Wie halten Van-der-Waals-Kräfte Moleküle zusammen?

Die intermolekularen Kräfte sind die interaktiven Kräfte, die zwischen benachbarten Molekülen wirken. Es gibt verschiedene Arten von intermolekularen Kräften wie starke Ion-Dipol-Wechselwirkungen, Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, London-Dispersionswechselwirkungen oder induzierte Dipolbindungen. Unter diesen intermolekularen Kräften fallen Londoner Dispersionskräfte und Dipol-Dipol-Kräfte unter die Kategorie der Van-der-Waals-Kräfte. 

Dieser Artikel betrachtet,

1. Was sind Dipol-Dipol-Wechselwirkungen?
2. Was sind London-Dispersionswechselwirkungen?
3. Wie halten Van-der-Waals-Kräfte Moleküle zusammen?

Was sind Dipol-Dipol-Wechselwirkungen?

Wenn zwei Atome verschiedener Elektronegativitäten ein Elektronenpaar gemeinsam haben, zieht das elektronegativere Atom das Elektronenpaar in Richtung zu sich. Daher wird es leicht negativ (δ-), wodurch eine leicht positive Ladung (δ +) am weniger elektronegativen Atom induziert wird. Damit dies geschieht, sollte der Elektronegativitätsunterschied zwischen zwei Atomen> 0,4 ​​sein. Ein typisches Beispiel ist unten angegeben:

Abbildung 1: Beispiel für Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

Cl ist elektronegativer als H (Elektronegativitätsunterschied 1,5). Daher ist das Elektronenpaar stärker in Richtung Cl vorgespannt und wird zu δ-. Dieses δ-Ende des Moleküls zieht das δ + Ende eines anderen Moleküls an und bildet eine elektrostatische Bindung zwischen den beiden. Diese Art der Bindung wird als Dipol-Dipol-Bindung bezeichnet. Diese Bindungen sind das Ergebnis asymmetrischer elektrischer Wolken um das Molekül.

Wasserstoffbrücken sind eine besondere Art von Dipol-Dipol-Bindungen. Damit eine Wasserstoffbrücke entstehen kann, sollte ein stark elektronegatives Atom an ein Wasserstoffatom gebunden sein. Dann wird das gemeinsame Elektronenpaar in Richtung des elektronegativeren Atoms gezogen. Es sollte ein benachbartes Molekül mit einem stark elektronegativen Atom geben, das ein einzelnes Elektronenpaar enthält. Dies wird als Wasserstoffakzeptor bezeichnet, der Elektronen von einem Wasserstoffdonor aufnimmt.

Abbildung 2: Wasserstoffbrücke

Im obigen Beispiel verhält sich das Sauerstoffatom des Wassermoleküls als Wasserstoffdonor. Das Stickstoffatom des Ammoniakmoleküls ist der Wasserstoffakzeptor. Das Sauerstoffatom im Wassermolekül gibt Wasserstoff an das Ammoniakmolekül ab und geht eine Dipolbindung ein. Diese Arten von Bindungen werden als Wasserstoffbrücken bezeichnet.

Was sind London-Dispersionswechselwirkungen?

Die Londoner Dispersionskräfte sind meist mit unpolaren Molekülen verbunden. Das bedeutet, dass die Atome, die an der Molekülbildung beteiligt sind, eine ähnliche Elektronegativität aufweisen. Daher wird an den Atomen keine Ladung gebildet.

Der Grund für London-Dispersionen ist die zufällige Bewegung von Elektronen in einem Molekül. Die Elektronen können zu jedem Zeitpunkt an jedem Ende des Moleküls gefunden werden, so dass dieses Ende δ- ist. Dies macht das andere Ende des Moleküls zu δ +. Dieses Auftreten von Dipolen in einem Molekül kann Dipole auch in einem anderen Molekül induzieren.

Abbildung 3: Beispiel für London-Dispersionskräfte

Das obige Bild zeigt, dass das δ-Ende des Moleküls auf der linken Seite Elektronen des nahegelegenen Moleküls abstößt, wodurch an diesem Molekülende eine leichte Positivität induziert wird. Dies führt zu einer Anziehung zwischen den entgegengesetzt geladenen Enden zweier Moleküle. Diese Arten von Anleihen werden London-Dispersionsanleihen genannt. Diese werden als die schwächste Art molekularer Wechselwirkungen angesehen und können vorübergehend sein. Die Solvatation unpolarer Moleküle in unpolaren Lösungsmitteln beruht auf der Anwesenheit von London-Dispersionsbindungen.

Wie halten Van-der-Waals-Kräfte Moleküle zusammen?

Die oben genannten Van-der-Waals-Kräfte gelten als etwas schwächer als ionische Kräfte. Wasserstoffbrücken gelten als viel stärker als andere Van-der-Waals-Kräfte. Die Streukräfte in London sind die schwächste Art der Van-der-Waals-Kräfte. London-Dispersionskräfte sind häufig in Halogenen oder Edelgasen vorhanden. Die Moleküle schweben frei, da die Kräfte, die sie zusammenhalten, nicht stark sind. Dadurch nehmen sie ein großes Volumen ein.

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind stärker als London-Dispersionskräfte und häufig in Flüssigkeiten vorhanden. Die Substanzen, die Moleküle aufweisen, die durch Dipolwechselwirkungen zusammengehalten werden, gelten als polar. Polare Substanzen können nur in einem anderen polaren Lösungsmittel gelöst werden.

In der folgenden Tabelle werden die beiden Arten von Van Der Waals-Kräften verglichen und einander gegenübergestellt.

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen	London Dispersionskräfte
Wird zwischen Molekülen mit Atomen mit einer breiten Elektronegativitätsdifferenz gebildet (0.4)	Dipole werden in den Molekülen durch asymmetrische Verteilung zufällig bewegter Elektronen induziert.
Viel stärker und vergleichsweise viel Energie	Vergleichsweise schwächer und kann vorübergehend sein
In polaren Substanzen vorhanden	In unpolaren Substanzen vorhanden
Wasser, p-Nitrophenyl, Ethylalkohol	Halogene (Cl2, F2), Edelgase (He, Ar)

Van-der-Waals-Kräfte sind jedoch schwächer als ionische und kovalente Bindungen. Es braucht also nicht viel Energie, um unterbrochen zu werden.

Referenz:
1. “Dipol-Dipol-Wechselwirkungen - Chemie. ”Socratic.org. N.p., n. D. Netz. 16. Februar 2017.
2. „Van der Waals-Kräfte“. Chemie LibreTexts. Textsammlung, 21. Juli 2016. Web. 16. Februar 2017.

Bildhöflichkeit:
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