EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

Symmetrische Elektronen- verteilung Spontaner Dipol Induzierte Dipole δ+ δ – δ – δ – δ+ δ+ Van-der-Waals-Bindung – Dipol-Dipol-Wechselwirkung – Wasserstoffbrückenbindung 2.7 Kräfte zwischen Molekülen 42 42 Abb. 042–1: Spontaner und induzierter Dipol Die Kräfte, die zwischen Molekülen wirken, nennt man – zum Unterschied zur eigentlichen Atombindung, einer Hauptvalenzkraft – Nebenvalenzkräfte . Diese Kräfte müssen beim Schmelzen und Verdampfen überwunden werden. Von der Stärke dieser Kräfte hängt daher der Aggregatzustand von Stoffen bei Raumtemperatur ab. Die Stärke der Nebenvalenzkräfte ist von der Masse und vom Dipolcharakter der beteiligten Stoffe abhängig. Grundsätzlich unterscheidet man 3 Arten von Nebenvalenzkräften. Van-der-Waals-Bindung Liegen unpolare Moleküle vor, so nimmt man an, dass die Wechselwirkung zwischen Molekülen durch eine kurzfristige Ladungsverschiebung der Elektro- nenhülle auftritt. Dabei entstehen spontan schwache Dipole, die bei den be- nachbarten Teilchen ebenfalls eine Polarisierung hervorrufen („induzieren“). Die schwachen Wechselwirkungen zwischen spontanen und induzierten Dipolen bezeichnet man als Van-der-Waals-Kräfte (benannt nach dem holländischen Physiker Johannes van der Waals). Die Stärke der Van-der-Waals-Kräfte ist von der Molekülgröße und von der Mole- külstruktur abhängig. Vereinfacht kann man sagen: Je größer die Molekülmasse ist, desto größer ist die van-der-Waals-Kraft. Bei vergleichbarer Masse nehmen die Kräfte mit der Teilchenoberfläche zu. So sind die Wechselwirkungen zwi- schen kugelförmigen Molekülen kleiner als zwischen gestreckten. Dipol-Dipol-Wechselwirkung Sie wirkt zwischen Dipolmolekülen, und ihre Stärke ist abhängig von der Stärke des jeweiligen Dipols. Dabei zieht der elektronegativere Partner des einen Mole- küls den Partner mit der geringeren Elektronegativität des anderen Moleküls an. Wasserstoffbrückenbindung Ist Wasserstoff an ein stark elektronegatives Atom gebunden, so ist dieses Was- serstoff-Atom stark positiv polarisiert. Kommt es nun zu einer Wechselwirkung zwischen diesem positiv polarisierten Wasserstoff-Atom und einem nicht bin- denden Elektronenpaar eines negativ polarisierten Atoms, so nennt man diese Bindungsform Wasserstoffbrückenbindung. Die Wasserstoffbrückenbindung ist stärker als eine normale Dipol-Dipol-Wech- selwirkung. Dem Wasserstoffatom wird sein einziges Elektron teilweise ab- gezogen. Es besitzt dann einen fast ungeschützten Kern mit hoher positiver Ladungsdichte. Dieser kann jetzt mit dem nichtbindenden Elektronenpaar des negativ polarisierten Atoms eines anderen Moleküls in Wechselwirkung treten. Ist der Wasserstoff nur schwach polarisiert, wie zB im H 2 S-Molekül, so ist auch die Stärke der Wasserstoffbrücke gering. Starke Wasserstoffbrücken treten nur auf, wenn der Wasserstoff an O, N oder F gebunden ist. Wasserstoffbrücken haben bei vielen biochemischen Molekülen eine große Be- deutung (zB Eiweißstoffe, DNA). Die Nebenvalenzkräfte im Überblick Gleiche Masse Kleinere Oberfläche Größere Oberfläche Größere Masse Geringere Masse Große Van-der-Waals-Kräfte zwischen den Molekülen Geringe Van-der-Waals-Kräfte zwischen den Molekülen H 3 C H 2 C C H 2 H 2 C CH 3 H 3 C C CH 3 H 3 C CH 3 Abb. 042–2: Van-der-Waals-Bindung Abb. 042–3: Dipol–Dipol-Wechselwirkung S O O (2) δ+ δ – δ – (2) δ+ S O O δ – δ – O H H O H H O H H H F H F H F δ+ (2) δ – δ – (2) δ – (2) δ – δ+ δ+ δ+ δ+ δ+ δ+ δ – δ+ δ – δ+ Van-der-Waals-Bindung Die Stärke wächst mit der Molekülmasse und der Größe der Berührungsfläche. Dipol–Dipol-Wechselwirkung Anziehung zwischen positivem und negativem Pol Wasserstoffbrücke Besonders starke Dipol–Dipol-Wechselwirkung Immer dann, wenn H an F, N oder O gebunden ist. Sie ist die einzige Nebenvalenzkraft bei unpolaren Molekülen. Abb. 042–4: Wasserstoffbrücken I I I I F F F F Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Ve lags öbv