Dipolimomentti on kemiallinen ominaisuus, joka ilmaisee, kuinka heterogeenisesti sähkövarausten jaetaan molekyyliin. Se ilmaistaan Debye-yksiköinä, 3,33 · 10 - 30 ° C, ja sen arvot ovat yleensä välillä 0 - 11 D.
Erittäin polaarisilla yhdisteillä on yleensä suuret dipolimomentit; kun taas apolaariset, pienet dipolihetket. Mitä polarisoituneempia sähkövarauksia on molekyylissä, sitä suurempi on sen dipolimomentti; toisin sanoen, alueella on oltava rikas elektroneja, δ- ja toinen huono elektroneja, δ +.
Kaksivärinen pyyhekumi toimii analogisena molekyylin, jolla on merkitty dipolimomentti, positiivisella ja negatiivisella navalla. Lähde: Pexels.
Dipolimomentti, μ, on vektorimäärä, joten siihen vaikuttavat sidosten kulmat ja yleensä molekyylirakenne.
Kun molekyyli on lineaarinen, sitä voidaan verrata kaksiväriseen pyyhekumiin. Sen negatiivinen pää δ- vastaisi väriä punainen; kun taas positiivinen, δ +, olisi sininen. Kun negatiivisten varausten suuruudet δ-navalla kasvaa ja etäisyys, joka erottaa sen δ +: sta, dipolimomentti kasvaa.
Kemiallisesti yllä oleva tarkoittaa, että mitä suurempi ero kahden atomin välisessä elektronegatiivisuudessa on, ja mitä pidempi etäisyys niitä erottaa, sitä suurempi dipolimomentti niiden välillä on.
Kuinka dipolimomentti lasketaan?
Sitä pidetään kovalenttisena sidoksena kahden atomin, A ja B, välillä:
AB
Positiivisten ja negatiivisten osavarausten välinen etäisyys on jo määritelty niiden sidoksen pituudella:
A δ + -B δ-
Koska protoneilla ja elektronilla on sama sähkövarauksen suuruus, mutta vastakkaisilla merkeillä, 1,6 · 10 - 19 C, tämä otetaan huomioon arvioitaessa A: n ja B: n välistä dipolimomenttia seuraavan yhtälön avulla:
μ = δd
Missä μ on dipolimomentti, δ on elektronin varaus ilman negatiivista merkkiä ja d on sidoksen pituus metreinä ilmaistuna. Oletetaan esimerkiksi, että d: n arvo on 2 Å (1 · 10 - 10 m) dipolimomentin, μA-B on:
μA-B = (1,6 10 - 19 C) (2 10-10 m)
= 3,2 10 - 29 C m
Mutta koska tämä arvo on hyvin pieni, Debye-yksikköä käytetään:
μ = (3,2 · 10–29 C · m) · (1 D / 3,33 · 10–30 C · m)
= 9,60 D
Tämä arvo μA-B voisi antaa olettaa, että sidos AB on enemmän ioninen kuin kovalentti.
esimerkit
vesi
Vesimolekyylin dipolimomentti. Lähde: Gabriel Bolívar.
Molekyylin dipolimomentin laskemiseksi kaikki vastaavien sidosten dipolimomentit on lisättävä vektorisesti, ottaen huomioon sidoskulmat ja hiukan trigonometriaa. Tämä alussa.
Vedessä on yksi suurimmista dipolimomenteista, joita kovalenttiselle yhdisteelle voidaan odottaa. Yläkuvassa meillä on, että vetyatomeilla on positiivisia osavarauksia, δ +, kun taas happea kantaa negatiivista osavarausta, δ-. OH sidos on melko polaarinen (1.5D), ja on olemassa kaksi niistä H 2 O -molekyylin.
Yleensä piirretään vektori, joka on suunnattu vähiten sähköä negatiivisesta atomista (H) kaikkein elektronegatiiviseen atomiin (O). Vaikka niitä ei ole piirretty, happiatomissa on kaksi paria jakamattomia elektroneja, jotka "keskittävät" negatiivisen alueen vielä enemmän.
H 2 O: n kulmageometrian vuoksi dipolimomentit lisäävät happiatomin suuntaan. Huomaa, että kahden μO-H: n summa antaisi 3D: n (1,5 + 1,5); mutta se ei ole sellaista. Veden dipolimomentin kokeellinen arvo on 1,85D. Lähes 105 °: n kulman vaikutus HOH-sidosten välillä esitetään tässä.
metanoli
Metanolimolekyylin dipolimomentti. Lähde: Gabriel Bolívar.
