DIPOOLMOMENT: HOE HET WORDT BEREKEND EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2026

Het dipoolmoment is een chemische eigenschap die aangeeft hoe heterogeen elektrische ladingen in een molecuul worden verdeeld. Het wordt uitgedrukt in Debye-eenheden, 3,33 · 10 ^-30 C · m, en over het algemeen variëren de waarden van 0 tot 11 D.

Sterk polaire verbindingen hebben de neiging om grote dipoolmomenten te hebben; terwijl de apolaire, kleine dipoolmomenten. Hoe meer gepolariseerd de elektrische ladingen in een molecuul zijn, hoe groter het dipoolmoment; dat wil zeggen, er moet een gebied zijn dat rijk is aan elektronen, δ-, en een ander arm aan elektronen, δ +.

De tweekleurenwisser dient als een analogie met twee polen, positief en negatief, van een molecuul met een duidelijk dipoolmoment. Bron: Pexels.

Het dipoolmoment, μ, is een vectorgrootheid, dus het wordt beïnvloed door de hoeken van de bindingen en, in het algemeen, door de moleculaire structuur.

Als het molecuul lineair is, kan het worden vergeleken met een tweekleurige gum. Het negatieve uiteinde δ-, zou overeenkomen met de kleur rood; terwijl de positieve, δ +, blauw zou zijn. Naarmate de grootte van de negatieve ladingen op de δ-pool toeneemt, en de afstand die deze scheidt van δ +, neemt het dipoolmoment toe.

Chemisch gezien betekent het bovenstaande dat hoe groter het verschil in elektronegativiteit tussen twee atomen, en hoe langer de afstand die ze scheidt, hoe groter het dipoolmoment tussen hen is.

Hoe wordt het dipoolmoment berekend?

Het wordt beschouwd als een covalente binding tussen twee atomen, A en B:

AB

De afstand tussen de positieve en negatieve deelladingen wordt al bepaald door de lengte van hun binding:

A ^{δ +} -B ^δ-

Omdat protonen en elektronen dezelfde grootte van elektrische lading hebben, maar met tegengestelde tekens, 1,6 · 10 ^-19 C, wordt hiermee rekening gehouden bij het evalueren van het dipoolmoment tussen A en B met behulp van de volgende vergelijking:

μ = δd

Waar μ het dipoolmoment is, δ de lading is van het elektron zonder het minteken, en d is de lengte van de binding uitgedrukt in meters. Als we bijvoorbeeld aannemen dat d een waarde heeft van 2 Å (1 · ^10-10 m), is het dipoolmoment, μA-B:

μA-B = (1,6 ^10-19 C) (2 ^10-10 m)

= 3,2 ^10-29 C m

Maar aangezien deze waarde erg klein is, wordt de Debye-eenheid gebruikt:

μ = (3,2 · ^10-29 C · m) · (1 D / 3,33 · ^10-30 C · m)

= 9,60 D

Deze waarde van μA-B zou kunnen veronderstellen dat de binding AB meer ionisch dan covalent is.

Voorbeelden

Water

Dipoolmoment van een watermolecuul. Bron: Gabriel Bolívar.

Om het dipoolmoment van een molecuul te berekenen, moeten alle dipoolmomenten van hun respectievelijke bindingen vectorieel worden opgeteld, rekening houdend met de bindingshoeken en een beetje trigonometrie. Dit in het begin.

Water heeft een van de grootste dipoolmomenten die kunnen worden verwacht voor een covalente verbinding. In de bovenste afbeelding zien we dat waterstofatomen positieve partiële ladingen hebben, δ +, terwijl zuurstof de negatieve partiële lading δ- draagt. De OH-binding is vrij polair (1.5D), en er zijn er twee in een H ₂ O- molecuul .

Gewoonlijk wordt een vector getekend die is gericht van het minst elektronegatieve atoom (H) naar het meest elektronegatieve atoom (O). Hoewel ze niet worden getekend, bevinden zich op het zuurstofatoom twee paar niet-gedeelde elektronen, die het negatieve gebied nog meer "concentreren".

Vanwege de hoekgeometrie van H ₂ O tellen de dipoolmomenten op in de richting van het zuurstofatoom. Merk op dat de som van de twee μO-H 3D (1,5 + 1,5) zou geven; maar zo is het niet. Het dipoolmoment van water heeft een experimentele waarde van 1.85D. Het effect van de hoek van bijna 105 ° tussen de HOH-bindingen wordt hier weergegeven.

