Inhalt
Smarter Learning!
Inhalt
Bundesland, Schulart & Klasse
Bundesland, Schulart & Klasse
BW, Gymnasium (G9)
Baden-Württemberg
Berufl. Gymnasium (AG)
Berufl. Gymnasium (BTG)
Berufl. Gymnasium (EG)
Berufl. Gymnasium (SGG)
Berufl. Gymnasium (TG)
Berufl. Gymnasium (WG)
Berufskolleg - FH
Gemeinschaftsschule
Gymnasium (G8)
Gymnasium (G9)
Hauptschule
Realschule
Werkrealschule
Bayern
Fachoberschule
Gymnasium
Mittelschule
Realschule
Berlin
Gymnasium
Integrierte Sekundarschule
Brandenburg
Gesamtschule
Gymnasium
Oberschule
Bremen
Gymnasium (G8)
Oberschule (G9)
Hamburg
Gymnasium
Stadtteilschule
Hessen
Berufl. Gymnasium
Gesamtschule
Gymnasium (G8)
Gymnasium (G9)
Haupt- und Realschule
Hauptschule
Realschule
Mecklenburg-Vorpommern
Gesamtschule
Gymnasium
Niedersachsen
Gymnasium (G8)
Gymnasium (G9)
Integrierte Gesamtschule
Kooperative Gesamtschule
Oberschule
Realschule
NRW
Gesamtschule
Gymnasium
Hauptschule
Realschule
Sekundarschule
Rheinland-Pfalz
Gesamtschule
Gymnasium
Saarland
Gemeinschaftsschule
Gesamtschule
Gymnasium
Realschule
Sachsen
Gymnasium
Oberschule
Sachsen-Anhalt
Fachgymnasium
Gesamtschule
Gymnasium
Sekundarschule
Schleswig-Holstein
Gemeinschaftsschule
Gymnasium (G8)
Gymnasium (G9)
Thüringen
Berufl. Gymnasium
Gemeinschaftsschule
Gesamtschule
Gymnasium
Regelschule
Klasse 10
Klasse 13
Klasse 12
Klasse 11
Klasse 10
Klasse 9
Klasse 8
Klasse 7
Klasse 6
Klasse 5
Fach & Lernbereich
Fachauswahl: Chemie
Mathe
Deutsch
Englisch
Bio
Chemie
Physik
Geschichte
Geo
Lernbereich
Experimente
Digitales Schulbuch
Smarter Learning!
Schneller lernen mit deinem SchulLV-Zugang
  • Zugang zu über 1.000 Original-Prüfungsaufgaben mit Lösungen von 2004-2019
  • Alle Bundesländer und Schularten, empfohlen von über 2.300 Schulen in Deutschland
  • Digitales Schulbuch: Über 1.700 Themen mit Aufgaben und Lösungen
  • Monatlich kündbar, lerne solange du möchtest
Jetzt Zugang freischalten!
Inhaltsverzeichnis
Lernbereich Digitales Schulbuch
Kohlenwasserstoffe
Organische Chemie
Alkane
Isomerie und Benennun...
Van-der-Waals-Kräfte
Steckbrief: Methan
Kohlenwasserstoffe al...
Gewinnung und Aufbere...
Stoffklassen
Funktionelle Gruppen
Alkohole
Aldehyde
Alkene und Alkine
Ketone
Säuren und Fette
Carbonsäuren
Ester
Fette
Kunststoffe
Eigenschaften
Polymerisation
Polykondensation
Kohlenstoffverbindung...
Kohlenstoffoxide
Kohlensäure
Kohlenstoffkreislauf
Grundlagen
Was ist Chemie?
Atommodelle
Bindungen und Wechsel...
PSE-Einführung
PSE-Gruppen und -Tend...
PSE-Steckbriefe
Reaktionsgleichungen ...
Chemische Gleichgewic...
Einführung
Gleichgewichts- und N...
Massenwirkungsgesetz
Le Chatelier
Reaktionsgeschwindigk...
Katalysator
Anwendung
Säure- und Base-Gleic...
Einführung
Anwendungen: Titratio...
ph-Werte von Lösungen
Säure-Base-Konzepte
Autoprotolyse
Säuren- und Basenstär...
Indikatoren
Puffersysteme
Chemische Energetik
Einführung
Systeme
Energie
Enthalpie
Entropie
Freie Enthalpie
Grenzen der energetis...
Anwendung: Kalorimete...
Elektrochemie
Einführung
Redox-Reaktionen
Standardpotential
Galvanisches Element
Standardwasserstoffel...
Elektrolyse
Elektrochemische Stro...
Korrosion
Organische Chemie
Einführung
Kohlenwasserstoffe
Sauerstoffverbindunge...
Stickstoff-und Schwef...
Aromaten
Einführung
Aromatische Kohlenwas...
Reaktionen der Aromat...
Makromoleküle
Einführung
Struktur und Eigensch...
Polymersynthese I: Ra...
Polymersynthese II: P...
Polymersynthese III: ...
Nachhaltigkeit und Re...
Naturstoffe
Einführung
Stereoisomerie und op...
Monosaccharide
Disaccharide
Polysaccharide
Aminosäuren
Peptide und Proteine
DNA
Farbstoffe
Azofarbstoffe und die...
Anwendungen: Färben m...
Fette und Tenside
Fette
Tenside

