Hast du dich schon einmal gefragt, wieso Geckos selbst eine spiegelglatte Oberfläche hochklettern können oder kopfüber daran laufen können ohne herunterzufallen? Wenn man sich ihre Füße anguckt, haben diese zum Beispiel keine Saugnäpfe. Wie also schaffen diese Tiere sich der Erdanziehung zu widersetzen? Diese Fähigkeit haben Geckos der Anatomie ihrer Füße und unter anderem den Van-der-Waals-Kräften zu verdanken. Show
Van-der-Waals-Kräfte: DefinitionZwischen Molekülen existieren verschiedene intermolekulare Kräfte. Zu diesen intermolekularen Kräften gehören neben den Wasserstoffbrückenbindungen und Dipol-Dipol-Kräften auch die Van-der-Waals-Kräfte. Diese werden in der Chemie zu den schwachen chemischen Bindungen gezählt, obwohl diese keine echten Bindungen, sondern Wechselwirkungen sind. Bei den Van-der-Waals-Kräften handelt sich um Anziehungskräfte, die aufgrund von spontaner Polarisationen der Atome auftreten. Wichtig sind diese Kräfte vor allem zwischen ungeladenen Molekülen, die außerdem keinen permanenten Dipol besitzen. Van-der-Waals-Kräfte kommen eigentlich zwischen fast allen Teilchen vor. Meistens sind jedoch andere Bindungen und Wechselwirkungen, zum Beispiel Ionenbindungen oder Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, vorhanden, die deutlich stärker sind als die Van-der-Waals-Kräfte. Diese überdecken somit die Van-der-Waals-Kräfte. Als Dipole bezeichnet man Moleküle, die aufgrund der Position der Ladung Enden mit entgegengesetzter Ladung besitzen. Der Dipol kann permanent sein wie in Molekülen, bei denen die Elektronen mithilfe der Elektronegativität, also der Anziehung der Elektronen durch die einzelnen Atome auf eine Seite verschoben werden. In jedem Atom treten Dipole aber auch spontan auf, indem die Elektronen sich zu einem bestimmten Zeitpunkt zufällig alle auf einer Seite befinden. Van-der-Waals-Kräfte sind schwache ungerichtete Anziehungskräften zwischen Molekülen, die nicht geladen sind und keinen permanenten Dipol besitzen. Van-der-Waals-Kräfte: ErklärungEin spontaner Dipol entstehtUm Atomkerne bewegen sich Elektronen permanent in Orbitalen. Gehen zwei Atome Bindungen ein, entsteht ein Bindungsorbital, innerhalb welches sich die Elektronen bewegen. Kommt es in diesem Bindungsorbital zwischenzeitlich zur Ungleichverteilung der Elektronen um die Atomkerne – sind die Elektronen also eher um einem Atomkern lokalisiert – hat das Molekül spontan ein positiv und ein negativ geladenes Ende. Das Molekül ist also ein Dipol. Es hat zwei Pole.  Wie du in der Abbildung auch siehst, kann ein Orbital mit einem Aufenthaltsraum der Elektronen bezeichnet werden. Innerhalb dieser Grenzen besteht eine 90%-ige Wahrscheinlichkeit, dass sich die Elektronen hier befinden. Die Verteilung innerhalb dieses Raums ist allerdings nicht festgelegt. Genauso kreisen Elektronen auch nicht auf Kreisbahnen in diesem Bereich. Sie sind frei beweglich, wodurch erst Dipole entstehen können. Induzieren eines Dipols im NachbarmolekülNun kann dieses Molekül mit dem spontanen Dipol, auch temporärer Dipol genannt, in einem benachbarten Molekül ebenfalls zu einem Dipol führen. Es induziert also einen anderen Dipol. Das kommt dadurch zustande, dass das positive Ende des Moleküls mit dem spontanen Dipolmoment die Elektronen des noch neutralen Moleküls auf eine Seite zieht. Dadurch hat auch das zweite Molekül ebenfalls eine ungleiche Elektronenverteilung im Bindungsorbital. Die Van-der-Waals-Kräfte wirkenDie Moleküle, die jetzt ein spontanes und induziertes Dipol besitzen, ziehen sich an. Denn es herrscht eine elektrostatische Anziehung – die Van-der-Waals-Kräfte – zwischen den Gegenpolen beider Moleküle. Eine alternative Situation wäre, wenn zwei Moleküle mit spontanen Dipolen direkt aufeinander treffen und sich entsprechend ihrer Pole zueinander ausrichten und es so zur Anziehung zwischen beiden kommt. Damit ein spontanes Dipol eines Moleküls ein Dipol in einem anderen Molekül induzieren kann und es so zu Van-der-Waals-Kräften kommt, müssen sich die Moleküle sehr nah sein. Die Wechselwirkungsenergie, also die Stärke dieser Kräfte, ist proportional