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Viele Stoffe bestehen aus einzelnen Molekülen, die nicht fest miteinander verbunden sind. Trotzdem können sie flüssig oder fest sein, an Oberflächen haften oder bestimmte Siedetemperaturen haben. Hinter solchen Eigenschaften stecken oft sehr kleine Anziehungen zwischen Teilchen. Nach dieser Erklärung kannst du Van-der-Waals-Kräfte erkennen, ihre Entstehung beschreiben und Stoffeigenschaften damit begründen.
- Ich kann erklären, was Van-der-Waals-Kräfte sind.
- Ich kann temporäre und induzierte Dipole mit eigenen Worten beschreiben.
- Ich kann begründen, warum größere oder längliche Moleküle meist stärkere Van-der-Waals-Kräfte haben.
- Ich kann Van-der-Waals-Kräfte von kovalenten Bindungen, Ionenbindungen und Wasserstoffbrücken unterscheiden.
- Ich kann Siedetemperaturen einfacher Moleküle mithilfe der Molekülgröße und Oberfläche vergleichen.
Was Van-der-Waals-Kräfte leisten
Stell dir zwei sehr leichte Kunststofffolien vor. Manchmal kleben sie aneinander, obwohl kein Kleber da ist. Auf Teilchenebene passiert etwas Ähnliches: Moleküle können sich schwach anziehen, auch wenn sie insgesamt ungeladen sind.
Van-der-Waals-Kräfte
Van-der-Waals-Kräfte sind schwache Anziehungskräfte zwischen Atomen oder Molekülen. Sie gehören zu den zwischenmolekularen Kräften, weil sie zwischen Teilchen wirken und nicht als feste Bindung innerhalb eines Moleküls. Im engeren Schulgebrauch meint man damit oft besonders die London-Dispersionskräfte zwischen unpolaren Teilchen.
Wichtig ist die Richtung: Eine kovalente Bindung hält Atome innerhalb eines Moleküls zusammen, zum Beispiel die Atome in einem Methan-Molekül. Van-der-Waals-Kräfte wirken dagegen zwischen verschiedenen Methan-Molekülen. Sie entscheiden also nicht, aus welchen Atomen ein Molekül besteht, sondern wie stark sich viele Moleküle gegenseitig festhalten.
Vergleich am Beispiel Methan:
- Ein Methan-Molekül hat die Formel CH4.
- Die Bindungen zwischen Kohlenstoff und Wasserstoff sind kovalente Bindungen innerhalb des Moleküls.
- Zwischen zwei verschiedenen Methan-Molekülen gibt es keine kovalente Bindung.
- Trotzdem können sich die Moleküle ganz schwach anziehen. Diese Anziehung zählt zu den Van-der-Waals-Kräften.
- Weil die Kräfte schwach sind, siedet Methan schon bei sehr niedriger Temperatur.
Van-der-Waals-Kräfte sind keine Bindungen im Molekül. Sie sind schwache Anziehungen zwischen Molekülen oder Atomen.
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Wie aus neutralen Teilchen eine Anziehung entsteht
Ein unpolares Molekül ist insgesamt neutral. Trotzdem bewegen sich seine Elektronen ständig. Dadurch ist die negative Ladung in einem winzigen Moment nicht immer perfekt gleichmäßig verteilt.
Temporärer Dipol
Ein temporärer Dipol ist ein kurzzeitig ungleich verteiltes Teilchen: Eine Seite ist für einen Moment etwas negativer, die andere etwas positiver. Das Teilchen bleibt insgesamt neutral, hat aber kurz zwei elektrische Seiten.
Kommt ein Nachbarteilchen nahe genug heran, kann dieser momentane Ladungsunterschied die Elektronen im Nachbarn verschieben. Dann entsteht dort ebenfalls ein Dipol. Man sagt: Der erste Dipol induziert einen Dipol im zweiten Teilchen.
