Project Number: 2023-1-PL01-KA220-SCH-000164042
YKSIKKÖ 9: Molekyylien Väliset Vuorovaikutukset
Funded by the European Union. Views and opinions expressed are however those of the author(s) only and do not necessarily reflect those of the European Union or the European Education and Culture Executive Agency (EACEA). Neither the European Union nor EACEA can be held responsible for them.
Heikot molekyylien väliset sidokset &
Vahvat molekyylien sisäiset vuorovaikutukset
Source: canva.com
Johdanto
Tässä tehtävässä tutkit heikkoja molekyylien välisiä sidoksia ja vahvoja molekyylien sisäisiä vuorovaikutuksia.
Source: canva.com
Oppimistulokset
1- Opiskelijat ilmaisevat heikon ja vahvan vuorovaikutuksen eron. 2- Opiskelijat selittävät kiehumisen molekyylitasolla yhdistämällä sen heikkoihin ja vahvoihin vuorovaikutuksiin.
Source: canva.com
Atomit
Tiedämme, että kaikki aine universumissa koostuu atomeista. Atomeja esiintyy kuitenkin luonnossa hyvin harvoin yksinään. Atomit ovat vuorovaikutuksessa muiden atomien kanssa muodostaen alkuaineita ja yhdisteitä.
Source: canva.com
Atomit
electron
Tämän vuorovaikutuksen kulku riippuu atomien elektronien lukumäärästä ja järjestyksestä.
Source: canva.com
Atomit
nukleus
Itse asiassa, kun yrität tarkkailla atomia, ainoa muoto, jonka näet ensiksi, on ydin.
Source: canva.com
Atomit
electron
Ydin sijaitsee atomin keskellä ja sisältää ”+” varattuja hiukkasia, joita kutsutaan ‘protoneiksi’, sekä varauksettomia ”neutroneja”, jotka pitävät nämä protonit yhdessä kuin liima (koska, kuten tiedätte, samanlaiset varaukset hylkivät toisiaan ja vastakkaiset varaukset vetävät toisiaan puoleensa).
proton
neutron
Source: canva.com
Atomit
Proton
Atomityypin määrittävä hiukkanen on protoni. Protonien lukumäärää voi siis ajatella atomin henkilötodistuksena.
Protonit ovat positiivisesti varautuneita hiukkasia, jotka sijaitsevat atomin ytimessä (keskellä).
Source: canva.com
Atomit
Elektroni
Näiden lisäksi on olemassa kolmas tyyppinen hiukkanen ytimen ulkopuolella, joka on ensi silmäyksellä huomaamaton, mutta joka on kemiallisen sidoksen pääosassa, josta puhumme hetken kuluttua: elektronit.
Elektronit ovat negatiivisesti varautuneita hiukkasia, jotka kiertävät ytimen ympärillä.
Source: canva.com
Atomit
Sanomme ”ensivilkaisulla huomaamaton”, koska elektronit ovat paljon pienempiä hiukkasia kuin protonit ja neutronit, ja ne liikkuvat hyvin nopeasti, kaukana ytimestä. Nämä ”-” varatut hiukkaset eivät kuitenkaan liiku täysin satunnaisesti.
electron
Source: canva.com
Atomit
Tiedekirjoissa olet nähnyt erilaisia atomimallia (Bohrin atomimalli), joita verrataan aurinkokuntaan. Vaikka tämä ei ole täysin tarkka esitys, sitä käytetään edelleen monissa lähteissä, koska se helpottaa elektronien liikkeen ja niiden roolin ymmärtämistä sidoksen rakenteessa.
Bohrin atomimalli
Source: canva.com
Atomit
Tämän merkinnän mukaan elektronit liikkuvat tietyillä kiertoradoilla ytimen ympärillä tai, teknisemmin ilmaistuna, energiatasoilla, jotka koostuvat useista kerroksista, joissa niiden sijainti on todennäköinen. Näillä kerroksilla on erilaiset elektronikapasiteetit. Ydinläheisin kerros voi sisältää enintään kaksi elektronia.
Source: canva.com
Atomit
Toinen ja kolmas energiataso voivat sisältää jopa kahdeksan elektronia. Kun yksi energiataso on täynnä, seuraava elektroni saapuu ja asettuu seuraavaksi korkeammalle energiatasolle. Siksi kaikki atomien uloimman kerroksen edeltävät kerrokset ovat täysin täynnä elektroneja.
Source: canva.com
Atomit
Tästä syystä ulomman orbitaalin (valenssiorbitaalin) elektronit otetaan huomioon, kun puhutaan kemiallisista sidoksista. Joissakin alkuaineissa valenssiorbitaalin elektronikapasiteetti ei ole täysin täynnä. Tämä aiheuttaa atomin epävakaan tilan.
Source: canva.com
Atomit
Atomit pyrkivät aina täyttämään elektronikapasiteetin kaikilla kiertoradoilla ja saavuttamaan vakauden. Tätä varten ne voivat jakaa elektroneja muiden alkuaineiden kanssa, antaa elektroneja niille tai ottaa vastaan elektroneja niiltä.
