Bindungstypen

Zwischenmolekulare Kräfte und Dispersionskräfte

Welche Kräfte zwischen Molekülen wirken, woher sie kommen, wie weit sie reichen und warum Dispersionskräfte zwischen allen Teilchen auftreten.

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Das Wichtigste in Kürze5 Punkte
  • Zwischenmolekulare Kräfte wirken zwischen getrennten Teilchen und sind meist deutlich schwächer als kovalente Bindungen (unter 50 kJ/mol gegenüber rund 350 kJ/mol für C–C).
  • Zu ihnen zählen ionische, Ion-Dipol-, Dipol-Dipol- und Van-der-Waals-Kräfte. Die Gauche-Wechselwirkung ist dagegen intramolekular.
  • Ob sich zwei Dipole anziehen oder abstoßen, hängt von ihrer Orientierung ab: Kopf an Schwanz und antiparallel ziehen sich an, parallel nebeneinander stoßen sich ab.
  • Die Reichweite sinkt mit steigendem Exponenten: ionisch \(r^{-1}\), Ion-Dipol \(r^{-2}\), Dipol-Dipol \(r^{-3}\), Dispersion \(r^{-6}\). Van-der-Waals-Bindungen sind ungerichtet.
  • Dispersionskräfte (London-Kräfte) beruhen auf induzierten Dipolen, sind immer anziehend und wirken zwischen allen Teilchen. Deshalb lassen sich auch unpolare Gase wie \(\ce{N2}\) verflüssigen.

Worum es geht

Moleküle halten nicht nur innerlich durch Bindungen zusammen, sie ziehen sich auch gegenseitig an. Diese schwachen Kräfte entscheiden darüber, ob ein Stoff gasförmig, flüssig oder fest ist, wie gut er sich löst und wie fest ein Arzneistoff an sein Zielprotein bindet.

Intra- und intermolekulare Kräfte

Intramolekulare Kräfte wirken innerhalb eines Teilchens. Dazu gehören kovalente Bindungen, aber auch Wechselwirkungen zwischen Molekülteilen. Zwischenmolekulare Kräfte (intermolekulare Kräfte) wirken dagegen zwischen getrennten Teilchen. Sie bestimmen, wie stark Moleküle aneinander haften.

Der Unterschied in der Stärke ist groß. Eine kovalente Bindung wie C–C kostet beim Spalten rund 350 kJ/mol. Zwischenmolekulare Kräfte liegen meist deutlich unter 50 kJ/mol, Dispersionskräfte zwischen kleinen Molekülen oft bei wenigen kJ/mol. Beim Sieden von Wasser bleiben die Moleküle deshalb intakt. Nur ihr Zusammenhalt untereinander wird überwunden.

In der Pharmazie begegnen dir diese Kräfte ständig. Beim Lösen eines Salzes umgeben Wassermoleküle die Ionen und stabilisieren sie (Solvatation, in Wasser Hydratation). Ein Arzneistoff bindet an seinen Rezeptor meist über viele solcher schwachen Kontakte. Einzeln sind sie schwach, in der Summe ergeben sie eine feste, aber reversible Bindung.

Arten zwischenmolekularer Kräfte

Man ordnet die zwischenmolekularen Kräfte nach den beteiligten Partnern. Entscheidend ist, ob ein Teilchen eine echte Ladung trägt, ein permanentes Dipolmoment besitzt oder keines von beidem.

  • Ionische Wechselwirkungen: Zwei Ionen ziehen sich nach dem Coulomb-Gesetz an, etwa eine protonierte Aminogruppe und ein Carboxylat. Grundlagen dazu stehen bei der Ionenbindung.
  • Ion-Dipol-Kraft: Ein Ion zieht den entgegengesetzt geladenen Pol eines polaren Moleküls an.
  • Dipol-Dipol-Kraft: Zwei Moleküle mit permanentem Dipol ziehen sich an, etwa HCl oder Aceton.
  • Van-der-Waals-Kräfte: Sammelbegriff für die schwachen Kräfte zwischen ungeladenen Molekülen. Im engeren Sinn meint man damit oft nur die Dispersionskräfte.

Die Ion-Dipol-Kraft sieht man an der Hydrathülle besonders gut. Um ein \(\ce{Na+}\)-Ion richten sich die Wassermoleküle mit dem negativ polarisierten O-Atom zum Ion. Um ein \(\ce{Cl-}\)-Ion zeigen dagegen die positiv polarisierten H-Atome nach innen.

Natrium-Ion und Chlorid-Ion, jeweils umgeben von unterschiedlich orientierten Wassermolekülen.