Induzierter Dipol
Ein induzierter Dipol entsteht, wenn die Ladungsverteilung eines Teilchens durch ein benachbartes Teilchen verschoben wird. Das Teilchen wird also nicht geladen, sondern nur kurzzeitig im Inneren unsymmetrisch.
Jetzt liegen eine etwas positive Seite und eine etwas negative Seite einander gegenüber. Entgegengesetzte Ladungsbereiche ziehen sich an. Diese Anziehung ist sehr kurzlebig, entsteht aber ständig neu, weil sich Elektronen immer bewegen.
Gedankenbild mit zwei unpolaren Molekülen:
- Molekül A ist insgesamt neutral.
- Für einen Augenblick sind seine Elektronen etwas stärker links verteilt.
- Links ist A dadurch etwas negativer, rechts etwas positiver.
- Molekül B liegt nah daneben.
- Die negative Seite von A stößt Elektronen in B ein Stück weg.
- B bekommt dadurch eine leicht positive Seite in Richtung A.
- Die positive Seite von B und die negative Seite von A ziehen sich schwach an.
Die häufigste Schul-Erklärung für Van-der-Waals-Kräfte ist die London-Dispersionskraft. Sie tritt auch bei Edelgasatomen und unpolaren Molekülen auf. Genau deshalb können sogar Stoffe aus unpolaren Teilchen bei sehr tiefen Temperaturen flüssig oder fest werden.
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Wovon die Stärke abhängt
Van-der-Waals-Kräfte sind schwach, aber sie sind nicht immer gleich schwach. Drei Ideen helfen dir fast immer: Nähe, Polarisierbarkeit und Berührungsfläche.
Polarisierbarkeit
Polarisierbarkeit beschreibt, wie leicht sich die Elektronenhülle eines Atoms oder Moleküls verschieben lässt. Je leichter die Elektronen verschoben werden können, desto leichter entstehen temporäre oder induzierte Dipole.
Größere Teilchen besitzen meist mehr Elektronen und eine weiter ausgedehnte Elektronenhülle. Diese Hülle lässt sich leichter verformen. Deshalb nehmen Van-der-Waals-Kräfte in vielen Stoffreihen mit der Molekülgröße zu.
Auch die Form zählt. Längliche Moleküle können sich über eine größere Fläche berühren als stark verzweigte, kugelige Moleküle. Mehr Kontaktfläche bedeutet mehr kleine Anziehungspunkte gleichzeitig.
Alkane vergleichen:
- Methan, Ethan, Propan, Butan und Pentan sind unpolare Alkane.
- Ihre Moleküle werden in dieser Reihenfolge größer.
- Größere Moleküle haben mehr Elektronen.
- Mehr Elektronen bedeuten meist stärkere London-Dispersionskräfte.
- Deshalb steigen die Siedetemperaturen in dieser Reihe deutlich an.
- Pentan siedet viel höher als Methan, weil seine Moleküle sich stärker gegenseitig festhalten.
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Bei Isomeren kann die Summenformel gleich sein, aber die Form anders. Ein langgestrecktes Molekül hat mehr Kontaktfläche als ein stark verzweigtes Molekül. Deshalb kann ein unverzweigtes Isomer eine höhere Siedetemperatur haben als ein verzweigtes Isomer mit derselben Summenformel.
Stärkere Van-der-Waals-Kräfte erwartest du bei größeren, besser polarisierbaren und weniger verzweigten Molekülen mit größerer Kontaktfläche.
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Einordnung bei zwischenmolekularen Kräften
In der Schule triffst du mehrere Anziehungen zwischen Teilchen. Van-der-Waals-Kräfte sind dabei die Grundlage, die praktisch überall auftreten kann. Andere Wechselwirkungen können zusätzlich wirken und dann stärker auffallen.
Zwischenmolekulare Kräfte
Zwischenmolekulare Kräfte sind Anziehungen zwischen Molekülen oder Teilchen. Sie beeinflussen zum Beispiel Siede- und Schmelztemperaturen, Löslichkeit, Viskosität und Haftung.