Van-der-Waals-Kräfte

Skripte
Download als Dokument:PDF

Einführung

Kohlenwasserstoffe: Van-der-Waals-Kräfte
Abb. 1: Was haben ein Gecko und Öl gemeinsam? Die Antwort liegt doch auf der Hand!
Kohlenwasserstoffe: Van-der-Waals-Kräfte
Abb. 1: Was haben ein Gecko und Öl gemeinsam? Die Antwort liegt doch auf der Hand!

Was ist ein Dipol?

Moleküle halten über elektrostatische Wechselwirkungen zusammen. Ähnlich wie bei Magneten, deren Nord- und Südpole sich anziehen, halten Moleküle zusammen. Dabei kann ein Molekül oder Atom positiv oder negativ geladen sein. Du kennst geladene Atome schon unter dem Namen Ion. Ebenso können Moleküle eine Ladung haben, wenn einzelne Atome im Molekül mehr oder weniger Elektronen besitzen, als ihre Kernladung ausgleicht.
Wenn du jetzt an die Alkane aus den letzten Skripten zurück denkst, dann wunderst du dich vielleicht, weil keines dieser Moleküle geladen war. Ein Molekül muss nicht immer geladen sein, um mit anderen Molekülen zusammenhalten zu können. Es reichen auch schon Teilladungen.
Kohlenwasserstoffe: Van-der-Waals-Kräfte
Abb. 2: Die Entstehung von Teilladungen durch Elektronegativität.
Kohlenwasserstoffe: Van-der-Waals-Kräfte
Abb. 2: Die Entstehung von Teilladungen durch Elektronegativität.
Du kannst dir das ganze wie bei einem Tauziehen vorstellen. Beide Atome ziehen an den Elektronen und es wird mal geschehen, dass die Elektronen näher beim Kohlenstoff sind und manchmal näher beim Sauerstoff. Diese Ungleichverteilung der Elektronen ist also nicht permanent, sondern geschieht immer mal wieder. Da sich die Elektronen aber durch die höhere Elektronegativität wahrscheinlicher beim Sauerstoff auffhalten, wird es öfters auftreten, dass der Sauerstoff zweifach negativ geladen ist. Deshalb gibt man dem Sauerstoff eine sogenannte Teilladung. Eine Teilladung wird mit $\boldsymbol{\delta}$ und einer Ladung dahinter angegeben. Damit gibst du an, dass das Molekül nicht direkt geladen ist, aber dieser Bereich deines Moleküls eher diese Ladung besitzt.
Diese Teilladungen führen nun zu den Anziehungen zwischen den Molekülen. Ein negativ teilgeladener Sauerstoff zieht z.B. einen positiv teilgeladenen Kohlenstoff eines anderen Moleküls an. Man spricht bei einem Molekül von einem Dipol, wenn an einem Ende des Moleküls positive Teilladungen und am anderen Ende des Moleküls negative Teilladungen sind. Ein Beispiel für ein solches Dipolmolekül wäre Wasser.

