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Van-der-Waals-Kräfte

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André Otto
Van-der-Waals-Kräfte
lernst du in der 8. Klasse - 9. Klasse

Beschreibung Van-der-Waals-Kräfte

Van-der-Waals-Kräfte – Chemie

Die nach dem niederländischen Physiker van der Waals benannten Van‑der‑Waals‑Kräfte spielen in der Chemie eine außerordentlich wichtige Rolle. Aber auch im Alltag begegnen wir ständig der Wirkung von Van‑der‑Waals‑Kräften. So sind sie beispielsweise die Ursache dafür, dass die Farbe oder der Lack nach dem Streichen auf dem Untergrund haften bleibt.

Van-der-Waals-Kräfte – Definition
Van-der-Waals-Kräfte sind schwache, nicht kovalente Anziehungskräfte, die zwischen Molekülen bzw. Atomen auftreten können.

Einordnung der van-der-Waals-Kräfte
Die Van-der-Waals-Kräfte wirken viel schwächer als die Bindungskräfte in kovalenten Bindungen oder in Ionenbindungen. Sie binden auch schwächer als die Wasserstoffbrückenbindungen.

Beispiel:
Wir vergleichen die benötigte Energie $\Delta E$ zur Spaltung der Atombindung in Chlorwasserstoff ($HCl$) in ein Wasserstoff-Radikal $H \cdot$ und ein Chlor-Radikal $Cl \cdot$ mit der benötigten Energie $\Delta E$ zur Lösung der Van‑der‑Waals‑Bindung zwischen zwei Chlorwasserstoffmolekülen.

1) Spaltung der Atombindung:
$H-Cl \longrightarrow ~H \cdot + \cdot ~Cl$     mit $\Delta E = 431 \frac {kJ}{mol}$

2) Lösung der Van-der-Waals-Bindung:
$H-Cl \cdot \cdot \cdot \cdot H-Cl \longrightarrow ~HCl~~ + ~~HCl$     mit $\Delta E = 16 \frac {kJ}{mol}$

Man kann hier deutlich sehen, um wieviel schwächer die Van‑der‑Waals‑Kräfte wirken.

Ursachen für van-der-Waals-Kräfte

1. Elektrostatische Anziehung zwischen permanenten Dipolen.
Sind in einem Molekül Atome mit unterschiedlichen Elektronegativitäten EN verbunden, kann das Molekül ein permanenter Dipol sein. Dipol-Moleküle sind polare Moleküle. Das Atom mit größerer Elektronegativität trägt eine negative Partialladung $\color{red} \delta^-$ und das mit geringerer Elektronegativität eine positive Partialladung $\color{blue} \delta^+$.

Beispiel Aceton (Propan-2-on):

$(CH_3)_2- \underbrace{C~^{\color{blue} \delta^+}}_{EN=2,5}= \underbrace{O~^{\color{red} \delta^-}}_{EN=3,5}$ $\cdot \cdot \cdot \cdot $ $(CH_3)_2- \underbrace{C~^{\color{blue} \delta^+}}_{EN=2,5}= \underbrace{O~^{\color{red} \delta^-}}_{EN=3,5}$

Zwei Acetonmoleküle stehen hier hintereinander in gleicher Ausrichtung. Unter den Atomen $C$ und $O$ stehen Elektronegativitätswerte EN, für Sauerstoff 3,5 und für Kohlenstoff 2,5. Die Bindung $C=O$ ist polar. Sauerstoff trägt eine negative und Kohlenstoff eine positive Partialladung. Zwischen zwei Acetonmolekülen kommt es so zu elektrostatischen Van‑der‑Waals‑Bindungen zwischen dem Ende mit der positiven Partialladung und dem Ende mit der negativen Partialladung. Die Van‑der‑Waals‑Kräfte bewirken beim Aceton, dass es in Anbetracht seiner relativ geringen Molekülmasse – vergleichbar mit dem Gas Butan – bei Raumtemperatur noch flüssig ist.

2. Wechselwirkung zwischen einem permanenten Dipol und einem induzierten Dipol.
Nähert sich ein Molekül, das ein permanenter Dipol ist, einem unpolaren Molekül, so kann im unpolaren Molekül ein Dipol induziert werden. Dabei sollte das unpolare Molekül polarisierbare, frei bewegliche Elektronen haben, so wie sie beispielsweise in aromatischen Verbindungen vorliegen.

Beispiel: Van-der-Waals-Wechselwirkung zwischen Wasser und Benzol (Benzen):

Das polare Wassermolekül ist ein permanenter Dipol. Der Sauerstoff hat mit EN = 3.5 eine viel höhere Elektronegativität als die beiden Wasserstoffatome mit EN = 2,1. Somit gibt es am Sauerstoff negative Partialladungen und an den Wasserstoffatomen positive Partialladungen.

Das unpolare Benzol $C_6H_6$ ist ein aromatischer Ring aus sechs Kohlenstoffatomen. Hier gibt es leicht verschiebbare Elektronen (die $\pi$-Elektronen). Nähert sich ein Wassermolekül dem Benzolring, so bewirkt die negative Partialladung am Sauerstoffatom eine Verschiebung der Elektronen im Benzolring. Damit wird aus dem Benzolmolekül ebenfalls ein Dipol. Zwischen beiden Dipolen kommt es nun zu elektrostatischen Anziehungen.

$^{\color{blue} \delta^+}H_2O~^{\color{red} \delta^-} + C_6H_6 \longrightarrow~ ^{\color{blue} \delta^+}H_2O~^{\color{red} \delta^-}$ $~\cdot ~\cdot ~\cdot ~\cdot$ $^{\color{blue} \delta^+}C_6H_6~^{\color{red} \delta^-}$

Wegen der Van-der-Waals-Wechselwirkung zwischen Wasser und Benzol löst sich etwas Wasser in Benzol. In Hexan dagegen, das keine frei beweglichen Elektronen hat, ist Wasser unlöslich.

3. Wechselwirkung zwischen temporären Dipolen, die sogenannten London-Kräfte

Durch schnelle Elektronenbewegungen kann es zu spontanen Polarisationen (Fluktuationen in der Elektronendichte) in einem ansonsten völlig unpolaren Molekül kommen. Dann bilden sich im Molekül kurzzeitig (temporär) positive und negative Partialladungen aus. Ein solches Molekül kann jetzt bei einem benachbarten Molekül wiederum einen temporären Dipol induzieren. Beide Moleküle bilden dann ein sehr schwach gebundenes Moleküldimer. Man spricht in einem solchen Fall auch von sogenannten London-Kräften.

Beispiel: Bildung eines Methandimers:
Extrem schnelle Fluktuationen in der Elektronendichte bewirken spontane Polarisationen in einem ansonsten völlig unpolaren Methanmolekül. Bei der spontanen Polarisation bilden sich im Molekül positive und negative Partialladungen aus. Dieses Methanmolekül kann jetzt bei einem benachbarten Methanmolekül einen sehr kurzzeitigen Dipol induzieren. Beide Moleküle bilden dann ein sehr schwach gebundenes Methandimer.

$^{\color{red} \delta^-}CH_4~^{\color{blue} \delta^+} + CH_4 \longrightarrow~ ^{\color{red} \delta^-}CH_4~^{\color{blue} \delta^+}$ $\cdot \cdot \cdot \cdot $ $^{\color{red} \delta^-}CH_4~^{\color{blue} \delta^+}$

Man kann die Van-der-Waals-Bindungsenergie für das Methandimer bestimmen. Sie beträgt nur sehr geringe $2 \frac {kJ}{mol}$. Methan hat daher eine ebenfalls sehr geringe Siedetemperatur von -161 °C.

Zusammenfassung

Van-der-Waals-Kräfte beruhen auf dem Vorhandensein oder dem Entstehen von Dipolen. Dabei können die Dipole 1) permanent sein, sie können 2) induziert werden oder sie können 3) temporär vorliegen.

Hinweise zum Video

In diesem Video werden dir Van-der-Waals-Kräften erklärt und gezeigt, wie sie zustande kommen. Zum besseren Verständnis solltest du bereits die Elektronegativität kennen und wissen, was ein Dipol ist.

Übungen und Arbeitsblätter
Du findest hier auch Übungen und Arbeitsblätter. Beginne mit den Übungen, um gleich dein neues Wissen über Van-der-Waals-Kräfte zu testen.

Transkript Van-der-Waals-Kräfte

Guten Tag und herzlich willkommen. Angenommen, ich nehme mir eine Aluminiumplatte und male darauf ein kleines Schweinchen. Könnt ihr auch, sagt Ihr. Ja, aber trotzdem steckt ein kleines Wunder dahinter. Ich nehme nun die Platte und drehe sie um, schüttele sie. Die Farbe fällt nicht ab. Die Farbe des Schweinchens haftet fest auf dem Aluminium. Oder ich stecke meinen Finger in ein Glas und benetze den Finger mit Alkohol. Bevor der Alkohol verdunstet, und ich den Finger umdrehe, sehe ich, dass der Alkohol nicht verschwindet. Er bleibt am Finger haften. Dieser Effekt, der festhaftenden Stoffe auf anderen, wird beim Streichen und Lackieren verwendet. Streichen und Lackieren, die Farbe meines Schweinchens und der benetze Finger. Alle diese Erscheinungen haben den gleichen Ursprung, nämlich die Van-der-Waals-Kräfte. Van-der-Waals-Kräfte wurden nach dem holländischen Wissenschaftler Van-der-Waals benannt, der 1910 für seine Arbeiten den Nobelpreis erhielt. Van-der-Waals-Kräfte sind schwache, nicht kovalente Kräfte, zwischen chemisch neutralen Teilchen. Nehmen wir zum Beispiel Chlorwasserstoff. Wenn wir die chemische Bindung im Chlorwasserstoff Molekül aufspalten wollen, müssen wir das Wasserstoffatom vom Chloratom abtrennen. Wir erhalten 2 Radikale. Ein Wasserstoffradikal und ein Chlorradikal. Für die Spaltung dieser Bindung benötigt man eine Energie von 431 kJ/mol. Betrachten wir nun eine Van-der-Waals-Bindung vdw zwischen 2 Wasserstoffteilchen. Für die Spaltung einer solchen Bindung und das Entstehen zweier isolierter Chlorwasserstoffmoleküle benötigt man viel weniger Energie, nämlich nur 16 kJ/mol. 16 kJ/mol sind viel weniger als die 431 kJ/mol, die man für die Aufspaltung der chemischen Bindung benötigt. Die Van-der-Waals-Kräfte sind viel weniger stabil als die kovalenten, die Bindungskräfte. Wir wollen nun über die Ursachen und Auswirkungen der Van-der-Waals-Kräfte sprechen. Nehmen wir zum Beispiel Aceton, mit chemisch-systematischen Namen Propan-2-on. Ich stelle nun 2 Moleküle dieser Verbindung hintereinander, mit gleicher Ausrichtung, dar. Nun trage ich die Elektronegativitätswerte für die Sauerstoffatome und die an den Sauerstoffatomen befindlichen Kohlenstoffatome ein. Sauerstoff hat einen Wert von 3,5, Kohlenstoff von 2,5. Die Bindungselektronenpaare werden von den Sauerstoffatomen stärker angezogen, als von den Kohlenstoffatomen in Nachbarschaft. Daher kommt es zu einer negativen Partialladung Delta Minus an den Sauerstoffatomen und zu einer positiven Partialladung Delta Plus an den Kohlenstoffatomen. Es entstehen sogenannte Dipole. Im Ergebnis dieser Dipole kommt es zu einer elektrostatischen Kolommschen Anziehung zwischen Plus und Minus. Schematisch dargestellt im rechten unteren Bildviertel, können wir die Dipole als American Footballs mit positiver und negativer Partialladung eintragen. Der Übersicht halber, habe ich hier auf Delta verzichtet. Wir haben es mit permanenten Dipolen zu tun, die sich aufgrund der unterschiedlichen Ladung anziehen. Betrachten wir als nächsten Fall B die Wechselwirkung zwischen Wasser und Benzol. Ich zeichne ein gewinkeltes Wassermolekül und trage am Sauerstoffatom und an einem der Wasserstoffatome die Elektronegativitäten ein. Sauerstoff hat eine Elektronegativität