• Elektrostatische Kräfte (Ion, Dipol, Wasserstoffbrücken)
• Van der Waals-Kräfte (London-Kräfte)

Was sind Stoffe

Elektrostatische Kräfte

Auch zwischen verschiedenen Molekülen gibt es Wechselwirkungen, die jedoch nicht so stark wie die übrigen (chemischen) Bindungen sind. Flüssigkeiten beruhen auf intermolekularen Bindungen: Nur weil alle Moleküle untereinander diese Wechselwirkungen erfahren, gibt es überhaupt Flüssigkeiten. Ohne diese Wechselwirkungen würden sich die Moleküle wie Gasmoleküle ohne Bezug zueinander verhalten.

Zunächst einmal die Namen für mögliche intermolekulare Kräfte. Das sind Kräfte zwischen Molekülen, die diese in Feststoffen und Flüssigkeiten aneinander halten.

Intermolekulare Kräfte sind elektrostatische Kräfte:

• Van-der-Waals-Kräfte (in der englischen Literatur als anderes Wort für intermolekulare Kräfte allgemein verwendet) oder auch London'sche Dispersionskräfte genannt,
• Ionen- und Dipolkräfte,
• Wasserstoffbrücken,

• Oberflächenspannung von Flüssigkeiten
• Kapillarkräfte (Fähigkeit, Flüssigkeiten in sehr engen Röhrchen steigen zu lassen)
• Adhäsionskräfte (Kräfte, die eine Substanz an eine Oberfläche binden)
• Kohäsionskräfte (halten die Moleküle einer Substanz im Inneren zusammen, z.B. bei der Kondensation von Wasser)

• Ion-Ion:

Die starken Anziehungskräfte zwischen negativ geladenen Anionen und positiv geladenen Kationen in Kristallgittern sind eine Ursache für die sehr hohen Schmelzpunkte (und Gitterenergien) von Kristallen.

• Ion-Dipol:

Ion-Dipol-Wechselwirkungen spielen beim Lösungsvorgang eine Rolle: Sie sorgen für die Anlagerung von Wassermolekülen an Kationen (wegen der negativen Partialladungen der Sauerstoffatome von Wasser); Hydratation oder Hydratisierung genannt.

• Dipol-Dipol:

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sorgen für die Ausrichtung von polaren Molekülen. Das sieht in Feststoffen oder Lösungen etwa folgendermaßen aus:

(+ -) (+ -) (+ -) (+ -)
(- +) (- +) (- +) (- +)

Das mit ein Grund, weshalb beispielsweise Energie aufgewendet werden muss, um festen Chlorwasserstoff in gasförmigem umzuwandeln (auch wenn dazu zugegebenermaßen sehr, sehr niedrige Temperaturen ausreichen):

(H-Cl)::(H-Cl)::(H-Cl)  (H-Cl) (H-Cl) (H-Cl)

• Wasserstoffbrücken:

Ähnliches gilt für die Wasserstoffbrückenbindungen, nur sind sie auf die Elemente Sauerstoff, Stickstoff und Fluor beschränkt, jeweils mit dem Wasserstoff als Brücke. Wasserstoffbrücken sorgen insbesondere auch dafür, dass sich Schneeflocken bilden können: Eiskristalle beruhen nämlich auf H-Brücken. Besonders wichtig sind Wasserstoffbrücken bei Wasser und einer Reihe organischer Lösungsmittel. Rein schematisch kann man die Wasserstoffbrücken im Wasser sich so vorstellen (grün eingezeichnete Linien zwischen den einzelnen Wassermolekülen HOH):

           HOH
H       H  |
O-HOH   O-HOH
H  |    H
   HOH

Aber auch zwischen völlig unpolaren Molekülen und Atomen gibt es Wechselwirkungen. So hat man sich lange Zeit gefragt, weshalb bei extrem niedrigen Temperaturen sogar vollkommen unpolare Edelgase (wie Xenon) kristallisieren können, wenn zwischen ihnen keine der oben genannten Kräfte wirken können.

Der Grund hierfür sind die sogenannten London'schen Dispersionskräfte. Diese beruhen auf schnellen und kurzen Schwankungen der Elektronenverteilung in Atomen und Molekülen. Im Deutschen nennt man diese auch Van der Waals-Kräfte.

Man kann es sich so vorstellen: Die Elektronenverteilung in Molekülen und Atomen ist nicht ständig gleich, sie ist nur ein statistischer Mittelwert. Elektronen kann man sich in dem Zusammenhang als eine Art Ladungswolke vorstellen, die sich mal mehr in die eine Richtung ausbreiten können, mal in die andere. Man darf sich Elektronen nämlich nicht als klassische Massekügelchen vorstellen, da sie gleichzeitig ein Zwitter zwischen Teilchen und Welle sind (Der Fachberiff hierfür ist Welle-Teilchen-Dualismus). Und eben diese Elektronenwolken sind räumlich sehr kurzen Schwankungen unterworfen.

In dieser kurzen Zeit wirken die Teilchen ähnlich wie Dipole. In dieser Zeit richten sich also verschiedene Atome oder Moleküle aus: die temporäre positive Partialladung eines Teilchen nach der temporären negativen Partialladung eines anderen Teilchens.

London-Kräfte sind immer anziehend. Sie wirken zwischen allen Molekülen, unabhängig ob unpolar oder polar, ob Ionenbindung oder gar keine Bindung, wie bei Edelgasen.

Jedoch sind die Effekte der London-Anziehung oft vernachlässigbar, denn in der Regel überwiegen andere Effekte. Dies wird vielleicht anhand der Energiebetrachtung deutlich (nicht auf die reinen Zahlenwerte oder Einheiten achten; nur die Größenordnung ist hier wichtig):

• Energie der Wechselwirkung Ion-Ion etwa: 250 kJ/mol
• Energie bei Wasserstoffbrückenbindungen immer noch etwa: 20 kJ/mol
• Energie der London-Kräfte nur etwa: 2 kJ/mol

• So siedet elektronenarmes Fluor früher als elektronenreicheres Chlor. Fluor siedet bei -188 Grad Celcius; Chlor erst bei -34 Grad Celcius.
• Oder das kleine organische Molekül Ethan (CH3-CH3) früher als das größere Pentan (CH3-CH2-CH2-CH2-CH3).

Aber von dieser Regel gibt es wieder genügend Ausnahmen ;-)

Mehr Informationen über dieses Thema finden sich auf folgenden Internetseiten: