A dipólmomentum egy kémiai tulajdonság, amely jelzi, hogy a molekulában milyen heterogén elektromos töltések oszlanak meg. Ezt Debye-egységekben fejezik ki, 3,33 · 10–30 C · m, és értéke általában 0–11 D.
Az erősen poláros vegyületeknek általában nagy dipóliágai vannak; míg az apolárisak, kis dipólus pillanatok. Minél polárosabbak az elektromos töltések egy molekulában, annál nagyobb a dipóli nyomatéka; vagyis legyen egy olyan régió, amelyben gazdag elektronok, δ-, és egy másik, rossz elektronokban, δ +.
A kétszínű radír analógként szolgál egy jelölt dipólmomentumú molekula két pozitív és negatív pólusával. Forrás: Pexels.
A μ dipóliás nyomaték egy vektormennyiség, tehát a kötések szöge és általában a molekuláris szerkezet befolyásolja.
Ha a molekula egyenes, akkor összehasonlítható egy kétszínű radírral. Negatív vége δ-, megfelelne a vörös színnek; míg a pozitív, δ +, kék lenne. Ahogy a negatív töltések nagysága növekszik a δ-pólusnál, és a távolság, amely elválasztja azt a δ-től, növekszik a dipólusmomentum.
Kémiai szempontból a fentiek azt jelentik, hogy minél nagyobb a két atom közötti elektronegativitási különbség, és minél hosszabb a távolság, amely elválasztja őket, annál nagyobb a dipólos pillanat közöttük.
Hogyan számítják ki a dipólmomentumot?
Kovalens kötésnek tekintjük két atom, A és B között:
AB
A pozitív és a negatív parciális töltések közötti távolságot már meghatározza kötésük hossza:
A δ + -B δ-
Mivel a protonok és az elektronok elektromos töltésének ugyanolyan nagysága van, de ellentétes jelekkel, 1,6 · 10–19 ° C, ezt vesszük figyelembe, amikor az A és B közötti dipól pillanatot a következő egyenlet felhasználásával értékelik:
μ = δd
Ahol μ a dipólmomentum, δ az elektron töltése a negatív jel nélkül, és d a kötés hossza méterben kifejezve. Például, feltételezve, hogy d értéke 2 A (1 · 10 -10 m) dipólmomentum, uA-B lesz:
uA-B = (1,6 10 -19 C) (2 10 -10 m)
= 3,2 10 -29 C m
Mivel ez az érték nagyon kicsi, a Debye egységet használják:
μ = (3,2 · 10–29 C · m) · (1 D / 3,33 · 10–30 C · m)
= 9,60 D
Ez a μA-B érték azt feltételezheti, hogy az AB kötés ionosabb, mint a kovalens.
Példák
Víz
A vízmolekula dipólusideje. Forrás: Gabriel Bolívar.
A molekula dipólmomentumának kiszámításához a kötések minden dipólusmomentumát vektorral össze kell adni, figyelembe véve a kötési szögeket és egy kis trigonometria-értéket. Ez az elején.
A víznek az egyik legnagyobb dipóli pillanata van, ami várható egy kovalens vegyületnél. A felső képen azt tapasztaltuk, hogy a hidrogénatomok pozitív parciális töltésűek, δ +, míg az oxigén hordozza a negatív parciális töltést, δ-. Az OH-kötés meglehetõsen poláris (1,5D), és ezek közül kettő egy H 2 O molekulában.
Általában olyan vektort húzunk, amely a legkevésbé elektronegatív atomból (H) a leginkább elektronegatív atomhoz (O) van irányítva. Bár nem rajzolódnak, az oxigénatomon két pár nem osztott elektron található, amelyek még inkább "koncentrálják" a negatív régiót.
A H 2 O szöggeometria miatt a dipólmomentumok az oxigénatom irányában növekednek. Vegye figyelembe, hogy a két μO-H összege 3D-t ad (1,5 + 1,5); de ez nem így van. A víz dipólmomentumának kísérleti értéke 1,85D. Itt látható a HOH-kötések közötti közel 105 ° -os szög hatása.
metanol
A metanol-molekula dipólmomentuma. Forrás: Gabriel Bolívar.
