Van-der-Waals-Kräfte

Van-der-Waals-Kräfte in der Chemie

Die nach dem niederländischen Physiker Johannes Diderik 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 Farbe oder Lack nach dem Streichen auf dem Untergrund haften bleiben.

Van-der-Waals-Kräfte – Definition

Was Van‑der‑Waals‑Kräfte genau sind, können wir in einem Satz zusammenfassen:

Van‑der‑Waals‑-Kräfte sind also zwischenmolekulare Wechselwirkungen. Was das genau bedeutet, wollen wir nun näher beleuchten.

Einordnung der Van-der-Waals-Kräfte

Die Van‑der‑Waals‑Kräfte wirken viel schwächer als die Bindungskräfte in kovalenten Bindungen oder in Ionenbindungen. Sie sind auch schwächer als Wasserstoffbrückenbindungen.

Beispiel Chlorwasserstoff:

Wir vergleichen die benötigte Energie $\Delta E_\text{A}$ zur Auftrennung der Atombindung in Chlorwasserstoff $\left( \ce{HCl} \right)$ in ein Wasserstoff-Radikal $\left( \ce{H}\cdot \right)$ und ein Chlor-Radikal $\left( \ce{Cl}\cdot \right)$ mit der benötigten Energie $\Delta E_\text{vdW}$ zur Lösung der Van‑der‑Waals‑Wechselwirkung zwischen zwei Chlorwasserstoffmolekülen.

1) Spaltung der Atombindung:

$\ce{H-Cl} ~\longrightarrow~ \ce{H \cdot} ~+~ \ce{\cdot\,Cl} \qquad \text{mit}~\Delta E_\text{A} = \pu{431\frac{kJ}{mol}}$

2) Lösung der Van‑der‑Waals‑Bindung:

$\ce{H-Cl} ~\cdot \cdot \cdot \cdot~ ~\ce{H-Cl ~->~ HCl ~~+~~ HCl} \qquad \text{mit}~\Delta E_\text{vdW} = \pu{16\frac{kJ}{mol}}$

Die Werte zeigen deutlich, um wie viel schwächer die Van‑der‑Waals‑Kräfte wirken. Es ist wesentlich leichter, die Energie aufzubringen, die nötig ist, um eine Van‑der‑Waals‑Wechselwirkung zu lösen, als eine Atombindung aufzutrennen.

Ursachen für Van-der-Waals-Kräfte

Van‑der‑Waals‑Wechselwirkungen können unterschiedliche Ursachen haben. Unter dem Begriff Van‑der‑Waals‑Kräfte werden verschiedene Phänomene zusammengefasst, die allerdings alle eines gemeinsam haben: Es handelt sich um Anziehungskräfte zwischen elektrisch gegensätzlich geladenen Teilchen. Im Folgenden wollen wir auf drei verschiedene Ursachen eingehen, die solche Anziehungskräfte haben können.

1. Elektrostatische Anziehung zwischen permanenten Dipolen

Sind in einem Molekül Atome mit unterschiedlichen Elektronegativitäten $\left( EN \right)$ verbunden, kann das Molekül ein permanenter, also dauerhaft bestehender Dipol sein. Dipol-Moleküle sind polare Moleküle. Der Bindungspartner im Molekül mit der größeren Elektronegativität trägt eine negative Partialladung $\left( {\color{blue} \delta^-} \right)$ und derjenige mit geringerer Elektronegativität eine positive Partialladung $\left( {\color{red} \delta^+} \right)$.

Beispiel Aceton (Propan-2-on):

Zwei Acetonmoleküle stehen hier nebeneinander in gleicher Ausrichtung. Unter den Atomen $\ce{C}$ und $\ce{O}$ sind die Elektronegativitätswerte notiert, für Sauerstoff $EN=3,44$ und für Kohlenstoff $EN=2,55$. Die Bindung $\ce{C=O}$ ist polar. Sauerstoff trägt eine negative und Kohlenstoff eine positive Partialladung.

