Van-der-Waals-Kräfte einfach erklärt

Ein Molekül besteht aus Atomen, die durch Atombindungen zusammengehalten werden. Zusätzlich können sich verschiedene Moleküle gegenseitig anziehen. Diese Anziehung zwischen Teilchen nennt man eine zwischenmolekulare Wechselwirkung.

Der Begriff Van-der-Waals-Kraft wird unterschiedlich verwendet. Im weiteren Sinn umfasst er Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, Wechselwirkungen zwischen einem Dipol und einem induzierten Dipol sowie London-Dispersionswechselwirkungen. Im engeren Sinn bezeichnet er vor allem die London-Dispersionswechselwirkungen. Auf diesen häufigen schulischen Gebrauch konzentriert sich diese Seite.

London-Dispersionswechselwirkungen treten auch dann auf, wenn ein Teilchen keinen permanenten Dipol besitzt, also keine dauerhaft getrennte Plus- und Minusseite hat. Sie können außerdem neben anderen zwischenmolekularen Kräften wirken.

Elektronen befinden sich nicht ständig an derselben Stelle. Deshalb kann die negative Ladung in einem Atom oder Molekül für einen kurzen Moment ungleich verteilt sein.

Sind die Schwerpunkte der positiven und negativen Ladung vorübergehend getrennt, entsteht ein temporärer Dipol: Eine Seite ist kurzzeitig etwas negativer, die andere etwas positiver.

Nähert sich ein zweites Teilchen, beeinflusst der temporäre Dipol dessen Elektronenverteilung. Die Elektronen werden etwas verschoben. So entsteht im Nachbarteilchen ein induzierter Dipol. Gegensätzliche Teilseiten liegen einander gegenüber und ziehen sich an.

Eine einzelne London-Wechselwirkung ist schwach. Ihre Gesamtwirkung wächst aber, wenn viele günstige Kontakte gleichzeitig möglich sind. Drei Faktoren sind besonders wichtig. Der Abstand: Die Wechselwirkung nimmt bei wachsendem Abstand stark ab, die Teilchen müssen einander sehr nahe kommen. Die Kontaktfläche: Große aneinanderliegende Flächen ermöglichen viele gleichzeitige Wechselwirkungen. Die Polarisierbarkeit: Je leichter sich die Elektronenverteilung eines Teilchens verschieben lässt, desto stärker können temporäre und induzierte Dipole wirken.

Auch die Temperatur spielt eine Rolle. Bei höherer Temperatur bewegen sich Teilchen stärker. Dadurch können kurzreichweitige Anziehungen leichter überwunden werden.

Beim Sieden müssen Moleküle voneinander getrennt werden. Sind die zwischenmolekularen Anziehungen stärker, ist dafür mehr Wärmeenergie nötig. Der Stoff siedet dann bei einer höheren Temperatur.

Alkane sind Moleküle nur aus Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen, deren C-Atome in einer Kette, auch verzweigt, nur durch Einfachbindungen verbunden sind. Beispiele sind Propan mit 3 C-Atomen und Heptan mit 7 C-Atomen.

Bei längeren Alkanmolekülen gibt es meist größere Kontaktmöglichkeiten. Deshalb steigen ihre Siedepunkte im Allgemeinen mit zunehmender Kettenlänge.

Nicht nur die Molekülgröße, sondern auch die Form ist wichtig. Das zeigt der Vergleich dreier Isomere mit derselben Summenformel \ce{C5H12}. Isomere besitzen dieselbe Summenformel, aber einen unterschiedlichen Aufbau. n-Pentan ist eine unverzweigte Kette aus fünf C-Atomen. 2-Methylbutan hat eine Seitenkette. Beim 2,2-Dimethylpropan sitzen vier CH₃-Gruppen um ein mittleres C-Atom, das Molekül ist fast kugelig.

Das kompakte 2,2-Dimethylpropan bietet ungünstigere Kontaktmöglichkeiten als das kettenförmige n-Pentan. Deshalb ist seine gesamte Van-der-Waals-Anziehung geringer und sein Siedepunkt niedriger.

Der Siedepunkttrend lässt sich hier gut mit Kontaktfläche und Molekülform erklären. Schmelzpunkte folgen nicht immer demselben einfachen Verlauf, weil weitere Einflüsse hinzukommen.

Gecko-Füße besitzen sehr viele mikroskopisch feine Härchen. Diese Strukturen vergrößern die Kontaktfläche und bringen sehr viele Stellen des Fußes nahe an die Oberfläche.

Zwischen einem einzelnen Härchen und der Oberfläche wirken nur schwache Van-der-Waals-Wechselwirkungen. Weil jedoch sehr viele Kontaktpunkte gleichzeitig entstehen, addieren sich die Einzelwirkungen zu einer großen Gesamthaftung.