Van der Waals vs. Wasserstoffbrückenbindungen
Van-der-Waals-Kräfte und Wasserstoffbrückenbindungen sind intermolekulare Anziehungen zwischen Molekülen. Manche zwischenmolekularen Kräfte sind stärker, andere schwach. Diese Bindungen bestimmen das Verh alten von Molekülen.
Van-der-Waals-Streitkräfte
Für eine zwischenmolekulare Anziehung sollte es eine Ladungstrennung geben. Es gibt einige symmetrische Moleküle wie H2, Cl2, bei denen es keine Ladungstrennungen gibt. In diesen Molekülen bewegen sich jedoch ständig Elektronen. Daher kann es innerhalb des Moleküls zu einer sofortigen Ladungstrennung kommen, wenn sich das Elektron zu einem Ende des Moleküls bewegt. Das Ende mit dem Elektron hat vorübergehend eine negative Ladung, während das andere Ende eine positive Ladung hat. Diese temporären Dipole können einen Dipol im benachbarten Molekül induzieren und danach kann eine Wechselwirkung zwischen entgegengesetzten Polen auftreten. Diese Art der Wechselwirkung ist als induzierte Dipol-induzierte Dipol-Wechselwirkung bekannt. Weiterhin kann es Wechselwirkungen zwischen einem permanenten Dipol und einem induzierten Dipol oder zwischen zwei permanenten Dipolen geben. All diese intermolekularen Wechselwirkungen sind als Van-der-Waals-Kräfte bekannt.
Wasserstoffbrückenbindungen
Wenn Wasserstoff an ein elektronegatives Atom wie Fluor, Sauerstoff oder Stickstoff gebunden wird, entsteht eine polare Bindung. Aufgrund der Elektronegativität werden die Elektronen in der Bindung stärker vom elektronegativen Atom als vom Wasserstoffatom angezogen. Daher erhält das Wasserstoffatom teilweise eine positive Ladung, während das elektronegativere Atom teilweise eine negative Ladung erhält. Wenn zwei Moleküle mit dieser Ladungstrennung nahe beieinander sind, gibt es eine Anziehungskraft zwischen Wasserstoff und dem negativ geladenen Atom. Diese Anziehung ist als Wasserstoffbindung bekannt. Wasserstoffbrückenbindungen sind relativ stärker als andere Dipolwechselwirkungen und bestimmen das molekulare Verh alten. Beispielsweise haben Wassermoleküle intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen. Ein Wassermolekül kann mit einem anderen Wassermolekül vier Wasserstoffbrückenbindungen bilden. Da Sauerstoff zwei freie Elektronenpaare hat, kann er mit positiv geladenem Wasserstoff zwei Wasserstoffbrückenbindungen bilden. Dann können die beiden Wassermoleküle als Dimer bezeichnet werden. Jedes Wassermolekül kann sich aufgrund der Fähigkeit zur Wasserstoffbindung mit vier anderen Molekülen verbinden. Dies führt zu einem höheren Siedepunkt für Wasser, obwohl ein Wassermolekül ein niedriges Molekulargewicht hat. Daher ist die Energie, die benötigt wird, um die Wasserstoffbrücken zu brechen, wenn sie in die Gasphase übergehen, hoch. Außerdem bestimmen Wasserstoffbrückenbindungen die Kristallstruktur von Eis. Die einzigartige Anordnung des Eisgitters hilft ihm, auf dem Wasser zu schwimmen und schützt somit das Wasserleben im Winter. Abgesehen davon spielt die Wasserstoffbindung eine entscheidende Rolle in biologischen Systemen. Die dreidimensionale Struktur von Proteinen und DNA basiert ausschließlich auf Wasserstoffbrückenbindungen. Wasserstoffbrückenbindungen können durch Erhitzen und mechanische Kräfte zerstört werden.
Was ist der Unterschied zwischen Van-der-Waals-Kräften und Wasserstoffbrückenbindungen?
• Wasserstoffbrückenbindungen entstehen zwischen Wasserstoff, der mit einem elektronegativen Atom verbunden ist, und einem elektronegativen Atom eines anderen Moleküls. Dieses elektronegative Atom könnte ein Fluor, Sauerstoff oder Stickstoff sein.
• Van-der-Waals-Kräfte können zwischen zwei permanenten Dipolen, dipolinduzierten Dipolen oder zwei induzierten Dipolen auftreten.
• Damit Van-der-Waals-Kräfte auftreten, sollte das Molekül nicht unbedingt einen Dipol haben, sondern Wasserstoffbrückenbindungen finden zwischen zwei permanenten Dipolen statt.
• Wasserstoffbrückenbindungen sind viel stärker als Van-der-Waals-Kräfte.
