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Wichtig ist, daß
auch zwischen unpolaren Teilchen Wechselwirkungen auftreten können.
Es ist leicht verständlich, daß
zwischen Dipolen Bindungskräfte auftreten können, wenn die positiven
und negativen Ladungsschwerpunkte sich nähern. Auch Ionen üben
eine Anziehungskraft auf entsprechend angeordnete Dipole aus.
Die wichtigsten zwischenmolekularen
Wechselwirkungen oder Nebenvalenz-bindungen sind Wasserstoffbrücken
und Van-der-Waalskräfte.
Wasserstoffbrücken
In Wasser, wässrigen Lösungen
und bei anderen Dipolen mit einer polaren Bindung, die ein H-Atom beinhaltet
(-OH, -NH, -SH) also z.B. HCl oder NH3 oder organischen Stoffen
wie Alkoholen (Ethanol, Methanol) bilden sich zwischen den Molekülen
Wasserstoffbrücken aus. Das positiv geladene H-Atom im Wassermolekül
(Partialladung: d + = 0.32)
orientiert sich zu einem negativ geladenen Sauerstoffatom im benachbarten
Wassermolekül (Partialladung: d - = -0.64).
In flüssigem Wasser sind statistisch 3,4 solcher Wasserstoffbrückenbindungen
ausgebildet. Diese Bindungen bilden sich ständig und werden durch
die Bewegung der Moleküle wieder aufgepalten.
spaceIm Eis besitzt Wasser eine Maximalzahl
von 4 Wasserstoffbrückenbindungen mit einer geordneten Kristallstruktur.
Die Wasserstoffbrückenbindungen sind die Ursachen für die Zerreißfestigkeit
des Wassers, die Kohäsion. Dies äußert
sich auch im ungewöhnlich hohen Siedepunkt von 100° C bei 1 bar
Druck.
Wasserstoffbrückenbindungen sind für die Stabilität
und Reaktivität vieler biochemischer Stoffe (Moleküle in Zellen)
sehr wichtig z.B. Eiweiße (=Proteine) oder Nukleinsäuren (z.B.
DNA = Erbinformation). Proteine bestehen aus fadenförmigen Molekülen,
die meist ein wollknäuelartige Struktur haben.
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Abb. 2.4.17
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Ausschnitt aus einem Protein
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Van-derWaals-Kräfte treten in allen
Atomen aufgrund von sogenannten induzierten
Dipolen auf. Darunter versteht man zeitweilig auftretende Anziehungskräfte,
die dadurch entstehen, daß die Elektronen sich je nach Zeit an unterschiedlichen
Stellen im Atom aufhalten. So entsteht kurzzeitig eine ungleiche Ladungsverteilung,
ein kurzzeitiger Dipol.
SpaceKommen nun zwei nicht kovalent verbundene
Atome mit solchen momentanen induzierten Dipolzuständen sich in die
Nähe, bilden sich Anziehungskräfte aus: die van-der-Waalskräfte
(nach Johannes van der Waals, 1880). Diese Kräfte sind wieder Teil
eines Gleichgewichtszustands zwischen Anziehungs- und Abstoßungskräften.
Dieser Zustand ist deshalb auch von einem bestimmten Abstand der Teilchen
gekennzeichnet, bei dem minimale Energie herrscht, dem Van
der Waals-Radius. Bei unpolaren Stoffen wie Methan, O2,
Butan und anderen sind dies die einzigen zwischenmolekularen Kräfte.
Der Kontaktabstand zwischen einem Sauerstoff- und Kohlenstoffatom beträgt
z.B. 0,34 nm. Er ergibt sich aus den Van der
Waals-Radien von 0,14 bei O und 0,2 bei C.
Die van der Waals-Kräfte sind schwächer
als die H-Brücken-Bindungen, jedoch in Organismen ebenfalls bedeutsam.
.
Die Bindungsenergie liegt bei ca. 1 kcal/mol
und ist beträchtlich geringer als bei H-Brücken, die im Bereich
von ca. 3 kcal/mol liegen. Als Anziehungskräfte zwischen Molekülen
werden sie nur wirksam, wenn sich gleichzeitig mehrere Atome anziehen
wie z.B. bei Butan oder noch längeren Kohlenwasserstoffen. Dabei
muß auch die Molekülform passen.
Klicken Sie auf das Bild für die
3D-Animation
Pentan
Molmasse: 72.15; SiP 35 °C;
SchmP -130 ° C
van der Waals- Kräfte
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1-Butanol
Molmasse 74.12; SiP 117.7 ° C;
SchmP -90 ° C
H-Brücken, Dipol-Dipol und
van der Waals-Kräfte
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Die C-Atome im Butan und Pentan, wie im Butanol sind
sp3-hybridisiert. Damit besteht insgesamt keine Polarität nach außen
(Ausnahme: Butanol wegen O-H). Durch induzierte Dipole können sich
an den Kohlenstoffketten jedoch van der Waals-Kräfte ausbilden.
Die zusätzlichen Dipol-Dipolwechselwirkungen und H-Brücken sorgen
beim Butanol für eine Verstärkung der zwischenmolekularen Kräfte,
was sich im deutlich höheren Siedepunkt im Vergleich mit Butan ausdrückt.
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Abb.2.4.14
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H-Brücken
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Abb. 2.4.15
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Bindungslängen (nm)
verschiedene H-Brücken
...
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-O-H...O
-O-H...O-
-O-H...N
-N-H...O
-N+-H...O
-N-H...N
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0,270
0,263
0,288
0,304
0,293
0,310
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Bindungslänge O-H im Wasser:
0,097nm
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Abb. 2.4.16
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Energie H-Brücke
(Wasser-Dimer)
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Abb. 2.4.18
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H-Brücken in DNA und mit Protein
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Abb. 2.4.19
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Johannes Diderik van der Waals
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Nobelpreis 1910
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Abb. 2.4.20
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Van der Waals-Gleichung
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P, V, n, R,und T sind die Größen
aus der allgemeinen Gasgleichung. a und b sind empirische Parameter,
die die Wechselwirkung der Gasmoleküle korrigieren. Ihre
Werte können aus Tabellen entnommen werden.
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Abb. 2.4.21
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Butan im van der Waals-Abstand (links)
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n-Butan;
SiP -0.6 °C, SchmP -138 °C
höhere Oberfläche; größere Steifigkeit; --->
höherer SiP und SchmP
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