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Warum sind zwischenmolekulare Bindungen schwächer als Elektronenpaarbindungen?

  • by Anatoli Bauer

Zwischenmolekulare Kräfte sind eine Wechselwirkung zwischen sogenannten valenzmäßig abgesättigten Molekülen. Sie können auch über weite Distanzen wirken. Zu den Kräften gehört nicht die Wechselwirkung, die durch eine Bindung von Atomen und Molekülen bewirkt wird. Die Van-der-Waals -Kräfte wurden nach dem niederländischen Physiker Johannes Diderik van der Waals benannt. Sie bezeichnen die sehr schwachen und nicht-kovalenten Wechselwirkungen zwischen den Atomen bzw. Molekülen.

Warum sind die zwischenmolekularen Bindungen schwächer?

Zwischenmolekulare Bindungen sind im Vergleich wesentlich schwächer als die chemischen Bindungen. Sie können bei Bedarf durch Effekte wie Kapillarität, Oberflächenspannung, Kohäsions- und Adhäsionskräfte mit bloßem Auge beobachtet werden. Zwischenmolekulare Kräfte verursachen Aggregatzustände von molekularen Verbindungen. Unter einem Aggregatzustand werden fundamentale Erscheinungsformen einer Materie genannt. Der Zustand kann von einem gasförmigen in einen festen Zustand wechseln. Hierbei muss er zwischendurch nicht flüssig werden. Ohne die molekularen Verbindungen würden sich verschiedene Flüssigkeit ähnlich verhalten wie Gase. Eine besondere Art der zwischenmolekularen Verbindungen sind sogenannte Wasserstoffbrückenbindungen. Die Stärke dieser Verbindung kommt fast an eine chemische Bindung heran. Sie können ab er nie stärker sein oder die gleiche Stärke erreichen, da durch die Bewegungen der Elektronen die entstandenen Dipole nicht dauerhaft sind.

Eine größere Bindungsenergie

Wenn sich zwei Elektronen ein Orbital teilen müssen, ist die Energie immer geringer, als wenn sie keine Bindung hätten. Intermolekulare Bindungen sind Bindungen, die untereinander verschiedene Moleküle zusammenhalten. Sie werden unterschieden zwischen Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, Van-der-Waals-Bindungen und Wasserstoffbrücken-Bindungen. Alle drei Varianten werden als schwache, chemische Bindungen bezeichnet. Die Stärke einer kovalenten Bindung kann durch die Bindungsdissoziationsenthalpie angegeben werden. Üblich sind pro Mol Werte von mehreren Hundert Kilojoule. Zur Trennung einer C-C-Einfachbindung wird normalerweise 356 kJ/mol benötigt. Bei der Trennung einer sehr schwachen Bindung reichen dagegen 4 und 30 kJ/mol aus. Dieser Wert wird bereits bei einer Zimmertemperatur von der thermischen Bewegung der Moleküle erreicht. Das bedeutet, dass die chemische Verbindung bei einer Raumtemperatur ständig aufgelöst wird und nicht dauerhaft ist. Danach bilden sie sich wieder neu und lösen sich erneut auf. Das gilt vor allem für die besonders schwachen van-der-Waals-Kräfte.

Angaben der Bindungsenergien

Die Bindungsenergien der Van-der-Waals-Kräfte liegen bei 0,5 bis 5 kJ pro Mol. Diese Werte entsprechen sehr kleinen Molekülen. Bei sehr großen Molekülen, die eine höhere Kontaktfläche aufweisen, können die Anziehungskräfte bei mehreren 100 kJ pro Mol liegen. Aus diesem Grund haben einige organische Verbindungen keinen Schmelzpunkt. Bevor sie den Schmelzpunkt erreichen, zersetzen sie sich. Die zwischenmolekularen Bindungen sind dagegen etwas stärker als kovalente Bindungen, die sich innerhalb eines Moleküls befinden. Sollte die Temperatur für eine Zersetzung nicht erreicht werden, brechen die Bindungen ganz einfach auseinander, bevor die Kräfte überwunden wurden. Das hat zur Folge, dass die Moleküle den Stoff zersetzen, bevor sie anfangen zu schmelzen.

Was sind Dipol-Dipol-Kräfte?

Es handelt sich hierbei um Kräfte, die zwischen den Molekülen herrschen. Sie besitzen ein permanentes elektrisches Dipolmoment. Die Stärke der Kraft hängt von der relativen Orientierung und Entfernung des Dipols ab. Die zwischenmolekularen Kräfte sind etwas schwächer als die Kräfte einer Wasserstoffbrückenbindung, aber sie ist stärker als die Van-der-Waals-Kräfte bzw. die London-Kräfte.

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