Source: canva.com
Atomit
Tämän seurauksena atomissa positiivisesti ja negatiivisesti varautuneiden hiukkasten tasapaino muuttuu. Jos atomissa on yhtä monta ”+” varautunutta protonia ja ”-” varautunutta elektronia, sitä kutsutaan ”neutraaliksi atomiksi”.
Source: canva.com
Atomit
Jos atomissa ei kuitenkaan ole yhtä monta protonia ja elektronia, sitä kutsutaan ”ioniksi”.
Source: canva.com
Atomit
Koska tällaisten atomien elektronien lukumäärä ei ole sama kuin protonien lukumäärä, jokaisella ionilla on nettovaraus. Niitä kutsutaan ”negatiivisiksi ioneiksi”, jos elektronien lukumäärä on suurempi kuin protonien lukumäärä, ja ”positiivisiksi ioneiksi”, jos protonien lukumäärä on suurempi kuin elektronien lukumäärä.
Source: iStock.com
Atomit
Esimerkiksi litiumilla on yksi elektroni uloimmassa kerroksessaan. Litiumin on helpompi luopua tästä yhdestä elektronista kuin ottaa vastaan seitsemän elektronia lisää täyttääkseen ulomman kerroksensa.
Source: canva.com
Atomit
Jos litium menettää elektronin, sillä on nyt kolme protonia ja vain kaksi elektronia, jolloin sen kokonaisvaraus on +1 ja nimi litiumkationi. Litiumioni, josta tässä puhutaan, on positiivinen ioni.
Source: canva.com
Atomit
Atomien taipumus stabiloitua ja niiden muuttumien varautuneiden ionien väliset vuorovaikutukset muodostavat kemiallisten sidosten perustan. Voimme luokitella nämä kemiallisten yhdisteiden väliset vuorovaikutukset ”vahvoiksi vuorovaikutuksiksi” ja ”heikoiksi vuorovaikutuksiksi”.
Source: canva.com
Atomit
Näiden vuorovaikutusten kautta atomit ottavat luonnossa esiintyvät alkuaine- ja yhdistemuodot. Vahvat vuorovaikutukset ovat voimia, jotka pitävät molekyylejä muodostavat atomit yhdessä, eli kemiallisia sidoksia. Heikot vuorovaikutukset ovat voimia, jotka syntyvät positiivisesti ja negatiivisesti varautuneiden molekyylien välillä.
Source: iStock.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
1) Ioninen sidos
Ionisidokset perustuvat kahden kemiallisen yhdisteen väliseen elektronien vaihtoon. Tuloksena syntyy anioni, eli miinusvarauksinen ioni, ja kationi, eli plusvarauksinen ioni.
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
1) Ioninen sidos
Positiivisten ja negatiivisten varauksien välisen sähköisen vetovoiman seurauksena muodostuvaa kemiallista sidosta kutsutaan ionisidokseksi. Neutraalilla natriumatomilla on 11 elektronia ja 11 protonia. Ulommaisessa valenssiorbitaalikuoressa on 1 elektroni. Se voi vakiintua luopumalla tästä 1 valenssielektronista. Neutraalilla klooriatomilla on 17 elektronia ja 17 protonia.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
1) Ioninen sidos
Ulkimmainen valenssiorbitaali sisältää 7 elektronia. Kloori voi muuttua stabiiliksi ottamalla yhden elektronin. Natriumkloridimolekyylin muodostumisen aikana natriumatomit antavat yhden elektronin muodostaen positiivisesti varautuneen natriumionin (Na+) ja klooriatomit antavat yhden elektronin muodostaen negatiivisesti varautuneen klooriionin (Cl-).
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
1) Ioninen sidos
Vastakkaisesti varautuneiden ionien välisen sähköisen vetovoiman ansiosta niiden välille muodostuu ionisidos. Ionisidoksen muodostavien atomien elektronegatiivisuudessa, eli niiden kyvyssä vetää puoleensa kemialliseen sidokseen osallistuvia elektroneja, on huomattava ero. Tästä syystä ionisidokset muodostuvat yleensä metalliatomien, joiden elektronegatiivisuus on alhainen, ja ei-metalliatomien, joiden elektronegatiivisuus on korkea, välille.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAALISET SIDOKSET
2) Kovalenttinen sidos
Kun kahden atomin elektronegatiivisuudessa ei ole merkittävää eroa, ne voivat yrittää saavuttaa stabiilin tilan jakamalla elektroneja. Atomien välillä muodostuva kemiallinen sidos, jossa elektronegatiivisuudet ovat lähellä toisiaan ja jossa elektronit jaetaan, kutsutaan kovalenttiseksi sidokseksi.
