Zwischenmolekulare Kräfte: Van der Waals, Dipolkräfte und Wasserstoffbrücken

Was zwischen Molekülen wirkt und warum es wichtig ist

Warum ist Wasser bei Raumtemperatur flüssig, während Methan gasförmig ist? Und warum verdunstet ein Stoff leichter als ein anderer? Dabei geht es nicht nur um die Bindungen innerhalb eines Moleküls, sondern um die Anziehung zwischen verschiedenen Molekülen. Diese zwischenmolekularen Wechselwirkungen beeinflussen unter anderem Siedetemperatur, Verdunstung und Löslichkeit.

Im üblichen Schulmodell unterscheiden wir London-/Van-der-Waals-Kräfte, Dipol-Dipol-Kräfte und Wasserstoffbrücken. Die Bezeichnung Van-der-Waals-Kräfte wird in Fachquellen teilweise weiter gefasst und schließt dann auch weitere Dipolwechselwirkungen ein. Hier verwenden wir sie für die London-Dispersionskräfte, damit die drei behandelten Gruppen klar getrennt bleiben.

Die durchgezogenen O–H-Bindungen halten die Atome eines Wassermoleküls zusammen. Eine gestrichelte Linie zwischen zwei Wassermolekülen meint dagegen eine zwischenmolekulare Anziehung. Beim Verdampfen werden vor allem diese Anziehungen überwunden. Die Wassermoleküle zerfallen dabei nicht in Wasserstoff und Sauerstoff. Ionen- und Metallbindung beschreiben andere Stoffstrukturen und sind keine zusätzlichen Arten dieser drei zwischenmolekularen Kräfte.

London-/Van-der-Waals-Kräfte: kurzzeitige Dipole

Elektronen sind nicht zu jedem Zeitpunkt vollkommen symmetrisch verteilt. Eine momentane unsymmetrische Verteilung erzeugt einen kurzzeitigen Dipol: Eine Seite ist etwas negativer, die andere etwas positiver. Dieser Dipol kann die Elektronenhülle eines Nachbarteilchens verschieben und dort einen weiteren Dipol hervorrufen. Zwischen den entgegengesetzten Teilladungen entsteht Anziehung.

Diese Dispersionskräfte wirken bei allen Atomen und Molekülen, auch bei unpolaren. Besonders wichtig sind die Verformbarkeit der Elektronenhülle und die Kontaktfläche. Größere, leichter polarisierbare Teilchen zeigen häufig stärkere Dispersion. Bei vergleichbaren Alkanen nimmt deshalb die Siedetemperatur im Allgemeinen mit der Kettenlänge zu. Auch die Form spielt eine Rolle: Eine lange unverzweigte Kette kann mehr Kontakt mit Nachbarmolekülen haben als ein kompakteres Isomer.

Dipol-Dipol-Kräfte: dauerhaft polare Moleküle

Ein permanenter Dipol besitzt aufgrund seiner Bindungen und räumlichen Form dauerhaft getrennte Ladungsschwerpunkte. Elektronegativität beschreibt, wie stark ein Atom gemeinsame Bindungselektronen anzieht. In HCl zieht Chlor sie stärker an als Wasserstoff. Deshalb ist H teilweise positiv und Cl teilweise negativ geladen. Verschiedene HCl-Moleküle können sich so ausrichten, dass entgegengesetzte Enden einander anziehen.

Eine polare Bindung macht aber nicht automatisch das gesamte Molekül zu einem Dipol. Im linearen CO₂ heben sich die beiden entgegengesetzten Bindungsdipole auf. Das gewinkelte H₂O besitzt dagegen einen resultierenden Dipol. Zur Beurteilung brauchst du deshalb sowohl die Bindungspolarität als auch die Molekülform. Dispersionskräfte verschwinden bei polaren Molekülen nicht, sondern wirken zusätzlich.