A metanol dipólmomentje 1,69D. Ez kevesebb, mint a vízé. Ezért az atomtömegnek nincs nagy hatása a dipólus pillanatára; de atomi sugaraik. A metanol esetében nem mondhatjuk, hogy HO kötésének μ értéke 1,5D; óta, a molekuláris környezet különböző CH 3 OH és a H 2 O.
Ezért kell megmérni a HO-kötés hosszát a metanolban a μO-H kiszámításához. Azt lehet mondani, hogy μO-H nagyobb, mint μC-O, mivel a szén és az oxigén elektronegativitási különbsége kisebb, mint a hidrogén és az oxigén között.
A metanolt a víz és ammónia mellett megtalálható egyik legszegényebb oldószerként sorolják be.
ammónia
Egy ammóniamolekula dipólmomentuma. Forrás: Gabriel Bolívar.
A HN kötések meglehetõsen polárosak, tehát a nitrogén, magasabb elektronegativitása miatt, vonzza az elektronokat maga felé (felsõ kép). Ezen felül rajta van egy meg nem osztott elektronpár, amely negatív töltéseikkel hozzájárul a δ-régióhoz. Ezért az ammónia nitrogénatomján az elektromos töltések dominálnak.
Az ammónia dipólmomentuma 1,42D, kevesebb, mint a metanolé. Ha mind az ammóniát, mind a metanolt átalakíthatjuk radírokká, láthatjuk, hogy a metanol radír pontosabban definiált pólusokkal rendelkezik, mint az ammónia radír.
etanol
Abban az esetben, etanol, CH 3 CH 2 OH, annak dipólmomentum nagyon közel van, hogy a metanol, de hajlamos arra, hogy alacsonyabb értékek. Mivel több szénatom van, amely alkotja a δ + régiót, az δ-t képviselő oxigénatom elkezdi veszíteni „relatív negatív intenzitása” egy részét.
Szén-dioxid
A szén-dioxid molekula dipóli nyomatéka. Forrás: Gabriel Bolívar.
A szén-dioxidnak két poláris kötése van, C = O, a megfelelő dipólmomentumokkal μO-C. Azonban, amint az látható a fenti képen, a lineáris geometriája CO 2 okozza a két μO-C kioltják egymást vectorly, még akkor is, ha a szén-dioxid-pozitív részleges töltés és az oxigénatomok negatív parciális díjakat.
Ezért a szén-dioxid apoláris molekula, mivel a μCO 2 értéke 0D.
Metán
Dipol pillanat egy metán molekula számára. Forrás: Gabriel Bolívar.
Mind a metán, mind a szén-dioxid közös vonása van: Nagyon szimmetrikus molekulák. Általában véve, minél szimmetrikusabb a molekula, annál kisebb a dipólmomentuma.
Ha megnézzük a CH 4 molekulát, akkor annak CH kötései polárosak, és az elektronok a szénatom felé irányulnak, mivel kissé elektronegatívabbak. Gondolható, hogy a szénnek nagyon negatív δ-régiónak kell lennie; mint egy radír, mélyvörös közepével és kékes végeivel.
Ha azonban a CH 4- et felosztjuk, akkor két HCH-felet kapunk, az egyiket a bal oldalon, a másikat pedig a jobb oldalon, hasonlóan a H 2 O molekulahoz, tehát a két μC-H hozzáadása eredményeként létrejövő dipól pillanat a másik felével. Ezért a μCH 4 értéke 0D.
Irodalom
- Whitten, Davis, Peck és Stanley. (2008). Kémia (8. kiadás). CENGAGE Tanulás.
- Walter J. Moore. (1963). Fizikai kémia. A kémiai kinetikában. Negyedik kiadás, Longmans.
- Ira N. Levine. (2009). A fizikokémia alapelvei. Hatodik kiadás, 479–540. Mc Graw Hill.
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2020. január 29.). Dipol pillanat meghatározása. Helyreállítva: gondolat.com
- Blaber Mike. (2019. szeptember 29.). Dipol pillanatok. Kémia LibreTexts. Helyreállítva: chem.libretexts.org
- LaRita Williams. (2020). Dipol pillanat: meghatározás, egyenlet és példák. Tanulmány. Helyreállítva: study.com
- Wikipedia. (2020). Bond-dipól pillanat. Helyreállítva: en.wikipedia.org