Den dipolmomentet är en kemisk egenskap som indikerar hur heterogent elektriska laddningar är fördelade i en molekyl. Det uttrycks i Debye-enheter, 3,33 · 10 -30 C · m, och i allmänhet dess värden sträcker från 0 till 11 D.
Mycket polära föreningar tenderar att ha stora dipolmoment; medan de apolära, små dipolstunder. Ju mer polariserade elektriska laddningar finns i en molekyl, desto större är dess dipolmoment; det vill säga att det måste finnas ett område som är rikt på elektroner, 5 och ett annat som är fattigt på elektroner, 5 +.
Det tvåfärgade radergummit fungerar som en analogi till två poler, positiva och negativa, av en molekyl med ett markant dipolmoment. Källa: Pexels.
Dipolmomentet, μ, är en vektormängd, så det påverkas av bindningarna och i allmänhet av molekylstrukturen.
När molekylen är linjär kan den jämföras med ett tvåfärgat radergummi. Dess negativa ände 5- skulle motsvara färgen röd; medan det positiva, 5 +, skulle vara blått. När storleken på de negativa laddningarna vid 6-polen ökar, och avståndet som skiljer det från 5 +, ökar dipolmomentet.
Kemiskt betyder ovanstående att ju större skillnaden i elektronegativitet mellan två atomer är, och ju längre avståndet som skiljer dem, desto större är dipolmomentet mellan dem.
Hur beräknas dipolmomentet?
Det anses vara en kovalent bindning mellan två atomer, A och B:
AB
Avståndet mellan de positiva och negativa delladdningarna definieras redan av längden på deras bindning:
A 5 + -B 5-
Eftersom protoner och elektroner har samma elektricitetsstorlek men med motsatta tecken, 1,6 - 10 -19 C, är detta vad som beaktas vid utvärdering av dipolmomentet mellan A och B med hjälp av följande ekvation:
μ = δd
Där μ är dipolmomentet, är δ laddningen för elektronen utan negativtecken, och d är längden på bindningen uttryckt i meter. Om du till exempel antar att d har ett värde av 2 Å (1 · 10 -10 m) är dipolmomentet μA-B:
μA-B = (1,6-10 -19 ° C) (2 10-10 m)
= 3,2 10-29 ° C
Men eftersom detta värde är mycket litet, används Debye-enheten:
μ = (3,2 · 10-29 C · m) · (1 D / 3,33 · 10-30 C · m)
= 9,60 D
Detta värde på μA-B kan ge för att anta att bindningen AB är mer jonisk än kovalent.
exempel
Vatten
Dipolmoment för en vattenmolekyl. Källa: Gabriel Bolívar.
För att beräkna dipolmomentet för en molekyl måste alla dipolmoment för deras respektive bindningar läggas vektoriellt med hänsyn till bindningsvinklarna och lite trigonometri. Detta i början.
Vatten har en av de största dipolmoment som kan förväntas för en kovalent förening. I den övre bilden har vi att väteatomer har positiva partiella laddningar, 5 +, medan syre bär den negativa partiella laddningen, 5. OH bindningen är ganska polärt (1,5D), och det finns två av dem i en H 2 O molekyl .
Vanligtvis dras en vektor som är riktad från den minst elektronegativa atomen (H) till den mest elektronegativa (O). Även om de inte dras, finns det på syratomen två par odelade elektroner, som "koncentrerar" den negativa regionen ännu mer.
På grund av den vinkelgeometrin av H 2 O, dipolmomenten lägga i riktningen för syreatomen. Observera att summan av de två μO-H skulle ge 3D (1,5 + 1,5); men det är inte så. Vattenens dipolmoment har ett experimentvärde på 1,85D. Effekten av den nära 105 ° vinkeln mellan HOH-bindningarna visas här.
metanol
Dipolmoment för en metanolmolekyl. Källa: Gabriel Bolívar.
Dipolmomentet för metanol är 1,69D. Det är mindre än för vatten. Därför har atommassorna inte stort inflytande på dipolmomentet; men deras atomradier är. När det gäller metanol kan vi inte säga att dess HO-bindning har en μ lika med 1,5D; eftersom, de molekylära miljöer är olika i CH 3 OH och H 2 O.
Det är därför längden på HO-bindningen i metanol måste mätas för att beräkna μO-H. Vad som kan sägas är att μO-H är större än μC-O, eftersom elektronegativitetsskillnaden mellan kol och syre är mindre än mellan väte och syre.
Metanol listas som ett av de mest polära lösningsmedlen som finns tillsammans med vatten och ammoniak.
Ammoniak
Dipolmoment för en ammoniakmolekyl. Källa: Gabriel Bolívar.
HN-bindningarna är ganska polära, så kväve, på grund av dess högre elektronegativitet, lockar elektroner mot sig själv (övre bild). Utöver detta har vi ett odelat par elektroner, som bidrar med deras negativa laddningar till 6-regionen. Därför dominerar elektriska laddningar på kväveatomen i ammoniak.
Ammoniak har ett dipolmoment på 1,42D, mindre än metanol. Om både ammoniak och metanol skulle kunna omvandlas till radergummi skulle det ses att metanol-radern har mer definierade poler jämfört med ammoniak-radern.
Etanol
I fallet med etanol, CH 3 CH 2 OH, är dess dipolmoment mycket nära den för metanol, men den tenderar att ha lägre värden. Eftersom det finns fler kolatomer som utgör området + +, börjar syreatomen som representerar δ - förlora en del av sin "relativa negativa intensitet".
Koldioxid
Dipolmoment för en koldioxidmolekyl. Källa: Gabriel Bolívar.
Koldioxid har två polära bindningar, C = O, med deras respektive dipolmoment μO-C. Men som framgår av bilden ovan, orsakar den linjära geometrin av CO 2 de två μO-C att annullera varandra vektoriskt, även när kolet har en positiv delladdning och oxygnen har negativa delladdningar.
Av denna anledning är koldioxid en apolär molekyl, eftersom μCO 2 har ett värde av 0D.
Metan
Dipolmoment för en metanmolekyl. Källa: Gabriel Bolívar.
Både metan och koldioxid delar något gemensamt: De är mycket symmetriska molekyler. I allmänhet, ju mer symmetrisk en molekyl är, desto mindre är dess dipolmoment.
Om vi tittar på den CH 4 -molekylen , dess CH-bindningar är polära, och elektronerna är riktade mot den kolatom som den är något mer elektronegativ. Man kan tänka sig att kol måste vara en mycket negativ 5-region; som ett radergummi med dess djupa röda mitt och blåaktiga ändar.
Emellertid, genom att dividera CH 4 i halv skulle vi erhålla två HCH halvor, en till vänster och den andra till höger, liknar H 2 O molekyl . Sålunda skulle dipolmomentet som resulterar från att lägga till dessa två iC-H avbryta med den andra hälften. Och därför har μCH 4 värdet 0D.
referenser
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi (8: e upplagan). CENGAGE Learning.
- Walter J. Moore. (1963). Fysisk kemi. Inom kemisk kinetik. Fjärde upplagan, Longmans.
- Ira N. Levine. (2009). Principer för fysikkemi. Sjätte upplagan, s. 479-540. Mc Graw Hill.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (29 januari 2020). Dipole Moment Definition. Återställd från: thoughtco.com
- Blaber Mike. (29 september 2019). Dipole Moments. Kemi LibreTexts. Återställd från: chem.libretexts.org
- LaRita Williams. (2020). Dipole Moment: definition, ekvation och exempel. Studie. Återställd från: study.com
- Wikipedia. (2020). Bond dipolögonblick. Återställd från: en.wikipedia.org