Zwischenmolekulare Kräfte: H-Brücken & Van-der-Waals-Kräfte

2.4.2
Zwischenmolekulare Kräfte

Bisher haben wir uns mit den Kräften
in einem Teilchen oder einer Verbindung beschäftigt. Nun wollen
wir die Kräfte betrachten, die zwischen z.B. Molekülen
herrschen und die verantwortlich für den Zustand der Materie
sind.
space Die Bindungen in einem Molekül
sind normalerweise recht stark. Man muß deshalb einem Molekül
viel Energie zuführen, um die Bindung zu spalten. (siehe Bindungsenergieen).
Wassermoleküle sind zum Beispiel bis über 500 °C stabil,
erst bei höheren Temperaturen zerfallen sie in Wasserstoff
und Sauerstoff.
space Dagegen
sind die Bindungen zwischen den Molekülen relativ schwach.
Im Allgemeinen beträgt die Energie der
zwischenmolekulare Kräfte
weniger als 50 kJ/mol.
Da natürlich die Ladungen der Moleküle sich nicht nur
im Molekül beeinflussen sondern Elektronen eines Moleküls
auch die positive Ladungen eines anderen Moleküls anziehen,
falls der Abstand genügend klein ist, gibt es überhaupt
solche zwischenmolekulare Kräfte.

Um die Anziehungskraft zwischen zwei
HCl-Molekülen in der flüssigen Phase zu trennen, muß
man nur 16 kJ/mol an Energie aufwenden (d.h. die Verdampfungsenergie).
Dagegen bracht man 431 kJ/mol Energie, um die kovalente Bindung
zwischen den H- und Cl-Atomen im HCl-Molekül zu spalten.

Das bedeutet: Die Temperatur, bei
der eine Flüssigkeit kocht spiegelt die kinetische Energie
wieder, die benötigt wird, um die zwischenmolekularen Kräfte
zu überwinden = Siedepunkt).

Konsequenz:
Die Stärke der zwischenmolekularen Kräfte bestimmt die
physikalischen Eigenschaften eines Stoffes.

Ohne das Bose-Einstein-Kondensat kann
Materie in drei Aggregatzuständen auftreten: fest
– flüssig – gasförmig.

Space In einem Feststoff ist
die kinetische Energie gering verglichen mit den zwischenmolekularen
Kräften. Deshalb bewegen sich die Teilchen nur wenig um eine
bestimmte Position.
SpaceIn einer Flüssigkeit
ist die Bewegungsenergie ähnlich den zwischenmolekularen Kräften.
deshalb bewegen sich die Teilchen (in der Regel bleiben sie innerhalb
des eigenen Teilchendurchmessers.)

In der Abbildung 2.4.9 unten sind
die verschiedenen Aggregatzustände zu sehen.

 


Abb. 2.4.11

Bindungsenergieen

binden

 


Abb. 2.4.12

Aggregatzustände
Links sind die verschiedenen Aggregatzustände zu sehen.
Die Teilchen besitzen je nach dem einen unterschiedlichen Abstand.
Im festen Zustand sind sie am nächsten zusammen, z.B. in
einem Gitter wie beim Li. Im flüssigen oder gelösten
Zustand sind sie weiter auseinander. Im gasförmigen Zustand
sind sie am weitesten auseinander.
agg1

 

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:


1
2
3
4
5
Ion – Dipol-Wechselwirkungen
Ion – Unpolares Teilchen (=Induzierte Dipole)
Dipol – Dipol-Wechselwirkungen
Dipol – Unpolares Teilchen (=Induzierte Dipole)
Induzierte Dipole – Induzierte Dipole

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.

 
 

 

 

 

 


Abb.2.4.13

Zwischenmolekulare
Kräfte

(siehe unten)

 

 

zwmk

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.

ahelix


Abb. 2.4.17

Ausschnitt aus einem Protein
Van der Waals-Kräfte

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.

vdwr1

.

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.

butan

Klicken Sie auf das Bild für die
3D-Animation


Pentan

pentan

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


1-Butanol

butanolMolmasse 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

hbruck1

 


Abb. 2.4.15

Bindungslängen (nm)
verschiedene H-Brücken
 


-O-HO
-O-H…O-
-O-H…N
-N-H…O
-N+-H…O
-N-H…N
0,270
0,263
0,288
0,304
0,293
0,310

Bindungslänge O-H im Wasser:
0,097nm

 

 


Abb. 2.4.16

Energie H-Brücke
(Wasser-Dimer)

ehbr

 


Abb. 2.4.18

H-Brücken in DNA und mit Protein

hbr2

Abb. 2.4.19

Johannes Diderik van der Waals

waals3 Nobelpreis 1910

 


Abb. 2.4.20

Van der Waals-Gleichung
 
vdwg

P, V, n, R,und T sind die Größen
aus der allgemeinen Gasgleichung. a und b sind empirische Parameter,
die die Wechselwirkung der Gasmoleküle korrigieren. Ihre
Werte können aus Tabellen entnommen werden.

 

 

 


Abb. 2.4.21

Butan im van der Waals-Abstand (links)

but2nn-Butan;
SiP -0.6 °C, SchmP -138 °C
höhere Oberfläche; größere Steifigkeit; —>
höherer SiP und SchmP

 

 

Weiterführende
Quellen:
chemische Bindung:http://www.imsa.edu/~ishmael/bonding/cb/index.html

Zwischenmolekulare Bindungen: http://www.chem.unsw.edu.au/UGNotes/hainesIMF/whatareIMF.html

Simulation:
http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/liquids/faq/h-bonding-vs-london-forces.shtml

Oberflächenspannung: http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/liquids/faq/tates-law.shtml

Atomarchiv: http://www.atomicarchive.com/main.shtml

3D-Molekülarchiv: http://www.nyu.edu/pages/mathmol/library/library.html

Maße: http://home.att.net/~numericana/answer/units.htm

Hat dir dieser Artikel geholfen?

Comments on this entry are closed.