Was ist der unterschied zwischen vdw kräften und dipol dipol-dipol-kräften

Wasserstoffbrückenbindungen stellen zwischenmolekulare Wechselwirkungen zwischen einem positiv polarisierten Wasserstoffatom und einem freien Elektronenpaar dar. Es handelt sich hierbei um die stärksten zwischenmolekularen Wechselwirkungen.

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind zwischenmolekulare Wechselwirkungen zwischen permanenten Dipolen (positiven und negativen Partialladungen). Sie treten demnach bei Molekülen auf, bei denen der positive Ladungsschwerpunkt nicht mit dem negativen Ladungsschwerpunkt zusammenfällt.

Van-der-Waals-Kräfte

Van-der-Waals-Kräfte sind zwischenmolekulare Wechselwirkungen zwischen ständig wechselnden spontanen und induzierten Dipolen.

Spontane Dipole entstehen durch die ständige Bewegung der Elektronen. Dabei kann es passieren, dass beide Elektronen sich gleichzeitig mehr bei einem der beiden Atome aufhalten. Der spontane Dipol wirkt sich nun auch auf die umliegenden Moleküle aus.

Da sich Elektronen gegenseitig abstoßen, werden die Elektronen in einem umliegenden Molekül durch die Elektronen des spontanen Dipols abgestoßen und zu dem entgegengesetzten Atom gelenkt. Dadurch entsteht ein weiterer Dipol, welchen wir induzierten Dipol nennen. Jetzt liegt eine Dipol-Dipol-Wechselwirkung vor. Die van-der-Waals Wechselwirkungen sind schwächer als Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, da die entstandenen Dipole durch die Bewegung der Elektronen nicht dauerhaft sind und wieder unpolare Moleküle resultieren.

Als Dipol-Dipol-Kräfte (auch Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, Keesom-Kräfte oder Keesom-Wechselwirkungen genannt) werden die Kräfte bezeichnet, die zwischen Molekülen herrschen, die ein permanentes elektrisches Dipolmoment besitzen (für die magnetische Dipol-Dipol-Wechselwirkung, z. B. in einem paramagnetischen oder ferromagnetischen Festkörper, gilt analoges). Die Stärke ist von der Entfernung und relativen Orientierung des Dipols abhängig.[1]

Diese zwischenmolekularen Kräfte sind schwächer als die Kräfte bei den Wasserstoffbrückenbindungen, jedoch stärker als die London-Kräfte (Van-der-Waals-Kräfte im engeren Sinne).

Bei Atombindungen innerhalb von Molekülen unterscheidet man anhand der Differenz der Elektronegativität zwischen den kovalenten oder unpolaren Bindungen (Differenz der Elektronegativität ist 0,0–0,4) und den polaren Bindungen (Differenz der Elektronegativität ist 0,4–1,7).

Bei den polaren Bindungen werden die Bindungselektronen zu dem elektronegativeren Atom hin angezogen. Dadurch erhält das Molekül eine negative und eine positive Partialladung. So hat das Wasser-Molekül ein intrinsisches Dipolmoment, das CH4-Molekül aber nicht. Es liegt allerdings erst dann ein Dipol vor, wenn ein Ersatzvektor gebildet werden kann. Man spricht auch davon, dass die „negativen und positiven Ladungsschwerpunkte nicht auf einen Punkt zusammenfallen“.

In diesem Artikel werden die drei Arten zwischenmolekularer Kräfte Wasserstoffbrückenbindungen, Dipol-Dipol-Bindungen und Van-der-Waals Kräfte vorgestellt.

Wasserstoffbrückenbindungen

Wasserstoffbrückenbindungen sind die stärksten Zwischenmolekulare Kräfte. Deshalb haben sie auch eine relativ hohe Schmelz- und Siedetemperatur. Die Wasserstoffbrückenbindungen existieren zwischen einem Wasserstoffatom, dass an ein stark elektronegatives Element gebunden ist, UND einem freien Elektronenpaar eines Atoms; zum Beispiel: N, O, F, Cl… (Man kann sich dies gut an einem Wassermolekül vorstellen)

H-Atom: positive Partialladung

Atom mit freien Elektronenpaar: negative Partialladung

δ+δ+δ+

δ−δ −δ−

Dipol-Dipol-Bindungen

Die Dipol-Dipol-Bindungen sind stärker als die Van-der-Waals Kräfte, jedoch schwächer als die Wasserstoffbrückenbindungen. Daher liegt auch die Schmelz- und Siedetemperatur, zwischen den beiden.

Ähnlich wie die Van-der-Waals-Kräfte existiert die Dipol-Dipol-Bindung zwischen permanenten Dipolmolekülen. Ein Atom ist also stark positiv und das andere stark elektronegativ.

Zum Beispiel: HF, HCl, HBr, alle Halogenwasserstoffe, sowie auch Wasser.

Van-der-Waals Kräfte

Van-der-Waals Kräfte entstehen, wenn die Elektronen in der Atomhülle nicht symmetrisch verteilt sind. Dadurch wird das Atom polarisiert, es entstehen also spontane Dipole. Diese nehmen Einfluss auf die benachbarten Atome, die nun auch temporär polarisiert werden, also wo nun induzierte Dipole sind. Die daraus resultierenden Anziehungskräfte sind die Van-der-Waals Kräfte.

Diese existieren zwischen großen, leicht polarisierbaren Molekülen, aber prinzipiell zwischen allen Teilchen; ob polar, unpolar oder Ionen.

Van-der-Waals Kräfte sind die schwächsten Bindungen, die überhaupt existieren. Die Stärke steigt jedoch mit zunehmender Molekülmasse und mit zunehmenden Atomradius im Molekül, weil dadurch die Bindungsfläche (=Oberfläche) größer ist.

Dies kann man gut an der Siedetemperatur der Moleküle Pentan und Octan erkennen:

Pentan

Octan

Summenformel

C5H12C_5H_{12}C5​H12​

C8H18C_8H_{18}C8​H18​

Siedetemperatur

36°C

126°C

Pentan hat eine kleinere Siedetemperatur, weil es ein kleineres Molekül ist, also eine kleinere Masse und kleinere Oberfläche hat. Dadurch sind die Van-der Waals Kräfte schwächer, was bedeutet, dass die Moleküle einfacher voneinander zu trennen sind. Deswegen hat Pentan eine niedrigere Siede- und Schmelztemperatur als zum Beispiel Octan.

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