Was ist ein chemisches Dipolmoment?

Wenn die Atome in einem Molekül ihre Elektronen ungleich teilen, erzeugen sie ein sogenanntes Dipolmoment . Dieses Phänomen tritt auf, wenn ein Atom elektronegativer ist als ein anderes, wodurch dieses Atom stärker von dem gemeinsamen Elektronenpaar angezogen wird, oder wenn ein Atom ein einsames Elektronenpaar hat und der Unterschied in der Elektronegativität in die gleiche Richtung zeigt.

Eines der häufigsten Beispiele ist das Wassermolekül, das aus einem Sauerstoff- und zwei Wasserstoffatomen besteht. Unterschiede in der Elektronegativität und Einzelelektronen verleihen Sauerstoff eine teilweise negative Ladung und jedem Wasserstoff eine teilweise positive Ladung.

Bindungsdipolmoment

Das Bindungsdipolmoment oder chemische Dipolmoment ist das Dipolmoment zwischen der Einfachbindung in einem zweiatomigen Molekül, während das Gesamtdipolmoment in einem mehratomigen Molekül die Vektorsumme aller Bindungsdipole ist. Somit unterscheidet sich das Bindungsdipolmoment vom Gesamtdipolmoment in mehratomigen Molekülen. Somit hängt das gesamte molekulare Dipolmoment von Faktoren wie Unterschieden in der Atomgröße, der Hybridisierung der Orbitale und der Richtung der freien Elektronenpaare ab. Das Dipolmoment kann auch kleiner werden, wenn sich zwei gegenüberliegende Dipolbindungen aufheben.

In der Chemie ist die Darstellung des Dipolmoments etwas anders durch das Pfeilsymbol (->) gegeben. Allerdings wird das Dipolmoment durch einen Pfeil mit einem Kreuz (+) auf einer Seite dargestellt. Die Pfeilseite bezeichnet das negative Vorzeichen, während die Kreuzseite (+) das positive Vorzeichen bezeichnet. Dabei zeigt der Pfeil die Verschiebung der Elektronendichte im Molekül an.

Formel des Dipolmoments

Die Definition des Dipolmoments kann als Produkt aus der Größe der elektronischen Ladung des Moleküls und dem Kernabstand zwischen den Atomen eines Moleküls angegeben werden und wird durch die folgende Gleichung gegeben:

Dipolmoment (μ) = Ladung (Q) x Trennungsabstand (d). Das heißt, dass (μ) = (Q) x (d)

Dabei ist (μ) das Bindungsdipolmoment, Q die Größe der Partialladungen δ ⁺ und δ ^– und der Abstand zwischen δ ⁺ und δ ^– .

Andererseits wird das Dipolmoment in Debye -Einheiten gemessen , dargestellt durch D. Wobei 1 D = 3,33564 x 10 ^-30 C x m. Hier ist C = Coulomb und m = Meter.

Beispiel zur Berechnung eines Dipolmoments

Für dieses Beispiel verwenden wir das Wassermolekül, das verwendet werden kann, um die Richtung und Größe des Dipolmoments zu bestimmen. Basierend auf den Elektronegativitäten von Sauerstoff und Wasserstoff beträgt die Differenz 1,2 e für jede der Wasserstoff-Sauerstoff-Bindungen. Da Sauerstoff also das elektronegativste Atom ist, hat es eine größere Anziehungskraft für gemeinsame Elektronen; es hat auch zwei einsame Elektronenpaare. Daraus können wir schließen, dass das Dipolmoment zwischen den beiden Wasserstoffatomen und dem Sauerstoffatom liegt.

Unter Verwendung der obigen Gleichung wird das Dipolmoment zu 1,84 D berechnet, indem der Abstand zwischen den Sauerstoff- und Wasserstoffatomen mit dem Ladungsunterschied zwischen ihnen multipliziert wird und dann die Komponenten von jedem gefunden werden, die in Richtung des Nettodipolmoments zeigen. (der Winkel des Moleküls beträgt 104,5˚).

Das Bindungsmoment der OH-Bindung beträgt 1,5 D, das Netto-Dipolmoment ist also:

(μ)= 2(1,5) cos (104,5˚/2) = 1,84D

Verwendung des Dipolmoments

1. Um die polare Natur der Bindung zu finden. Mit zunehmender Größe des Dipolmoments nimmt auch die polare Natur der Bindung zu. Moleküle mit einem Dipolmoment von Null sind unpolar, während Moleküle mit einem Dipolmoment von Null als polar betrachtet werden.
2. Die Struktur (Form) von Molekülen finden. Moleküle mit bestimmten Werten des Dipolmoments haben eine gekrümmte oder eckige Form und keine symmetrische Struktur, während Moleküle mit einem Dipolmoment von Null eine symmetrische Form haben. 
3. Zur Bestimmung des Prozentsatzes des ionischen Charakters einer Bindung. Dieser Prozentsatz ist die Menge an Elektronen, die zwischen zwei Atomen geteilt wird, wobei eine begrenzte gemeinsame Nutzung von Elektronen einem hohen Prozentsatz an ionischem Charakter entspricht. Um den Prozentsatz des ionischen Charakters einer Bindung zu bestimmen, werden die Elektronegativitäten der Atome verwendet, um die Verteilung der Elektronen zwischen ihnen vorherzusagen.
4. Die Symmetrie von Molekülen finden. Moleküle mit zwei oder mehr polaren Bindungen sind nicht symmetrisch und haben ein bestimmtes Dipolmoment. Beispiel: H ₂ O = 1,84 D und CH ₃ Cl (Methylchlorid) = 1,86 D. Wenn ähnliche Atome im Molekül mit einem resultierenden Dipolmoment von Null an das Zentralatom gebunden sind, dann haben solche Moleküle symmetrische Strukturen. Beispiel: CO ₂ (Kohlendioxid) und CH ₄ (Methan).
5. Um zwischen cis- und trans-Isomeren zu unterscheiden. Im Allgemeinen ist das Isomer mit dem höheren Dipolmoment das trans-Isomer und das Isomer mit dem niedrigeren Dipolmoment das cis-Isomer.
6. Um zwischen ortho-, meta- und para-Isomeren zu unterscheiden. Das para-Isomer hat ein Dipolmoment von Null, während das ortho-Isomer ein höheres Dipolmoment als das meta-Isomer hat.

Verweise

http://www.biorom.uma.es/contenido/JCorzo/temascompletos/InteraccionesNC/dipolares/dipolar1.htm

http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/electric/dipole.html

Physik und Chemie 2. Abiturjahr. Editorial Santillana (Spanien) – INVESTIGA Series, 2021. Verschiedene Autoren