von 3,5 und Wasserstoff von 2,1. Als Ergebnis erhält man am Sauerstoffatom eine negative Partialladung Delta Minus und am Wasserstoffatom eine positive Partialladung Delta Plus. Benzol ist ein chemisches Teilchen, das aus 6 Kohlenstoffatomen besteht, die einen Ring bilden. An jedem Kohlenstoffatom befindet sich ein Wasserstoffatom. Die 6 Kohlenstoffatome nutzen gemeinsam 6 weitere Elektronen. Die negative Partialladung am Sauerstoffatom des Wassermoleküls wirkt auf diese 6 Elektronen des Benzolmoleküls ein. Im Benzolmolekül entsteht ebenfalls ein Dipol. Zwischen beiden Dipolen kommt es zu elektrostatischen Anziehungen. Schematisch kann man das als Wechselwirkung zwischen einem Dipol und einem induzierten Dipol darstellen. Im letzten Fall C möchte ich ein Methandimer betrachten. Das ist ein Komplex aus 2 Methanmolekülen. Ich habe wieder beide Methanteilchen in gleicher Richtung angeordnet. Durch die schnelle Elektronenbewegung im Teilchen links kann es zeitweise vorkommen, dass sich eine negative Partialladung Delta Minus an einem Ende des Teilchens herausbildet. Diese Partialladung wirkt auf das Zeichen rechts daneben ein. Beim Teilchen rechts daneben bildet sich eine positive Partialladung Delta Plus heraus. Und natürlich, an einer anderen Stelle, auch eine negative Partialladung Delta Minus. Es entstehen temporäre Dipole. Man spricht in einem solchen Fall auch von sogenannten London-Kräften. Fassen wir die Ursachen für die Van-der-Waals-Kräfte zusammen. In jedem Fall ist es so, dass die Van-der-Waals-Kräfte auf dem Vorhandensein oder dem Entstehen von Dipolen beruhen. Dabei können die Dipole a) permanent sein, sie können b) induziert werden oder sie können c) temporär vorliegen. Welche Auswirkungen ziehen die Van-der-Waals-Kräfte nach sich? Betrachten wir zunächst den Fall A der permanenten Dipole. Auf alle Fälle kommt es zu einer Molekülvergrößerung. Erinnern wir uns an das Acetonmolekül. 2 dieser Acetonmoleküle bildeten ein größeres Teilchen, man kann sagen ein Dimer. Das ist die Ursache dafür, warum Aceton bei Raumbedingungen flüssig vorliegt. Wenn wir Aceton mit Butan vergleichen, welches fast die gleiche molare Masse hat, so stellen wir fest, dass die letzte Verbindung gasförmig ist. Dort gibt es keine permanenten Dipole. Betrachten wir nun den Fall B, induzierte Dipole. Ein Wasserteilchen induziert einen Dipol im Benzolmolekül. Auch hier kommt es zu einer Molekülvergrößerung, obwohl die Wechselwirkung nicht ganz so stark ist. Auf alle Fälle haben wir das Ergebnis, dass Wasser und Benzol zumindest begrenzt miteinander mischbar werden. Im Gegensatz dazu, sind Wasser und Hexan nicht miteinander mischbar. Wasser kann in Hexan keine Dipole induzieren. Und nun der Fall C, temporäre Dipole. Auch hier kommt es zu einer Molekülvergrößerung, obwohl die gebildeten Moleküle relativ instabil sind. Wir hatten zwei Methanmoleküle, die mit schwachen Bindungen verknüpft waren, betrachtet. Man kann die Van-der-Waals-Bindungsenergie für das Methandimer bestimmen. Sie beträgt etwa 2kJ/mol. Methan hat daher auch eine nur geringe Siedetemperatur von -161 Grad Celsius. Beim Edelgas Neon bilden 2 Atome untereinander nur eine äußerst schwache Wechselwirkung. Sie ist praktisch vernachlässigbar klein. Ich schreibe hier Delta E ist rund 0 kJ/mol. Die Siedetemperatur des Neons ist viel geringer als die Siedetemperatur des Methans. Sie beträgt nämlich nur -246 Grad Celsius. Und man bedenke, die Molmasse des Methans ist 16 und die von Neon 20, sogar noch größer. Resümieren wir nun die Auswirkungen der Van-der-Waals-Kräfte. In jedem Fall kommt es zu einer Molekülvergrößerung. Das führt a) zu einer Siedepunkts- aber auch zu einer Schmelzpunkterhöhung und b), wie wir gesehen haben, zu einer Verbesserung der Mischbarkeit. Und jetzt ist es klar, warum ein Ferkelchen, das ich auf Aluminium gezeichnet habe, beim Umdrehen nicht abfällt.

