Momentul dipolului este o proprietate chimică care indică modul în care încărcările eterogene sunt distribuite într-o moleculă. Este exprimat în unități Debye, 3,33 · 10-30 C · m și, în general, valorile sale variază de la 0 la 11 D.
Compușii puternic polari tind să aibă momente dipole mari; în timp ce cele apolare, mici momente dipolice. Cu cât sarcinile electrice sunt mai polarizate într-o moleculă, cu atât momentul dipolului este mai mare; adică trebuie să existe o regiune bogată în electroni, δ- și alta săracă în electroni, δ +.
Ștergătorul cu două culori servește ca o analogie la doi poli, pozitivi și negativi, ai unei molecule cu un moment dipol marcat. Sursa: Pexels.
Momentul dipolului, μ, este o cantitate vectorială, deci este afectat de unghiurile legăturilor și, în general, de structura moleculară.
Când molecula este liniară, ea poate fi comparată cu o radiator de două culori. Capătul său negativ δ-, ar corespunde culorii roșii; în timp ce pozitivul, δ +, ar fi albastru. Pe măsură ce mărimile sarcinilor negative la polul crește și distanța care îl separă de δ +, momentul dipolului crește.
Din punct de vedere chimic, cele de mai sus înseamnă că cu cât diferența de electronegativitate este mai mare între doi atomi și cu cât este mai lungă distanța care îi separă, cu atât este mai mare momentul dipolului dintre ei.
Cum se calculează momentul dipolului?
Este considerată o legătură covalentă între doi atomi, A și B:
AB
Distanța dintre sarcinile parțiale pozitive și negative este deja definită de lungimea legăturii lor:
A δ + -B δ-
Deoarece protonii și electronii au aceeași magnitudine de sarcină electrică, dar cu semne opuse, 1,6 · 10 -19 C, acest lucru este luat în calcul la evaluarea momentului dipolului dintre A și B folosind următoarea ecuație:
μ = δd
Unde μ este momentul dipolului, δ este încărcarea electronului fără semnul negativ și d este lungimea legăturii exprimată în metri. De exemplu, presupunând că d are o valoare de 2 Å (1 · 10 -10 m) momentul dipolului, μA-B va fi:
μA-B = (1,6 10 -19 C) (2 10 -10 m)
= 3,2 -29 C m
Dar, deoarece această valoare este foarte mică, se folosește unitatea Debye:
μ = (3,2 · 10 -29 C · m) · (1 D / 3,33 · 10 -30 C · m)
= 9,60 D
Această valoare a μA-B ar putea da pentru a presupune că legătura AB este mai ionică decât covalentă.
Exemple
Apă
Momentul dipol al unei molecule de apă. Sursa: Gabriel Bolívar.
Pentru a calcula momentul dipol al unei molecule, toate momentele dipol ale legăturilor lor respective trebuie adăugate vectorial, luând în considerare unghiurile de legătură și o mică trigonometrie. Aceasta la început.
Apa are unul dintre cele mai mari momente dipolice care ar putea fi de așteptat pentru un compus covalent. În imaginea superioară avem că atomii de hidrogen au sarcini parțiale pozitive, δ +, în timp ce oxigenul poartă sarcina parțială negativă, δ-. Legătura OH este destul de polară (1,5D) și există două dintre ele într-o moleculă de H 2 O.
De obicei, este desenat un vector care este direcționat de la cel mai puțin atom electronegativ (H) la cel mai electronegativ (O). Deși nu sunt atrase, pe atomul de oxigen există două perechi de electroni nehariți, care „concentrează” și mai mult regiunea negativă.
Datorită geometriei unghiulare a H 2 O, momentele dipolului se adaugă în direcția atomului de oxigen. Rețineți că suma celor doi μO-H ar da 3D (1,5 + 1,5); dar nu este așa. Momentul dipol al apei are o valoare experimentală de 1,85D. Efectul unghiului de aproape 105 ° între legăturile HOH este prezentat aici.
metanol
Momentul dipol al unei molecule de metanol. Sursa: Gabriel Bolívar.
Momentul dipol al metanolului este 1,69D. Este mai mică decât cea a apei. Prin urmare, masele atomice nu au prea multă influență asupra momentului dipol; dar razele lor atomice sunt. În cazul metanolului, nu putem spune că legătura sa HO are μ egal cu 1,5D; deoarece, mediile moleculare sunt diferite in CH 3 OH și H 2 O.