$\ce{(CH3)_2}~~ - {\underbrace{\ce{C}}_{EN=2,55}}^{{\color{red} \delta^+}} = {\underbrace{\ce{O}}_{EN=3,44}}^{{\color{blue} \delta^-}} ~~\cdot \cdot \cdot \cdot~~ ~~\ce{(CH3)_2}~~ - {\underbrace{\ce{C}}_{EN=2,55}}^{{\color{red} \delta^+}} = {\underbrace{\ce{O}}_{EN=3,44}}^{{\color{blue} \delta^-}}$

Zwischen zwei Acetonmolekülen kommt es so zur elektrostatischen Van‑der‑Waals‑Wechselwirkung zwischen einem Molekülende mit positiver Partialladung $\left( {\color{red} \delta^+} \right)$ und einem Molekülende mit negativer Partialladung $\left( {\color{blue} \delta^-} \right)$. Diese Anziehungskräfte beim Aceton bewirken, 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 Wasser und Benzol (Benzen):

Das Wassermolekül ist polar und ein permanenter Dipol. Der Sauerstoff hat mit $EN = 3,44$ eine viel höhere Elektronegativität als die beiden Wasserstoffatome mit $EN = 2,2$. Somit gibt es am Sauerstoff eine negative Partialladung und an den Wasserstoffatomen positive Partialladungen.

${}^{\color{red} \delta^+} \ce{H2O}~{}^{\color{blue} \delta^-} + ~\ce{C6H6} ~~\longrightarrow~~{}^{\color{red} \delta^+} \ce{H2O}~{}^{\color{blue} \delta^-} \cdot \cdot \cdot \cdot~ ~{}^{\color{red} \delta^+} \ce{C6H6}~{}^{\color{blue} \delta^-}$

Das Benzolmolekül $\ce{C6H6}$ ist ein aromatischer Ring aus sechs Kohlenstoffatomen und unpolar. 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. Durch diese Ladungsverschiebung wird aus dem Benzolmolekül ebenfalls ein Dipol, es wird also ein Dipolmoment im Benzolmolekül induziert. Zwischen beiden Dipolen kommt es nun zu elektrostatischen Anziehungen, ganz ähnlich wie zwischen zwei permanenten Dipolen.

Wegen der Van‑der‑Waals‑Wechselwirkung zwischen Wasser und Benzol können sich geringe Mengen Wasser in Benzol lösen und umgekehrt. In Hexan dagegen, das keine frei beweglichen Elektronen hat, ist Wasser unlöslich (und umgekehrt).

3. Wechselwirkung zwischen temporären Dipolen (London-Kräfte)

Selbst in einem ansonsten völlig unpolaren Molekül kann es zu einer spontanen Polarisation, also einer plötzlichen Ladungsverschiebung, kommen. Denn durch die schnellen, zufällig verteilten Bewegungen der Elektronen kommt es rein statistisch zu Schwankungen der Ladungsträgerdichte (sogenannte Fluktuationen). So bilden sich im Molekül kurzzeitig (temporär) positive und negative Partialladungen aus. Ein solches temporär polarisiertes Molekül kann nun bei einem benachbarten Molekül wiederum einen temporären Dipol induzieren. Beide Moleküle bilden dann ein sehr schwach gebundenes Moleküldimer. Man spricht in einem solchen Fall der Anziehung auch von London-Kräften.

Beispiel Bildung eines Methandimers:

Extrem schnelle Fluktuationen in der Elektronendichte bewirken eine spontane Polarisation eines ansonsten völlig unpolaren Methanmoleküls. Bei dieser spontanen Polarisation bilden sich im Molekül positive und negative Partialladungen aus. Das temporär polarisierte Methanmolekül kann jetzt bei einem benachbarten Methanmolekül ebenfalls ein Dipolmoment induzieren. Beide Moleküle bilden dann ein sehr schwach gebundenes Methandimer.

${}^{\color{blue} \delta^-} \ce{CH4}~{}^{\color{red} \delta^+} + ~\ce{CH4} ~~\longrightarrow~~ {}^{\color{blue} \delta^-} \ce{CH4}~{}^{\color{red} \delta^+} \cdot \cdot \cdot \cdot~ ~{}^{\color{blue} \delta^-} \ce{CH4}~{}^{\color{red} \delta^+}$

Man kann die Van‑der‑Waals‑Bindungsenergie für das Methandimer bestimmen. Sie beträgt nur sehr geringe $\pu{2 \frac{kJ}{mol}}$. Methan hat daher trotz der anziehend wirkenden London-Kräfte lediglich eine sehr geringe Siedetemperatur von $\pu{-161 °C}$.

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

Häufig gestellte Fragen zum Thema Van-der-Waals-Kräfte