Molecula de dipol

Molecula dipol este un termen neobișnuit pentru o moleculă externă neutră din punct de vedere electric , care are un moment dipol electric permanent, deoarece centrele de greutate ale sarcinilor sale pozitive și negative nu coincid local. Dacă această proprietate se află în prim-plan, o astfel de moleculă este numită pe scurt și dipol .

Cauza moleculelor dipolice

Model de umplere a spațiului al moleculei de apă

Legăturile atomice polare pot duce la un moment dipolar al întregii molecule. Acest lucru depinde de structura moleculei, deoarece momentele dipolare ale diferitelor legături din moleculă se adună în funcție de direcția ( vectorială ) și, prin urmare, se pot anula sau întări reciproc. Ca un compus diatomic, heteronuclear, fluorura de hidrogen are un moment dipol. Din motive de simetrie, dioxidul de carbon nu are un moment dipol permanent, atomii sunt dispuși liniar și dipolii de legătură opuși aliniați se anulează reciproc. Cu toate acestea, vibrațiile de îndoire ale moleculei rup simetria și duc la momente dipolice și la efectul CO 2 ca gaz de seră . Apa are un moment dipol total mai mare decât fluorura de hidrogen, deși polaritatea legăturii dintre atomul de hidrogen și oxigen (H - O) este mai mică decât cea a legăturii dintre atomul de hidrogen și fluor (H - F). Cauza constă în adăugarea celor doi dipoli de legătură H - O, care se află la un unghi de legătură de aproximativ 105 ° unul față de celălalt și unghiul mai mic al perechilor de electroni liberi de axa de simetrie .

conexiune Fluorură de hidrogen (HF) Apă (H 2 O) Dioxid de carbon (CO 2 )
Structura structurală HF fără V.1.svg Polarizarea H2O V.2.svg Polarizarea CO2 V.2.svg
Diferența de electronegativitate 1.9 1.4 1.0
Momentul dipolar μ în Debye 1,82 1,85 0

De regulă , se poate spune că moleculele cu o structură asimetrică și o diferență de electronegativități (ΔEN) conform lui Pauling mai mici de 1,7, dar mai mari de 0,5 apar ca molecule dipol, adică Cu alte cuvinte, ele sunt neutre electric spre exterior, dar au un moment dipol (măsurabil). La ΔEN mai mare de 1,7, se presupune caracterul unei legături ionice . Cu toate acestea, limita ΔEN <1,7 trebuie considerată ca o valoare orientativă, așa cum se arată în exemplele de fluorură de hidrogen și clorură de aluminiu (ΔEN = 1,5). Dacă ΔEN este mai mic de 0,5, se presupune molecule nepolare .

Dovezi individuale

  1. ^ Brockhaus ABC Chemie , VEB FA Brockhaus Verlag Leipzig 1965, pp. 304-305.
  2. ↑ a b c Intrare în momentul dipol. În: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, accesat la 26 aprilie 2012.