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B978-3-437-42836-4.00007-2

10.1016/B978-3-437-42836-4.00007-2

978-3-437-42836-4

Abb. 7.1

[L253]

Fluorwasserstoff mit Partialladungen

Abb. 7.2

[L253]

Ethan und Propan

Abb. 7.3

[L253]

Partialladungen im WassermolekülWassermolekül und Wasserstoffbrücken zwischen Wassermolekülen

Intermolekulare Kräfte

Ihr wisst nun, wie in einem Molekül, z. B. Wasser, die Atome zusammenhalten. Allerdings liegen Wassermoleküle i. d. R. nicht einzeln vor, sondern lagern sich mit anderen Wassermolekülen zusammen, sodass wir sie auch mit bloßem Auge erkennen können. Die dafür verantwortlichen Kräfte wirken zwischen den Molekülen und werden deshalb als intermolekularintermolekular bezeichnet. Obwohl sie weit weniger stark sind als die Atombindungen innerhalb eines Moleküls, sind sie für die Eigenschaften von Verbindungen aus Nichtmetallen von großer Bedeutung.

Die hier als intermolekulare Kräfte aufgeführten Bindungen können auch innerhalb eines großen Moleküls, also intramolekularintramolekular, vorkommen. Dabei beeinflussen sie v. a. die Struktur des Moleküls, während die Atombindungen dessen Zusammenhalt sichern.

Metalle und Salze bilden keine Moleküle!

Der Zusammenhalt eines Metallblechs oder des Kochsalzes in der Küche kommt zustande, da beide aus geladenen Teilchen bestehen (Atomrümpfe/Elektronengas bzw. Ionen), die sich gegenseitig anziehen.

Dipole

DipolWenn 2 Fluor-Atome eine Atombindung eingehen, beanspruchen beide Atome das bindende Elektronenpaar gleichermaßen für sich, da sie die gleiche Elektronegativität haben. Es liegt keine ungleiche Ladungsverteilung vor, sodass man von einem unpolaren Molekül spricht. Dies ist auch dann der Fall, wenn sich die Elektronegativitäten nur wenig unterscheiden. Ihr solltet euch merken, dass dies bei der Bindung zwischen Kohlenstoff (EN 2,5) und Wasserstoff (EN 2,0) der Fall ist.
Unterscheiden sich die Elektronegativitäten stark wie etwa beim Fluorwasserstoff (HF), wird das bindende Elektronenpaar stark in Richtung des Flur-Atoms und damit vom Wasserstoff weggezogen (Abb. 7.1). Da die Elektronen negativ geladen sind, ist das Molekül auf der Seite des Fluors nun stärker negativ, auf der Seite des Wasserstoffs eher positiv geladen. Man spricht von positiven und negativen Partialladungen und kennzeichnet sie mit δ+ und δ−. Moleküle mit zwei Ladungsschwerpunkten bezeichnet man als Dipol. Da in unserem Beispiel (wie auch bei allen anderen Halogenwasserstoffen, also HCl etc.) die Ladungsverschiebung von Dauer ist, spricht man hier von einem permanenten Dipol.
Dementsprechend gibt es auch temporäre Dipole. Sie entstehen, da die Elektronen ständig in Bewegung sind, sodass es unvermeidlich ist, dass sich irgendwann in einem Teil des Moleküls mehr negative Ladungen befinden als in einem anderen. Merkt euch, dass es deshalb auch in unpolaren Molekülen (etwa solchen, die nur aus H und C bestehen) zur Ausbildung von zwischenmolekularen Kräften kommen kann, die auf Wechselwirkungen zwischen Dipolen beruhen.
Zudem kann ein Dipolmolekül in einem anderen Molekül einen Dipol induzieren, indem es z. B. die Elektronen des benachbarten Moleküls zu seinem positiven Ladungsschwerpunkt zieht.

