Das Dipolmoment ist eine chemische Eigenschaft, die angibt, wie heterogen elektrische Ladungen in einem Molekül verteilt sind. Es wird in Debye-Einheiten von 3,33 · 10 -30 C · m ausgedrückt und im Allgemeinen reichen seine Werte von 0 bis 11 D.
Hochpolare Verbindungen neigen dazu, große Dipolmomente zu haben; während die unpolaren kleine Dipolmomente. Je polarisierter die elektrischen Ladungen in einem Molekül sind, desto größer ist sein Dipolmoment; das heißt, es muss eine Region geben, die reich an Elektronen ist, δ-, und eine andere, die arm an Elektronen ist, δ +.
Der zweifarbige Radiergummi dient als Analogie zu zwei positiven und negativen Polen eines Moleküls mit einem ausgeprägten Dipolmoment. Quelle: Pexels.
Das Dipolmoment μ ist eine Vektorgröße, daher wird es von den Winkeln der Bindungen und im Allgemeinen von der Molekülstruktur beeinflusst.
Wenn das Molekül linear ist, kann es mit einem zweifarbigen Radiergummi verglichen werden. Sein negatives Ende δ- würde der Farbe Rot entsprechen; während das Positive δ + blau wäre. Wenn die Größen der negativen Ladungen am δ-Pol zunehmen und der Abstand, der sie von δ + trennt, zunimmt, nimmt das Dipolmoment zu.
Chemisch bedeutet das Obige, dass das Dipolmoment zwischen ihnen umso größer ist, je größer der Unterschied in der Elektronegativität zwischen zwei Atomen ist und je länger der Abstand ist, der sie voneinander trennt.
Wie berechnet sich das Dipolmoment?
Es wird als kovalente Bindung zwischen zwei Atomen A und B angesehen:
AB
Der Abstand zwischen den positiven und negativen Teilladungen ist bereits durch die Länge ihrer Bindung definiert:
A δ + -B δ-
Da Protonen und Elektronen die gleiche Größe der elektrischen Ladung haben, jedoch mit entgegengesetzten Vorzeichen, 1,6 · 10 -19 ° C, wird dies bei der Bewertung des Dipolmoments zwischen A und B unter Verwendung der folgenden Gleichung berücksichtigt:
μ = δd
Dabei ist μ das Dipolmoment, δ die Ladung des Elektrons ohne negatives Vorzeichen und d die Länge der Bindung in Metern. Unter der Annahme, dass d einen Wert von 2 Å (1 · 10 -10 m) des Dipolmoments hat, ist μA-B:
μA-B = (1,6 10 –19 ° C) (2 10 –10 m)
= 3,2 10 -29 C m
Da dieser Wert jedoch sehr klein ist, wird die Debye-Einheit verwendet:
μ = (3,2 · 10 & supmin ; ² & sup9; C · m) · (1 D / 3,33 · 10 -30 C · m)
= 9,60 D.
Dieser Wert von μA-B könnte annehmen, dass die Bindung AB mehr ionisch als kovalent ist.
Beispiele
Wasser
Dipolmoment eines Wassermoleküls. Quelle: Gabriel Bolívar.
Um das Dipolmoment eines Moleküls zu berechnen, müssen alle Dipolmomente ihrer jeweiligen Bindungen unter Berücksichtigung der Bindungswinkel und einer kleinen Trigonometrie vektoriell addiert werden. Dies am Anfang.
Wasser hat eines der größten Dipolmomente, die für eine kovalente Verbindung zu erwarten sind. Im oberen Bild haben wir, dass Wasserstoffatome positive Teilladungen δ + haben, während Sauerstoff die negative Teilladung δ- trägt. Die OH-Bindung ist ziemlich polar (1,5D) und es gibt zwei davon in einem H 2 O- Molekül .
Normalerweise wird ein Vektor gezeichnet, der vom am wenigsten elektronegativen Atom (H) zum am meisten elektronegativen (O) gerichtet ist. Obwohl sie nicht gezeichnet sind, befinden sich am Sauerstoffatom zwei Paare ungeteilter Elektronen, die den negativen Bereich noch mehr "konzentrieren".