Acesta este motivul pentru care lungimea legăturii HO în metanol ar trebui să fie măsurată pentru a calcula μO-H. Ceea ce se poate spune este că μO-H este mai mare decât μC-O, deoarece diferența de electronegativitate între carbon și oxigen este mai mică decât între hidrogen și oxigen.
Metanolul este listat ca unul dintre cei mai polari solvenți care pot fi găsiți împreună cu apa și amoniacul.
Amoniac
Momentul dipol al unei molecule de amoniac. Sursa: Gabriel Bolívar.
Legăturile HN sunt destul de polare, astfel încât azotul, datorită electronegativității sale mai mari, atrage electroni spre sine (imaginea superioară). În plus, pe el avem o pereche de electroni ne-partajați, care contribuie cu sarcinile lor negative la regiunea δ. Prin urmare, sarcinile electrice predomină pe atomul de azot al amoniacului.
Amoniacul are un moment dipol de 1,42D, mai mic decât cel al metanolului. Dacă amoniacul și metanolul ar putea fi transformate în stergătoare, s-ar vedea că ștergătorul de metanol are poli mai definiți în comparație cu ștergătorul de amoniac.
etanol
În cazul etanolului, CH 3 CH 2 OH, momentul său de dipol este foarte apropiat de cel de metanol, dar tinde să aibă valori mai mici. Deoarece există mai mulți atomi de carbon care alcătuiesc regiunea δ +, atomul de oxigen reprezentând δ- începe să-și piardă o parte din „intensitatea negativă relativă”.
Dioxid de carbon
Momentul dipol al unei molecule de dioxid de carbon. Sursa: Gabriel Bolívar.
Dioxidul de carbon are două legături polare, C = O, cu momentele lor dipolice respective μO-C. Cu toate acestea, așa cum se poate vedea în imaginea de mai sus, geometria liniară a CO 2 face ca cei doi μO-C să se anuleze reciproc vectorial, chiar și atunci când carbonul are o sarcină parțială pozitivă și oxigenii au sarcini parțiale negative.
Din acest motiv, dioxidul de carbon este o moleculă apolară, deoarece μCO 2 are o valoare de 0D.
Metan
Moment dipol pentru o moleculă de metan. Sursa: Gabriel Bolívar.
Atât metanul, cât și dioxidul de carbon împărtășesc ceva comun: sunt molecule extrem de simetrice. În general, cu cât este mai simetrică o moleculă, cu atât momentul dipolului este mai mic.
Dacă ne uităm la CH 4 molecula , legăturile CH sunt polare, iar electronii sunt îndreptate către atomul de carbon deoarece este puțin mai electronegativ. S-ar putea crede că carbonul ar trebui să fie o regiune highly extrem de negativă; ca o radiator cu centrul roșu profund și capetele albăstrui.
Cu toate acestea, împărțind CH 4 în jumătate am obține două jumătăți HCH, una la stânga și cealaltă la dreapta, similară cu molecula H 2 O. Astfel, momentul dipolului rezultat din adăugarea acestor două μC-H s-ar anula cu cealaltă jumătate. Prin urmare, μCH 4 are o valoare de 0D.
Referințe
- Whitten, Davis, Peck și Stanley. (2008). Chimie (Ediția a VIII-a). CENGAGE Învățare.
- Walter J. Moore. (1963). Chimie Fizica. În cinetica chimică. Ediția a patra, Longmans.
- Ira N. Levine. (2009). Principiile fizico-chimiei. Ediția a șasea, p. 479-540. Mc Graw Hill.
- Helmenstine, Anne Marie, doctorat. (29 ianuarie 2020). Defoli Moment Definiție. Recuperat de la: thinkco.com
- Blaber Mike. (29 septembrie 2019). Momente Dipole. Chimie LibreTexturi. Recuperat din: chem.libretexts.org
- LaRita Williams. (2020). Momentul dipolului: definiție, ecuație și exemple. Studiu. Recuperat din: studiu.com
- Wikipedia. (2020). Momentul dipolului de obligațiuni. Recuperat de la: en.wikipedia.org