Van-der-Waals-Bindung

Die van-der-Waals-Bindung basiert auf der van-der-Waals-Kraft, welche eine intermolekulare, elektrostatische Wechselwirkung ist.

Die van-der-Waals-Kraft, benannt nach dem Physiker Johannes Diderik van der Waals, ist eine im Vergleich zur Atombindung und Ionenbindung schwache Kraft. Diese Kraft tritt im Allgemeinen zwischen Molekülen auf und führt zu einer schwachen Kopplung dieser Moleküle. Die freien Elektronen (negativ geladen) in einem Molekül können sich frei bewegen und zu einer ungleichmäßigen Ladungsverteilung im Molekül führen. Grob betrachtet bzw. in erster Näherung betrachtet, kann ein Molkül mit Ladungsverschiebung als ein elektrischer Dipol (Zweipol) betrachtet werden. Diese Dipole richten sich aus und gehen eine elektrostatische Verbindung ein, d.h. plus-pol eines Dipols verknüpft sich mit minus-pol eines anderen Dipols usw.

Die Wasserstoffbrücke ist eine spezielle Art der van-der-Waals-Bindung, bei der die Elektronen zum Partner des Wasserstoffs wandern, und dadurch den Dipol erzeugen.

Auch bei einzelnen Atomen (z.B. Edelgase) kann es zu einer Ladungsverschiebung kommen:

Durch die Elektronenbewegung in der Atomhülle kommt es temporär zu unsymmetrischen Ladungsverteilungen im Atom. Das bedeutet einfach ausgedrückt, dass sich zu einem bestimmten Zeitpunkt wesentlich mehr Elektronen, und damit negative Ladung, auf der einen Seite des Atoms befinden als auf der gegenüberliegenden Seite. Dadurch wird das Atom zu einem temporären Dipol mit einer positiven bzw. negativen Partialladung. Die van-der-Waals-Kraft ist nun die elektrische Anziehungskraft zwischen zwei temporären Dipolen. Kommen sich nun zwei Atome bzw. Moleküle nahe genug, so kann eine der folgenden Situationen eintreten.

• Ein temporärer Dipol trifft auf ein Atom, dass ebenfalls eine temporäre Ladungsverschiebung aufweist: die Atome ziehen sich an.
• Ein temporärer Dipol trifft auf ein Atom ohne Partialladung: der Dipol induziert in den Nicht-Dipol ein dem seinen entgegengeseztes Dipolmoment wodurch ebenfalls wieder eine Anziehungkraft zwischen beiden Atomen besteht.

Da die besagten Dipolmomente sehr klein sind, ist die resultierende elektrische Anziehung sehr schwach und hat nur eine äußerst geringe Reichweite. Damit die van-der-Waals-Kraft überhaupt wirksam werden kann, müssen sich zwei Atome bzw. Moleküle also sehr nahe kommen. Diese Annährung ist umso »schwieriger« (statistisch unwahrscheinlicher) je mehr kinetische Energie die Moleküle haben, also je höher die Temperatur ist. Mit steigender Temperatur reißt die van-der-Waals-Bindung auf. Dies stellt oft den Übergang vom flüssigen zum gasförmigen Zustand dar.

Grundsätzlich nimmt die van-der-Waals-Kraft bzw. der Einfluss der van-der-Waals-Bindung auf die Wechselwirkung von Molekülen mit steigender molarer Masse und Oberfläche des Moleküls zu. Besonders wirksam und damit relevant für den Aggregatzustand bei gegebener Temperatur werden die van-der-Waals-Kräfte bei langkettigen organischen Verbindungen (beispielsweise den Alkanen), weil diese Verbindungen zugleich eine große Oberfläche und molare Masse besitzen.

Anschaulich lässt sich der Einfluss der van-der-Waals-Kräfte beispielsweise bei den Alkanen exemplarisch nachvollziehen. Hier nimmt der Schmelzpunkt proportional zur molaren Masse, und damit auch proportional zur Länge der Kohlenwasserstoff-Kette, zu.

Van-der-Waals-Bindungen sind in Form der Wasserstoffbrückenbindungen auch dafür verantwortlich, dass Wasser unter Normbedingungen flüssig und nicht gasförmig ist.

Siehe auch: van der Waals-Gleichung, Van der Waals-Radius, Johannes Diderik van der Waals, Wasserstoffbrückenbindung

Weblinks

• Knappe Erläuterung, mit Bildern veranschaulicht