Dipoolmoment

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Elektromagnetisme
Lightning strike jan 2007.jpg
Elektriciteit · Magnetisme

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 het ene atoom harder aan de elektronen trekt dan een ander. Dit wordt veroorzaakt door de verschillende elektronegativiteiten van de atomen. De ene kant van het molecuul krijgt wat positieve lading en de andere kant wordt negatief. Zo vormt zich een dipoolmoment en het molecuul is een dipool.

De eenheid voor het dipoolmoment debye is vernoemd naar Peter 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 \vec{p} kan als volgt vectorieel weergegeven worden:

\vec p=Q\cdot \vec l.

Voorbeelden[bewerken]

Moleculen hebben meestal een dipoolmoment van 0 - 12 Debye.

Stof Dipoolmoment (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

Symmetrische moleculen, zoals N2, hebben geen dipoolmoment. Moleculen zoals CCl4, C6H6 en PF5 zijn op een hoger niveau ook symmetrisch en bezitten geen uitwendig dipoolmoment. Alhoewel er intern ladingsverschuivingen optreden, zal de totale vectoriële som van deze ladingsverschuivingen als gevolg van de symmetrie uitmiddelen tot 0.