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
2) Kovalenttinen sidos
Kahden saman tyyppisen atomin välistä kovalenttista sidosta kutsutaan apolaariseksi kovalenttiseksi sidokseksi. Esimerkiksi vety (H2) -molekyylissä kaksi vetyatomia jakavat elektroninsa ja pyrkivät muodostamaan elektronijärjestyksen, joka on samanlainen kuin heliumilla, joka on jalokaasu.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
2) Kovalenttinen sidos
Kahden saman tyyppisen atomin välistä kovalenttista sidosta kutsutaan apolaariseksi kovalenttiseksi sidokseksi. Esimerkiksi vety (H2) -molekyylissä kaksi vetyatomia jakavat elektroninsa ja pyrkivät muodostamaan elektronijärjestyksen, joka on samanlainen kuin heliumilla, joka on jalokaasu.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAALISET SIDOKSET
2) Kovalenttinen sidos
Kahden atomin välinen kovalenttinen sidos, jossa elektronegatiivisuuden ero on pieni, kutsutaan polaariseksi kovalenttiseksi sidokseksi.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
2) Kovalenttinen sidos
Esimerkiksi vesimolekyylissä hapen elektronegatiivisuus on suurempi kuin vedyn. Koska vedyn ja hapen jakamat sidoselektronit vetävät enemmän puoleensa happea, happiatomit ovat osittain negatiivisesti varautuneita ja vetyatomit osittain positiivisesti varautuneita. Siksi vesimolekyyli on polaarinen molekyyli.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
3) Metallinen sidos
Metallinen sidos on metalliatomien välille muodostuva sidos. Metallien alhaisen elektronegatiivisuuden vuoksi nämä atomit vetävät heikosti sidosmuodostukseen osallistuvia elektroneja puoleensa. Kun metalliatomit yhdistyvät, korkeimman energian elektronikuoressa olevat valenssielektronit irtoavat atomeista ja liikkuvat vapaasti naapurimetalliatomien valenssiorbitaaleissa.
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
3) Metallinen sidos
Nämä vapaasti liikkuvat valenssielektronit muodostavat elektronimeren, ja sen seurauksena positiivisesti varautuneiden metalli-ionien ja näiden vapaiden elektronien välisten sähköstaattisten vetovoimien ansiosta muodostuu metallinen sidos.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
3) Metallinen sidos
Metallien ominaisuudet, kuten korkea sulamis- ja kiehumispiste, kirkkaat värit, muokattavuus sekä hyvä lämmön- ja sähkönjohtavuus, johtuvat vapaasti liikkuvista valenssielektroneista.
Source: Shutterstock.com
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
Heikot vuorovaikutukset ovat positiivisesti ja negatiivisesti varautuneiden molekyylien välisiä vuorovaikutuksia. Heikot vuorovaikutukset eivät sisällä sidoksia. Vaikka ne ovat vuorovaikutustyyppi, jota ei ole yhtä vaikea rikkoa kuin kemiallisia sidoksia, voimme selvästi havaita heikkojen vuorovaikutusten vaikutuksen ympäristössämme. Heikot vuorovaikutukset voidaan periaatteessa luokitella kahteen ryhmään: vetysidokset ja Van der Waalsin voimat.
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
1.Vety sidokset
Vetyidos on vahvin heikko molekyylien välinen vuorovaikutus. Se esiintyy molekyylien välillä, jotka muodostuvat vedystä ja hapesta, typestä ja fluorista, jotka ovat halukkaita ottamaan elektroneja stabiloidakseen itsensä (elektronegatiivisuus).
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
1.Vety sidokset
Kun vety muodostaa kovalenttisen sidoksen elektronegatiivisuudeltaan korkean alkuaineen kanssa, sidoksen muodostumiseen osallistuvat elektronit vetäytyvät enemmän elektronegatiivisuudeltaan korkean alkuaineen atomien puoleen.
Source: canva.com
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
1.Vety sidokset
Siksi negatiivinen varaus tiheys on suurempi atomissa, jolla on suuri elektronegatiivisuus kuin vedyssä. Tämän seurauksena atomilla, jolla on suuri elektronegatiivisuus, on osittain negatiivinen varaus (𝛿𝛿-), kun taas vedyllä on osittain positiivinen varaus (𝛿𝛿+).
Source: canva.com
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
1.Vetyidos
Tämä aiheuttaa molekyylin polaarisuuden. Polaarisen molekyylin osittain positiivisesti varautuneen (𝛿𝛿+) vetyatomin ja naapurimolekyylin osittain negatiivisesti varautuneen (𝛿𝛿-) atomin välille syntyy sähköstaattinen vetovoima.
Source: canva.com
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
1.Vety sidokset
- Tätä vuorovaikutusta kutsutaan vetysidokseksi. Vetysidokset ovat tärkeässä roolissa elämän ylläpitämisessä.
- Esimerkiksi vetysidokset pitävät kaksi DNA-juosteen yhteen. Vetysidokset ovat monien veden mielenkiintoisten ja ainutlaatuisten ominaisuuksien ytimessä.
- Esimerkiksi sen korkea kiehumispiste, laajeneminen jäätyessään ja suuri lämpökapasiteetti – eli lämpömäärä, joka tarvitaan sen lämpötilan nostamiseen 1 °C – johtuvat kaikki sen kyvystä muodostaa vetysidoksia.
