Den dipolmoment er en kemisk egenskab, der angiver, hvor heterogent elektriske ladninger er fordelt i et molekyle. Det udtrykkes i Debye-enheder, 3,33 - 10-30 C · m, og generelt er dens værdier fra 0 til 11 D.
Meget polære forbindelser har en tendens til at have store dipolmomenter; mens de apolære, små dipol-øjeblikke. Jo mere polariserede de elektriske ladninger er i et molekyle, desto større er dipolmomentet; det vil sige, at der skal være et område, der er rig på elektroner, δ-, og et andet, der er fattigt på elektroner, δ +.
Den tofarvede viskelæder fungerer som en analogi til to poler, positive og negative, af et molekyle med et markant dipolmoment. Kilde: Pexels.
Dipolmomentet, μ, er en vektormængde, så det påvirkes af vinklerne på bindingerne og generelt af molekylstrukturen.
Når molekylet er lineært, kan det sammenlignes med et viskelæder med to farver. Dets negative ende δ- ville svare til farven rød; mens det positive, δ +, ville være blåt. Efterhånden som størrelserne på de negative ladninger ved 6-polen øges, og afstanden, der adskiller det fra δ +, øges dipolmomentet.
Kemisk betyder det ovenstående, at jo større forskellen i elektronegativitet mellem to atomer er, og jo længere afstand der adskiller dem, desto større er dipolmomentet mellem dem.
Hvordan beregnes dipolmomentet?
Det betragtes som en kovalent binding mellem to atomer, A og B:
AB
Afstanden mellem de positive og negative delladninger er allerede defineret af længden af deres binding:
A 5 + -B 5-
Fordi protoner og elektroner har samme elektricitetsstørrelse, men med modsatte tegn, 1,6 - 10 -19 C, er det dette, der tages i betragtning ved evaluering af dipolmomentet mellem A og B ved hjælp af følgende ligning:
μ = δd
Hvor μ er dipolmomentet, er δ elektronens ladning uden negativt fortegn, og d er længden af bindingen udtrykt i meter. Hvis man for eksempel antager, at d har en værdi 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 Cm
Men da denne værdi er meget lille, bruges Debye-enheden:
μ = (3,2 · 10-29 C · m) · (1 D / 3,33 · 10-30 C · m)
= 9,60 D
Denne værdi af μA-B kunne give for at antage, at bindingen AB er mere ionisk end kovalent.
eksempler
Vand
Dipol-øjeblik for et vandmolekyle. Kilde: Gabriel Bolívar.
For at beregne dipolmomentet for et molekyle skal alle dipolmomenterne for deres respektive bindinger tilføjes vektorielt under hensyntagen til bindingsvinklerne og lidt trigonometri. Dette i starten.
Vand har et af de største dipolmomenter, der kunne forventes til en kovalent forbindelse. I det øverste billede har vi, at hydrogenatomer har positive delvise ladninger, δ +, mens ilt bærer en negativ delvis ladning, δ-. OH bindingen er ganske polær (1.5D), og der er to af dem i en H 2 O molekyle.
Normalt tegnes en vektor, der ledes fra det mindst elektronegative atom (H) til det mest elektronegative (O). Selvom de ikke er trukket, er der på oxygenatomet to par udelte elektroner, der "koncentrerer" den negative region endnu mere.
På grund af den vinkelmæssige geometri H 2 O, dipolmomenterne tilføje i retning af oxygenatom. Bemærk, at summen af de to μO-H vil give 3D (1,5 + 1,5); men det er ikke sådan. Vandets dipolmoment har en eksperimentel værdi på 1,85D. Effekten af den næsten 105 ° vinkel mellem HOH-bindingerne er vist her.
methanol
Dipolmoment for et methanolmolekyle. Kilde: Gabriel Bolívar.
