Poolisuus
Varausjakauman epätasaisuus eli poolisuus tarkoittaa elektronitiheyden jakautumista molekyylissä niin, että siihen syntyy negatiivisesti ja positiivisesti varautuneet päät. Mitä poolisempi molekyyli on, sitä suurempi on päiden varausero. Laskennallisesti tämä esitetään siten, että molekyylin päät saavat tehollisen (efektiivisen) varauksen, joka ei ole alkeisvarauksen kokonaislukumonikerta. Pooliset aineet liuottavat muita poolisia aineita ja ioniyhdisteitä.
Poolisuuden synnyttäviä ja siihen vaikuttavia tekijöitä
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Poolinen kovalenttinen sidos
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Yhdisteen poolisuus on seurausta yhdestä tai useammasta poolisesta kovalenttisesta sidoksesta. Sidoksen poolisuuden suuruutta kuvaa elektronegatiivisuuslukujen erotus – poolisilla yhdisteillä 0,1 – 2,1[1]. Sidoksen ioniluonne kasvaa erotusluvun kasvaessa niin, että yli 1,7 erotusluvun omaavat sidokset katsotaan luonteiltaan ionisiksi. Raja poolisimpien kovalenttisten sidosten ja ionisidosten välillä on kuitenkin näennäinen, sillä ionisidoksilla on aina myös kovalenttista luonnetta. Pooliset sidokset ovat poolittomia lujempia.[1] Esimerkiksi vedyn sidos jodin kanssa (hyvin heikosti poolinen, elektronegatiivisuusero 0,5) on sidosenergialtaan 298 kJ/mol, ja sidos fluorin kanssa (vahvasti poolinen, elektronegatiivisuusero 1,8) on 570 kJ/mol.
Molekyylin koko
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Yksittäisen ionisidoksen merkitys yhdisteen poolisuuteen pienenee molekyylikoon kasvaessa[2]. Ison molekyylin on sisällettävä useita poolisia kovalenttisia sidoksia, jotta se olisi poolinen. Esimerkiksi sakkaroosi on poolinen vain useiden hiili-happi- ja vety-happi-sidosten vuoksi. Siksi tavallinen sokeri liukenee veteen. Poolittomia aineita ovat vastaavasti muun muassa rasvat ja vahat, joiden hiilirungot ovat niin pitkiä, etteivät ne ole enää poolisia.
Symmetria
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Yhdisteen poolisuus voi symmetrian vuoksi kumoutua[2], vaikka sidokset olisivatkin luonteeltaan poolisia. Näin on esimerkiksi hiilidioksidissa, jossa hiiliatomin vastakkaisille puolille liittyneet happiatomit kumoavat toistensa vaikutuksen. Yhdisteelle ei siten synny poolisia päitä eikä se siten ole poolinen.
Polarisoituvuus
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Polarisoituvuudella tarkoitetaan atomin taipumusta muuttaa ympäröivää elektronijakaumaansa ulkoisen vaikutuksen vuoksi.[3] Suuret atomit polarisoituvat helpommin kuin pienet. Suuren polarisoituvuutensa vuoksi jodin sidos hiilen kanssa on poolinen, vaikka hiilen ja jodin elektronegatiivisuusero on nolla.[3]
Polaariset reaktiot
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Poolisten orgaanisten reaktioiden keskeinen periaate on, että nukleofiilinen eli elektronirikas osa molekyylistä reagoi toisen molekyylin elektrofiilisen eli elektroniköyhän osan kanssa.[3] Sidokset katkeavat nukleofiilisen atomin lähtiessä molekyylistä sidoselektronit mukanaan, ja uudet syntyvät nukleofiilisen atomin jakaessa elektronejaan toisen molekyylin elektrofiilisen osan kanssa. Polaarinen reaktio sisältää aina elektroniparin luovuttamisen nukleofiililtä elektrofiilille.
Osittaisvarauksen merkintä
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Osittaisvarauksia merkitään pienillä delta-kirjaimilla, δ. Kirjainten yläindeksiin merkataan joko +-merkki tai −-merkki varauksen luonteen mukaan:
- δ-, jos atomin osittaisvaraus on negatiivinen (elektronirikas)
- δ+, jos atomin osittaisvaraus on positiivinen (elektroniköyhä)
Atomien elektronegatiivisuuksia
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]| elektronegatiivisuus kasvaa → | |||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| ryhmä | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | |
| jakso | |||||||||||||||||||
| 1 | H 2,2 |
He | |||||||||||||||||
| 2 | Li 1,0 |
Be 1,5 |
B 2,0 |
C 2,5 |
N 3,0 |
O 3,5 |
F 4,0 |
Ne | |||||||||||
| 3 | Na 0,9 |
Mg 1,2 |
Al 1,5 |
Si 1,8 |
P 2,1 |
S 2,5 |
Cl 3,0 |
Ar | |||||||||||
| 4 | K 0,8 |
Ca 1,0 |
Sc 1,3 |
Ti 1,5 |
V 1,6 |
Cr 1,6 |
Mn 1,5 |
Fe 1,8 |
Co 1,9 |
Ni 1,8 |
Cu 1,9 |
Zn 1,6 |
Ga 1,6 |
Ge 1,8 |
As 2,0 |
Se 2,4 |
Br 2,8 |
Kr | |
| 5 | Rb 0,8 |
Sr 1,0 |
Y 1,2 |
Zr 1,4 |
Nb 1,6 |
Mo 1,8 |
Tc 1,9 |
Ru 2,2 |
Rh 2,2 |
Pd 2,2 |
Ag 1,9 |
Cd 1,7 |
In 1,7 |
Sn 1,8 |
Sb 1,9 |
Te 2,1 |
I 2,5 |
Xe | |
| 6 | Cs 0,7 |
Ba 0,9 |
Lu |
Hf 1,3 |
Ta 1,5 |
W 1,7 |
Re 1,9 |
Os 2,2 |
Ir 2,2 |
Pt 2,2 |
Au 2,4 |
Hg 1,9 |
Tl 1,8 |
Pb 1,9 |
Bi 1,9 |
Po 2,0 |
At 2,2 |
Rn | |
| 7 | Fr 0,7 |
Ra 0,9 |
Lr |
Rf |
Db |
Sg |
Bh |
Hs |
Mt |
Ds |
Rg |
Cn |
Nh |
Fl |
Mc |
Lv |
Ts |
Og | |
Kun kahden atomin elektronegatiivusuusero on yli 0,5 on sidos silloin poolinen,
jos ero on yli 1,7 on kyseessä ioniyhdiste eikä sidosta lueta pooliseksi
Katso myös
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Lähteet
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]- ↑ a b Myers, Oldham, Tocci: Holt Chemistry, s. 195,196. Holt, Rinehart & Winston, 2006. ISBN 0-03-039107-5 (englanniksi)
- ↑ a b Leena Kaila, Pekka Meriläinen, Päivi Ojala ja Petri Pihko: Reaktio 2 – Kemian mikromaailma. Tammi, 2006. ISBN 951-26-5133-5
- ↑ a b c John McMurry: Organic Chemistry (5th edition), s. 159,160. Brooks/Cole, 2000. ISBN 0-534-37366-6 (englanniksi)