Bei polaren Molekülen gibt es permanente Dipole. Dann können Dipol-Dipol-Wechselwirkungen auftreten. Bei Molekülen mit Wasserstoff, der an stark elektronegative Atome wie Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor gebunden ist, können Wasserstoffbrücken entstehen. Diese sind meist stärker als reine Van-der-Waals-Kräfte.
Ordnung nach typischem Schulvergleich:
- Zwischen unpolaren Pentan-Molekülen wirken vor allem Van-der-Waals-Kräfte.
- Zwischen Chlorwasserstoff-Molekülen wirken Dipol-Dipol-Kräfte zusätzlich zu Van-der-Waals-Kräften.
- Zwischen Wasser-Molekülen wirken Wasserstoffbrücken zusätzlich zu Van-der-Waals-Kräften.
- In Natriumchlorid liegt ein Ionengitter vor. Das ist keine zwischenmolekulare Kraft zwischen neutralen Molekülen, sondern eine Ionenbindung.
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Van-der-Waals-Kräfte sind fast immer mit dabei. Für die Stoffeigenschaft zählt aber, ob zusätzlich stärkere Wechselwirkungen auftreten.
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Prüfungsmodus
In Aufgaben musst du selten nur eine Definition nennen. Häufig sollst du eine Stoffeigenschaft erklären oder zwei Stoffe vergleichen. Dann gehst du in einer festen Reihenfolge vor.
Entscheidungsschema für Siedetemperaturen:
- Sind die Teilchen Moleküle oder Ionen? Bei Ionen brauchst du ein anderes Modell.
- Sind die Moleküle polar? Dann prüfst du Dipol-Dipol-Kräfte.
- Gibt es Wasserstoffbrücken? Dann prüfst du H an O, N oder F.
- Wenn die Moleküle unpolar sind, betrachtest du besonders Van-der-Waals-Kräfte.
- Vergleiche Größe, Elektronenzahl und Form.
- Begründe die höhere Siedetemperatur mit stärkerer Anziehung zwischen den Molekülen.
Fehler finden:
Aussage: "Pentan siedet höher als Methan, weil die kovalenten Bindungen in Pentan stärker sind."
Korrektur:
- Beim Sieden werden die Moleküle voneinander getrennt.
- Die kovalenten Bindungen innerhalb der Moleküle bleiben dabei normalerweise erhalten.
- Entscheidend sind die Kräfte zwischen den Molekülen.
- Pentan-Moleküle sind größer als Methan-Moleküle.
- Deshalb wirken zwischen Pentan-Molekülen stärkere Van-der-Waals-Kräfte.
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Alles auf einen Blick
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Abschluss-Check
Jetzt wendest du das Modell auf neue Situationen an. Achte besonders darauf, ob du Kräfte innerhalb eines Moleküls oder zwischen Molekülen meinst.
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Zusammenfassung
Van-der-Waals-Kräfte sind schwache Anziehungen zwischen Atomen oder Molekülen. Sie entstehen, weil Elektronen nicht starr an einem Ort sitzen: Kurzzeitig können temporäre Dipole entstehen, die in Nachbarteilchen weitere Dipole induzieren.
Für Schulaufgaben merkst du dir drei Verstärker: größere Teilchen, höhere Polarisierbarkeit und größere Kontaktfläche. Deshalb sieden längere Alkane meist höher als kürzere, und unverzweigte Isomere oft höher als stark verzweigte.
Beim Begründen musst du sauber trennen: Kovalente Bindungen halten Atome im Molekül zusammen, Van-der-Waals-Kräfte wirken zwischen Molekülen. Andere zwischenmolekulare Kräfte wie Dipol-Dipol-Wechselwirkungen oder Wasserstoffbrücken können zusätzlich auftreten und die Stoffeigenschaften stärker prägen.