Im gasförmigen Zustand ist die kinetische Energie größer als die zwischenmolekularen Kräfte. Deshalb bewegen sie sich frei und kollidieren auch nicht so häufig wie in einer Flüssigkeit.

Geht man nach dem Teilchentyp (Molekül oder Ion), kann man 5 verschiedene Wechselwirkungen unterscheiden:

Ein bestimmtes Teilchen kann deshalb auch verschiedene zwischenmolekulare Wechselwirkungen ausüben. Induzierte Dipol-Wechselwirkungen herrschen zwischen allen Teilchen. Dazu kommen je nach Teilchenart (Ion oder Dipol) noch andere Kräfte.

Wichtig ist, daß auch zwischen unpolaren Teilchen Wechselwirkungen auftreten können.

Es ist leicht verständlich, daß zwischen Dipolen Bindungskräfte auftreten können, wenn die positiven und negativen Ladungsschwerpunkte sich nähern. Auch Ionen üben eine Anziehungskraft auf entsprechend angeordnete Dipole aus.

Die wichtigsten zwischenmolekularen Wechselwirkungen oder Nebenvalenz-bindungen sind Wasserstoffbrücken und Van-der-Waalskräfte.

Wasserstoffbrücken

In Wasser, wässrigen Lösungen und bei anderen Dipolen mit einer polaren Bindung, die ein H-Atom beinhaltet (-OH, -NH, -SH) also z.B. HCl oder NH₃ oder organischen Stoffen wie Alkoholen (Ethanol, Methanol) bilden sich zwischen den Molekülen Wasserstoffbrücken aus. Das positiv geladene H-Atom im Wassermolekül (Partialladung: d + = 0.32) orientiert sich zu einem negativ geladenen Sauerstoffatom im benachbarten Wassermolekül (Partialladung: d - = -0.64). In flüssigem Wasser sind statistisch 3,4 solcher Wasserstoffbrückenbindungen ausgebildet. Diese Bindungen bilden sich ständig und werden durch die Bewegung der Moleküle wieder aufgepalten.
spaceIm Eis besitzt Wasser eine Maximalzahl von 4 Wasserstoffbrückenbindungen mit einer geordneten Kristallstruktur.
Die Wasserstoffbrückenbindungen sind die Ursachen für die Zerreißfestigkeit des Wassers, die Kohäsion. Dies äußert sich auch im ungewöhnlich hohen Siedepunkt von 100° C bei 1 bar Druck.

Wasserstoffbrückenbindungen sind für die Stabilität und Reaktivität vieler biochemischer Stoffe (Moleküle in Zellen) sehr wichtig z.B. Eiweiße (=Proteine) oder Nukleinsäuren (z.B. DNA = Erbinformation). Proteine bestehen aus fadenförmigen Molekülen, die meist ein wollknäuelartige Struktur haben.

Van-derWaals-Kräfte treten in allen Atomen aufgrund von sogenannten induzierten Dipolen auf. Darunter versteht man zeitweilig auftretende Anziehungskräfte, die dadurch entstehen, daß die Elektronen sich je nach Zeit an unterschiedlichen Stellen im Atom aufhalten. So entsteht kurzzeitig eine ungleiche Ladungsverteilung, ein kurzzeitiger Dipol.
SpaceKommen nun zwei nicht kovalent verbundene Atome mit solchen momentanen induzierten Dipolzuständen sich in die Nähe, bilden sich Anziehungskräfte aus: die van-der-Waalskräfte (nach Johannes van der Waals, 1880). Diese Kräfte sind wieder Teil eines Gleichgewichtszustands zwischen Anziehungs- und Abstoßungskräften. Dieser Zustand ist deshalb auch von einem bestimmten Abstand der Teilchen gekennzeichnet, bei dem minimale Energie herrscht, dem Van der Waals-Radius. Bei unpolaren Stoffen wie Methan, O₂, Butan und anderen sind dies die einzigen zwischenmolekularen Kräfte. Der Kontaktabstand zwischen einem Sauerstoff- und Kohlenstoffatom beträgt z.B. 0,34 nm. Er ergibt sich aus den Van der Waals-Radien von 0,14 bei O und 0,2 bei C.

Die van der Waals-Kräfte sind schwächer als die H-Brücken-Bindungen, jedoch in Organismen ebenfalls bedeutsam.

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Die Bindungsenergie liegt bei ca. 1 kcal/mol und ist beträchtlich geringer als bei H-Brücken, die im Bereich von ca. 3 kcal/mol liegen. Als Anziehungskräfte zwischen Molekülen werden sie nur wirksam, wenn sich gleichzeitig mehrere Atome anziehen wie z.B. bei Butan oder noch längeren Kohlenwasserstoffen. Dabei muß auch die Molekülform passen.

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Pentan Molmasse: 72.15; SiP 35 °C; SchmP -130 ° C van der Waals- Kräfte

1-Butanol Molmasse 74.12; SiP 117.7 ° C; SchmP -90 ° C H-Brücken, Dipol-Dipol und van der Waals-Kräfte

Die C-Atome im Butan und Pentan, wie im Butanol sind sp3-hybridisiert. Damit besteht insgesamt keine Polarität nach außen (Ausnahme: Butanol wegen O-H). Durch induzierte Dipole können sich an den Kohlenstoffketten jedoch van der Waals-Kräfte ausbilden.
Die zusätzlichen Dipol-Dipolwechselwirkungen und H-Brücken sorgen beim Butanol für eine Verstärkung der zwischenmolekularen Kräfte, was sich im deutlich höheren Siedepunkt im Vergleich mit Butan ausdrückt.

Abb.2.4.14

H-Brücken

Abb. 2.4.16

Energie H-Brücke (Wasser-Dimer)

Abb. 2.4.18

H-Brücken in DNA und mit Protein

Abb. 2.4.19

Johannes Diderik van der Waals

Nobelpreis 1910