35 Kommentare

35 Kommentare
  1. Hallo Pfisterlaura,

    wissenschaftlich gibt es drei Arten von Van-der-Waals Kräften. Diese treten auf, zwischen

    permanenten Dipolen (Keesom-Kräfte),

    Dipol und induziertem Dipol (Debye-Kräfte) und

    zwei induzierten Dipolen (London-Kräfte).

    Genau diese drei Arten werden im Video gezeigt.
    Man bezeichnet aber nur die Debye- und London-Kräfte als Van-der-Waals-Kräfte im eigendlichen Sinn.

    In der Schule würdest du also bei den Keesom-Kräften eher von den Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sprechen.

    Ich hoffe ich konnte dir weiterhelfen.

    Liebe Grüße aus der Redaktion

    Von Karsten S., vor mehr als einem Jahr
  2. Sind die im Video beschriebenen Kräfte nicht die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen und die Van-der-Waals-Kräfte entstehen durch die Schwingungen und induzierten Dipolen ?

    Von Pfisterlaura, vor mehr als einem Jahr
  3. Danke für das Video!

    Von Roberto Lizzi, vor etwa 2 Jahren
  4. Gern geschehen. Das wünsche ich auch.

    Von André Otto, vor etwa 6 Jahren
  5. danke und schoenen nachmittag

    Von X1316198281, vor etwa 6 Jahren
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Van-der-Waals-Kräfte Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Van-der-Waals-Kräfte kannst du es wiederholen und üben.
  • Erkläre, was van-der-Waals-Kräfte sind.

    Tipps

    Die Energie zur Spaltung der kovalenten Bindung von Chlorwasserstoff $HCl$ beträgt 431 kJ/mol, während die Spaltung einer Bindung, die durch van-der-Waals-Kräfte zustande kommt, eine Energie von 16 kJ/mol benötigt.

    Lösung

    Van-der-Waals-Kräfte, auch abgekürzt durch vdW-Kräfte, sind schwache, nicht kovalente Kräfte zwischen chemisch neutralen Teilchen. Sie beruhen auf dem Entstehen oder Vorhandensein von Dipolen.

  • Bestimme, welche Partialladungen an den Aceton-Molekülen entstehen können.

    Tipps

    Sauerstoff hat einen Elektronegativitätswert von 3,5, Kohlenstoff hat 2,5 und Wasserstoff 2,1.

    Bindungselektronenpaare werden vom elektronegativeren Bindungspartner stärker angezogen.