Einen Dipol selbst herstellen

Kohlenwasserstoffe: Van-der-Waals-Kräfte
Abb. 3: Die spontane Entstehung eines Dipols.
Kohlenwasserstoffe: Van-der-Waals-Kräfte
Abb. 3: Die spontane Entstehung eines Dipols.
Kohlenwasserstoffe: Van-der-Waals-Kräfte
Abb. 4: Ein Dipol induziert einen anderen Dipol.
Kohlenwasserstoffe: Van-der-Waals-Kräfte
Abb. 4: Ein Dipol induziert einen anderen Dipol.
Jetzt betrachten wir das ganze aber im größeren Maßstab. Jetzt haben wir nicht nur unser Molekül mit der Kohlenstoff-Wasserstoffbindung, sondern auch das Molekül mit der Kohlenstoff-Wasserstoffbindung direkt daneben. Welche Auswirkungen hat es, wenn unser erstes Molekül nun vorübergehend Teilgeladen ist? Nehmen wir an, der Wasserstoff unseres ersten Moleküls ist nun gerade positiv geladen, dann zieht er negative Ladungen an.
Die bindenden Elektronen der Kohlenstoff-Wasserstoffbindung im benachbarten Molekül sind z.B. negativ geladen. Der Wasserstoff zieht diese Elektronen nun leicht in seine Richtung. Dadurch entsteht eine negative Teilladung im benachbarten Molekül durch eine Teilladung ein einem Molekül. Das Molekül bildet sozusagen seine eigenen Dipole, die es anziehen kann. Deshalb nennt man das auch einen induzierten Dipol. Über diese Kräfte, die Van-der-Waals-Kräfte, halten unpolare Moleküle zusammen. Da solche Moleküle keine positiven oder negativen Pole von Natur aus besitzen nennt man sie auch erst unpolar. Andere Moleküle, wie z.B. das Wasser, die schon durch ihre Struktur klare positive und negative Pole besitzen, nennt man polare Moleküle.
Jetzt wirst du dir vielleicht denken, dass eine Bindung, die auf bloßem Zufall begründet ist, sicher nicht so stark sein wird. Das stimmt auch. Polare Wechselwirkungen, wie z.B. die im Wasser auftretenden Wasserstoffbrücken sind im Vergleich zu Van-der-Waals-Kräften ca. 10 mal so stark. Deshalb hat Wasser auch einen viel höheren Siedepunkt als vergleichbare unpolare Moleküle.