Source: Shutterstock.com
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
1.Vety sidokset
Ilman vetysidoksia vesi olisi huoneenlämmössä kaasua eikä nestettä. Vetysidokset aiheuttavat myös veden pinnan jännityksen korkeuden.
Source: Shutterstock.com
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
2. Van der Waalsin voimat
Van der Waalsin voimat saavat molekyylit tarttumaan toisiinsa ja pysymään yhdessä. Nämä voimat vaikuttavat erityisesti kaasujen ja nesteiden kaltaisten aineiden faasimuutoksiin sekä molekyylipintojen vuorovaikutuksiin. Lyhyesti sanottuna Van der Waalsin voimat ovat yleinen nimi molekyylien välisille vetovoima- ja hylkivävoimavuorovaikutuksille, ja ne ovat tärkeässä roolissa aineiden rakenteen ja käyttäytymisen ymmärtämisessä.
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
2. Van der Waalsin voimat
Van der Waalsin voimia on erilaisia: polaarisen molekyylin ja toisen polaarisen molekyylin välillä (dipoli-dipoli-vuorovaikutukset), polaarisen molekyylin ja apolaarisen eli ei-polaarisen molekyylin välillä (dipoli-indusoituja dipoli-vuorovaikutuksia), osittain negatiivisesti ja osittain positiivisesti varautuneiden molekyylien välillä (Londonin voimat).
Source: Shutterstock.com
RAKENNETAAN SE, MITÄ OLEMME OPPINEET
Tässä aktiviteetissa keskustelemme molekyylitasolla kiehumisesta, jota kohtaamme usein jokapäiväisessä elämässämme, ja keskustelemme vahvojen ja heikkojen vuorovaikutusten vaikutuksesta kiehumiseen. Kiehuminen on nopea siirtyminen nestemäisestä kaasumaiseksi tilaksi, kun nesteen höyrynpaine on yhtä suuri kuin ilmanpaine. Koska tämä tapahtuma ei tapahdu vain nesteen pinnalla, kuten haihtumisessa, vaan koko nesteen alueella, kiehumisen aikana nesteessä muodostuu kuplia. Kuitenkin lämpötila, jossa nesteet alkavat kiehua vakiopaineessa, eli kiehumispiste, vaihtelee nesteen tyypin mukaan.
Toisin sanoen kiehumispiste on nesteiden erottava piirre. Mutta miksi? Mitä muuttuu, kun nesteen tyyppi muuttuu niin, että kiehumispiste muuttuu? Tämän ymmärtämiseksi meidän on tarkasteltava tarkasti nestemäisiä molekyylejä. Kiehumispiste riippuu molekyylien välisten vuorovaikutusten voimakkuudesta. Mitä voimakkaampi molekyylien välinen vetovoima on, sitä korkeampi on kiehumispiste. Siksi, kun nesteen tyyppi muuttuu, kiehumispiste muuttuu, koska nesteen molekyylien välinen vetovoima muuttuu. Mistä luulet molekyylien välisen vetovoiman riippuvan? ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..........
Kun verrataan etyylialkoholia ja vettä, voidaan havaita, että molempien yhdisteiden molekyylien välillä on vetysidoksia. Mikä on mielestäsi syy siihen, että etyylialkoholin ja veden kiehumispisteet ovat erilaiset? .......................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... Mikä on mielestäsi syy siihen, että etyylialkoholin ja metyylialkoholin kiehumispisteet ovat erilaiset? ..........................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................
Eräs opiskelija analysoi yllä olevaa taulukkoa ja esitti seuraavan väitteen: ”Metyylialkoholimolekyylien ja etyylialkoholimolekyylien välinen heikko vuorovaikutus on samanlainen. Molekyylien välillä on molekyylien välisiä vetysidoksia. Metyylialkoholimolekyylien välisten sidosten lukumäärä ja etyylialkoholimolekyylien välisten sidosten lukumäärä on sama. Näiden kahden kemikaalin kiehumispisteet ovat kuitenkin erilaiset. Tämä johtuu siitä, että näitä kemikaaleja muodostavien molekyylien sisäisten sidosten lukumäärä on erilainen. Sekä etyylialkoholissa että metyylialkoholissa molekyylin atomit ovat sidoksissa toisiinsa kovalenttisilla sidoksilla. Kun kuitenkin tarkastellaan yhdisteiden kaavoja, voidaan havaita, että molekyylin muodostavien atomien lukumäärä on erilainen.
Tämä osoittaa, että molekyylissä on eri määrä sidoksia. Koska sidosten määrä (eli voimakkaan vuorovaikutuksen määrä) on suuri molekyyleissä, joissa on paljon atomeja, kiehumispiste on korkea.
Tämän väitteen tiedetään olevan väärä. Määritä, miksi tämä väite on väärä. ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................ Koska tämän väitteen tiedetään olevan väärä, mikä on mielestäsi syy etyylialkoholin ja metyylialkoholin kiehumispisteiden väliseen eroon? ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................
