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Van-der-Waals-Bindung

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Mit Van-der-Waals-Bindung, benannt nach dem niederländischen Physiker Johannes Diderik van der Waals, bezeichnet man die relativ schwache nicht-kovalente Wechselwirkung zwischen Atomen oder Molekülen, deren Wechselwirkungsenergie mit etwa der 6. Potenz des Abstandes abfällt. Damit lassen sich die Van-der-Waals-Kräfte als Ursache der Van-der-Waals-Bindung nach heutigem Verständnis in drei Bestandteile aufteilen: die Keesom-Wechselwirkung zwischen zwei Dipolen, die Debye-Wechselwirkung zwischen einem Dipol und einem polarisierbaren Molekül und die Londonsche Dispersionwechselwirkung, oft auch als Van-der-Waals-Kraft im engeren Sinne bezeichnet.

Alle Van-der-Waals-Kräfte sind im Vergleich zur Atombindung und Ionenbindung schwache Kräfte, wobei die Dispersionswechselwirkung im allgemeinen der dominierende der drei Bestandteile ist. Beispielsweise nehmen die Van-der-Waals-Kräfte von HCl bis HI zu, obwohl das Dipolmoment abnimmt. Die Van-der-Waals-Kräfte bilden den anziehenden Wechselwirkungsterm im Lennard-Jones-Potenzial.

Ursache der Van-der-Waals-Kraft

Diese Kraft tritt im Allgemeinen zwischen unpolaren (ungeladenen) Kleinstteilchen (Edelgasatome, Moleküle) auf und führt zu einer schwachen Anziehung dieser Kleinstteilchen.

Die Elektronen in einem Kleinstteilchen können sich in bestimmten Grenzen bewegen, was zu einer ständig wechselnden Ladungsverteilung im Kleinstteilchen führt. Sobald der Schwerpunkt der positiven Ladungen vom Schwerpunkt der negativen Ladungen räumlich getrennt ist, kann man von einem Dipol sprechen, denn es gibt hier zwei (lat. di-) elektrische Pole. Einzelne unpolare Moleküle kann man jedoch nur als temporäre Dipole bezeichnen, denn ihre Polarität ist von der Elektronenverteilung abhängig, und diese wechselt ständig. (In polaren Molekülen dagegen ist die Dipoleigenschaft auf Grund der Elektronegativitäten der Atome und der Raumstruktur dauerhaft, deshalb nennt man sie permanente Dipole oder Dipole im engeren Sinne.).

Kommen sich nun zwei unpolare Moleküle lange genug (also bei geringer Teilchengeschwindigkeit) nahe, dann gehen sie eine elektrostatische Wechselwirkung miteinander ein.

Wenn z. B. Teilchen A dem Nachbarn B eine ausgeprägt negativ geladene Seite zeigt, dann werden die Elektronen des Nachbarn B (von der zugewandten Seite) abgestoßen. So richten sich die Dipole aneinander aus. Solch eine Ladungsverschiebung durch ein elektrisches Feld nennt man Influenz. Das heißt der Minuspol eines temporären Dipols influiert vis-à-vis beim Nachbarmolekül einen Pluspol. So wird aus Teilchen B ein influierter Dipol (selbst in Hochschullehrbüchern findet sich der Begriff induzierter Dipol, doch nennt man die direkte Beeinflussung von Ladungsträgern untereinander nicht Induktion, sondern Influenz).

Zwischen dem ursprünglichen, temporären Dipol und dem influierten Dipol kommt es zur Van-der-Waals-Anziehung. Von nun an beeinflussen sich die Dipole gegenseitig, ihre Elektronenverschiebung synchronisiert sich.

Kommen sich also zwei Atome beziehungsweise Moleküle nahe genug, so kann eine der folgenden Situationen eintreten.

• Zwei temporäre Dipole treffen sich: die Teilchen ziehen einander an.
• Ein temporärer Dipol trifft auf ein Teilchen ohne Dipolmoment: der Dipol influiert in den Nicht-Dipol ein gleich gerichtetes Dipolmoment, wodurch ebenfalls wieder eine Anziehungskraft zwischen beiden Teilchen entsteht.

Van-der-Waals-Bindungsenergie: 0,5 - 5 kJ/mol (entspricht 0,16 eV/Molekül)

Van-der-Waals-Bindung

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-Bindung überhaupt zustande kommen kann, müssen sich zwei Atome beziehungsweise Moleküle also sehr nahe kommen. Diese Annäherung ist umso „schwieriger“ (statistisch unwahrscheinlicher), je mehr kinetische Energie die Moleküle haben, also je höher die Temperatur ist. Mit steigender Temperatur überwiegt die thermische Bewegung gegenüber der Van-der-Waals-Bindung. Dies stellt oft den Übergang vom flüssigen zum gasförmigen Zustand dar.

Auch ein Festkörper kann ausschließlich durch die Van-der-Waals-Bindung zusammengehalten werden. Die nur bei sehr tiefen Temperaturen vorkommenden Edelgaskristalle sind ein Beispiel dafür.

Anschaulich lässt sich der Einfluss der Van-der-Waals-Kräfte am Beispiel der Alkane nachvollziehen. Hier nimmt der Siedepunkt zunächst mit zunehmender molarer Masse zu (der Schmelzpunkt nicht, da an dieser Stelle weitere Einflüsse hinzu kommen). Bei Isomeren steigt der Siedepunkt mit zunehmender Ketten- bzw. abnehmender Kugelform, da die Kugel bei gegebenem Volumen die kleinste Oberfläche hat. Dieses Phänomen findet sich zum Beispiel bei folgenden Isomeren (alle C₅H₁₂): 2,2-Dimethylpropan (Sdp. 9,5°C), 2-Methylbutan (Sdp. 28°C) und Pentan (Sdp. 36,1°C).

Anschauliche Auswirkung der Van-der-Waals-Kräfte

Ein Gecko erklimmt eine Glaswand

Die Geckos nutzen die Van-der-Waals-Kräfte, um ohne Klebstoff oder Saugnäpfe senkrechte Flächen erklimmen zu können. Die Unterseiten ihrer Füße sind voller feinster Härchen. Jedes Härchen kann nur eine sehr kleine Kraft übertragen, durch die hohe Anzahl reicht die Kraft dennoch aus, das Tier buchstäblich kopfüber unter Decken laufen zu lassen. Dies ist auch auf sehr glatt erscheinenden Flächen wie etwa Glas möglich. Die Klebekraft eines Geckos beträgt ca. 250 N.

Aber auch handelsübliche synthetische Klebstoffe aus unpolaren Molekülen wie Polystyrol kleben nur aufgrund ihrer Van-der-Waals-Kräfte.

Siehe auch

• Van-der-Waals-Gleichung, Van-der-Waals-Radius, Wasserstoffbrückenbindung, London-Kraft, Lennard-Jones-Potential

Weblinks

• Knappe Erläuterung, mit Bildern veranschaulicht