Intermolekulare Kräfte

Innerhalb eines Moleküls halten Elektronenpaarbindungen die Atome fest zusammen – diese Bindungen sind stark und lassen sich nur mit viel Energie trennen. Zwischen verschiedenen Molekülen wirken dagegen viel schwächere Kräfte, die sogenannten intermolekularen Kräfte. Sie entscheiden, ob ein Stoff bei Zimmertemperatur fest, flüssig oder gasförmig vorliegt.

Je stärker die Anziehung zwischen den Molekülen, desto mehr Energie braucht man, um sie voneinander zu trennen, und desto höher liegen Schmelz- und Siedepunkt eines Stoffes. Deshalb ist Methan mit sehr schwachen intermolekularen Kräften bei Zimmertemperatur ein Gas, während Wasser mit starken Kräften zwischen den Molekülen flüssig bleibt.

Man unterscheidet drei wichtige Arten dieser Kräfte: Van-der-Waals-Kräfte, Dipol-Dipol-Kräfte und Wasserstoffbrücken. Alle drei beruhen letztlich auf der elektrischen Anziehung zwischen Ladungen, unterscheiden sich aber deutlich in ihrer Stärke und in den Voraussetzungen, unter denen sie auftreten.

Van-der-Waals-Kräfte sind die schwächste Form und treten zwischen allen Molekülen auf, auch zwischen unpolaren wie Methan oder Kohlenstoffdioxid. Sie entstehen, weil sich die Elektronen in einem Molekül ständig bewegen und dadurch kurzzeitig eine ungleiche Ladungsverteilung erzeugen, die im Nachbarmolekül ebenfalls eine kurzzeitige Ladungsverschiebung hervorruft. Je größer ein Molekül, desto stärker werden diese Kräfte.

Dipol-Dipol-Kräfte treten zwischen polaren Molekülen auf, die dauerhaft ein positiv und ein negativ geladenes Ende besitzen. Das positive Ende eines Moleküls wird vom negativen Ende des Nachbarmoleküls angezogen, ähnlich wie sich kleine Magnete ausrichten. Diese Kräfte sind stärker als reine Van-der-Waals-Kräfte, weil die Ladungsverschiebung nicht nur zufällig, sondern dauerhaft vorhanden ist.

Wasserstoffbrücken sind die stärkste der drei Kräfte und treten auf, wenn ein Wasserstoff-Atom direkt an Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor gebunden ist. Das stark positiv geladene Wasserstoff-Atom wird dann vom freien Elektronenpaar eines benachbarten Sauerstoff-, Stickstoff- oder Fluor-Atoms besonders stark angezogen. Wasser, Ammoniak und Alkohole bilden deshalb Wasserstoffbrücken und haben ungewöhnlich hohe Siedepunkte für ihre geringe Molekülmasse.

Ein häufiger Fehler ist, intermolekulare Kräfte mit der Elektronenpaarbindung innerhalb eines Moleküls zu verwechseln. Die Bindung zwischen den Atomen eines Moleküls ist immer deutlich stärker als jede Kraft zwischen zwei verschiedenen Molekülen. Wird beim Sieden Energie zugeführt, werden nur die intermolekularen Kräfte überwunden, die Moleküle selbst bleiben dabei meist intakt.

Ein zweiter Fehler ist die Annahme, jedes Molekül mit Sauerstoff- oder Stickstoff-Atom bilde automatisch Wasserstoffbrücken. Entscheidend ist, dass ein Wasserstoff-Atom direkt an Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor gebunden ist. Ein Molekül wie Formaldehyd hat zwar Sauerstoff, aber keinen direkt daran gebundenen Wasserstoff, deshalb bildet es untereinander keine echten Wasserstoffbrücken.

Ein dritter Fehler ist, die Stärke der Van-der-Waals-Kräfte zu unterschätzen. Bei sehr großen Molekülen, etwa in langen Kohlenwasserstoffketten wie Wachs, addieren sich viele kleine Van-der-Waals-Kräfte entlang der Kette und können in der Summe stärker wirken als eine einzelne Dipol-Dipol-Kraft zwischen kleinen Molekülen.

Intermolekulare Kräfte erklären viele alltägliche Beobachtungen. Wassertropfen bilden auf einer frisch gewachsten Autoscheibe kleine Kugeln, weil die Wasserstoffbrücken zwischen den Wassermolekülen stärker sind als die Anziehung zum unpolaren Wachs – die Wassermoleküle halten lieber zusammen. Insekten wie der Wasserläufer können auf der Wasseroberfläche laufen, weil die Wasserstoffbrücken an der Oberfläche eine Art elastische Haut bilden, die sogenannte Oberflächenspannung.

Auch beim Wäschetrocknen spielt die Stärke der Wasserstoffbrücken eine Rolle: Wasser verdunstet deutlich langsamer als ein unpolares Lösungsmittel wie Aceton, weil zuerst die vielen Wasserstoffbrücken zwischen den Wassermolekülen überwunden werden müssen, bevor einzelne Moleküle in die Gasphase entweichen können.