Wasserstoffbrücken: besondere Anziehung über H

Im schulischen Grundmodell kann ein Wasserstoffatom, das direkt an N, O oder F gebunden ist, mit einem freien Elektronenpaar an einem geeigneten N-, O- oder F-Atom eines Nachbarmoleküls wechselwirken. Die stark polarisierte Bindung macht dieses H-Atom besonders positiv. Das elektronenreiche Gegenüber ermöglicht die gerichtete Anziehung. Ein H-Atom irgendwo in der Summenformel reicht deshalb nicht aus.

Wasser besitzt zwei O–H-Bindungen und zwei freie Elektronenpaare am Sauerstoff. Es kann daher sowohl H-Atome für Wasserstoffbrücken bereitstellen als auch an den freien Paaren als Partner dienen. Zwischen Wassermolekülen entsteht ein veränderliches Netzwerk. Das erklärt einen wichtigen Anteil seiner vergleichsweise hohen Siedetemperatur. Die O–H-Bindung innerhalb eines Moleküls bleibt davon verschieden und ist in der Zeichnung durchgezogen dargestellt.

Die drei Wechselwirkungen vergleichen

Die Tabelle beschreibt, welche Voraussetzungen du untersuchst. Die Gruppen schließen sich nicht gegenseitig aus. Wasser besitzt Dispersionskräfte, einen permanenten Dipol und die Möglichkeit für Wasserstoffbrücken. Methan ist unpolar und bildet unter diesen üblichen Bedingungen keine Wasserstoffbrücken, obwohl es H-Atome enthält.

Eine starre Reihenfolge aller Siedetemperaturen lässt sich daraus nicht ableiten. Bei ähnlich großen Molekülen können zusätzliche Dipolkräfte oder Wasserstoffbrücken die Anziehung deutlich verstärken. Sehr große unpolare Moleküle können wegen starker Dispersion dennoch höher sieden als kleine polare. Vergleiche deshalb immer auch Größe, Polarisierbarkeit und Form, statt nur ein Etikett zu vergeben.

So bestimmst du die Kräfte an einem Beispiel

Beginne mit der Strukturformel und nicht nur mit der Summenformel. Frage zuerst, welche Bindungen polar sind und wie das Molekül räumlich gebaut ist. Prüfe dann, ob sich die Bindungsdipole aufheben. Suche danach nach geeigneten H-Brücken-Donoren und freien Elektronenpaaren. Dispersionskräfte notierst du in jedem Fall.

Bei Ethanol zeigt die Struktur CH₃–CH₂–OH eine O–H-Gruppe und freie Paare am Sauerstoff. Zwischen Ethanolmolekülen sind deshalb Wasserstoffbrücken möglich; außerdem wirken Dipolkräfte und Dispersion. Dimethylether hat ebenfalls ein O-Atom und freie Paare, aber kein an O gebundenes H. Reiner Dimethylether kann deshalb untereinander nicht dasselbe Wasserstoffbrückenmuster bilden. Mit Wasser kann er hingegen Wasserstoffbrücken annehmen. Das zeigt, warum immer die betrachteten Partner genannt werden müssen.

Siedetemperatur und Löslichkeit begründet erklären

Beim Sieden müssen Moleküle sich voneinander entfernen. Stärkere Anziehung erfordert unter vergleichbaren Bedingungen mehr Energie und geht häufig mit einer höheren Siedetemperatur einher. In einer Begründung nennst du deshalb Struktur, mögliche Wechselwirkungen und den Zusammenhang zur benötigten Energie. „Wasser hat Wasserstoffbrücken“ allein ist noch keine vollständige Erklärung.

Beim Lösen müssen außerdem alte Anziehungen teilweise überwunden und neue zwischen Stoff und Lösungsmittel aufgebaut werden. Ethanol kann mit Wasser Wasserstoffbrücken bilden und ist gut mischbar. Ein großer unpolarer Kohlenwasserstoff bietet diese Möglichkeiten nicht in gleicher Weise. Die Faustregel „Ähnliches löst sich in Ähnlichem“ ist dafür ein Einstieg, aber keine vollständige Berechnung. Temperatur, Teilchengröße und weitere thermodynamische Beiträge beeinflussen die tatsächliche Löslichkeit.

Bindungen und Wechselwirkungen sauber trennen