Van-der-Waals-Kräfte: Definition, Typen und Beispiele

Van-der-Waals-Kräfte

Die Van-der-Waals-Kräfte sind nicht-kovalente, chemische Bindungskräfte, die die molekulare Form stabilisieren. Sie umfassen zwei Arten von Kräften oder Wechselwirkungen: Dispersionskräfte (die Anziehungskräfte sind) und Abstoßungskräfte zwischen den Elektronenhüllen zweier benachbarter Atome.

Dispersionskräfte

Alle Atome, auch unpolare, sind aufgrund des Spins der Elektronen um den Kern kleine Dipole (siehe Atommodell). Das Vorhandensein dieser transienten Dipole führt dazu, dass auch benachbarte Atome polarisiert werden, sodass kleine elektrostatische Anziehungskräfte zwischen den Dipolen aller Atome entstehen.

Elektrostatische Abstoßung

Diese Dispersionskräfte wirken der elektrostatischen Abstoßung zwischen den Elektronenhüllen zweier benachbarter Atome entgegen.

Die Resultierende dieser entgegengesetzten Kräfte ist ein minimal zulässiger Abstand zwischen den Kernen zweier benachbarter Atome. Dieser Abstand ist als Van-der-Waals-Radius bekannt.

Wir unterscheiden drei Arten von Van-der-Waals-Bindungen:

• Orientierung: Permanente Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Sie treten zwischen polaren Molekülen auf, wie z. B. HCl. Dabei entsteht eine elektrische Anziehung zwischen den entgegengesetzten Polen benachbarter Moleküle. Diese Wechselwirkung ist stärker als die Wasserstoffbrückenbindung, jedoch überlappen sich die wechselwirkenden Atome nicht. (Zur Erinnerung: Eine Überlappung findet nur bei der Wasserstoffbrückenbindung statt, bei der die kleineren Atome N, O und F beteiligt sind). Je größer die Polarität des Moleküls ist (Elektronegativitätsdifferenz zwischen den Atomen, die es bilden), desto stärker ist die Wechselwirkung.
• Induktion: Permanente Dipol-induzierte Dipol-Wechselwirkungen. Sie treten zwischen einem polaren und einem unpolaren Molekül auf. Bei dieser Art der Wechselwirkung führt der permanente Dipol des polaren Moleküls zu einer Verformung der Elektronenhülle des sich nähernden unpolaren Moleküls (der negative Pol des polaren Moleküls bewirkt eine Verschiebung der Elektronen im unpolaren Molekül zum entgegengesetzten Pol, wodurch ein Dipol entsteht). So entsteht eine elektrische Anziehung zwischen entgegengesetzten Polen.

Diese Art der Bindung wird auch als Polarisation bezeichnet. Sie ist umso stärker, je größer die Polarisierbarkeit des unpolaren Moleküls ist. Die Intensität dieses Phänomens hängt vom Grad der Polarität (Elektronegativitätsdifferenz zwischen den Atomen im polarisierenden, polaren Molekül) und der Größe des polarisierten Moleküls ab (je größer die Anzahl der Elektronen, desto größer kann die Ungleichheit sein).

• Dispersion (London-Kräfte): Momentane Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Sie treten in allen molekularen Verbindungen auf und sind die einzige intermolekulare Kraft, die zwischen unpolaren Molekülen wirkt. Sie entstehen durch das Auftreten einer asymmetrischen Ladungsverteilung in einem Molekül (aufgrund der ständigen Bewegung der Elektronen). Dieses Phänomen führt zum Auftreten eines momentanen Dipols im sich nähernden Molekül, wodurch eine sehr schwache und kurzzeitige Wechselwirkung entsteht.

Die Intensität dieser Wechselwirkung hängt von der Größe des Moleküls ab (je größer die Anzahl der Elektronen, desto größer ist die Wahrscheinlichkeit des Auftretens eines momentanen Dipols).

Eine Dipol-Dipol-Anziehung ist eine nicht-kovalente Wechselwirkung zwischen zwei polaren Molekülen oder zwei polaren Gruppen desselben Moleküls, wenn dieses groß ist. Moleküle, die permanente Dipole enthalten, ziehen einander an, wenn sich der positive Bereich einer Region in der Nähe des negativen Bereichs einer anderen befindet, wie z. B. zwischen BrCl-Molekülen.

