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B978-3-437-41103-8.00004-1

10.1016/B978-3-437-41103-8.00004-1

978-3-437-41103-8

Abb. 4.1

Fluorwasserstoff mit Partialladungen

Abb. 4.2

Ethan und Propan

Abb. 4.3

Partialladungen im Wassermolekül und Wasserstoffbrücken zwischen Wassermolekülen

Intermolekulare Kräfte

  • 4.1

    Dipole25

  • 4.2

    Van-der-Waals-Kräfte26

  • 4.3

    Wasserstoffbrückenbindungen26

  • 4.4

    Hydrophobe Wechselwirkungen27

  • 4.5

    Übungen27

Ihr wisst nun, wie in einem Molekül, z. B. Wasser, die Atome zusammenhalten. Allerdings liegen Wassermoleküle in der Regel auch 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 intermolekular 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.

Man sollte allerdings bedenken: Die hier als intermolekulare Kräfte aufgeführte Bindungen können auch innerhalb eines großen Moleküls, also intramolekular, vorkommen. Dabei beeinflussen sie vor allem die Struktur des Moleküls, während die Atombindungen dessen Zusammenhalt sichern.

Für Ahnungslose

Wie sieht es mit intermolekularen Kräften bei Metallen und Salzen aus? Metalle und Salze bilden keine Moleküle! Der Zusammenhalt eines Metallblechs oder des Kochsalzes in eurer Küche kommt zustande, da beide aus geladenen Teilchen bestehen (Atomrümpfe/Elektronengas bzw. Ionen), die sich gegenseitig anziehen.

Dipole

Wenn zwei Fluor-Moleküle 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 Fluratoms und damit vom Wasserstoff weggezogen. 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 (Abb. 4.1).
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

Ungleichnamige 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 VdW-Kräfte zwischen Propan-Molekülen stärker als zwischen Ethan-Molekülen und nehmen grundsätzlich mit zunehmender Kettenlänge der C-Atome zu (Abb. 4.2).
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

Da 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. 4.3).
Wasserstoffbrücken sind mit einer Bindungsenergie von 40 kJ/mol stärker als Van-der-Waals-Kräfte, aber schwächer als kovalente bzw. Atombindungen.

Merke

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

Hydrophobe Wechselwirkungen

Aus dem Alltag weiß man, dass sich Öl und Wasser nicht mischen. Dass dies so ist, lässt sich durch einen der Grundsätze erklären, der für den weiteren Verlauf eures Medizinstudiums essenziell sein wird:

Merke

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.

Für Ahnungslose

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 umpolare Bereiche gibt.

Übungen

  • 1.

    Welche Aussage trifft nicht zu?

    • a.

      Verbindungen aus Kohlenstoff und Wasserstoff bilden häufig Wasserstoffbrücken.

    • b.

      Van-der-Waals-Kräfte sind bei großen Molekülen tendenziell stärker ausgeprägt.

    • c.

      Auch bei an sich unpolaren Molekülen können Dipole auftreten.

    • d.

      Wasserstoffbrückenbindungen sind schwächer als kovalente Bindungen.

    • e.

      Ein permanenter Dipol-Molekül entsteht durch unterschiedliche Elektronegativitäten der Bindungspartner.

Für die Klausur

Phrasen wie „in der Regel“, „meistens“ und „selten“ signalisieren oft zutreffende Antworten, da sie juristische Sicherheit bieten. Wenn eine Frage Formulierungen wie „ausschließlich“, „nie“ oder „immer“ enthält, muss man als Student nur ein Gegenbeispiel vorbringen können und könnte die Physikumsfrage anfechten! Deswegen sind Antworten, die diese „harten“ Formulierungen enthalten, meistens nicht zutreffend. Dies muss allerdings nicht zwangsläufig der Fall sein.

  • 2.

    Welche Aussage trifft zu?

    • a.

      Hydrophobe Wechselwirkungen sind stärker als Wasserstoffbrücken.

    • b.

      Mit zunehmender Kettenlänge nehmen Van-der-Waals-Kräfte ab.

    • c.

      Eine polare Substanz wie Ethanol löst sich in Wasser.

    • d.

      Hydrophobe Wechselwirkungen können nur innerhalb eines Moleküls entstehen.

    • e.

      Die Elektronegativitäten von Wasser- und Kohlenstoff unterscheiden sich sehr stark.

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