Van-der-Waals-Kräfte

Van-der-Waals-KräfteUngleichnamige Ladungen ziehen sich an. Dementsprechend werden sich die Partialladungen von benachbarten Fluorwasserstoff-Molekülen anziehen, und damit dafür sorgen, dass die beiden Moleküle zueinander hingezogen werden.
Auch wenn ein Molekül an sich unpolar ist, können sich Van-der-Waals-Kräfte aufgrund von temporären Dipolen ausbilden. Da sich in einem großen Molekül mehr temporäre Dipole ausbilden können als in einem kleinen, sind die Van-der-Waals-Kräfte zwischen Propan-Molekülen stärker als zwischen Ethan-Molekülen und nehmen grundsätzlich mit zunehmender Kettenlänge der C-Atome zu (Abb. 7.2).
Die Van-der-Waals-Kräfte lassen sich noch weiter unterteilen, je nachdem, ob Kräfte zwischen permanenten, temporären oder induzierten Dipolen vorliegen. Van-der-Waals-Kräfte gehören mit einer Bindungsenergie von 10 kJ/mol zu den schwachen Bindungen.

Wasserstoffbrückenbindungen

WasserstoffbrückenBindungWasserstoffbrückenDa Wasserstoffbrücken in der Biochemie etwa bei der Basenpaarung in der DNA oder bei der Struktur von Proteinen eine wichtige Rolle spielen, lohnt es sich für euch, ihre Entstehung nachzuvollziehen.
Da Wasserstoff eine für ein Nichtmetall sehr geringe Elektronegativität hat, wird ihm das bindende Elektronenpaar in einer Atombindung etwa mit Sauerstoff, Fluor oder Stickstoff fast völlig entzogen. Das H-Atom ist nun stark positiviert und zieht deshalb negative Ladungen an. Dies gilt besonders für freie Elektronenpaare sowohl innerhalb des eigenen als auch in benachbarten Molekülen. Das positivierte H-Atom wird als Wasserstoffbrücken-Donor bezeichnet, während man das Atom mit dem freien Elektronenpaar Wasserstoffbrücken-Akzeptor nennt (Abb. 7.3).
Wasserstoffbrücken sind mit einer Bindungsenergie von 40 kJ/mol stärker als Van-der-Waals-Kräfte, aber schwächer als kovalente bzw. Atombindungen.

Die Begriffe Donor (lat. donare = spenden) und Akzeptor sind in der Chemie weit verbreitet.

Hydrophobe Wechselwirkungen

hydrophobe WechselwirkungenAus dem Alltag weiß man, dass sich Öl und Wasser nicht mischen. Dies lässt sich durch einen der Grundsätze erklären, der für den weiteren Verlauf eures Medizinstudiums essenziell sein wird:

Gleiches löst sich in Gleichem.

Das heißt: Polare Substanzen, wie z. B. Wasser, lösen sich in anderen polaren Substanzen, wohingegen sich unpolare Stoffe in anderen unpolaren Stoffen lösen.
Geraten unpolare Stoffe jedoch in ein polares Lösungsmittel oder umgekehrt, so lagern sich diese zusammen, sodass nur ein geringer Teil der unpolaren Moleküle mit dem polaren Lösungsmittel in Kontakt tritt.
Ihr solltet einfach an einen Tropfen Öl in Wasser denken, um euch dieses Prinzip zu verdeutlichen.
Diesem Verhalten liegen intermolekulare Kräfte zugrunde, die hydrophoben Wechselwirkungen. Die Bindungsenergie einer solchen Bindung liegt mit rund 10 kJ/mol etwa auf dem Niveau der Van-der-Waals-Kräfte. Auch hydrophobe Wechselwirkungen können innerhalb von Molekülen vorkommen, und zwar dann, wenn diese so groß sind, dass es in ihnen polare wie auch unpolare Bereiche gibt.

Zusammenfassung

  • Zwischen Molekülen mit permanenten oder temporären Dipolen können sich Van-der-Waals-Kräfte ausbilden.

  • Wasserstoffbrücken sind stärker als Van-der Waals-Kräfte und spielen bei der Basenpaarung in der DNA eine entscheidende Rolle.

  • Hydrophobe Wechselwirkungen entstehen zwischen unpolaren Strukturen in polaren Lösungsmitteln.

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