    Lösung

    Das Sauerstoffatom im Acetonmolekül besitzt einen Elektronegativitätswert von 3,5 und Kohlenstoff 2,5. Sauerstoff ist somit elektronegativer als Kohlenstoff und zieht deshalb die Bindungselektronen stärker an sich. Daher entsteht beim Sauerstoffatom eine negative Partialladung und beim Kohlenstoffatom jeweils eine positive Partialladung. Durch die Entstehung dieser Dipole entwickelt sich eine elektrostatische coloumbsche Anziehungskraft zwischen der negativen Partialladung vom Sauerstoff und der positiven Partialladung vom Kohlenstoff des zweiten Acetonmoleküls.

    Diese nennt man van-der-Waals-Kraft.

  • Benenne die Auswirkungen von van-der-Waals-Kräften.

    Tipps

    Van-der-Waals-Kräfte sind nicht so stark wie kovalente Bindungen, halten zwei Moleküle Aceton jedoch gut zusammen.

    Lösung

    Van-der-Waals-Kräfte bewirken in erster Linie eine Molekülvergrößerung durch die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen. Dadurch können sich einige Eigenschaften der Moleküle verändern. So ist Wasser mit Hexan nicht mischbar, während Wasser bei Benzol einen temporären Dipol bewirkt und dadurch mit Benzol in begrenzten Mengen mischbar wird. Außerdem erhöhen sie die Siedetemperaturen von Molekülen.

  • Bestimme die Siedepunkte der folgenden Moleküle.

    Tipps

    Mit wachsender Kettenlänge nehmen die van-der-Waals-Kräfte zu.

    Lösung

    Die Ursache für die Zunahme der Siedetemperaturen von Ethan über Pentan und Heptan zu Decan liegt in der Zunahme der van-der-Waals-Kräfte. Mit wachsender Kettenlänge und damit wachsender Oberfläche nehmen gegenseitige Berührungs- und Polarisierungsmöglichkeiten zu und damit auch die Anziehungskräfte zwischen den Molekülen. Die Moleküle besitzen folgende Siedetemperaturen:

    • Ethan: -89°C
    • Pentan: 36°C
    • Heptan: 98°C
    • Decan: 174°C.

  • Ermittle den Faktor, um den vdW-Kräfte schwächer sind als kovalente Bindungskräfte.

    Tipps

    Um Chlorwasserstoff zu spalten, sind 431 kJ/mol nötig. Um zwei Chlorwasserstoffmoleküle voneinander zu spalten, werden nur 16 kJ/mol benötigt.

    Lösung

    Van-der-Waals-Kräfte sind in etwa 20 mal schwächer als kovalente Bindungskräfte im Molekül. So benötigt man bei der Spaltung von 2 Molekülen HCl lediglich 16 kJ/mol, während bei der Spaltung von HCl eine Energie von 431 kJ/mol benötigt werden.

    Damit kann die Zunahme der Siedepunkte in der homologen Reihe der Alkane erklärt werden. Mit Zunahme der Oberfläche der Moleküle erhöhen sich die vdW-Kräfte. Es gibt aber keine kovalente Bindung zwischen den einzelnen Molekülen, daher sind die kleinen Alkane gasförmig.

  • Entscheide, bei welchem Phänomen van-der-Waals-Kräfte eine Rolle spielen.

    Tipps

    Van-der-Waals-Kräfte bewirken eine Molekülvergrößerung und „kleben“ sozusagen Moleküle zusammen.

    Lösung

    Forschungen auf dem Gebiet der Bionik und der Nanotechnologie haben gezeigt, dass das Anhaften des Geckos auf van-der-Waals-Kräften beruht. Die Füße der Tiere sind dicht mit sogenannten Spatulae, den feinen, rund 200 Nanometer dünnen Härchen, bedeckt, die trotz der „eigentlich“ schwachen van-der-Waals-Kraft in ihrer Summe diese starke Wechselwirkung mit dem Untergrund bewirken.

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