Dipoolmoment van een binding en van een molecule. Waterstofbruggen.

THEMA 7. Dipoolmoment van een binding. Dipoolmoment van een molecule. Waterstofbrug.

Een maat voor de polariteit van een binding is het dipoolmoment μ:
μ = e · l,
waarbij e de lading van het elektron is en l de afstand tussen de centra van positieve en negatieve lading.

Het dipoolmoment is een vectorgrootheid. De begrippen “dipoolmoment van een binding” en “dipoolmoment van een molecule” vallen alleen samen bij twee-atomige moleculen. Het dipoolmoment van een molecule is gelijk aan de vectoriële som van de dipoolmomenten van alle bindingen. Zo hangt het dipoolmoment van een meeratomige molecule af van de structuur ervan.

In het lineaire molecule CO₂ is bijvoorbeeld elke C–O-binding polair. Toch is het CO₂-molecule als geheel apolair, omdat de dipoolmomenten van de bindingen elkaar opheffen (zie fig. 5.4). Het dipoolmoment van het koolstofdioxidemolecule m = 0.

Figuur 5.4. Dipoolmomenten van CO₂- en H₂O-moleculen

Voorbeeld 1. Bepaal welke van de volgende moleculen F₂, HF, BeF₂, BF₃, PF₃, CF₄ polair zijn.
Oplossing: Twee-atomige moleculen gevormd door gelijke atomen (F₂) zijn apolair, en moleculen met verschillende atomen (HF) zijn polair.
De polariteit van moleculen bestaande uit drie of meer atomen wordt bepaald door hun structuur. De structuur van de moleculen BeF₂, BF₃ en CF₄ wordt verklaard met behulp van het concept van hybridisatie van atomaire orbitalen (respectievelijk sp-, sp²- en sp³-hybridisatie). De geometrische som van de dipoolmomenten van de E–F-bindingen in deze moleculen is gelijk aan nul, daarom zijn ze apolair.

Bij de vorming van het PF₃-molecule vindt overlapping plaats van drie p-orbitalen van het fosforatoom met de elektronische p-orbitalen van drie fluoratomen. Dit leidt tot een piramidale structuur van het molecule. Eenzelfde conclusie volgt wanneer we de structuur van PF₃ verklaren met behulp van sp³-hybridisatie met een vrij elektronenpaar. De som van de dipoolmomenten van de P–F-bindingen is ongelijk aan nul en dit molecule is dus polair.

Voorbeeld 2. Beschrijf de valentiecapaciteiten van zuurstof- en seleenatomen.

Het seleenatoom uit de vierde periode heeft naast s- en p-orbitalen ook d-orbitalen in de buitenste schil, waarop bij excitatie s- en p-elektronen kunnen overgaan. Hierdoor kan seleen, net als zwavel (zie fig. 5.9), in zijn verbindingen niet alleen tweewaardig zijn, maar ook vier- of zeswaardig.

Voorbeeld 3. Rangschik de moleculen NH₃, H₂O, SiH₄, PH₃ in volgorde van toenemende lengte van de element-waterstofbinding.
Oplossing: De lengte van een chemische binding neemt toe met de toename van de straal van het atoom dat met waterstof is verbonden. De volgorde van toenemende bindingslengte is: H₂O, NH₃, PH₃, SiH₄.

Voorbeeld 4. Rangschik de moleculen O₂, N₂, Cl₂, Br₂ in volgorde van toenemende bindingsenergie.

Voorbeeld 5. Bepaal het type kristalrooster van de volgende stoffen: grafiet, zink, zinkchloride, vaste koolstofdioxide.
Oplossing: Grafiet, net als diamant, heeft een atoomrooster. Zink heeft een metaalrooster. Zinkchloride heeft een ionrooster. In het kristalrooster van vaste koolstofdioxide (CO₂) bevinden zich afzonderlijke CO₂-moleculen, daarom heeft deze stof in vaste toestand een moleculair kristalrooster.

Bepaal welke van de volgende moleculen CO, CO₂, C₂H₂, H₂S, PH₃, Cl₂ apolair zijn.

5.2.
Beschrijf de valentiecapac