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

Dieser Artikel befasst sich mit,

1. Was sind Dipol-Dipol-Wechselwirkungen2. Was sind Londoner Dispersionsinteraktionen3. Wie halten Van-der-Waals-Kräfte Moleküle zusammen?

Was sind Dipol-Dipol-Wechselwirkungen?

Wenn sich zwei Atome unterschiedlicher Elektronegativität ein Elektronenpaar teilen, zieht das elektronegativere Atom das Elektronenpaar zu sich. Daher wird es leicht negativ (δ-), was eine leicht positive Ladung (δ+) auf dem weniger elektronegativen Atom induziert. Dazu sollte die Elektronegativitätsdifferenz zwischen zwei Atomen > 0,4 ​​betragen. Ein typisches Beispiel ist unten angegeben:

Abbildung 1: Beispiel für Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

Cl ist elektronegativer als H (Elektronegativitätsdifferenz 1,5). Daher ist das Elektronenpaar stärker in Richtung Cl vorgespannt und wird 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 nennt man Dipol-Dipol-Bindungen. Diese Bindungen sind das Ergebnis asymmetrischer elektrischer Wolken um das Molekül.

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

Abbildung 2: Wasserstoffbrückenbindung

Im obigen Beispiel verhält sich das Sauerstoffatom des Wassermoleküls als Wasserstoffspender. Das Stickstoffatom des Ammoniakmoleküls ist der Wasserstoffakzeptor. Das Sauerstoffatom im Wassermolekül spendet dem Ammoniakmolekül einen Wasserstoff und geht mit diesem eine Dipolbindung ein. Diese Arten von Bindungen werden Wasserstoffbrücken genannt.

Was sind Londoner Dispersionsinteraktionen?

Londoner Dispersionskräfte sind meist mit unpolaren Molekülen verbunden. Dies bedeutet, dass die an der Bildung des Moleküls beteiligten Atome eine ähnliche Elektronegativität aufweisen. Daher wird auf Atomen keine Ladung gebildet.

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

Abbildung 3: Beispiel für Londoner Dispersionskräfte

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

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

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

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind stärker als die Londoner Dispersionskräfte und treten häufig in Flüssigkeiten auf. Als polar werden Substanzen bezeichnet, deren Moleküle durch Dipolwechselwirkungen zusammengehalten werden. Polare Stoffe können nur in einem anderen polaren Lösungsmittel gelöst werden.

Die folgende Tabelle vergleicht und kontrastiert die beiden Arten von Van-der-Waals-Kräften.

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen	Londoner Dispersionskräfte
Gebildet zwischen Molekülen mit Atomen einer breiten Elektronegativitätsdifferenz (0,4)	Dipole werden in den Molekülen durch asymmetrische Verteilung von sich zufällig bewegenden Elektronen induziert.
Vergleichsweise viel stärker und Energie	Vergleichsweise schwächer und kann vorübergehend sein
In polaren Stoffen vorhanden	In unpolaren Substanzen vorhanden
Wasser, p-Nitrophenyl, Ethylalkohol	Halogene (Cl2, F2), Edelgase (He, Ar)

Van-der-Waals-Kräfte sind jedoch im Vergleich zu ionischen und kovalenten Bindungen schwächer. Es braucht also nicht viel Energie, um unterbrochen zu werden.

Referenz:1. „Dipol-Dipol-Wechselwirkungen – Chemie. “ Sokratisch.org. N.S., N.D. Netz. 16. Februar 2017.2. „Van-der-Waals-Streitkräfte.“ Chemie LibreTexte. Libretexte, 21. Juli 2016. Web. 16. Februar 2017.

Bildhöflichkeit: 1. „Dipol-Dipol-Interaktion-in-HCl-2D“ Von Benjah-bmm27 – Eigene Arbeit (Public Domain) über Commons Wikimedia2. „Wikipedia HDonor Acceptor“ Von Mcpazzo – Eigene Arbeit (Public Domain) über Commons Wikimedia