Wat is een dipoolmolecuul?

In het geval van een dipool zijn de ladingen ongelijk verdeeld

Er zit een (elektrische) dipool in de natuurkunde een opstelling met twee gelijke maar tegengestelde elektrische ladingen. Deze twee ladingen zijn op kleine afstand van elkaar geïsoleerd.

• Voor veel moleculen wordt de term "dipoolmolecuul" gebruikt in de scheikunde benut. Deze moleculen vertonen uitgesproken, asymmetrische ladingsverdelingen van de elektronen, zelfs als het molecuul naar buiten toe elektrisch neutraal is. Het is gebruikelijk om dergelijke moleculen eenvoudigweg als dipolen of als polair aan te duiden.
• Als model zou je een dipool kunnen maken door twee metalen bollen op niet al te grote afstand van elkaar geïsoleerd te plaatsen en op te laden.
• In de elektrotechniek is een dipool een staafvormige antenne die in het midden wordt gevoed. Bewegende ladingsdragers in deze dipoolantenne zorgen ervoor dat elektromagnetische golven worden uitgezonden.
  instagram viewer
• Het dipoolmoment is een karakteristieke grootheid voor elke dipool, ongeacht de grootte en lading. In het elektrische geval kun je het interpreteren als een maat voor de ladingsscheiding. Het dipoolmoment wordt gedefinieerd als μ = q * l, waarbij q de lading is en l de afstand tussen de twee ladingen. De eenheid wordt gegeven door de coulombmeter (cm).


Dipool-dipoolkrachten - dit is wat het betekent in de chemie

Er zijn ontelbare krachten tussen moleculen, die in de meeste gevallen worden veroorzaakt door ladingen ...

• Daarnaast spreekt men van een magnetische dipool als er twee tegengestelde magnetische polen zijn in plaats van ladingen. Elke staafvormige permanente magneet is zo'n magnetische dipool. Je kunt het aardmagnetisch veld ook ruwweg een magnetische dipool noemen.

Elektronegativiteit maakt het verschil

Een dipoolmolecuul heeft een ongelijke verdeling van elektronen. Dat wil zeggen, het zwaartepunt van de positieve ladingen van de atoomkernen en het zwaartepunt van de negatieve ladingen van de elektronen vallen niet samen. Waarom is dat?

• In de scheikunde wordt een binding altijd gecreëerd door de aantrekkingskracht die een atoomkern uitoefent op de elektronen van de bindingspartner - en vice versa. Meestal zijn dit ongelijke partners, d.w.z. atomen van verschillende elementen.
• De chemische term voor dergelijke bindende krachten is elektronegativiteit. Hieronder wordt verstaan ​​het streven van atomen om het gemeenschappelijke elektronenpaar in een binding aan te trekken. De elektronegativiteit van een element is een zuivere numerieke waarde die theoretisch kan worden berekend en dient als vergelijkingswaarde in chemische bindingen. U kunt deze numerieke waarden gebruiken in Tafels opzoeken.

Simpel gezegd, het dipoolkarakter van een binding is groter naarmate het verschil in elektronegativiteit groter is.

Hierdoor ontstaat een permanent dipoolmolecuul

Voorbeelden van dipoolmoleculen zijn dus alle moleculen die bestaan ​​uit twee partners met (zeer) verschillende elektronennegativiteit:

• Halogenen (groep 7), vooral fluor, hebben een hoge elektronegativiteit. Volgens de octetregel willen deze elementen hun buitenste elektronenschil bezetten met acht elektronen in een binding. Grofweg trekken ze elektronen in een binding aan.
• Alkali- en aardalkalimetalen (groepen 1 en 2) evenals waterstof hebben slechts een lage elektronegativiteit. De elementen hebben slechts één of twee elektronen in hun buitenste schil, die ze gemakkelijk afstaan ​​in een binding.
• Met waterstofchloride HCl (en ook met waterstoffluoride HF), bijvoorbeeld de gewone het elektronenpaar dat de binding vormt, is in de loop van de tijd gemiddeld meer bij het chlooratoom dan bij het waterstofatoom Bij. Hierdoor krijgt het chloor een negatieve deellading en de waterstof een positieve deellading.
• In het uiterste geval gaan de atomen een ionbinding aan waarbij een of meer elektronen permanent bij een van de twee bindingspartners blijven. Natriumchloride, chemisch NaCl, is hier een voorbeeld van. Het kristal dat zich vormt bestaat uit positief geladen natriumionen en negatief geladen chloorionen.

Het watermolecuul is een sprekend voorbeeld

• Een bekend voorbeeld van een dipoolmolecuul is het watermolecuul dat bestaat uit twee waterstofatomen en één zuurstofatoom, chemisch H.₂O. Hier is het meer elektronegatieve atoom zuurstof, dat volgens de octetregel twee elektronen in de buitenste schil mist.
• In feite is de vorm van de H₂O-molecuul is ongebruikelijk. De twee waterstofkernen zijn elk gebonden aan de zuurstofkern en vormen één met elkaar hoek van 105 °. De twee elektronen van de waterstof bevinden zich bij voorkeur in de buurt van de zuurstof. Het watermolecuul is positief aan de kant van de twee waterstofkernen en negatief in de buurt van de zuurstof.
• De ongebruikelijke vorm van het molecuul heeft verstrekkende gevolgen: als veel van dergelijke watermoleculen bij elkaar komen, zullen ze geen willekeurige of ongeladen deeltjes verspreiden. Sommige moleculen zullen bindingen vormen tussen het negatieve zuurstofgedeelte en het positieve waterstofgedeelte van een ander molecuul.
• Deze binding wordt een waterstofbinding genoemd. Moleculen kleven aan elkaar, andere scheuren zich los. De levensduur van dergelijke waterstofbruggen ligt in het bereik van nanoseconden. Afhankelijk van de temperatuur zijn sommige moleculen aan elkaar gekoppeld om een ​​soort ruimtelijk netwerk te vormen. Dit breekt snel weer op om zich weer in een andere vorm te vormen. Dit netwerken is een van de fundamenten van vandaag Anomalie eigenschappen van het water.

Samenvattend zou je het als volgt kunnen formuleren: Een dipoolmolecuul wordt gekenmerkt door het feit dat zijn binding een asymmetrische ladingsverdeling van de elektronen heeft. Verbindingen van alkalimetalen en halogenen zijn goede voorbeelden van dergelijke moleculen. De bekendste is het polaire watermolecuul.