Copy - UNIT 9: Interactions Between Molecules
Eco-Smart Schools
Created on November 1, 2025
Start designing with a free template
Discover more than 1500 professional designs like these:
View
Essential Business Proposal
View
Project Roadmap Timeline
View
Step-by-Step Timeline: How to Develop an Idea
View
Artificial Intelligence History Timeline
View
Mind Map: The 4 Pillars of Success
View
Big Data: The Data That Drives the World
View
Momentum: Onboarding Presentation
Explore all templates
Transcript
Project Number: 2023-1-PL01-KA220-SCH-000164042
YKSIKKÖ 9: Molekyylien Väliset Vuorovaikutukset
Funded by the European Union. Views and opinions expressed are however those of the author(s) only and do not necessarily reflect those of the European Union or the European Education and Culture Executive Agency (EACEA). Neither the European Union nor EACEA can be held responsible for them.
Heikot molekyylien väliset sidokset &
Vahvat molekyylien sisäiset vuorovaikutukset
Source: canva.com
Johdanto
Tässä tehtävässä tutkit heikkoja molekyylien välisiä sidoksia ja vahvoja molekyylien sisäisiä vuorovaikutuksia.
Source: canva.com
Oppimistulokset
1- Opiskelijat ilmaisevat heikon ja vahvan vuorovaikutuksen eron. 2- Opiskelijat selittävät kiehumisen molekyylitasolla yhdistämällä sen heikkoihin ja vahvoihin vuorovaikutuksiin.
Source: canva.com
Atomit
Tiedämme, että kaikki aine universumissa koostuu atomeista. Atomeja esiintyy kuitenkin luonnossa hyvin harvoin yksinään. Atomit ovat vuorovaikutuksessa muiden atomien kanssa muodostaen alkuaineita ja yhdisteitä.
Source: canva.com
Atomit
electron
Tämän vuorovaikutuksen kulku riippuu atomien elektronien lukumäärästä ja järjestyksestä.
Source: canva.com
Atomit
nukleus
Itse asiassa, kun yrität tarkkailla atomia, ainoa muoto, jonka näet ensiksi, on ydin.
Source: canva.com
Atomit
electron
Ydin sijaitsee atomin keskellä ja sisältää ”+” varattuja hiukkasia, joita kutsutaan ‘protoneiksi’, sekä varauksettomia ”neutroneja”, jotka pitävät nämä protonit yhdessä kuin liima (koska, kuten tiedätte, samanlaiset varaukset hylkivät toisiaan ja vastakkaiset varaukset vetävät toisiaan puoleensa).
proton
neutron
Source: canva.com
Atomit
Proton
Atomityypin määrittävä hiukkanen on protoni. Protonien lukumäärää voi siis ajatella atomin henkilötodistuksena.
Protonit ovat positiivisesti varautuneita hiukkasia, jotka sijaitsevat atomin ytimessä (keskellä).
Source: canva.com
Atomit
Elektroni
Näiden lisäksi on olemassa kolmas tyyppinen hiukkanen ytimen ulkopuolella, joka on ensi silmäyksellä huomaamaton, mutta joka on kemiallisen sidoksen pääosassa, josta puhumme hetken kuluttua: elektronit.
Elektronit ovat negatiivisesti varautuneita hiukkasia, jotka kiertävät ytimen ympärillä.
Source: canva.com
Atomit
Sanomme ”ensivilkaisulla huomaamaton”, koska elektronit ovat paljon pienempiä hiukkasia kuin protonit ja neutronit, ja ne liikkuvat hyvin nopeasti, kaukana ytimestä. Nämä ”-” varatut hiukkaset eivät kuitenkaan liiku täysin satunnaisesti.
electron
Source: canva.com
Atomit
Tiedekirjoissa olet nähnyt erilaisia atomimallia (Bohrin atomimalli), joita verrataan aurinkokuntaan. Vaikka tämä ei ole täysin tarkka esitys, sitä käytetään edelleen monissa lähteissä, koska se helpottaa elektronien liikkeen ja niiden roolin ymmärtämistä sidoksen rakenteessa.
Bohrin atomimalli
Source: canva.com
Atomit
Tämän merkinnän mukaan elektronit liikkuvat tietyillä kiertoradoilla ytimen ympärillä tai, teknisemmin ilmaistuna, energiatasoilla, jotka koostuvat useista kerroksista, joissa niiden sijainti on todennäköinen. Näillä kerroksilla on erilaiset elektronikapasiteetit. Ydinläheisin kerros voi sisältää enintään kaksi elektronia.
Source: canva.com
Atomit
Toinen ja kolmas energiataso voivat sisältää jopa kahdeksan elektronia. Kun yksi energiataso on täynnä, seuraava elektroni saapuu ja asettuu seuraavaksi korkeammalle energiatasolle. Siksi kaikki atomien uloimman kerroksen edeltävät kerrokset ovat täysin täynnä elektroneja.
