Den dipolmoment er en kjemisk egenskap som indikerer hvor heterogent elektriske ladninger er fordelt i et molekyl. Det kommer til uttrykk i Debye-enheter, 3,33 - 10-30 C · m, og generelt er verdiene i området fra 0 til 11 D.
Svært polare forbindelser har en tendens til å ha store dipolmomenter; mens de apolare, små dipoløyeblikk. Jo mer polariserte elektriske ladninger er i et molekyl, jo større er dipoløyeblikket; det vil si at det må være et område som er rikt på elektroner, δ-, og et annet som er fattig på elektroner, δ +.
Det tofargede viskelæret fungerer som en analogi til to poler, positive og negative, av et molekyl med et markert dipolmoment. Kilde: Pexels.
Dipolmomentet, μ, er en vektormengde, så det påvirkes av vinklene på bindingene og generelt av molekylstrukturen.
Når molekylet er lineært, kan det sammenlignes med et viskelær med to farger. Dens negative ende 5-, tilsvarer fargen rød; mens det positive, δ +, ville være blått. Når størrelsene på de negative ladningene ved 6-pol øker, og avstanden som skiller den fra 5 +, øker dipolmomentet.
Kjemisk betyr det ovennevnte at jo større forskjellen i elektronegativitet mellom to atomer er, og jo lenger avstanden som skiller dem, jo større er dipolmomentet mellom dem.
Hvordan beregnes dipolmomentet?
Det anses som en kovalent binding mellom to atomer, A og B:
AB
Avstanden mellom de positive og negative delladningene er allerede definert av lengden på deres binding:
A 5 + -B 5-
Fordi protoner og elektroner har samme størrelsesorden av elektrisk ladning, men med motsatte tegn, 1,6 - 10 -19 C, er det dette som tas i betraktning når du evaluerer dipolmomentet mellom A og B ved å bruke følgende ligning:
μ = δd
Hvor μ er dipolmomentet, er ionen ladningen for elektronet uten negativt fortegn, og d er lengden på bindingen uttrykt i meter. Hvis du for eksempel antar at d har en verdi på 2 Å (1 - 10 -10 m) dipolmomentet, vil μA-B være:
μA-B = (1,6 10 -19 C) (2 10-10 m)
= 3,2 10 -29 C m
Men siden denne verdien er veldig liten, brukes Debye-enheten:
μ = (3,2 · 10 -29 C · m) · (1 D / 3,33 · 10-30 C · m)
= 9,60 D
Denne verdien av μA-B kan gi for å anta at bindingen AB er mer ionisk enn kovalent.
eksempler
Vann
Dipol-øyeblikk av et vannmolekyl. Kilde: Gabriel Bolívar.
For å beregne dipolmomentet til et molekyl, må alle dipolmomentene til deres respektive bindinger legges vektuelt, med tanke på bindingsvinklene og litt trigonometri. Dette i begynnelsen.
Vann har et av de største dipolmomentene som kan forventes for en kovalent forbindelse. I det øvre bildet har vi at hydrogenatomer har positive delladninger, δ +, mens oksygen bærer den negative delladningen, δ-. OH-bindingen er ganske polare (1.5d), og det er to av dem i en H 2 O -molekyl .
Vanligvis tegnes en vektor som ledes fra det minste elektronegative atom (H) til det mest elektronegative (O). Selv om de ikke er trukket, er det på oksygenatom to par udelte elektroner, som "konsentrerer" den negative regionen enda mer.
På grunn av den vinkelmessige geometri H 2 O, dipolmomentene legg i retning av den oksygenatom. Merk at summen av de to μO-H vil gi 3D (1,5 + 1,5); men det er ikke sånn. Dipolmomentet til vann har en eksperimentell verdi på 1,85D. Effekten av den nær 105 ° vinkelen mellom HOH-bindingene er vist her.
metanol
Dipol-øyeblikk av et metanolmolekyl. Kilde: Gabriel Bolívar.
