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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 - 10. Klasse

Grundlagen zum Thema 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 schwache, nichtkovalente Anziehungskräfte, die zwischen Molekülen bzw. Atomen auftreten können.

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.

Beachte: Die Anziehungskräfte zwischen zwei permanenten Dipolen werden oft auch als Dipol-Dipol-Wechselwirkungen bezeichnet und damit von den Van‑der‑Waals‑Kräften abgegrenzt, zu denen sie aber streng genommen gehören.

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 $\pu{-161 °C}$.

Zusammenfassung – Van-der-Waals-Kräfte einfach erklärt

  • Van‑der‑Waals‑Kräfte sind zwischenmolekulare Wechselwirkungen, genauer gesagt anziehende Kräfte zwischen Molekülen (bzw. Atomen), die aufgrund gegensätzlicher elektrischer Ladungen auftreten.
  • Van‑der‑Waals‑Kräfte sind klar von den Anziehungskräften in kovalenten Bindungen oder auch zwischen Ionen zu unterscheiden. Van‑der‑Waals‑Kräfte sind wesentlich schwächer und treten zwischen den Partialladungen verschiedener Moleküle auf.
  • Partialladungen und damit Van‑der‑Waals‑Wechselwirkungen können auf drei verschiedene Arten auftreten: 1. in permanenten Dipolen, 2. in induzierten Dipolen oder 3. in temporären Dipolen.
  • Van‑der‑Waals‑Wechselwirkungen zwischen permanenten Dipolen werden auch als Dipol-Dipol-Wechselwirkungen bezeichnet. Oft wird der Begriff Van‑der‑Waals‑Kräfte davon abgegrenzt und hauptsächlich für Wechselwirkungen mit induzierten oder temporären Dipolen benutzt.

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

Was sind Van‑der‑Waals‑Kräfte?
Welche Van‑der‑Waals‑Kräfte gibt es?
Wie entstehen Van‑der‑Waals‑Kräfte?
Wann wirken Van‑der‑Waals‑Kräfte?
Wie stark sind Van‑der‑Waals‑Kräfte?
Warum sind Van‑der‑Waals‑Kräfte so schwach?

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 4 Jahren
  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 4 Jahren
  3. Danke für das Video!

    Von Roberto Lizzi, vor mehr als 4 Jahren
  4. Gern geschehen. Das wünsche ich auch.

    Von André Otto, vor mehr als 8 Jahren
  5. danke und schoenen nachmittag

    Von X1316198281, vor mehr als 8 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.