Source: canva.com
Atomit
Tästä syystä ulomman orbitaalin (valenssiorbitaalin) elektronit otetaan huomioon, kun puhutaan kemiallisista sidoksista. Joissakin alkuaineissa valenssiorbitaalin elektronikapasiteetti ei ole täysin täynnä. Tämä aiheuttaa atomin epävakaan tilan.
Source: canva.com
Atomit
Atomit pyrkivät aina täyttämään elektronikapasiteetin kaikilla kiertoradoilla ja saavuttamaan vakauden. Tätä varten ne voivat jakaa elektroneja muiden alkuaineiden kanssa, antaa elektroneja niille tai ottaa vastaan elektroneja niiltä.
Source: canva.com
Atomit
Tämän seurauksena atomissa positiivisesti ja negatiivisesti varautuneiden hiukkasten tasapaino muuttuu. Jos atomissa on yhtä monta ”+” varautunutta protonia ja ”-” varautunutta elektronia, sitä kutsutaan ”neutraaliksi atomiksi”.
Source: canva.com
Atomit
Jos atomissa ei kuitenkaan ole yhtä monta protonia ja elektronia, sitä kutsutaan ”ioniksi”.
Source: canva.com
Atomit
Koska tällaisten atomien elektronien lukumäärä ei ole sama kuin protonien lukumäärä, jokaisella ionilla on nettovaraus. Niitä kutsutaan ”negatiivisiksi ioneiksi”, jos elektronien lukumäärä on suurempi kuin protonien lukumäärä, ja ”positiivisiksi ioneiksi”, jos protonien lukumäärä on suurempi kuin elektronien lukumäärä.
Source: iStock.com
Atomit
Esimerkiksi litiumilla on yksi elektroni uloimmassa kerroksessaan. Litiumin on helpompi luopua tästä yhdestä elektronista kuin ottaa vastaan seitsemän elektronia lisää täyttääkseen ulomman kerroksensa.
Source: canva.com
Atomit
Jos litium menettää elektronin, sillä on nyt kolme protonia ja vain kaksi elektronia, jolloin sen kokonaisvaraus on +1 ja nimi litiumkationi. Litiumioni, josta tässä puhutaan, on positiivinen ioni.
Source: canva.com
Atomit
Atomien taipumus stabiloitua ja niiden muuttumien varautuneiden ionien väliset vuorovaikutukset muodostavat kemiallisten sidosten perustan. Voimme luokitella nämä kemiallisten yhdisteiden väliset vuorovaikutukset ”vahvoiksi vuorovaikutuksiksi” ja ”heikoiksi vuorovaikutuksiksi”.
Source: canva.com
Atomit
Näiden vuorovaikutusten kautta atomit ottavat luonnossa esiintyvät alkuaine- ja yhdistemuodot. Vahvat vuorovaikutukset ovat voimia, jotka pitävät molekyylejä muodostavat atomit yhdessä, eli kemiallisia sidoksia. Heikot vuorovaikutukset ovat voimia, jotka syntyvät positiivisesti ja negatiivisesti varautuneiden molekyylien välillä.
Source: iStock.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
1) Ioninen sidos
Ionisidokset perustuvat kahden kemiallisen yhdisteen väliseen elektronien vaihtoon. Tuloksena syntyy anioni, eli miinusvarauksinen ioni, ja kationi, eli plusvarauksinen ioni.
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
1) Ioninen sidos
Positiivisten ja negatiivisten varauksien välisen sähköisen vetovoiman seurauksena muodostuvaa kemiallista sidosta kutsutaan ionisidokseksi. Neutraalilla natriumatomilla on 11 elektronia ja 11 protonia. Ulommaisessa valenssiorbitaalikuoressa on 1 elektroni. Se voi vakiintua luopumalla tästä 1 valenssielektronista. Neutraalilla klooriatomilla on 17 elektronia ja 17 protonia.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
1) Ioninen sidos
Ulkimmainen valenssiorbitaali sisältää 7 elektronia. Kloori voi muuttua stabiiliksi ottamalla yhden elektronin. Natriumkloridimolekyylin muodostumisen aikana natriumatomit antavat yhden elektronin muodostaen positiivisesti varautuneen natriumionin (Na+) ja klooriatomit antavat yhden elektronin muodostaen negatiivisesti varautuneen klooriionin (Cl-).
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
1) Ioninen sidos
Vastakkaisesti varautuneiden ionien välisen sähköisen vetovoiman ansiosta niiden välille muodostuu ionisidos. Ionisidoksen muodostavien atomien elektronegatiivisuudessa, eli niiden kyvyssä vetää puoleensa kemialliseen sidokseen osallistuvia elektroneja, on huomattava ero. Tästä syystä ionisidokset muodostuvat yleensä metalliatomien, joiden elektronegatiivisuus on alhainen, ja ei-metalliatomien, joiden elektronegatiivisuus on korkea, välille.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAALISET SIDOKSET
2) Kovalenttinen sidos
Kun kahden atomin elektronegatiivisuudessa ei ole merkittävää eroa, ne voivat yrittää saavuttaa stabiilin tilan jakamalla elektroneja. Atomien välillä muodostuva kemiallinen sidos, jossa elektronegatiivisuudet ovat lähellä toisiaan ja jossa elektronit jaetaan, kutsutaan kovalenttiseksi sidokseksi.
