Chemie - Zwischenmolekulare Wechselwirkungen

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Iod kontinuierlich ansteigen. Halogen Fluor Chlor Brom Jod Aggregatszustand gasförmig gasförmig flüssig fest Siedepunkt - 188 °C - 34 °C 59,0 °C 184,2 °C Ein höherer Siedepunkt bedeutet, dass es mehr Energie kostet, die einzelnen Moleküle voneinander zu trennen. So scheinen auch zwischen unpolaren Molekülen zwischenmolekulare Anziehungskräfte existieren. Man bezeichnet diese Kräfte als „Van-der-Waals- Wechselwirkungen". zu Die Elektronen in der Elektronenhülle von Atomen und Molekülen sind ständig in Bewegung und verteilen sich nicht immer gleichmäßig. So kommt es in bestimmten Bereichen der Atomhülle zu zufälligen Ansammlungen von Elektronen, was an anderer Stelle zu einem Elektronenmangel führt. Diese kurzfristigen Ladungsverschiebungen führen zur Ausbildung von Teil-(Partial-)Ladungen, wie wir sie von polaren Molekülen kennen. Im Falle der unpolaren Moleküle sind diese Teilladungen jedoch sehr instabil, sie verschwinden im nächsten Moment wieder und können sich an anderer Stelle wieder ausbilden. Atome unpolarer Moleküle können somit temporäre Dipole ausbilden. Solche Ladungsverschiebungen wirken sich auf Nachbarmoleküle aus: die Ansammlungen von Elektronen auf einer Seite eines temporären Dipols führt beim Nachbarmolekül zur Abstoßung der Elektronen und damit zu einer positiven Teilladung an dieser Seite. Im Nachbarmolekül bildet sich daher ein so genannter induzierter Dipol aus. Temporärer Dipol Nachbarmolekül Induzierter Dipol im Nachbarmolekül Da induzierte Dipole nicht lange existieren und sehr schnell wechseln, sind die Anziehungskräfte zwischen induzierten Dipolen verglichen mit den Wechselwirkungen zwischen permanenten Dipolen (bei polaren Molekülen) sehr schwach. Von Fluor zum Iod steigt der Atomradius an. Die Außenelektronen der Iod-Moleküle sind deshalb weniger fest gebunden, was dazu führt, dass die temporären und induzierten Dipole stärker ausgeprägt sind. Sie bewirken bei Jodmolekülen somit recht starke Anziehungskräfte, weshalb Jod bei Raumtemperatur fest ist. Je größer die Oberfläche der Moleküle ist, umso größer ist auch die Fläche, mit der sie zueinander Kontakt aufnehmen können und umso stärkere Van-der-Waals-Kräfte bilden sich aus. Bei einer Wasserstoffbrückenbindung befindet sich ein H-Atom zwischen einem O-Atom, an das es durch eine Elektronenpaarbindung gebunden ist, und einem O-Atom eines anderen Wasser-Moleküls, von dem es über ein freies Elektronenpaar angezogen wird. Jedes Wasser-Molekül kann so über seine beiden H-Atome und über die beiden freien Elektronenpaare seines O-Atoms insgesamt vier Wasserstoffbrücken ausbilden. 10-H Im Eis ist diese maximale Anzahl an Wasserstoffbrückenbindungen ausgebildet. Dadurch ergibt sich ein regelmäßig gebautes Gitter mit Hohlräumen zwischen den Wasser-Molekülen. Mit steigender Temperatur brechen Wasserstoffbrücken auf, das Eis schmilzt. Frei gewordene Wasser-Moleküle können dann Hohlräume besetzen, die Dichte nimmt daher bis 4 °C zu. Über 4°C steigt der Anteil frei beweglicher Wasser-Moleküle an und sie nehmen mehr Platz ein. Die Dichte sinkt wieder.