Wechselwirkungen und Schmelzpunkte

Jetzt denkst du dir vielleicht: „Was haben denn Wechselwirkungen mit der Schmelztemperatur zu tun?“. Eine ganze Menge. Die Wechselwirkungen eines Moleküls bestimmen die Schmelz- und Siedetemperatur des Moleküls. Du kannst dir den Zusammenhang an einem einfachen Beispiel deutlich machen. Du nimmst zwei Holzklötze und klebst sie mit Kleber zusammen. Die beiden Holzklötze stellen zwei Moleküle da, der Kleber die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen.
Wenn dein Stoff verdampft, dann werden aufgrund der Temperatur die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen überwunden und sie räumlich voneinander getrennt. Du würdest deine Klötze also auseinander ziehen. Je stärker nun die Wechselwirkung zwischen den Molekülen ist, also je stärker dein Kleber, desto mehr Energie brauchst du, um die Klötze zu trennen.
Ähnlich verhält es sich mit der Schmelztemperatur. Die Anziehungskräfte versuchen Moleküle in einem festen Gitter zu halten, es ist also fest. Wenn die Temperatur nun so hoch ist, dass das Molekül diese Anziehungskräfte überwinden kann, dass sich die Moleküle gegeneinander verschieben können, dann schmilzt der Stoff und wird flüssig. Die Temperatur ist dabei jedoch noch nicht hoch genug, um die Moleküle von einander zu trennen.
Wie kannst du jetzt aber abschätzen, ob die Siedetemperatur eines Stoffes höher ist als die eines anderen Stoffs? Dazu musst du dir die Struktur des Stoffes anschauen. Betrachten wir drei verschiedene Moleküle: Methan, Butan und iso-Butan (2-Methylpropan). Du siehst sie in Abbildung 5.
Kohlenwasserstoffe: Van-der-Waals-Kräfte
Abb. 5: Die drei Moleküle, die wir vergleichen wollen: Methan, Butan und iso-Butan.
Kohlenwasserstoffe: Van-der-Waals-Kräfte
Abb. 5: Die drei Moleküle, die wir vergleichen wollen: Methan, Butan und iso-Butan.
Kohlenwasserstoffe: Van-der-Waals-Kräfte
Abb. 6: Anziehungskräfte zwischen Methan, Butan und iso-Butan.
Kohlenwasserstoffe: Van-der-Waals-Kräfte
Abb. 6: Anziehungskräfte zwischen Methan, Butan und iso-Butan.
Jetzt bleibt noch unser iso-Butan. Es hat die gleiche Summenformel wie Butan, hat jedoch eine Seitenkette. Stell dir die beiden Moleküle räumlich vor. Butan als flache Kette und iso-Butan als Block mit einer Ausstülpung nach oben. Wenn du versuchst diese Moleküle jeweils mit ihresgleichen aufeinander zu stapeln, dann wirst du feststellen, dass dir das bei Butan viel einfacher gelingt, als bei iso-Butan. Zumindest nicht ohne bei iso-Butan Lücken zu lassen.
Durch seine verwinkelte Struktur fällt es dem iso-Butan also schwerer sich ohne Lücken zu lassen räumlich anzuordnen. Demnach fällt es ihm schwerer Van-der-Waals-Wechselwirkungen einzugehen und wird einen niedrigeren Siede- und Schmelzpunkt als Butan haben. Wir können also zusammenfassen:
Die Schmelz- und Siedetemperatur eines Moleküls ist höher, je länger und unverzweigter das Molekül ist.
Die Schmelz- und Siedetemperatur eines Moleküls ist höher, je länger und unverzweigter das Molekül ist
Auf die gleiche Art kannst du die Viskosität eines Stoffes erklären. Die Viskosität bezeichnet die Zähflüssigkeit eines Stoffes. Wenn du dir das vorstellst, dann versuchst du einen Fremdkörper zwischen zwei Molekülen hindurchzupressen. Das geht einfacher, je schwächer die Bindungen zwischen den beiden Molekülen sind. Die Viskosität von Butan ist also geringer als die von Decan.

Lösungsprobleme

Können wir mit den polaren und unpolaren Wechselwirkungen auch die Löslichkeit erklären? Ja das geht. Die Anziehung zwischen polaren und unpolaren Molekülen basiert zwar prinzipiell auf dem selben Phänomen des Dipols, aber es gibt Unterschiede in der Stabilität der Wechselwirkungen. Wenn wir z.B. Heptan in Wasser lösen wollen, dann müssen wir Wechselwirkungen zwischen Wassermolekülen mit Wechselwirkungen zwischen Heptan und Wasser ersetzen.
Das wäre zwar prinzipiell Möglich, da beide Wechselwirkungen auf Dipolen basieren, aber ist die Bindung zwischen Wassermolekülen zu stark, als dass Heptan diese Bindung lösen könnte und selbst zum Bindungspartner werden könnte.
Wenn wir stattdessen Heptan mit Octan mischen, dann funktioniert das Problemlos. Die Wechselwirkungen sind gleich und dem Octan ist es egal, ob sein Bindungspartner ein Heptan- oder ein Octan-Molekül ist. Beide Wechselwirkungen sind gleich stark.
Du siehst man kann erstaunlich viele Eigenschaften eines Moleküls erklären, wenn man seine Struktur kennt. Durch grundlegende Überlegungen und das Verständnis von z.B. Bindungen und Elektronegativität kannst du einen Stoff charakterisieren, ohne ihn jemals wirklich untersucht zu haben.
Bildnachweise [nach oben]
[1]
Public Domain.
[2]
© 2016 – SchulLV.
[3]
© 2016 – SchulLV.
[4]
© 2016 – SchulLV.
[5]
© 2016 – SchulLV.
[6]
© 2016 – SchulLV.
Weiter lernen mit SchulLV-PLUS!
Jetzt freischalten
Infos zu SchulLV PLUS
Ich habe bereits einen Zugang
Zugangscode einlösen
Login
Folge uns auf
SchulLV als App