Wasserstoffbrückenbindung

Die Wasserstoffbrückenbindung ist eine besondere Form der Dipol-Dipol-Wechselwirkung zwischen einem Wasserstoffatom, das an eine polare Bindung wie N-H, O-H oder F-H gebunden ist, und einem elektronegativen Atom wie O, N oder F. Diese Wechselwirkung wird wie folgt dargestellt:

A-H • • • B-A

A und B stehen für O, N oder F; H-A ist ein Molekül oder ein Teil eines Moleküls und B ist Teil eines anderen Moleküls. Die gestrichelte Linie stellt die Wasserstoffbrückenbindung dar.

Die durchschnittliche Energie einer Wasserstoffbrückenbindung ist mit über 40 kJ/mol relativ hoch für eine Dipol-Dipol-Wechselwirkung. Daher spielt die Wasserstoffbrückenbindung eine wichtige Rolle bei der Ausbildung bestimmter Strukturen und Eigenschaften vieler Verbindungen.

Metallische Bindung

• Metalle sind in der Regel bei Raumtemperatur fest, außer Quecksilber. Ihre Schmelz- und Siedepunkte können sehr unterschiedlich sein.
• Ihre thermische und elektrische Leitfähigkeit ist sehr hoch (dies erklärt sich durch die enorme Mobilität ihrer Valenzelektronen).
• Sie besitzen metallischen Glanz und sind weniger elektronegativ.
• Sie sind weich und verformbar (die große Mobilität der Valenzelektronen ermöglicht es den Metallkationen, sich zu bewegen, ohne dass die Bindung bricht).
• Sie können Elektronen emittieren, wenn sie Energie in Form von Wärme aufnehmen.
• Sie neigen dazu, Elektronen aus ihren äußeren Schalen zu verlieren, wenn sie Lichtquanten (Photonen) aufnehmen. Dieses Phänomen ist als photoelektrischer Effekt bekannt.

Ionische Bindung

In der Chemie ist die ionische Bindung eine Bindung, die durch die elektrostatische Anziehung zwischen Ionen mit entgegengesetzter Ladung entsteht. Sie tritt auf, wenn ein Atom ein Elektron einfängt oder abgibt.

Das Metall gibt ein oder mehrere Elektronen ab und bildet Anionen (negativ geladene Ionen) oder Kationen (positiv geladene Ionen) mit einer stabilen Elektronenkonfiguration. Diese Elektronen gehen dann in das Nichtmetall über, wodurch ein negativ geladenes Ion oder Anion entsteht, das ebenfalls eine stabile Elektronenkonfiguration aufweist. Die elektrostatische Anziehung zwischen den entgegengesetzt geladenen Ionen führt zu ihrer Vereinigung und zur Bildung einer Bindung.

Ionische Verbindungen bilden Kristallgitter, die aus entgegengesetzt geladenen Ionen bestehen, die durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden. Diese Art der Anziehung bestimmt die beobachteten Eigenschaften. Wenn die elektrostatische Anziehung stark ist, bilden sie kristalline Feststoffe mit hohem Schmelzpunkt, die in Wasser unlöslich sind. Wenn die Anziehung geringer ist, wie im Fall von NaCl, ist der Schmelzpunkt niedriger und sie sind im Allgemeinen in Wasser löslich und in unpolaren Lösungsmitteln wie Benzol unlöslich.

Eigenschaften ionischer Verbindungen

• Sie sind feste, kristalline Strukturen im kubischen System.
• Diese Bindung entsteht durch den Transfer von Elektronen von einem Metall zu einem Nichtmetall.
• Sie haben hohe Schmelz- und Siedepunkte.
• Die Bindungen entstehen durch die Wechselwirkung zwischen Metallen der Gruppen I und II und Nichtmetallen der Gruppen VI und VII.
• Sie sind in polaren Lösungsmitteln löslich, wenn auch in geringem Maße.
• Im geschmolzenen Zustand oder in wässriger Lösung leiten sie elektrischen Strom.
• Im festen Zustand leiten sie keinen elektrischen Strom.