11.2: Intermolekulare vs. intramolekulare Kräfte

Intermolekulare Kräfte (IMF) sind elektrostatische Anziehungskräfte, die aus Ladungswechselwirkungen zwischen Molekülen entstehen. Die Stärke der intermolekularen Kraft wird durch den Abstand zwischen den Molekülen beeinflusst. Die Kräfte beeinflussen maßgeblich die Wechselwirkungen in Festkörpern und Flüssigkeiten, wo die Moleküle dicht beieinander liegen. In Gasen werden IWFs nur unter Hochdruckbedingungen wichtig (aufgrund der Nähe von Gasmolekülen). Intermolekulare Kräfte bestimmen die physikalischen Eigenschaften von Substanzen, wie z. B. deren Schmelzpunkt, Siedepunkt, Dichte sowie Schmelz- und Verdampfungsenthalpien. Wenn eine Flüssigkeit erhitzt wird, überwindet die von ihren Molekülen aufgenommene Wärmeenergie die IMFs, die sie an Ort und Stelle halten, und die Flüssigkeit kocht (übergeht in den gasförmigen Zustand). Siedepunkte und Schmelzpunkte hängen von der Art und Stärke der zwischenmolekularen Kräfte ab. Beispielsweise weist eine hochsiedende Flüssigkeit wie Wasser (H₂O, Siedepunkt 100 °C) stärkere intermolekulare Kräfte auf als eine niedrig siedende Flüssigkeit wie Hexan (C₆H₁₄, Siedepunkt 68,73 °C).

Während zwischen Molekülen intermolekulare Kräfte bestehen, wirken intramolekulare Kräfte innerhalb von Molekülen und halten die Atome in einem bestimmten Molekül zusammen. Intramolekulare Kräfte halten ein Molekül intakt; Eine Zustandsänderung einer Substanz hat keinen Einfluss auf intramolekulare Wechselwirkungen. Obwohl zum Beispiel das Schmelzen von Eis die intermolekularen Kräfte zwischen festen H₂O-Molekülen teilweise stört, sie dadurch neu anordnet und Eis in flüssiges Wasser umwandelt, werden einzelne H₂O-Moleküle dadurch nicht zersetzt.

Intramolekulare Kräfte können ionischer, kovalenter oder metallischer Natur sein.

Atome gewinnen (Nichtmetalle) oder verlieren Elektronen (Metalle) und bilden so Ionen (Anionen und Kationen) mit besonders stabilen Elektronenkonfigurationen. Verbindungen, die aus Ionen bestehen, werden ionische Verbindungen (oder Salze) genannt und ihre Ionenbestandteile werden durch ionische Bindungen zusammengehalten: elektrostatische Anziehungskräfte zwischen entgegengesetzt geladenen Kationen und Anionen. Beispielsweise ist Magnesiumchlorid (MgCl₂) eine ionische Verbindung, die aus Magnesiumkationen und Chloridanionen besteht, die durch starke ionische Bindungen zusammengehalten werden.

Eine kovalente Bindung (unpolar oder polar) entsteht, wenn Elektronen zwischen Atomen geteilt werden und ein Molekül entsteht. Unpolare kovalente Bindungen entstehen, wenn Atome Elektronen gleichmäßig teilen, beispielsweise in Wasserstoff (H₂). Aufgrund der ungleichen Verteilung der Elektronen bilden sich polare kovalente Bindungen. Ein Atom übt eine stärkere Anziehungskraft auf die Elektronen aus als das andere. Ein Beispiel ist Chlorwasserstoff, HCl.

Metallische Feststoffe wie Kristalle aus Kupfer, Aluminium und Eisen werden durch Metallatome gebildet. Die Atome in einem solchen metallischen Feststoff werden durch eine einzigartige Kraft zusammengehalten, die als metallische Bindung bekannt ist und viele nützliche und unterschiedliche Eigenschaften der Masse hervorbringt.

Intermolekulare Kräfte sind im Vergleich zu intramolekularen Kräften viel schwächer. Um beispielsweise die IMFs in einem Mol flüssigem HCl zu überwinden und es in gasförmiges HCl umzuwandeln, sind nur etwa 17 Kilojoule erforderlich. Um jedoch die kovalenten Bindungen zwischen den Wasserstoff- und Chloratomen in einem Mol HCl aufzubrechen, ist etwa 25-mal mehr Energie erforderlich, nämlich 430 Kilojoule.

Dieser Text wurde adaptiert von Openstax, Chemistry 2e, Chapter 10: Liquids and Solids.

Chemische Substanzen entstehen, wenn Atome oder Ionen elektrostatisch wechselwirken.

Zum Beispiel verbinden sich ein Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatome kovalent zu einem Wassermolekül. Solche Bindungskräfte, die die Atome innerhalb eines Moleküls zusammenhalten, werden als intramolekulare Kräfte bezeichnet.

Intramolekulare Kräfte bestimmen chemische Eigenschaften wie Stabilität und Art der chemischen Bindungen. Die drei Grundtypen sind ionische, kovalente und metallische Bindungen.

Durch die Übertragung von Valenzelektronen von einem Metall auf ein Nichtmetallatom entsteht eine Ionenbindung, die eine elektrostatische Anziehung zwischen den entgegengesetzt geladenen Ionen zur Folge hat.

Eine kovalente Bindung entsteht, wenn sich Nichtmetallatome ihre Valenzelektronen teilen.

Schließlich ergibt sich die metallische Bindung aus der Wechselwirkung zwischen dem Array positiver Metallionen und einem gemeinsamen Pool delokalisierter Valenzelektronen.

Elektrostatische Wechselwirkungen gibt es jedoch nicht nur innerhalb eines Moleküls, sondern auch zwischen Molekülen.

In Wasser zum Beispiel – ob fest, flüssig oder gasförmig – interagieren die Moleküle über elektrostatische, nicht bindende Wechselwirkungen, die den Zustand der Materie bestimmen. Diese Wechselwirkungen werden als intermolekulare Kräfte bezeichnet und beeinflussen verschiedene physikalische Eigenschaften, wie z.B. Schmelz- und Siedepunkte.

Intermolekulare Kräfte können in verschiedene Typen eingeteilt werden. Zwischen Ionen und polaren Molekülen treten starke Ionen-Dipol-Kräfte auf; Dipol-Dipol-Kräfte existieren zwischen polaren Molekülen, wobei Wasserstoffbrückenbindungen eine besondere Art der Dipol-Dipol-Kraft sind; Und schließlich gibt es die schwächste von allen – Dispersionskräfte – in allen Molekülen, polaren und unpolaren, und sind das Ergebnis temporärer Dipole.

Intermolekulare Kräfte sind schwach, weil kleine oder partielle Ladungen über große Entfernungen wechselwirken, im Vergleich zu intramolekularen Kräften, die aufgrund großer elektrostatischer Wechselwirkungen über kurze Entfernungen stark sind.

In flüssigem Wasser beispielsweise sind die Moleküle durch einen durchschnittlichen Abstand von etwa 300 Pikometern getrennt, charakteristisch für die vergleichsweise schwächeren intermolekularen Kräfte.

Folglich muss Wasser nur auf 100 °C erhitzt werden, um diese intermolekularen Kräfte zu überwinden und Wassermoleküle in der flüssigen Phase in die Dampfphase zu überführen.

Im Gegensatz dazu beträgt die Länge der O-H-Bindung in Wasser 96 Pikometer, charakteristisch für die stärkeren intramolekularen Bindungen. Wasser muss auf etwa 1000 °C erhitzt werden, viel mehr als sein Siedepunkt, um diese intramolekulare Bindung zu brechen.