Van-der-Waals-Kräfte

Mit den Van-der-Waals-Kräften (Van-der-Waals-Wechselwirkungen), benannt nach dem niederländischen Physiker Johannes Diderik van der Waals (1837–1923),^[1] bezeichnet man die relativ schwachen nicht-kovalenten Wechselwirkungen zwischen Atomen oder Molekülen, deren Wechselwirkungsenergie mit etwa der sechsten 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:^[2]

• Keesom-Wechselwirkung zwischen zwei Dipolen (Dipol-Dipol-Kräfte),
• Debye-Wechselwirkung zwischen einem Dipol und einem polarisierbaren Molekül (Dipol-induzierter Dipol-Kräfte)
• Londonsche Dispersionswechselwirkung (London-Kräfte) zwischen zwei polarisierbaren Molekülen (induzierter Dipol-induzierter Dipol-Kräfte). Die London-Kräfte werden 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-Potential.

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.

Elektronen in einem Kleinstteilchen (Atom) können sich nur 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 (di-, dem griechischen δύο „zwei“ entlehnt) 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.)

In diesem Bild werden aber die Elektronen als klassische Teilchen behandelt und die Erkenntnisse der Quantenmechanik nicht berücksichtigt. Im quantenmechanischen Atommodell wird das Elektron durch eine stationäre Wellenfunktion $\psi(\vec{r})$ beschrieben, deren Betragsquadrat an einem bestimmten Punkt im Atom immer gleich bleibt. Dies legt zunächst die Vorstellung nahe, das Elektron verhalte sich wie eine klassische ausgedehnte Ladungsverteilung, mit einer Ladungsdichte, die durch das Produkt aus Elektronenladung und dem Betragsquadrat der Wellenfunktion gegeben ist:

$\rho(\vec{r}) = -e |\psi(\vec{r})|^2$

Demnach wäre die Ladungsverteilung unveränderlich, und das spontane Entstehen temporärer Dipole folglich nicht möglich. Da $|\psi(\vec{r})|^2$ typischerweise spiegelsymmetrisch um den Atomkern ist, wäre das Dipolmoment, etwa eines Edelgas-Atoms, immer Null.

Bei näherer Betrachtung des quantenmechanischen Ladungsdichteoperators

$\hat{\rho}(\vec{r}) = -e\delta(\vec{r}-\vec{r}')$

wobei $\vec{r}'$ der Ortsoperator des Elektrons ist, erweist sich dies jedoch als Trugschluss. Ein Elektron verhält sich nicht wie eine ausgedehnte Ladungsverteilung, sondern wie eine Punktladung, deren Aufenthaltsort unbestimmt ist. Für den Erwartungswert der Ladungsdichte ergibt sich zwar tatsächlich

$\langle\psi|\hat{\rho}(\vec{r})|\psi\rangle = -e|\psi(\vec{r})|^2$

es handelt sich jedoch nicht um einen Eigenwert des Ladungsdichteoperators. Die Ladungsdichte hat eine gewisse Unschärfe, die gerade dazu führt, dass mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit der Schwerpunkt der elektronischen Ladungsverteilung nicht im Atomkern liegt und somit ein Dipolmoment entsteht. Auf diese Weise lassen sich im Bild der Quantenmechanik die van-der-Waals-Kräfte verstehen.

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

Wenn etwa 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. In der Fachliteratur wird dies "induzierter Dipol" (lat. inducere: zustande bringen) genannt.

Zwischen dem ursprünglichen, temporären Dipol und dem induzierten 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 5–50 meV/Molekül)

Van-der-Waals-Bindung

Da die besagten Dipolmomente klein sind, ist die resultierende elektrische Anziehung schwach und hat nur eine äußerst geringe Reichweite. Damit die Van-der-Waals-Bindung überhaupt zustande kommen kann, müssen sich zwei Atome beziehungsweise Moleküle 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.

Es gibt Festkörper, die ausschließlich durch die Van-der-Waals-Bindung zusammengehalten werden. Die nur bei tiefen Temperaturen vorkommenden Edelgaskristalle sind ein Beispiel dafür.

Anschaulich lässt sich der Einfluss der Van-der-Waals-Kräfte am Beispiel der Alkane nachvollziehen. Hier steigt der Siedepunkt zunächst mit zunehmender molarer Masse (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 n-Pentan (Sdp. 36,1 °C).^[3]

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 kleine Kraft übertragen, durch die hohe Anzahl reicht die Gesamtkraft dennoch dafür aus, dass das Tier, buchstäblich kopfüber, unter Decken laufen kann. Dies ist ebenfalls auf glatt erscheinenden Flächen wie etwa Glas möglich. Die Klebekraft eines Geckos beträgt etwa 250 N. ^[4]

Siehe auch

• Van-der-Waals-Gleichung
• Van-der-Waals-Radius

Literatur

• H. C. Hamaker: The London-van der Waals Attraction between Spherical Particles. In: Physica, Nr. 4, 1937, Seiten 1058–1072
• Pavel Hobza, Rudolf Zahradnik: Intermolecular complexes - the role of van der Waals systems. Elsevier, Amsterdam 1988, ISBN 0-444-98943-9.
• V. Adrian Parsegian: Van Der Waals Forces. A Handbook for Biologists, Chemists, Engineers, and Physicists. Cambridge University Pr., Cambridge 2006, ISBN 0-521-54778-4.
• Valentin L. Popov: Kontaktmechanik und Reibung. Ein Lehr- und Anwendungsbuch von der Nanotribologie bis zur numerischen Simulation. Springer-Verlag, Berlin 2009, S. 328, ISBN 978-3-540-88836-9.
• Kevin Kendall: Molecular Adhesion and its Applications. Kluwer Academic, 2001, ISBN 0-306-46520-5.
• I. E. Dzyaloshinskii, E. M. Lifshitz, L. P. Pitaevskii: General Theory of van der Waals' Forces. In: Physics-Uspekhi (UdSSR). 4, Nr. 2, 1961, S. 153–176, doi:10.1070/PU1961v004n02ABEH003330.

Einzelnachweise

1. ↑ Johannes Diderik van der Waals: Over de Continuiteit van den Gas- en Vloeistoftoestand. Universität Leiden, 1873 (Dissertation)
2. ↑ IUPAC. Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the „Gold Book“). Compiled by A. D. McNaught and A. Wilkinson. Blackwell Scientific Publications, Oxford (1997). XML on-line corrected version: http://goldbook.iupac.org (2006-) created by M. Nic, J. Jirat, B. Kosata; updates compiled by A. Jenkins. ISBN 0-9678550-9-8. „van der Waals forces“ doi:10.1351/goldbook.V06597.
3. ↑ Isomere zu Pentan. Landesinstitut für Schulentwicklung (LS), Stuttgart, Abgerufen am 13. August. 2009 (Interaktive 3D-Modelle der Pentanisomere).
4. ↑ http://geckolab.lclark.edu/dept/geckostory.html

Arten der Chemischen Bindung

Ionische Bindung | Kovalente Bindung | Metallische Bindung | Koordinative Bindung

Intermolekulare Wechselwirkungen (Wasserstoffbrücken, Van-der-Waals-Kräfte)

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Delokalisierte π-Bindung | Delokalisierte σ-Bindung (Dreizentrenbindung, Vierzentrenbindung)