Ion-Dipol-Kräfte in Hydrathüllen von Kation und Anion.

Je größer das Dipolmoment eines Moleküls, desto stärker trägt es zur gegenseitigen Anziehung bei. Die Wasserstoffbrücke ist ein besonders starker Sonderfall und hat eine eigene Einheit.

Abzugrenzen sind Wechselwirkungen innerhalb eines Moleküls. Die Gauche-Wechselwirkung im n-Butan entsteht zwischen zwei Methylgruppen desselben Moleküls. Sie ist deshalb intramolekular. Mehr dazu findest du bei den Konformationen des n-Butans.

Orientierung und Reichweite

Ein Dipol hat ein positives und ein negatives Ende. Wie stark sich zwei Dipole anziehen, hängt deshalb von ihrer Orientierung zueinander ab. Liegen sie Kopf an Schwanz oder antiparallel nebeneinander, stehen sich entgegengesetzte Partialladungen gegenüber, und sie ziehen sich an. Liegen sie parallel nebeneinander, treffen gleiche Partialladungen aufeinander, und sie stoßen sich ab.

Drei Anordnungen zweier Dipolpfeile, zwei davon als anziehend, eine als abstoßend gekennzeichnet.

Ob sich zwei Dipole anziehen oder abstoßen, hängt von ihrer Ausrichtung ab.

In einer Flüssigkeit drehen sich die Moleküle ständig. Günstige Ausrichtungen sind aber energieärmer und kommen häufiger vor. Im Mittel überwiegt daher die Anziehung.

Auch die Reichweite unterscheidet die Kräfte. Sie hängt davon ab, mit welcher Potenz die Wechselwirkungsenergie mit dem Teilchenabstand \(r\) abfällt. Je höher der Exponent, desto schneller verschwindet die Kraft mit wachsendem Abstand.

Wechselwirkung Partner Energie proportional zu gerichtet
ionisch zwei Ionen \(r^{-1}\) nein
Ion-Dipol Ion und permanenter Dipol \(r^{-2}\) ja
Dipol-Dipol zwei permanente Dipole \(r^{-3}\) ja
Dispersion (Van der Waals) alle Teilchen \(r^{-6}\) nein

Ionische Wechselwirkungen reichen also am weitesten, weiter als Dipol-Dipol-Kräfte. Die Van-der-Waals-Energie fällt mit der sechsten Potenz des Abstands. Dispersionskräfte haben damit eine geringere Reichweite als die Kräfte zwischen permanenten Dipolen. Sie wirken praktisch nur zwischen Molekülen, die sich fast berühren.

Vier abfallende Kurven, wobei die r hoch minus sechs Kurve am schnellsten gegen null geht.

Je höher der Exponent, desto kürzer die Reichweite: Die Dispersionsenergie fällt mit der sechsten Potenz des Abstands.

Ein eigenes Zahlenbeispiel zeigt den Unterschied. Verdreifacht sich der Abstand, sinkt die ionische Energie auf ein Drittel. Die Dispersionsenergie sinkt dagegen auf \(1/3^6 = 1/729\) des Ausgangswerts.

💡 Merke

Je höher der Exponent von \(r\), desto kürzer die Reichweite: Ion vor Ion-Dipol vor Dipol-Dipol vor Dispersion.

Van-der-Waals-Bindungen sind ungerichtet. Die Elektronenhülle kann sich in jede Richtung verschieben, daher gibt es keine bevorzugte Raumrichtung. Das unterscheidet sie von der Dipol-Dipol-Kraft und von der Wasserstoffbrücke.

Dispersionskräfte

Auch Teilchen ohne permanentes Dipolmoment ziehen sich an. Das zeigen Edelgase und Moleküle wie \(\ce{H2}\), \(\ce{N2}\) oder \(\ce{Cl2}\). In ihnen gibt es keine Elektronegativitätsdifferenz und damit keine polare Bindung. Trotzdem lassen sie sich verflüssigen: Stickstoff siedet bei −196 °C, Helium bei 4,2 K. Verantwortlich sind die Dispersionskräfte, nach Fritz London auch London-Kräfte genannt.

📖 Definition: Induzierter Dipol

Ein induzierter Dipol entsteht, wenn ein elektrisches Feld die Elektronenhülle eines Teilchens verschiebt. Das Feld kann von einem Ion, einem permanenten Dipol oder einem momentanen Dipol stammen.