Metanolin dipolimomentti on 1,69D. Se on vähemmän kuin vesi. Siksi atomimassoilla ei ole paljon vaikutusta dipolimomenttiin; mutta niiden atomisäteet ovat. Metanolin tapauksessa emme voi sanoa, että sen HO-sidoksen μ on yhtä suuri kuin 1,5D; koska molekyyli ympäristöt ovat erilaisia CH 3 OH ja H 2: lla
Siksi metanolissa olevan HO-sidoksen pituus olisi mitattava μO-H: n laskemiseksi. Voidaan todeta, että μO-H on suurempi kuin μC-O, koska hiilen ja hapen elektronegatiivisuusero on pienempi kuin vedyn ja hapen välillä.
Metanoli on lueteltu yhtenä polaarisimmista liuottimista, joita voidaan löytää veden ja ammoniakin ohella.
ammoniakki
Ammoniakkimolekyylin dipolimomentti. Lähde: Gabriel Bolívar.
HN-sidokset ovat melko polaarisia, joten typpi vetoaa korkeamman elektronegatiivisuutensa takia elektroneja itseään kohti (ylempi kuva). Tämän lisäksi meillä on jakamaton elektronipari, joka lisää niiden negatiiviset varauksensa δ-alueeseen. Siksi sähkövaraukset ovat pääosin ammoniakin typpiatomissa.
Ammoniakin dipolimomentti on 1,42D, vähemmän kuin metanolin. Jos sekä ammoniakki että metanoli voitaisiin transformoida pyyhkimiin, nähdään, että metanolin pyyhekumilla on enemmän määriteltyjä napoja verrattuna ammoniakin pyyhekumiin.
etanoli
Tapauksessa etanolin, CH 3 CH 2 OH, sen dipolimomentti on hyvin lähellä, että metanolia, mutta se on yleensä pienempiä arvoja. Koska δ + -alueesta muodostuu enemmän hiiliatomeja, δ- edustava happiatomi alkaa menettää osan "suhteellisesta negatiivisesta intensiteetistään".
Hiilidioksidi
Hiilidioksidimolekyylin dipolimomentti. Lähde: Gabriel Bolívar.
Hiilidioksidilla on kaksi napaista sidosta, C = O, niiden vastaavilla dipolimomenteilla μO-C. Kuitenkin, kuten voidaan nähdä kuvan edellä, lineaarinen geometria CO 2 aiheuttaa kaksi μO-C kumoavat toisensa vectorly, vaikka hiili on positiivinen osittainen lataus ja hapet on negatiivinen osittainen maksuja.
Tästä syystä hiilidioksidi on apolaarinen molekyyli, koska μCO 2: n arvo on 0D.
Metaani
Dipolimomentti metaanimolekyyliin. Lähde: Gabriel Bolívar.
Sekä metaanilla että hiilidioksidilla on jotain yhteistä: Ne ovat erittäin symmetrisiä molekyylejä. Yleensä, mitä symmetrisempi molekyyli on, sitä pienempi on sen dipolimomentti.
Jos katsomme CH 4 molekyyli, sen CH sidokset ovat polaarisia, ja elektronit on suunnattu hiiliatomin, koska se on hieman elektronegatiivinen. Voidaan ajatella, että hiilen pitäisi olla erittäin negatiivinen δ-alue; kuin pyyhekumi, jonka syväpunainen keskusta ja sinertävät päät ovat.
Kuitenkin, jakamalla CH 4 on puoli saisimme kaksi HCH puolikkaat, yksi vasemmalla ja toinen oikealla, on samanlainen kuin H 2 O -molekyylin. Siten dipolimomentti muodostettu lisäämällä nämä kaksi uC-H kumoavat toisen puolikkaan kanssa. Ja siksi μCH 4: n arvo on 0D.
Viitteet
- Whitten, Davis, Peck ja Stanley. (2008). Kemia (8. painos). CENGAGE -oppiminen.
- Walter J. Moore. (1963). Fysikaalinen kemia. Kemiallisessa kinetiikassa. Neljäs painos, Longmans.
- Ira N. Levine. (2009). Fysikakemian periaatteet. Kuudes painos, s. 479–540. Mc Graw Hill.
- Helmenstine, tohtori Anne Marie (29. tammikuuta 2020). Dipolin hetken määritelmä. Palautettu osoitteesta: gondo.com
- Blaber Mike. (29. syyskuuta 2019). Dipolin hetket. Kemia LibreTexts. Palautettu osoitteesta: chem.libretexts.org
- LaRita Williams. (2020). Dipolin hetki: Määritelmä, yhtälö ja esimerkit. Tutkimus. Palautettu osoitteesta study.com
- Wikipedia. (2020). Bond dipolimomentti. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org