Wechselwirkungen zwischen Molekülen - was hält die Moleküle zusammen?

Wechselwirkungen zwischen Molekülen / intermolekulare WW

Was hält Moleküle zusammen? Warum gibt es überhaupt verschiedene Aggregatzustände? Diese Fragen sollen hier beantwortet werden.
Es existieren unterschiedliche Arten von Kräften zwischen den Molekülen,  die zusammen betrachtet erklären können, warum manche Stoffe bei bestimmten Temperaturen im festen, flüssigen oder gasförmigen Zustand vorliegen.

1. Dipol-Dipol-Wechselwirkung (1:00)

Die Dipol-Dipol-Wechselwirkung ist eine elektrostatische Wechselwirkung zwischen negativen und positiven Polen der Dipole. Eine kovalente Bindung in der Modellverbindung A-B wird polarisiert, wenn B eine höhere Elektronegativität aufweist als A. In diesem Fall ist bei einer polarisierten Bindung die dargestellte Elektronendichteverteilung bei B dicker eingezeichnet als bei A, da die höhere Elektronegativität bei B die Elektronen mehr an sich zieht. D.h. die Wahrscheinlichkeit des Elektronenaufenthaltes ist bei B bedeutend größer als bei A. Man kann dies ebenfalls auch mit den Partialladungen δ- und δ+ (Delta Minus/Plus) darstellen. Weil B elektronegativer ist, hat B eine negative Partialladung δ-. Und weil jedes Molekül neutral ist, muss A eine positive Partialladung δ+ gleichen Betrages haben. Dieses Molekül hat also zwei unterschiedlich geladene Pole, die zusammen einen Dipol bilden. Es heißt Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, weil mehrere Dipole sich energetisch günstig anordnen, d.h. positive und negative Pole ziehen sich an und gleichgeladene Pole stoßen sich ab. Wie stark die Wechselwirkung ist, hängt davon ab wie hoch das permanente Dipol-Moment ist. Die Struktur spielt dabei ebenfalls eine Rolle. Das Beispiel A-B ist eine lineare Verbindung, das den einfachsten Fall beschreibt. Es gibt aber auch andere Strukturen, die z.B. beim Ammoniak oder Methan vorkommen. Diese sind tetraedisch aufgebaut. Beim Ammoniak als auch beim Methan weisen die Atome verschiedene Ladungen auf. Beim Ammoniak entsteht wieder ein permanenter Dipol. Beim Methan hingegen beträgt das Dipol-Moment gleich Null, das bedeutet dass kein permanenter Dipol existiert – Grund hierfür ist, dass sich die „kleinen Dipole“ der einzelnen Bindungen gegenseitig aufheben.  Aber auch für Methan existieren andere Aggregatszustände.

2. van-der-Waals-Wechselwirkung (9:50)

Bei den Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind permanente Dipolmomente am wichtigsten. Bei der Van-der-Waals-Wechselwirkung, auch London-Kräfte genannt, handelt es sich um momentane oder induzierte Dipole. D.h. diese Dipolmomente herrschen nur für kurze Zeit in einem Molekül oder Atom und werden durch den jeweiligen Nachbarn – ein anderes Molekül - hervorgerufen. Ob es nun Moleküle oder Atome sind, ist egal, alle besitzen Elektronen, die eine Elektronenwolke bilden, die sich um ihr jeweiliges Zentrum, die Kerne, bewegen. Da sich diese Elektronen in dieser Hülle bewegen, induzieren sie eine Gegenkraft wenn sie einer anderen Hülle nahe kommen. Je nach dem wo sich das Elektron befindet, entsteht ein Ladungsschwerpunkt. Ist ein benachbartes Elektron in dieser Nähe, wird es abgestoßen. Auf Grund permanenter Elektronenbewegung kommt es zu permanenten induzierten Dipolen. Diese Wechselwirkungen sind die van-der-Waals-Wechselwirkungen.

3. Wasserstoffbrückenbindung (13:20)

Wie der Name schon sagt fungiert der Wasserstoff als Brücke. Der Wasserstoff ist mit einem anderen Atom verbunden. In diesem Fall wird das Fluor als Beispiel hergenommen und anhand zwei nebeneinander liegenden F-H Bindungen veranschaulicht. Ausschlaggebend ist wieder die Elektronegativität. Voraussetzung der Ausbildung einer Wasserstoffbrückenbindung ist ein elektronegativer Bindungspartner und freie Elektronenpaare. Auf Grund der Elektronegativitäten von Fluor (4,0) und Wasserstoff (2,1) wird die F-H Bindung polarisiert. Weil die Differenz der Elektronegativität dieser Atome so groß ist, ist die Wahrscheinlichkeit gering, dass sich Elektronen sich beim Wasserstoff aufhalten. Deswegen kommt der Wasserstoff beinahe als freies Proton vor. D.h. der Wasserstoff besitzt eine hohe positive Partialladung δ+ und das Fluor eine negative Partialladung δ-. Außerdem verfügt das Fluor-Atom über freie Elektronenpaare, die polarisierbar sind und deswegen wieder Bindungen eingehen können. Diese Verbindung können auch als Ionen betrachtet werden und zwar als F- und H+. Das H geht eine Wasserstoffbrückenbindung mit dem benachbarten Fluor ein, dabei wird sich ein Elektronenpaar des Fluors an den positiv geladenen Wasserstoff orientieren. Sie werden sich anziehen und sich stabilisieren. Wasserstoffbrückenbindungen sind dafür verantwortlich, dass bei Stoffen gleicher Molmasse die Siede- und Schmelzpunkte erheblich erhöht werden. Wenn man den Alkohol mit einem vergleichbaren Alkan betrachtet, dann wird der Alkohol den höheren Siedepunkt haben, weil er eine Hydroxy-Gruppe besitzt, in der ein Sauerstoff sitzt. Dieser Sauerstoff ist relativ elektronegativ und hat freie Elektronenpaare. Deswegen kann Alkohol mit anderen Alkoholen Wasserstoffbrückenbindungen eingehen und darum hat auch Wasser, das eine relativ kleine Atommasse aufweist, einen sehr hohen Siedepunkt.

Elemente mit besonderer Tendez zur Ausbildung von H-Brücken, sortiert nach Elektronegativität:

O < N < F

Mit Hilfe der Wasserstoffbrückenbindungen können auch bestimmte Proteinstrukturen erklärt werden, so sind sie mit dafür verantwortlich, dass die DNA die bekannte Doppelhelixstruktur ausbildet.