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Van-der-Waals-Kräfte

Entdecke die unsichtbare Kraft: Van-der-Waals-Kräfte sind die Helden des Mikrokosmos, die Moleküle zusammenhalten. Ob im Alltag oder in der Wissenschaft, diese schwachen, nichtkovalenten Anziehungskräfte prägen unsere Welt. Verstehen, wie sie wirken, von permanenten Dipolen bis zu flüchtigen London-Kräften. Lust, mehr über diese faszinierenden Kräfte zu erfahren? Tauch ein und entdecke ihre Geheimnisse!

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Team Digital
Van-der-Waals-Kräfte
lernst du in der Sekundarstufe 2. Klasse - 3. Klasse - 4. 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?

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.
  • Überprüfe die Aussagen über Van-der-Waals-Kräfte auf ihre Richtigkeit.

    Tipps

    Es gibt drei richtige Antworten.

    Zwischen diesen beiden Molekülen wirken Van-der-Waals-Kräfte.

    Lösung

    Geckos können sich an glatten Glasflächen halten und sogar kopfüber an der Decke entlanglaufen. Für ihre Haftwirkung sind hauptsächlich die Van-der-Waals-Kräfte verantwortlich.

    Das sind keine chemischen Bindungen zwischen Atomen. Es handelt sich stattdessen um zwischenmolekulare Wechselwirkungen, also nicht-kovalente Anziehungskräfte zwischen Atomen oder Molekülen. Sie können entstehen zwischen:

    • permanenten (dauerhaften) Dipolen,
    • permanenten und induzierten (hervorgerufenen) Dipolen oder
    • temporären (vorübergehenden) und induzierten Dipolen.

    In der Chemie sprechen wir von einem Dipol, wenn ein Molekül zwei Seiten mit unterschiedlicher elektrischer Ladung besitzt, also einen Pluspol und einen Minuspol.

  • Bestimme alle Darstellungen von Dipolen.

    Tipps

    Die Vorsilbe di- bedeutet „zwei“.

    Ein Dipol ist in der Chemie ein Molekül, in dem sich ein negativer Pol ($-$) und ein positiver Pol ($+$) ausbilden.

    Lösung

    Ganz generell gesehen bedeutet „Dipol“, dass etwas zwei verschiedene Pole hat.

    In der Chemie bezeichnen wir ein einzelnes Molekül als Dipol beziehungsweise Dipolmolekül, wenn es zwei Seiten mit unterschiedlicher elektrischer Ladung besitzt, also einen Pluspol und einen Minuspol.

    Van-der-Waals-Kräfte sind zwischenmolekulare Wechselwirkungen zwischen:

    • permanenten (dauerhaften) Dipolen,
    • permanenten und induzierten (hervorgerufenen) Dipolen oder
    • temporären (vorübergehenden) und induzierten Dipolen.

  • Beschreibe die London-Kräfte.

    Tipps

    Die London-Kräfte nehmen mit der Molekülgröße zu.

    Hexan hat die Summenformel $\ce{C_6H_14}$.

    Es gibt drei Aggregatzustände: fest, flüssig und gasförmig.

    Lösung

    Zwischen allen Teilchen gibt es Van-der-Waals-Kräfte, egal ob polar oder unpolar. Allerdings sind diese nicht alle gleich stark.
    Insbesondere für die London-Kräfte (Wechselwirkung zwischen temporären und induzierten Dipolen) gilt, dass diese umso stärker sind, je größer die beteiligten Teilchen (also die Moleküle) sind. Denn je größer ein Molekül, desto mehr Möglichkeiten zur Polarisierung gibt es.

    Für die London-Kräfte gilt also Folgendes:

    • Je kürzer die Kohlenwasserstoffkette, desto schwächer sind die London-Kräfte.
    • Je länger die Kohlenwasserstoffkette, desto stärker sind die London-Kräfte.
    • So gibt die Molekülgröße Aufschluss über den Aggregatzustand eines Stoffes: Hexan ist beispielsweise flüssig, wohingegen Polyethen zäh und fest ist.

  • Erläutere die Formen der Van-der-Waals-Kräfte genauer.

