Tabla de Contenidos
Når atomerne i et molekyle deler deres elektroner ulige, skaber de det, der kaldes et dipolmoment . Dette fænomen opstår, når et atom er mere elektronegativt end et andet, hvilket får det atom til at tiltrække stærkere fra det delte elektronpar, eller når et atom har et ensomt elektronpar, og forskellen i elektronegativitet peger i samme retning.
Et af de mest almindelige eksempler er vandmolekylet, som består af et oxygen- og to hydrogenatomer. Forskelle i elektronegativitet og enlige elektroner giver ilt en delvis negativ ladning og hver brint en delvis positiv ladning.
bindingsdipolmoment
Bindingsdipolmomentet , eller kemisk dipolmoment , er dipolmomentet mellem enkeltbindingen i et diatomisk molekyle, mens det samlede dipolmoment i et polyatomisk molekyle er vektorsummen af alle bindingsdipoler. Således adskiller bindingsdipolmomentet sig fra det totale dipolmoment i polyatomare molekyler. Det samlede molekylære dipolmoment afhænger således af faktorer som forskelle i atomstørrelse, hybridisering af orbitalerne og retningen af de enlige parelektroner. Dipolmomentet kan også være mindre, når to modsatte dipolbindinger ophæves.
I kemi er repræsentationen af dipolmomentet givet lidt anderledes af pilesymbolet (->). Når det er sagt, er dipolmomentet repræsenteret af en pil med et kryds (+) på den ene side. Pilesiden angiver det negative tegn, mens krydset (+) siden angiver det positive tegn. Her angiver pilen skiftet i elektrontæthed i molekylet.
dipolmomentformel
Definitionen af dipolmomentet kan gives som produktet af størrelsen af den elektroniske ladning af molekylet og den indre nukleære afstand mellem atomerne i et molekyle og er givet ved følgende ligning:
Dipolmoment (μ) = Ladning (Q) x Adskillelsesafstand (d). Det vil sige, at (μ) = (Q) x (d)
Hvor (μ) er bindingsdipolmomentet, Q er størrelsen af de partielle ladninger δ + og δ – , og afstanden mellem δ + og δ – .
På den anden side måles dipolmomentet i debye -enheder , repræsenteret ved D. Hvor 1 D= 3,33564 x 10 -30 C x m. Her er C = Coulomb og m = meter.
Eksempel på hvordan man beregner et dipolmoment
Til dette eksempel vil vi bruge vandmolekylet, som kan bruges til at bestemme retningen og størrelsen af dipolmomentet. Baseret på elektronegativiteterne af oxygen og brint er forskellen 1,2e for hver af brint-iltbindingerne. Så da oxygen er det mest elektronegative atom, har det en større tiltrækning for delte elektroner; den har også to enlige elektronpar. Derfor kan vi konkludere, at dipolmomentet er mellem de to brintatomer og oxygenatomet.
Ved at bruge ovenstående ligning beregnes dipolmomentet til at være 1,84 D ved at gange afstanden mellem ilt- og brintatomerne med forskellen i ladning mellem dem, og derefter finde komponenterne af hver, der peger i retning af nettodipolmomentet. (molekylets vinkel er 104,5˚).
Bindingsmomentet for OH-bindingen er 1,5 D, så netto dipolmomentet er:
(μ)= 2(1,5) cos (104,5˚/2) = 1,84D
Anvendelse af dipolmoment
- For at finde den polære karakter af bindingen. Når størrelsen af dipolmomentet stiger, stiger den polære natur af bindingen. Molekyler med nul dipolmoment er upolære, mens molekyler med nul dipolmoment betragtes som polære.
- At finde strukturen (formen) af molekyler. Molekyler med specifikke værdier af dipolmoment vil have en buet eller vinkelform og vil ikke have en symmetrisk struktur, mens molekyler med nul dipolmoment vil have en symmetrisk form.
- For at bestemme procentdelen af ionisk karakter af en binding. Denne procentdel er mængden af elektroner, der deles mellem to atomer, hvor en begrænset deling af elektroner svarer til en høj procentdel af ionisk karakter. For at bestemme procentdelen af ionisk karakter af en binding bruges atomernes elektronegativiteter til at forudsige fordelingen af elektroner mellem dem.
- At finde symmetrien af molekyler. Molekyler med to eller flere polære bindinger er ikke symmetriske og har et vist dipolmoment. Eksempel: H20 = 1,84D og CH3CI ( methylchlorid) = 1,86D. Hvis lignende atomer i molekylet er knyttet til det centrale atom med et resulterende dipolmoment på nul, så vil sådanne molekyler have symmetriske strukturer. Eksempel: CO 2 (kuldioxid) og CH 4 (methan).
- At skelne mellem cis- og trans-isomerer. Generelt er isomeren med det højere dipolmoment trans-isomeren, og isomeren med det lavere dipolmoment er cis-isomeren.
- At skelne mellem ortho-, meta- og para-isomerer. Para-isomeren vil have et nul dipolmoment, mens ortho-isomeren vil have et højere dipolmoment end meta-isomeren.
Referencer
http://www.biorom.uma.es/contenido/JCorzo/temascompletos/InteraccionesNC/dipolares/dipolar1.htm
http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/electric/dipole.html
Fysik og kemi 2. år af Baccalaureate. Redaktionelt Santillana (Spanien) – INVESTIGA Series, 2021. Forskellige forfattere