Aufgrund der Winkelgeometrie von H 2 O addieren sich die Dipolmomente in Richtung des Sauerstoffatoms. Es ist zu beachten, dass die Summe der beiden μO-H 3D (1,5 + 1,5) ergeben würde; aber so ist es nicht. Das Dipolmoment von Wasser hat einen experimentellen Wert von 1,85D. Der Effekt des Winkels nahe 105 ° zwischen den HOH-Bindungen ist hier gezeigt.
Methanol
Dipolmoment eines Methanolmoleküls. Quelle: Gabriel Bolívar.
Das Dipolmoment von Methanol beträgt 1,69D. Es ist weniger als das von Wasser. Daher haben die Atommassen keinen großen Einfluss auf das Dipolmoment; aber ihre Atomradien sind. Im Fall von Methanol können wir nicht sagen, dass seine HO-Bindung ein μ von 1,5D hat; da die molekularen Umgebungen in CH 3 OH und H 2 O unterschiedlich sind.
Aus diesem Grund müsste die Länge der HO-Bindung in Methanol gemessen werden, um μO-H zu berechnen. Was gesagt werden kann ist, dass μO-H größer als μC-O ist, da der Elektronegativitätsunterschied zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff geringer ist als zwischen Wasserstoff und Sauerstoff.
Methanol ist neben Wasser und Ammoniak eines der polarsten Lösungsmittel.
Ammoniak
Dipolmoment eines Ammoniakmoleküls. Quelle: Gabriel Bolívar.
Die HN-Bindungen sind ziemlich polar, so dass Stickstoff aufgrund seiner höheren Elektronegativität Elektronen zu sich selbst anzieht (oberes Bild). Darüber hinaus haben wir ein ungeteiltes Elektronenpaar, das ihre negativen Ladungen in die δ-Region einbringt. Daher überwiegen am Stickstoffatom von Ammoniak elektrische Ladungen.
Ammoniak hat ein Dipolmoment von 1,42 D, weniger als das von Methanol. Wenn sowohl Ammoniak als auch Methanol in Radiergummis umgewandelt werden könnten, würde man sehen, dass der Methanol-Radiergummi im Vergleich zum Ammoniak-Radiergummi klarere Pole aufweist.
Ethanol
Im Fall von Ethanol, CH 3 CH 2 OH, liegt sein Dipolmoment sehr nahe an dem von Methanol, es weist jedoch tendenziell niedrigere Werte auf. Da mehr Kohlenstoffatome die δ + -Region bilden, beginnt das Sauerstoffatom, das δ- darstellt, etwas von seiner „relativen negativen Intensität“ zu verlieren.
Kohlendioxid
Dipolmoment eines Kohlendioxidmoleküls. Quelle: Gabriel Bolívar.
Kohlendioxid hat zwei polare Bindungen, C = O, mit ihren jeweiligen Dipolmomenten μO-C. Wie im obigen Bild zu sehen ist, bewirkt die lineare Geometrie von CO 2, dass sich die beiden μO-C vektoriell aufheben, selbst wenn der Kohlenstoff eine positive Teilladung aufweist und die Sauerstoffatome negative Teilladungen aufweisen.
Aus diesem Grund ist Kohlendioxid ein unpolares Molekül, da μCO 2 einen Wert von 0D hat.
Methan
Dipolmoment für ein Methanmolekül. Quelle: Gabriel Bolívar.
Sowohl Methan als auch Kohlendioxid haben etwas gemeinsam: Sie sind hochsymmetrische Moleküle. Je symmetrischer ein Molekül ist, desto kleiner ist im Allgemeinen sein Dipolmoment.
Wenn wir uns das CH 4 -Molekül ansehen , sind seine CH-Bindungen polar und die Elektronen sind auf das Kohlenstoffatom gerichtet, da es etwas elektronegativer ist. Man könnte denken, dass Kohlenstoff eine stark negative δ-Region sein müsste; wie ein Radiergummi mit seiner tiefroten Mitte und den bläulichen Enden.
Durch Teilen des CH 4 in zwei Hälften würden wir jedoch zwei HCH-Hälften erhalten, eine links und eine rechts, ähnlich dem H 2 O- Molekül . Somit würde sich das Dipolmoment, das sich aus der Zugabe dieser beiden μC-H ergibt, aufheben mit der anderen Hälfte. Und deshalb hat μCH 4 einen Wert von 0D.
Verweise
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