Als Van-der-Waals-KrÀfte
werden in der Chemie all diejenigen AnziehungskrĂ€fte zwischen zwei Teilchen zusammengefasst, welche in einer elektrostatischen Anziehung eines positiven und eines negativen Pols begrĂŒndet sind. Namensgeber ist Johannes van der Waals, er war Professor an der UniversitĂ€t Amsterdam und erhielt den Nobelpreis fĂŒr Physik im Jahr 1910.
Ăbersicht der inter- und intramolekularen Wechselwirkungen
GewoÌhnlich wird die Bezeichnung âVan-der Waals-KraÌfteâ als Synonym fuÌr âLondon-KraÌfteâ, die auch
zwischen unpolaren Teilchen auftreten, verwendet.
3
Van-der-Waals-Kraft (London-Kraft)
Dipol-Dipol-Kraft
WasserstoffbrĂŒcke
Ion und Dipol
Van-der-Waals-KraÌfte (London-KraÌfte) wirken zwischen allen Teilchen und spielen besonders bei unpolaren Teilchen eine wichtige Rolle.
Durch Bewegung von Elektronen in Bindungen oder der AtomhĂŒlle entstehen kurzlebige Dipole. Solche temporaÌreren Dipole
beeinflussen die Elektronenverteilung in benachbarten MolekĂŒlen
oder Atomen. Dadurch koÌnnen in diesen ebenfalls kurzlebige Dipole induziert werden. Die Anziehung zwischen temporĂ€ren Dipolen bewirkt nur einen
schwachen Zusammenhalt von Teilchen. Van-der-Waals-KrÀfte sind daher die schwÀchsten
inter- und intramolekularen Wechselwirkungen.
Die Dipol-Dipol-Kraft wirkt zwischen zwei DipolmolekĂŒlen. Dabei zieht eine partiell positiv geladene Seite des einen MolekĂŒls eine partiell negativ geladene Seite eines anderen MolekĂŒls an. Sie wirkt zwischen gleichartigen oder unterschiedlichen MolekĂŒlen.
Eine WasserstoffbrĂŒcke
ist eine besondere Form der Dipol-Dipol-Kraft. Sie beruht auf der Anziehung zwischen einem stark partiell positiv geladenem Wasserstoffatom des einen MolekĂŒls und einem stark partiell negativ geladenen Atom des anderen MolekĂŒls. Voraussetzung dafĂŒr ist die Bindung von Wasserstoff an ein Elementatom mit sehr hoher ElektronegativitĂ€t, wie Stickstoff-, Sauerstoff-, Fluor- oder Chloratome. WasserstoffbrĂŒcken sind die stĂ€rkste inter- und intramolekulare Wechselwirkung, sie wirken zwischen gleichartigen oder unterschiedlichen MolekĂŒlen.
Bei Lösen von Salzen in polaren Lösungsmitteln spielen die Wechselwirkungen zwischen Ionen und DipolmolekĂŒlen eine besondere Rolle und machen diesen Vorgang erst möglich. Ionen sind im Gegensatz zu den bisher betrachteten Teilchen nicht nur partiell geladen, sondern tragen vollstĂ€ndige Ladungen. Wird ein Salzkristall in ein polares Lösungsmittel gegeben, so richten sich dessen MolekĂŒle entsprechend ihrer Ladungsverteilung an der OberflĂ€che des Kristalls aus. Der negative Pol der LösungsmittelmolekĂŒle lagert sich an den Kationen und der positive Pol an den Anionen an. So erfolgt eine Ablösung der Ionen aus dem Gitter und deren vollstĂ€ndige EinhĂŒllung durch LösungsmittelmolekĂŒle. In Wasser wird dieser Vorgang als Hydratation bezeichnet, in anderen, beispielsweise organischen Medien, als Solvatation.
§
Urheber: Digitale Lernwelten GmbH
Cc4BYNCSAAuflösung eines Kristalls in Wasser
Van-der-Waals-Kraft (London-Kraft)
Dipol-Dipol-Kraft
WasserstoffbrĂŒcke
Ion und Dipol
2.2 Zusammenhang zwischen Struktur und Eigenschaften
Siedetemperaturen
4
Neben dem MolekĂŒlgewicht ist die StĂ€rke der wirkenden inter- und intramolekularen Wechselwirkungen entscheidend fĂŒr die Siedetemperatur. Prinzipiell gilt: Je stĂ€rker die inter- und intramolekularen Wechselwirkungen, desto gröĂer ist der Zusammenhalt der Teilchen untereinander, desto mehr Energie wird benötigt, um sie voneinander zu trennen und in die Gasphase zu befördern, desto höher ist die Siedetemperatur.
Um die StÀrke der inter- und intramolekulare Wechselwirkungen abschÀtzen zu können, sind zwei Faktoren zu betrachten:
Das Vorhandensein von Atomen mit hoher ElektronegativitĂ€t deutet oftmals darauf hin, dass es sich um ein DipolmolekĂŒl handelt. Ist dies der Fall, wirken starke inter- und intramolekulare AnziehungskrĂ€fte.
Die OberflĂ€che des MolekĂŒls bestimmt die StĂ€rke der Van-der-Waals-KrĂ€fte. Es gilt: Je gröĂer die MolekĂŒloberflĂ€che, desto stĂ€rker die inter- und intramolekularen Wechselwirkungen. Insbesondere bei der AbschĂ€tzung von Siedetemperaturen von Strukturisomeren ist dieser Faktor relevant.
Hinweis: Zur vereinfachten Darstellung organischer MolekĂŒle wird im Folgenden die Skelettformel verwendet.
Ăbungen
5
?
6
?
7
?
8
Siedetemperaturen
In den Abbildungen sind die Siedetemperaturen folgender Stoffe graphisch dargestellt:
   i) NH3, PH3, AsH3, SbH3    ii) F2, Cl2, Br2, I2
1) Ordnen Sie den Grafiken die zugrundeliegende Datenreihe zu! 2) ErlĂ€utern Sie das Zustandekommen der KurvenverlĂ€ufe unter Nutzung Ihres Wissens ĂŒber inter- und intramolekulare Wechselwirkungen!
Löslichkeit
9
Die Menge eines Stoffes, die sich in einer bestimmten Menge eines Lösungsmittels löst, ist eine stoffspezifische GröĂe. Sie wird als Löslichkeit bezeichnet. Stoffe, die beispielsweise in Wasser sehr gut löslich sind, sind Kochsalz, Ethanol (Trinkalkohol) und Saccharose (Haushaltszucker).
Experiment
10
Im folgenden Experiment soll die Löslichkeit dreier Stoffe â Speiseöl, Kupfersulfat und Tinte â in den Lösungsmitteln Wasser und Waschbenzin untersucht werden. Waschbenzin ist ein Stoffgemisch, welches vorrangig aus Kohlenwasserstoffen besteht.
11
?
12
13
Merksatz
Formulieren Sie einen Merksatz, der die Bedingung der Löslichkeit zweier Stoffe ineinander beschreibt.Â
14
Trockeneis
Bei Trockeneis handelt es sich um festes Kohlenstoffdioxid, welches hĂ€ufig zur KĂŒhlung oder fĂŒr beeindruckende Showeffekte verwendet wird.
1) ErlĂ€utern Sie BindungsverhĂ€ltnisse im KohlenstoffdioxidmolekĂŒl. 2) ErklĂ€ren Sie, warum Kohlenstoffdioxid einen festen Aggregatzustand aufweisen kann. Nutzen Sie Ihr Wissen ĂŒber inter- und intramolekulare Wechselwirkungen.