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
2) Kovalenttinen sidos
Kahden saman tyyppisen atomin välistä kovalenttista sidosta kutsutaan apolaariseksi kovalenttiseksi sidokseksi. Esimerkiksi vety (H2) -molekyylissä kaksi vetyatomia jakavat elektroninsa ja pyrkivät muodostamaan elektronijärjestyksen, joka on samanlainen kuin heliumilla, joka on jalokaasu.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
2) Kovalenttinen sidos
Kahden saman tyyppisen atomin välistä kovalenttista sidosta kutsutaan apolaariseksi kovalenttiseksi sidokseksi. Esimerkiksi vety (H2) -molekyylissä kaksi vetyatomia jakavat elektroninsa ja pyrkivät muodostamaan elektronijärjestyksen, joka on samanlainen kuin heliumilla, joka on jalokaasu.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAALISET SIDOKSET
2) Kovalenttinen sidos
Kahden atomin välinen kovalenttinen sidos, jossa elektronegatiivisuuden ero on pieni, kutsutaan polaariseksi kovalenttiseksi sidokseksi.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
2) Kovalenttinen sidos
Esimerkiksi vesimolekyylissä hapen elektronegatiivisuus on suurempi kuin vedyn. Koska vedyn ja hapen jakamat sidoselektronit vetävät enemmän puoleensa happea, happiatomit ovat osittain negatiivisesti varautuneita ja vetyatomit osittain positiivisesti varautuneita. Siksi vesimolekyyli on polaarinen molekyyli.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
3) Metallinen sidos
Metallinen sidos on metalliatomien välille muodostuva sidos. Metallien alhaisen elektronegatiivisuuden vuoksi nämä atomit vetävät heikosti sidosmuodostukseen osallistuvia elektroneja puoleensa. Kun metalliatomit yhdistyvät, korkeimman energian elektronikuoressa olevat valenssielektronit irtoavat atomeista ja liikkuvat vapaasti naapurimetalliatomien valenssiorbitaaleissa.
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
3) Metallinen sidos
Nämä vapaasti liikkuvat valenssielektronit muodostavat elektronimeren, ja sen seurauksena positiivisesti varautuneiden metalli-ionien ja näiden vapaiden elektronien välisten sähköstaattisten vetovoimien ansiosta muodostuu metallinen sidos.
Source: canva.com
VOIMAKKAAT VUOROVAIKUTUKSET KEMIAISET SIDOKSET
3) Metallinen sidos
Metallien ominaisuudet, kuten korkea sulamis- ja kiehumispiste, kirkkaat värit, muokattavuus sekä hyvä lämmön- ja sähkönjohtavuus, johtuvat vapaasti liikkuvista valenssielektroneista.
Source: Shutterstock.com
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
Heikot vuorovaikutukset ovat positiivisesti ja negatiivisesti varautuneiden molekyylien välisiä vuorovaikutuksia. Heikot vuorovaikutukset eivät sisällä sidoksia. Vaikka ne ovat vuorovaikutustyyppi, jota ei ole yhtä vaikea rikkoa kuin kemiallisia sidoksia, voimme selvästi havaita heikkojen vuorovaikutusten vaikutuksen ympäristössämme. Heikot vuorovaikutukset voidaan periaatteessa luokitella kahteen ryhmään: vetysidokset ja Van der Waalsin voimat.
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
1.Vety sidokset
Vetyidos on vahvin heikko molekyylien välinen vuorovaikutus. Se esiintyy molekyylien välillä, jotka muodostuvat vedystä ja hapesta, typestä ja fluorista, jotka ovat halukkaita ottamaan elektroneja stabiloidakseen itsensä (elektronegatiivisuus).
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
1.Vety sidokset
Kun vety muodostaa kovalenttisen sidoksen elektronegatiivisuudeltaan korkean alkuaineen kanssa, sidoksen muodostumiseen osallistuvat elektronit vetäytyvät enemmän elektronegatiivisuudeltaan korkean alkuaineen atomien puoleen.
Source: canva.com
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
1.Vety sidokset
Siksi negatiivinen varaus tiheys on suurempi atomissa, jolla on suuri elektronegatiivisuus kuin vedyssä. Tämän seurauksena atomilla, jolla on suuri elektronegatiivisuus, on osittain negatiivinen varaus (𝛿𝛿-), kun taas vedyllä on osittain positiivinen varaus (𝛿𝛿+).
Source: canva.com
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
1.Vetyidos
Tämä aiheuttaa molekyylin polaarisuuden. Polaarisen molekyylin osittain positiivisesti varautuneen (𝛿𝛿+) vetyatomin ja naapurimolekyylin osittain negatiivisesti varautuneen (𝛿𝛿-) atomin välille syntyy sähköstaattinen vetovoima.