Die Elektronenwolke eines Atoms ist nur im zeitlichen Mittel symmetrisch. Man kann sie sich wie eine wabernde Wolke vorstellen, die für einen Augenblick mal mehr auf der einen, mal mehr auf der anderen Seite liegt. So entsteht die Dispersionskraft:

  1. Momentaner Dipol: Die Elektronen in Atom A verschieben sich zufällig, A hat kurz eine \(\delta-\)- und eine \(\delta+\)-Seite.
  2. Induktion: Das Feld dieses Dipols verschiebt die Elektronen im Nachbarn B. Es entsteht ein induzierter Dipol.
  3. Passende Ausrichtung: Der induzierte Dipol richtet sich so aus, dass sich entgegengesetzte Partialladungen gegenüberstehen.
  4. Gleichtakt: Kehrt sich der Dipol in A um, folgt B sofort. Die Anziehung bleibt erhalten.

Zwei Atome, deren Elektronenwolken sich kurzzeitig verschieben, sodass sich entgegengesetzte Partialladungen gegenüberstehen.

Entstehung der Dispersionskraft: Ein momentaner Dipol induziert im Nachbarn einen passend ausgerichteten Dipol.

Weil der induzierte Dipol dem auslösenden Dipol immer folgt, sind Dispersionskräfte immer anziehend. Eine abstoßende Anordnung wie bei zwei starren Dipolen kommt nicht zustande. Wichtig ist auch: In jedem ungeladenen Teilchen lässt sich ein Dipol induzieren, denn jedes besitzt eine verschiebbare Elektronenhülle.

Daraus folgt der Kernpunkt. Dispersionskräfte wirken zwischen allen Molekülen, nicht nur zwischen unpolaren. Zwischen HCl-Molekülen treten sie zusätzlich zur Dipol-Dipol-Kraft auf und liefern dort sogar den größeren Teil der Anziehung. Bei unpolaren Stoffen sind sie die einzige zwischenmolekulare Kraft.

🎯 Examensrelevant: Wesen der Dispersionskräfte

Dispersionskräfte sind ein Examensklassiker: Sie beruhen auf induzierten Dipolen, sind stets anziehend und wirken zwischen allen Teilchen, also auch zwischen polaren Molekülen. Achte darauf, dass auch Teilchen ohne EN-Differenz wie \(\ce{N2}\) oder Argon sie zeigen und sich deshalb verflüssigen lassen.

Wie stark die Dispersionskräfte sind, hängt davon ab, wie leicht sich die Elektronenhülle verformen lässt. Das behandelt die Einheit zu Polarisierbarkeit und Siedepunkten.

Quiz

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Aussage 1

Je nach momentaner Ausrichtung der Elektronenwolken können Dispersionskräfte auch abstoßend wirken.

Der induzierte Dipol folgt dem momentanen Dipol stets so, dass sich entgegengesetzte Partialladungen gegenüberstehen. Dispersionskräfte sind daher immer anziehend.

Aussage 2

Die Gauche-Wechselwirkung zwischen den Methylgruppen im n-Butan ist eine zwischenmolekulare Kraft.

Sie wirkt zwischen Gruppen desselben Moleküls und ist daher intramolekular.

Aussage 3

Zwei gleich ausgerichtete Dipole, die parallel nebeneinanderliegen, stoßen sich ab.

In dieser Anordnung stehen sich gleiche Partialladungen gegenüber. Die Stärke und sogar das Vorzeichen der Dipol-Dipol-Kraft hängen von der Orientierung ab.

Aussage 4

Zwischen HCl-Molekülen wirken neben Dipol-Dipol-Kräften auch Dispersionskräfte.

Dispersionskräfte wirken zwischen allen Molekülen, auch zwischen polaren. Bei HCl liefern sie sogar den größeren Teil der Anziehung.

Aussage 5

Argon lässt sich verflüssigen, weil in seinen Atomen Dipole induziert werden können, die sich gegenseitig anziehen.

Auch ungeladene Teilchen ohne EN-Differenz bilden momentane und induzierte Dipole. Die resultierenden Dispersionskräfte halten die Flüssigkeit zusammen.

Aussage 6

Verdoppelt sich der Abstand zweier Moleküle, sinkt die Dispersionsenergie auf ein Viertel.

Die Dispersionsenergie fällt mit \(r^{-6}\). Bei doppeltem Abstand bleibt nur \(1/2^6 = 1/64\) übrig.

Aussage 7

Dispersionskräfte reichen weiter als die Wechselwirkungen zwischen permanenten Dipolen.

Die Dispersionsenergie fällt mit \(r^{-6}\), die Dipol-Dipol-Energie mit \(r^{-3}\). Dispersionskräfte haben also die geringere Reichweite.

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