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.