Methanol-dipolmomentet er 1,69D. Det er mindre end vand. Derfor har atommasserne ikke meget indflydelse på dipolmomentet; men deres atomradier er. I tilfælde af methanol kan vi ikke sige, at dens HO-binding har en μ lig med 1,5D; idet de molekylære miljøer er forskellige i CH 3 OH og H 2 O.
Dette er grunden til, at længden af HO-bindingen i methanol skulle måles for at beregne μO-H. Hvad der kan siges, er, at μO-H er større end μC-O, da elektronegativitetsforskellen mellem kulstof og ilt er mindre end mellem brint og ilt.
Methanol er angivet som et af de mest polære opløsningsmidler, der kan findes sammen med vand og ammoniak.
Ammoniak
Dipol-øjeblik af et ammoniakmolekyle. Kilde: Gabriel Bolívar.
HN-bindingerne er ret polære, så nitrogen på grund af dets højere elektronegativitet tiltrækker elektroner mod sig selv (øverste billede). Derudover har vi et ikke-delt par elektroner, der bidrager med deres negative ladninger til δ-regionen. Derfor dominerer elektriske ladninger på nitrogenatomet i ammoniak.
Ammoniak har et dipolmoment på 1,42D, mindre end det for methanol. Hvis både ammoniak og methanol kunne omdannes til viskelædere, kunne det ses, at methanol-viskelædet har mere definerede poler sammenlignet med ammoniak-viskelædet.
ethanol
I tilfælde af ethanol, CH 3 CH 2 OH, dens dipolmoment er meget tæt på den for methanol, men det har en tendens til at have lavere værdier. Da der er flere carbonatomer, der udgør δ + -regionen, begynder iltatomet, der repræsenterer δ, at miste noget af dets “relative negative intensitet”.
Carbondioxid
Dipolmoment for et kuldioxidmolekyle. Kilde: Gabriel Bolívar.
Kuldioxid har to polære bindinger, C = O, med deres respektive dipolmomenter μO-C. Som det kan ses på billedet ovenfor får den lineære geometri af CO 2 imidlertid de to μO-C til at annullere hinanden vektorielt, selv når carbonet har en positiv delladning, og oxygnerne har negative delvise ladninger.
Af denne grund er kuldioxid et apolært molekyle, da μCO 2 har en værdi på 0D.
Metan
Dipol-øjeblik for et metanmolekyle. Kilde: Gabriel Bolívar.
Både metan og kuldioxid har noget til fælles: De er meget symmetriske molekyler. Generelt, jo mere symmetrisk et molekyle er, jo mindre er dipolmomentet.
Hvis vi ser på CH 4 molekylet, dets CH bindinger er polære, og elektronerne er rettet mod carbonatom som det er lidt mere elektronegative. Man kunne tro, at kulstof skulle være en meget negativ δ-region; som et viskelæder med dets dyprøde centrum og blålige ender.
Men ved at dividere CH 4 i halvdelen ville vi få to HCH halvdele, en til venstre og den anden til højre, svarende til H 2 O molekyle. Således ville dipol moment, som skyldes tilsætning disse to pC-H annullere med den anden halvdel. Og derfor har μCH 4 en værdi på 0D.
Referencer
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi (8. udgave). CENGAGE Læring.
- Walter J. Moore. (1963). Fysisk kemi. I kemisk kinetik. Fjerde udgave, Longmans.
- Ira N. Levine. (2009). Principper for fysisk kemi. Sjette udgave, s. 479-540. Mc Graw Hill.
- Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (29. januar 2020). Dipole Moment Definition. Gendannes fra: thoughtco.com
- Blaber Mike. (29. september 2019). Dipole øjeblikke. Kemi LibreTexts. Gendannes fra: chem.libretexts.org
- LaRita Williams. (2020). Dipole Moment: Definition, ligning & eksempler. Undersøgelse. Gendannes fra: study.com
- Wikipedia. (2020). Bond dipol øjeblik. Gendannet fra: en.wikipedia.org