Dipoolmomenten
Dipoolmoment
Wanneer twee elektrische ladingen, van tegengesteld teken en gelijke grootte, door een afstand van elkaar worden gescheiden, ontstaat er een elektrische dipool. De grootte van een dipool wordt gemeten met het dipoolmoment (\). Het dipoolmoment wordt gemeten in Debye-eenheden, die gelijk zijn aan de afstand tussen de ladingen vermenigvuldigd met de lading (1 Debye is gelijk aan 3,34 maal 10^{-30}; C, m)). Het dipoolmoment van een molecuul kan worden berekend met Vergelijking \(\ref{1}\):
waar
- (q_i) de vector van het dipoolmoment is, en
- (q_i) de vector die de positie van de ^(i^{e}) lading weergeeft.
Het dipoolmoment werkt in de richting van de vectorgrootheid. Een voorbeeld van een polair molecuul is H_2O. Door het lone paar op zuurstof is de structuur van water gebogen (via de VEPSR theorie), waardoor de vectoren die het dipoolmoment van elke binding weergeven, elkaar niet opheffen. Water is dus polair.
De vector wijst van positief naar negatief, zowel op het moleculaire (netto) dipoolmoment als op de afzonderlijke bindingsdipolen. Tabel A2 toont de elektronegativiteit van enkele veelvoorkomende elementen. Hoe groter het verschil in elektronegativiteit tussen de twee atomen, hoe elektronegatiever die binding is. Om als een polaire binding te worden beschouwd, moet het verschil in elektronegativiteit groot zijn. Het dipoolmoment wijst in de richting van de vectorgrootheid van elk van de bindingselektronegativiteiten bij elkaar opgeteld.
Het is betrekkelijk eenvoudig om dipoolmomenten te meten; plaats een stof tussen geladen platen (figuur) en polaire moleculen verhogen de lading die op platen is opgeslagen en het dipoolmoment kan worden verkregen (d.w.z. via de capaciteit van het systeem). Niet-polair aceton wordt niet afgebogen; matig polair aceton buigt licht af; sterk polair water buigt sterk af. In het algemeen zullen polaire moleculen zich uitlijnen: (1) in een elektrisch veld, (2) ten opzichte van elkaar, of (3) ten opzichte van ionen (figuur \(\PageIndex{2}\)).
Vergelijking \(\ref{1}\) kan worden vereenvoudigd voor een eenvoudig gescheiden tweeladingssysteem zoals diatomische moleculen of wanneer men een bindingsdipool binnen een molecuul beschouwt
Deze bindingsdipool wordt geïnterpreteerd als de dipool van een ladingsscheiding over een afstand \(r\) tussen de partiële ladingen \(Q^+) en \(Q^-) (of de meer algemeen gebruikte termen \(δ^+) – \(δ^-)); de oriëntatie van de dipool is langs de as van de binding. Beschouw een eenvoudig systeem van een enkel elektron en proton gescheiden door een vaste afstand. Wanneer proton en elektron dicht bij elkaar komen, neemt het dipoolmoment (mate van polariteit) af. Naarmate proton en elektron verder van elkaar verwijderd raken, neemt het dipoolmoment echter toe. In dit geval wordt het dipoolmoment berekend als (via Vergelijking
= (1,60 maal 10^{-19}, C)(1,00 maal 10^{-10} \,m) \ &= 1,60 maal 10^{-29} \m
De Debye karakteriseert de grootte van het dipoolmoment. Wanneer een proton & elektron 100 pm uit elkaar staat, is het dipoolmoment:
= 4,80; D
(4.80; D) is een belangrijke referentiewaarde en vertegenwoordigt een zuivere lading van +1 en -1 gescheiden door 100 pm. Als de ladingscheiding wordt vergroot, neemt het dipoolmoment (lineair) toe:
- Als het proton en het elektron 120 pm van elkaar worden gescheiden:
- Als het proton en het elektron 150 pm van elkaar worden gescheiden:
- Als het proton en het elektron 200 pm van elkaar verwijderd waren:
Voorbeeld
Het watermolecuul in figuur {PageIndex{1}} kan worden gebruikt om de richting en de grootte van het dipoolmoment te bepalen. Uit de elektronegativiteiten van zuurstof en waterstof blijkt dat het verschil 1.2e is voor elk van de waterstof-zuurstof bindingen. Omdat zuurstof het meest elektronegatieve atoom is, oefent het een grotere aantrekkingskracht uit op de gedeelde elektronen; het heeft ook twee eenzame elektronenparen. Hieruit kan worden geconcludeerd dat het dipoolmoment van tussen de twee waterstofatomen naar het zuurstofatoom wijst. Met behulp van bovenstaande vergelijking wordt het dipoolmoment berekend op 1,85 D door de afstand tussen de zuurstof- en waterstofatomen te vermenigvuldigen met het onderlinge ladingsverschil en vervolgens de componenten van elk te vinden die wijzen in de richting van het netto dipoolmoment (de hoek van het molecuul is 104,5˚).
Het bindingsmoment van de O-H binding =1,5 D, dus het netto dipoolmoment is