Zwischenmolekulare Kräfte einfach erklärt

Eine chemische Bindung hält Atome innerhalb eines Moleküls zusammen. Zwischenmolekulare Kräfte wirken dagegen zwischen verschiedenen Molekülen. In Strukturzeichnungen werden Bindungen meist als durchgezogene und Wechselwirkungen häufig als gestrichelte Linien dargestellt.

Beim Verdampfen von Wasser werden die H₂O-Moleküle voneinander getrennt. Die O–H-Bindungen innerhalb der Moleküle bleiben erhalten. Die zugeführte Energie überwindet also zwischenmolekulare Kräfte und zerlegt nicht jedes Wassermolekül in seine Atome.

Elektronen bewegen sich fortwährend. Dadurch kann die Elektronendichte eines Teilchens für einen kurzen Moment ungleich verteilt sein. Es entsteht ein temporärer Dipol mit einer etwas negativeren und einer etwas positiveren Seite.

Dieser temporäre Dipol verschiebt die Elektronendichte eines Nachbarteilchens. Dort entsteht ein induzierter Dipol. Entgegengesetzte Seiten ziehen sich kurzzeitig an.

Ihre Stärke nimmt im Allgemeinen zu, wenn

• mehr Elektronen vorhanden sind,
• die Elektronenhülle leichter verformbar, also stärker polarisierbar ist,
• Moleküle eine große wirksame Kontaktfläche besitzen.

Bei ähnlich großen Molekülen können unverzweigte Formen oft enger aneinanderliegen als stark verzweigte Formen. Die größere Kontaktfläche begünstigt dann stärkere London-Kräfte.

Eine Bindung ist polar, wenn ein Atom die Bindungselektronen stärker anzieht als das andere. Am stärker anziehenden Atom entsteht eine negative Partialladung δ−, am anderen eine positive Partialladung δ+.

Eine polare Bindung macht jedoch nicht automatisch das ganze Molekül zum Dipol. Zusätzlich kommt es auf die räumliche Anordnung der Bindungen an.

Gehe in vier Schritten vor:

1. Bestimme die räumliche Molekülform.
2. Markiere polare Bindungen und ihre Partialladungen.
3. Prüfe, ob sich die Wirkungen der Bindungspolaritäten durch Symmetrie aufheben.
4. Bleiben getrennte Ladungsschwerpunkte, ist das Molekül ein Dipol.

Zwischen permanenten Dipolen richten sich entgegengesetzte Pole benachbarter Moleküle zueinander aus. Diese Anziehung heißt Dipol-Dipol-Wechselwirkung. London-Kräfte wirken dabei weiterhin zusätzlich.

Wasserstoffbrücken sind besonders starke, gerichtete zwischenmolekulare Wechselwirkungen. Im hier verwendeten Schulmodell sind zwei Partner nötig:

• Ein Donor besitzt eine O–H-, N–H- oder F–H-Bindung. Sein stark positiv polarisiertes H-Atom wird für die Brücke bereitgestellt.
• Ein Akzeptor ist ein O-, N- oder F-Atom mit einem verfügbaren freien Elektronenpaar.

Ein Sauerstoffatom allein genügt nicht immer für Wasserstoffbrücken zwischen gleichen Molekülen. Dimethylether besitzt zwar ein O-Atom als Akzeptor, aber keine O–H-Gruppe als Donor. Reine Dimethylether-Moleküle können daher untereinander keine Wasserstoffbrücken bilden. Mit Wasser kann der Ether-Sauerstoff dagegen eine Brücke aufnehmen.

Beim Sieden müssen Moleküle weit voneinander getrennt werden. Je stärker ihre gesamte Anziehung ist, desto mehr Energie wird gewöhnlich benötigt und desto höher liegt bei vergleichbaren Bedingungen die Siedetemperatur.

Eine häufig verwendete Orientierung lautet:

Wasserstoffbrücken stärker als Dipol-Dipol-Wechselwirkungen stärker als einzelne London-Kräfte.

Diese Reihenfolge ist keine automatische Rangliste ganzer Stoffe. Größe, Elektronenzahl, Kontaktfläche und die Anzahl aller Kontakte können den Gesamtvergleich verändern.

Auch die Mischbarkeit hängt von Wechselwirkungen ab. Beim Mischen werden Kontakte zwischen gleichen Teilchen teilweise getrennt und neue Kontakte zwischen unterschiedlichen Teilchen gebildet.

Die Faustregel „Ähnliches löst sich in Ähnlichem“ meint deshalb ähnliche Wechselwirkungsmöglichkeiten:

• Wasser und Ethanol können miteinander Wasserstoffbrücken sowie weitere Wechselwirkungen bilden und sind gut mischbar.
• Wasser bildet untereinander ein starkes Netzwerk aus Wasserstoffbrücken. Heptan kann diese Kontakte nicht durch ähnlich starke Wasser-Heptan-Kontakte ersetzen. Beide Flüssigkeiten mischen sich schlecht.

So beurteilst du einen Stoffvergleich:

1. Bestimme für beide Teilchensorten die möglichen Kraftarten.
2. Berücksichtige bei London-Kräften Größe, Polarisierbarkeit und Kontaktfläche.
3. Prüfe bei polaren Molekülen die räumliche Ladungsverteilung.
4. Suche bei Wasserstoffbrücken getrennt nach Donoren und Akzeptoren.
5. Vergleiche die Summe der Wechselwirkungen – nicht nur die nominell stärkste Art.
6. Formuliere daraus vorsichtig eine Erwartung für Siedetemperatur oder Mischbarkeit.

Du kannst einen neuen Fall nun systematisch untersuchen: erst Molekülgröße und London-Kräfte, dann Bindungspolarität und Geometrie, danach mögliche Wasserstoffbrücken – und zuletzt die gesamte Anziehung mit der beobachteten Stoffeigenschaft verbinden.