Dipoolmoment
Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Het dipoolmoment is een kwantitatieve maat voor de polariteit van een binding of van een molecuul. In het laatste geval heet dit het moleculaire dipoolmoment.
Binnen een molecuul, dat op zich neutraal is, kan de lading zich verdelen tussen de verschillende atomen doordat een atoom harder aan de elektronen zuigt dan de andere. Dit wordt veroorzaakt door de verschillende elektronegativiteiten van de atomen. De ene kant krijgt een beetje pluslading en de andere kant wordt een beetje min. Zo vormt zich een dipoolmoment en het molecuul is dan een dipool.
De eenheid voor het dipoolmoment is vernoemd naar Peter Debye, namelijk debye en is gelijk aan 3,34 × 10-30 Coulomb meter.
Indien een molecuul een dipoolmoment heeft is het gevoelig voor een elektrisch veld.
Het moleculaire dipoolmoment kan geschat worden door de individuele bindingsmomenten bij elkaar op te tellen. Daarvoor moeten de bindingshoeken bekend zijn. Het elektrisch dipoolmoment p kan als volgt weergegeven worden (vectorieel):
[bewerk] Voorbeelden
Moleculen hebben meestal een dipoolmoment van 0 - 12 Debye.
| Molecuul | Dipoolmoment (in Debye) |
|---|---|
| HI | 0,38 |
| HBr | 0,74 |
| H2S | 0,92 |
| PF3 | 1,025 |
| HCl | 1,03 |
| NH3 | 1,46 |
| H2O | 1,844 |
| HF | 1,9 |
| NaCl | 8,5 |
| KF | 8,6 |
| KI | 9,24 |
| KCl | 10,27 |
| KBr | 10,41 |
| CsCl | 10,42 |
Moleculen als CCl4, N2, C6H6 en PF5 hebben geen dipoolmoment. Daarvoor moet je naar de ruimtelijke structuur kijken. Weliswaar zullen bepaalde atomen meer elektronenzuigend werken dan de andere, maar het middelpunt van de minuslading valt samen met de pluslading (denk eraan:het dipoolmoment wordt vectorieel berekend).