Methanol

Dipoolmoment van een methanolmolecuul. Bron: Gabriel Bolívar.

Het dipoolmoment van methanol is 1,69D. Het is minder dan dat van water. Daarom hebben de atoommassa's niet veel invloed op het dipoolmoment; maar hun atoomstralen zijn dat wel. In het geval van methanol kunnen we niet zeggen dat de HO-binding een μ gelijk aan 1,5D heeft; aangezien de moleculaire omgevingen verschillen in CH ₃ OH en H ₂ O.

Dit is de reden waarom de lengte van de HO-binding in methanol zou moeten worden gemeten om μO-H te berekenen. Wat wel kan worden gezegd is dat μO-H groter is dan μC-O, aangezien het elektronegativiteitsverschil tussen koolstof en zuurstof kleiner is dan tussen waterstof en zuurstof.

Methanol wordt vermeld als een van de meest polaire oplosmiddelen die samen met water en ammoniak kunnen worden gevonden.

Ammoniak

Dipoolmoment van een ammoniakmolecuul. Bron: Gabriel Bolívar.

De HN-bindingen zijn behoorlijk polair, dus stikstof trekt, vanwege zijn hogere elektronegativiteit, elektronen naar zichzelf toe (bovenste afbeelding). Daarnaast hebben we daarop een ongedeeld paar elektronen, die hun negatieve ladingen bijdragen aan het δ-gebied. Daarom overheersen elektrische ladingen op het stikstofatoom van ammoniak.

Ammoniak heeft een dipoolmoment van 1,42D, minder dan dat van methanol. Als zowel ammoniak als methanol zouden kunnen worden omgezet in gummen, zou men zien dat de methanolgum meer gedefinieerde polen heeft in vergelijking met de ammoniakgum.

Ethanol

In het geval van ethanol, CH ₃ CH ₂ OH, ligt het dipoolmoment zeer dicht bij dat van methanol, maar het heeft meestal lagere waarden. Aangezien er meer koolstofatomen zijn die het δ + -gebied vormen, begint het zuurstofatoom dat δ- vertegenwoordigt een deel van zijn "relatieve negatieve intensiteit" te verliezen.

Kooldioxide

Dipoolmoment van een koolstofdioxidemolecuul. Bron: Gabriel Bolívar.

Koolstofdioxide heeft twee polaire bindingen, C = O, met hun respectievelijke dipoolmomenten μO-C. Zoals te zien is in de afbeelding hierboven, zorgt de lineaire geometrie van CO ₂ ervoor dat de twee μO-C elkaar vectorisch opheffen, zelfs als de koolstof een positieve deellading heeft en de zuurstofatomen een negatieve gedeeltelijke lading hebben.

Om deze reden is kooldioxide een apolair molecuul, aangezien μCO ₂ een waarde heeft van 0D.

Methaan

Dipoolmoment voor een methaanmolecuul. Bron: Gabriel Bolívar.

Zowel methaan als kooldioxide hebben iets gemeen: het zijn zeer symmetrische moleculen. Over het algemeen geldt dat hoe symmetrischer een molecuul is, hoe kleiner het dipoolmoment.

Als we kijken naar de CH ₄ -molecuul , de CH bindingen polaire en de elektronen gericht naar het koolstofatoom omdat het iets elektronegatieve. Je zou kunnen denken dat koolstof een zeer negatieve δ-regio zou moeten zijn; als een gum met zijn dieprode centrum en blauwachtige uiteinden.

Door de CH _{4 echter} in tweeën te delen, zouden we twee HCH-helften krijgen, de ene aan de linkerkant en de andere aan de rechterkant, vergelijkbaar met het H ₂ O- molecuul . met de andere helft. En daarom heeft μCH _{4 de} waarde 0D.

Referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie (8e ed.). CENGAGE Leren.
2. Walter J. Moore. (1963). Fysische chemie. In chemische kinetiek. Vierde editie, Longmans.
3. Ira N. Levine. (2009). Principes van fysicochemie. Zesde editie, blz. 479-540. Mc Graw Hill.
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (29 januari 2020). Dipoolmomentdefinitie. Hersteld van: thoughtco.com
5. Blaber Mike. (29 september 2019). Dipool-momenten. Chemie LibreTexts. Hersteld van: chem.libretexts.org
6. LaRita Williams. (2020). Dipoolmoment: definitie, vergelijking en voorbeelden. Studie. Hersteld van: study.com
7. Wikipedia. (2020). Bond dipool moment. Hersteld van: en.wikipedia.org