Erinevus Võlakirjamomendi Ja Dipoolmomendi Vahel

2024 Autor: Mildred Bawerman | [email protected]. Viimati modifitseeritud: 2023-12-16 08:38

Peamine erinevus - võlakirjamoment vs dipoolmoment

Mõisted võlakirjahetk ja dipoolmoment põhinevad sarnastel põhimõtetel, kuid on rakenduse põhjal erinevad. Sidumismoment on tuntud ka kui sideme dipoolmoment. See on teatud molekulis paikneva keemilise sideme polaarsus. Dipoolmoment on seevastu igasugune elektriline eraldumine (laengute eraldamine). Peamine erinevus sidemismomendi ja dipoolmomendi vahel seisneb selles, et sidemismoment tekib kovalentses keemilises sidemes, samas kui dipoolmoment tekib ioonses sidemes kahe iooni või kovalentses sidemes kahe aatomi vahel.

SISU

1. Ülevaade ja peamine erinevus

2. Mis on võlakirja hetk

3. Mis on dipoolmoment

4. Võlakirjamomendi ja dipoolmomendi sarnasused

5. Kõrvuti võrdlus - võlakirjamoment vs dipoolmoment tabelina

6. Kokkuvõte

Mis on võlakirja hetk?

Sidumismoment on elektrilaengute eraldamine kovalentses keemilises sidemes, mis esineb teatud keemilises ühendis. Seega annab see keemilise sideme polaarsuse. Sidemismoment tekib siis, kui keemilises sidemes on positiivne ja negatiivne laengu eraldatus. Sideme dipoolmomenti tähistatakse sümboliga “μ”.

μ = δd

milles δ on laengu väärtus ja d kahe kovalentse sideme aatomi vaheline kaugus. Sidumisdipoolmomendi loomisel eraldatakse elektrilaengud osaliste laengutena δ + ja δ-. See laengu eraldamine toimub keemilistes sidemetes, kui kahel sideme moodustamises osaleval aatomil on erinevad elektronegatiivsuse väärtused. Kuna aatomi elektronegatiivsus on afiinsus elektronide suhtes, meelitavad rohkem elektronegatiivseid aatomeid nende poole sidemed. Seejärel saab vähem elektronegatiivse väärtusega aatom osalise positiivse laengu, kuna elektronide tihedus selle aatomi ümber on väiksem. Vastavalt saab suure elektronegatiivsusega aatom osalise negatiivse laengu.

Joonis 1: boortrifluoriidi (BF ₃) polaarsus

Sidumisdipoolmomendi mõõtmise SI-ühik on Coulomb-meeter (C m). Diatoomsel molekulil on ainult üks kovalentne side. Seetõttu on diatoomse molekuli sidemete dipoolmoment sarnane molekulaarse dipoolmomendiga. Kaks sarnast aatomit sisaldavate diatoomsete molekulide molekulaarne dipoolmoment on null, st Cl ₂ molekulaarne dipoolmoment on null. Kuid väga ioonsetel ühenditel nagu KBr on kõrge sidememoment ja molekulaarne moment. Komplekssete polüatoomiliste molekulide jaoks on palju kovalentseid sidemeid. Siis määratakse molekulaarne dipoolmoment kõigi üksikute sidemete dipoolmomentide abil.

Mis on dipoolmoment?

Dipoolmoment on elektrilaengute eraldamine. Laengute eraldamine võib toimuda ioonse sideme kahe iooni või kovalentses keemilises sidemes kahe aatomi vahel. Dipoolmoment tekib tänu keemiliste sidemete moodustavate erinevate aatomite elektronegatiivsuse väärtuste erinevustele. Mida suurem on erinevus elektronegatiivsuse väärtuste vahel, seda suurem on dipoolmoment. Dipoolmoment mõõdab molekuli polaarsust. Molekuli dipoolmoment arvutatakse järgmise võrrandi abil.

μ = Σq.r

kus μ on dipoolmoment, q on laengu suurus ja r on laengu asukoht. Siin on μ ja r vektorid, mis on nii suuna kui ka suurusega suurused.

Joonis 2: Propaani dipoolmoment

Kuid mõnikord kasutatakse dipoolmomendi mõistet laengusüsteemi magnetilise polaarsuse mõõtme nimetamiseks. Magnetdipoolmoment määrab pöördemomendi, mida magnet kogeb välises magnetväljas. (Pöördemoment = hetk; pöörlemisjõud).

Millised on võlakirjamomendi ja dipoolmomendi sarnasused?

• Mõlemat kasutatakse polaarsuse mõõtmiseks (mis tekib laengu eraldamise tõttu)
• Mõlemat mõõdetakse ühikus Debye (D), mis võrdub kulombimeetriga (C m).

Mis vahe on võlakirja momendi ja dipoolmomendi vahel?

Erinev artikkel keskel enne tabelit

Võlakirjamoment vs dipoolmoment
Sidumismoment on elektriliste laengute eraldamine kovalentses keemilises sidemes, mis esineb teatud keemilises ühendis.	Dipoolmoment on elektrilaengute eraldamine.
Mõõtmine
Bond moment mõõdab keemilise sideme polaarsust.	Dipoolmoment mõõdab keemilise sideme või molekuli polaarsust.
Esinemine
Sidumismoment toimub kovalentses keemilises sidemes.	Dipoolmoment tekib ioonses sidemes kahe iooni või molekuli kovalentse sideme kahe aatomi vahel.

Kokkuvõte - võlakirjamoment vs dipoolmoment

Sidumismoment ja dipoolmoment on seotud terminid, kui tegemist on keemiliste sidemete polaarsusega molekulides või ioonühendites. Peamine erinevus sidemismomendi ja dipoolmomendi vahel seisneb selles, et sidemismoment tekib kovalentses keemilises sidemes, samas kui dipoolmoment tekib ioonses sidemes kahe iooni või kovalentses sidemes kahe aatomi vahel.