Source: canva.com
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
1.Vety sidokset
Source: Shutterstock.com
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
1.Vety sidokset
Ilman vetysidoksia vesi olisi huoneenlämmössä kaasua eikä nestettä. Vetysidokset aiheuttavat myös veden pinnan jännityksen korkeuden.
Source: Shutterstock.com
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
2. Van der Waalsin voimat
Van der Waalsin voimat saavat molekyylit tarttumaan toisiinsa ja pysymään yhdessä. Nämä voimat vaikuttavat erityisesti kaasujen ja nesteiden kaltaisten aineiden faasimuutoksiin sekä molekyylipintojen vuorovaikutuksiin. Lyhyesti sanottuna Van der Waalsin voimat ovat yleinen nimi molekyylien välisille vetovoima- ja hylkivävoimavuorovaikutuksille, ja ne ovat tärkeässä roolissa aineiden rakenteen ja käyttäytymisen ymmärtämisessä.
HEIKOT VUOROVAIKUTUKSET
2. Van der Waalsin voimat
Van der Waalsin voimia on erilaisia: polaarisen molekyylin ja toisen polaarisen molekyylin välillä (dipoli-dipoli-vuorovaikutukset), polaarisen molekyylin ja apolaarisen eli ei-polaarisen molekyylin välillä (dipoli-indusoituja dipoli-vuorovaikutuksia), osittain negatiivisesti ja osittain positiivisesti varautuneiden molekyylien välillä (Londonin voimat).
Source: Shutterstock.com
RAKENNETAAN SE, MITÄ OLEMME OPPINEET
Tässä aktiviteetissa keskustelemme molekyylitasolla kiehumisesta, jota kohtaamme usein jokapäiväisessä elämässämme, ja keskustelemme vahvojen ja heikkojen vuorovaikutusten vaikutuksesta kiehumiseen. Kiehuminen on nopea siirtyminen nestemäisestä kaasumaiseksi tilaksi, kun nesteen höyrynpaine on yhtä suuri kuin ilmanpaine. Koska tämä tapahtuma ei tapahdu vain nesteen pinnalla, kuten haihtumisessa, vaan koko nesteen alueella, kiehumisen aikana nesteessä muodostuu kuplia. Kuitenkin lämpötila, jossa nesteet alkavat kiehua vakiopaineessa, eli kiehumispiste, vaihtelee nesteen tyypin mukaan.
Toisin sanoen kiehumispiste on nesteiden erottava piirre. Mutta miksi? Mitä muuttuu, kun nesteen tyyppi muuttuu niin, että kiehumispiste muuttuu? Tämän ymmärtämiseksi meidän on tarkasteltava tarkasti nestemäisiä molekyylejä. Kiehumispiste riippuu molekyylien välisten vuorovaikutusten voimakkuudesta. Mitä voimakkaampi molekyylien välinen vetovoima on, sitä korkeampi on kiehumispiste. Siksi, kun nesteen tyyppi muuttuu, kiehumispiste muuttuu, koska nesteen molekyylien välinen vetovoima muuttuu. Mistä luulet molekyylien välisen vetovoiman riippuvan? ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..........
Kun verrataan etyylialkoholia ja vettä, voidaan havaita, että molempien yhdisteiden molekyylien välillä on vetysidoksia. Mikä on mielestäsi syy siihen, että etyylialkoholin ja veden kiehumispisteet ovat erilaiset? .......................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... Mikä on mielestäsi syy siihen, että etyylialkoholin ja metyylialkoholin kiehumispisteet ovat erilaiset? ..........................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................
Eräs opiskelija analysoi yllä olevaa taulukkoa ja esitti seuraavan väitteen: ”Metyylialkoholimolekyylien ja etyylialkoholimolekyylien välinen heikko vuorovaikutus on samanlainen. Molekyylien välillä on molekyylien välisiä vetysidoksia. Metyylialkoholimolekyylien välisten sidosten lukumäärä ja etyylialkoholimolekyylien välisten sidosten lukumäärä on sama. Näiden kahden kemikaalin kiehumispisteet ovat kuitenkin erilaiset. Tämä johtuu siitä, että näitä kemikaaleja muodostavien molekyylien sisäisten sidosten lukumäärä on erilainen. Sekä etyylialkoholissa että metyylialkoholissa molekyylin atomit ovat sidoksissa toisiinsa kovalenttisilla sidoksilla. Kun kuitenkin tarkastellaan yhdisteiden kaavoja, voidaan havaita, että molekyylin muodostavien atomien lukumäärä on erilainen.
Tämä osoittaa, että molekyylissä on eri määrä sidoksia. Koska sidosten määrä (eli voimakkaan vuorovaikutuksen määrä) on suuri molekyyleissä, joissa on paljon atomeja, kiehumispiste on korkea.
Tämän väitteen tiedetään olevan väärä. Määritä, miksi tämä väite on väärä. ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................ Koska tämän väitteen tiedetään olevan väärä, mikä on mielestäsi syy etyylialkoholin ja metyylialkoholin kiehumispisteiden väliseen eroon? ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................