    Tipps

    „Temporär“ bedeutet „zeitweilig“, „vorübergehend“.

    Ein anderer Begriff für „induzieren“ ist „bewirken“.

    Lösung

    Es können drei verschiedene Arten von Wechselwirkungen unter dem Begriff Van-der-Waals-Kräfte zusammengefasst werden:

    1) Zwischen zwei permanenten (= dauerhaften) Dipolen (Dipol-Dipol-Wechselwirkung):
    Ein typisches Beispiel dafür ist das Chlorwasserstoff-Molekül mit zwei entgegengesetzten Partialladungen. Diese stärken einerseits die Atombindung im Molekül, können aber andererseits auch eine Anziehung zwischen den Molekülen bewirken.

    2) Zwischen einem permanenten und einem induzierten (= hervorgerufenen) Dipol:
    Wenn ein Chlorwasserstoff-Molekül einem Ethen-Molekül nahekommt, dann bewirken die Partialladungen des Chlorwasserstoff-Moleküls eine Anziehung der Elektronen des Ethen-Moleküls. So verschiebt sich die Ladungsverteilung.

    3) Zwischen einem temporären (= vorübergehenden) und einem induzierten Dipol (London-Kräfte):
    Ein Beispiel dafür sind zwei Hexan-Moleküle. Da die Elektronen sich schnell um die Atomrümpfe bewegen, kommt es vor, dass sich mitunter deutlich mehr Elektronen auf der einen als auf der anderen Seite der Schalen aufhalten. Das führt zu einer zeitweiligen ungleichmäßigen Ladungsverteilung.

  • Gib an, wo Van-der-Waals-Kräfte zur Haftung des Lebewesens an einer Oberfläche genutzt werden.

    Tipps

    Die Van-der-Waals-Kräfte sind nach dem niederländischen Physiker Johannes Diderik van der Waals benannt.

    Muskelkraft und Gravitation haben nichts mit den Van-der-Waals-Kräften zu tun.

    Lösung

    Geckos können sich an glatten Glasflächen halten und sogar kopfüber an der Decke entlanglaufen. Für ihre Haftwirkung sind hauptsächlich die Van-der-Waals-Kräfte verantwortlich.

    Das sind keine chemischen Bindungen zwischen Atomen. Es handelt sich stattdessen um zwischenmolekulare Wechselwirkungen, also nicht-kovalente Anziehungskräfte zwischen Teilchen.

    Die Bindungsenergie verschiedener Van-der-Waals-Wechselwirkungen liegt im Bereich von 0,5 bis 5 Kilojoule pro Mol. Atombindungen sind im Vergleich circa zweihundertmal stärker. Doch die Summe macht es: Millionen kleiner Härchen in den Lamellen der Füße eines Geckos, die an den Enden noch jeweils in tausende, winzige Verästelungen aufgespalten sind, sorgen für eine riesige Anzahl an Kontaktpunkten mit der Oberfläche – und an jedem wirken Van-der-Waals-Kräfte.

  • Vergleiche die Bindungsstärke der Wechselwirkungen und Bindungen.

    Tipps

    London-Kräfte und Dipol-Dipol-Wechselwirkungen weisen im Vergleich etwas schwächere Anziehungen als Wasserstoffbrückenbindungen auf.

    Chemische Bindungen sind stärker als zwischenmolekulare Wechselwirkungen.

    Die Bindungsenergie verschiedener Van-der-Waals-Wechselwirkungen liegt im Bereich von 0,5 bis 5 Kilojoule pro Mol.

    Lösung

    Wir unterscheiden zwischen chemischen Bindungen und zwischenmolekularen Wechselwirkungen:

    1. Die Ionenbindung weist die größte Bindungsenergie auf.
    2. Auch die Atombindung zeigt eine hohe Bindungsenergie von 100 bis 1 000 Kilojoule pro Mol.
    3. Von allen zwischenmolekularen Wechselwirkungen ist die Wasserstoffbrückenbindung die stärkste.
    4. Die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind in der Regel stärker als die anderen beiden Van-der-Waals-Kräfte.
    5. Die London-Kräfte sind die schwächsten der Van-der-Waals-Kräfte.