioniyhdisteillä, molekyylien nimeäminen ottaa huomioon atomien tai atomiryhmien keskinäiset lukumäärälliset suhteet. Atomien lukumäärä molekyylissä ilmoitetaan kreikkalaisilla etuliitteillä.

Kreikkalaiset etuliitteet	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
Etuliite	mono	di	tri	tetra	penta	heksa	hepta	okta	ennea (tai nona)	deka

Esimerkkejä

molekyylikaava	IUPAC:n mukaan (systemaattinen nimi)	triviaali- eli kaupallinen nimi
CO	hiilimonoksidi	häkä
CO2	hiilidioksidi	-
NH3	typpitrihydridi	ammoniakki
CCl4	hiilitetrakloridi	tetrakloorimetaani
P3N5	trifosforipentanitridi	-