zur negativen sechsten Potenz des Abstandes. Wird der Abstand also um 2 größer, nehmen die Van-der-Waals-Kräfte um das 64-fache ab. Eine Annäherung ist umso schwieriger, je höher die Temperatur ist. Und je höher die Temperatur steigt, umso mehr überwiegt die thermische Bewegung gegenüber der Van-der-Waals-Kräften, sodass diese überwunden werden können. Van-der-Waals-Kräfte: BeispieleVan-der-Waals-Kräfte in AlkanenDer Einfluss der Van-der-Waals-Kräfte lässt sich am Beispiel der Alkane verdeutlichen: Mit zunehmender Kettenlänge nimmt der Siedepunkt zu. So hat Ethan zum Beispiel einen Siedepunkt von -88,6 °C, während n-Heptan einen Siedepunkt von 98,4 °C hat. Dieses Verhalten lässt sich durch die Van-der-Waals-Kräfte erklären. Die Oberfläche langer Moleküle ist größer als die der kurzen Moleküle. Dadurch wirken mehr Van-der-Waals-Kräfte zwischen den einzelnen Ketten (Van-der-Waals-Kräfte addieren sich auf) und es braucht eine höhere Temperatur, um diese zu überwinden. Heptan könnte also ohne Van-der-Waals-Kräfte kaum als Flüssigkeit vorliegen. Auch anderen unpolaren Substanzen könnten nicht im flüssigem oder festem Aggregatszustand auftreten. Van-der-Waals-Kräfte bei Konstitutionsisomeren der AlkaneJe verzweigter Alkane werden, desto niedriger wird der Siedepunkt. Das liegt daran, dass mit steigender Verzweigung in den Isomeren die Oberfläche des Moleküls verringert wird. Dadurch können zwischen den einzelnen Molekülen weniger Kräfte wirken. So hat n-Heptan neun Konstitutionsisomere, die unterschiedliche Siedepunkte besitzen. Beispielsweise hat 2-Methylhexan eine Siedetemperatur von 90 °C, 3,3-Diemthylpentan eine Siedetemperatur von 86 °C und 2,2-Dimehtylpentan 79 °C. Van-der-Waals-Kräfte in FestkörpernVan-der-Waals-Bindungen können auch Festkörper zusammenhalten. Ein Beispiel dafür sind die Edelgaskristalle, die nur bei sehr tiefen Temperaturen vorkommen und allein auf den Van-der-Waals-Kräften beruhen. Die neutralen Edelgasatome können sich bei tiefen Temperaturen nahe genug kommen, sodass die temporären Dipole interagieren können. Van-der-Waals-Kräfte und der GeckoJetzt kann man auch erklären, wieso Geckos nicht von der Decke fallen. Geckos haben unter ihren Füßen sogenannte Spatulae. Diese sind Hafthärchen, die nur 15 Nanometer dick sind. Milliarden solcher Hafthärchen vergrößern die Oberfläche der Fußunterseite, wodurch eine größere Kontaktfläche entsteht. Jedes dieser Hafthärchen interagiert mittels Van-der-Waals-Kräfte mit Oberflächen. Diese einzelnen kleinen Kräfte addieren sich zu einer Kraft von etwa 40 Newton auf und halten den Gecko an der Decke. Sind Wasserstoffbrücken van der Waals Kräfte?Aufgrund ihrer Stärke unterscheidet man drei Typen zwischenmolekularer Kräfte: Wasserstoff-Brücken-Bindung – Dipol-Dipol-Wechselwirkung – Van-der-Waals-Kraft Eine Wasserstoffbrücke ist stärker als eine Dipol-Dipol-Wechselwirkung, welche wiederum die Stärke einer Van-der-Waals-Kraft übertrifft.
Was sind Wasserstoffbrücken einfach erklärt?Wie entstehen Wasserstoffbrückenbindungen? Eine Wasserstoffbrückenbindung entsteht, wenn zwei stark elektronegative Atome über ein Wasserstoffatom in Verbindung stehen. Die Wechselwirkung kann zwischen zwei Molekülen (intermolekular) oder zwischen Abschnitten eines größeren Makromoleküls (intramolekular) entstehen.
Was ist van der Waals Kräfte einfach erklärt?Van-der-Waals-Kräfte (kurz VdW-Kräfte) sind keine echten Bindungen, sondern nur Anziehungskräfte. Diese wirken zwischen allen Teilchen, die keine permanenten Dipole aufweisen. VdW-Kräfte sind nur sehr schwach und werden deshalb oft von anderen Kräften und Bindungen übertrumpft.
Wie erkennt man Wasserstoffbrücken?Wasserstoffbrückenbindungen wie in R1–X–H…|Y–R2 werden meist als gepunktete Linie dargestellt. Als elektronegative Atome haben Stickstoff (N), Sauerstoff (O) und Fluor (F) besondere Bedeutung, da sie die höchsten Elektronegativitätswerte (EN) aufweisen.
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Was ist der Unterschied zwischen van der Waals Kräfte und Wasserstoffbrücken?
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