Dipolmomentet til metanol er 1,69D. Det er mindre enn vann. Derfor har ikke atommassene stor innflytelse på dipoløyeblikket; men atomradiene deres er. Når det gjelder metanol, kan vi ikke si at HO-bindingen har en μ lik 1,5D; siden, de molekylære omgivelser er forskjellige i CH 3 OH og H 2 O.
Dette er grunnen til at lengden på HO-bindingen i metanol måles for å beregne μO-H. Det som kan sies er at μO-H er større enn μC-O, siden elektronegativitetsforskjellen mellom karbon og oksygen er mindre enn mellom hydrogen og oksygen.
Metanol er listet som et av de mest polare løsningsmidlene som finnes sammen med vann og ammoniakk.
Ammoniakk
Dipol-øyeblikk av et ammoniakkmolekyl. Kilde: Gabriel Bolívar.
HN-bindinger er ganske polære, slik at nitrogen på grunn av sin høyere elektronegativitet tiltrekker seg elektroner mot seg selv (øvre bilde). I tillegg til dette har vi et delt par elektroner som bidrar med deres negative ladninger til δ-regionen. Derfor dominerer elektriske ladninger på nitrogenatomet til ammoniakk.
Ammoniakk har et dipolmoment på 1,42D, mindre enn metanol. Hvis både ammoniakk og metanol kunne omdannes til viskelær, vil det kunne sees at metanol viskelæret har mer definerte poler sammenlignet med ammoniakk viskelæret.
etanol
I tilfellet med etanol, CH 3 CH 2 OH, er dens dipolmomentet meget nær den til metanol, men det har en tendens til å ha lavere verdier. Ettersom det er flere karbonatomer som utgjør δ + -regionen, begynner oksygenatomet som representerer δ- å miste noe av dets "relative negative intensitet".
Karbondioksid
Dipol-øyeblikk av et karbondioksydmolekyl. Kilde: Gabriel Bolívar.
Karbondioksid har to polare bindinger, C = O, med deres respektive dipolmomenter μO-C. Som det kan sees på bildet over, fører imidlertid den lineære geometrien til CO 2 til at de to μO-C kansellerer hverandre vektorielt, selv når karbonet har en positiv delladning og oksygene har negative delvise ladninger.
Av denne grunn er karbondioksid et apolært molekyl, siden μCO 2 har en verdi på 0D.
metan
Dipol-øyeblikk for et metanmolekyl. Kilde: Gabriel Bolívar.
Både metan og karbondioksid deler noe til felles: De er svært symmetriske molekyler. Generelt, jo mer symmetrisk et molekyl er, desto mindre er dipoløyeblikket.
Hvis vi ser på CH 4 -molekylet , dets CH bindinger er polare, og elektronene er rettet mot karbonatomet som det er litt mer elektronegative. Man kan tro at karbon måtte være et svært negativt 6-region; som et viskelær med sitt dyp rød sentrum og blålige ender.
Imidlertid, ved å dele CH 4 i to, vil vi få to HCH halvdeler, en på venstre side og den andre på høyre side, i likhet med H- 2- O -molekylet . Således ville dipolmomentet som følge av tilsetning av disse to mikrochipen-H avbryte med den andre halvparten. Og derfor har μCH 4 verdien 0D.
referanser
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi (8. utg.). CENGAGE Læring.
- Walter J. Moore. (1963). Fysisk kjemi. I kjemisk kinetikk. Fjerde utgave, Longmans.
- Ira N. Levine. (2009). Prinsipper for fysisk kjemi. Sjette utgave, s. 479-540. Mc Graw Hill.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (29. januar 2020). Dipole Moment Definisjon. Gjenopprettet fra: thoughtco.com
- Blaber Mike. (29. september 2019). Dipole øyeblikk. Kjemi LibreTexts. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.org
- LaRita Williams. (2020). Dipole Moment: Definisjon, ligning og eksempler. Studere. Gjenopprettet fra: study.com
- Wikipedia. (2020). Bond dipol øyeblikk. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org