Als Kind hast Du sicher ein Mal mit Seifenblasen herumexperimentiert und Dich gefragt, wie so etwas überhaupt möglich ist. Der Grund hierfür sind Wechselwirkungen zwischen Molekülen, zu denen auch die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen (oder Dipol-Dipol-Kräfte) zählen. Was Dipol-Dipol-Kräfte genau sind, wie Du sie erkennen kannst und was sie mit der Siedetemperatur von Stoffen zu tun haben, erfährst Du in diesem StudySmarter Original.
Dipol-Dipol-Kräfte erkennen
Bevor Du die Dipol-Dipol-Kräfte kennenlernst, benötigst Du erst noch die Grundlagen zur Frage: Was sind überhaupt Dipol-Moleküle? Grundlegend wird zwischen zwei Arten von Dipolen unterschieden. Zum einen sind das die spontanen Dipole und zum anderen die permanenten Dipole.
Spontaner Dipol
Wie Du von den chemischen Bindungen vielleicht noch weißt, bilden zwei Atome eine kovalente Bindung aus, mit gleichen Beiträgen der Bindungselektronen. Diese bewegen sich irgendwo zwischen den beiden Atomkernen, ohne dass sie jemals einen festen Platz einnehmen. Durch die Bewegung der Bindungselektronen treten räumlich getrennte Ladungen (positiv und negativ) auf.
Chemiker*innen sagen in diesem Fall, dass unterschiedliche Partialladungen auftreten. Es entsteht also ein temporärer oder auch spontaner Dipol. Dies trifft auf unpolare oder sehr schwach polare kovalente Bindungen zu.
Permanenter Dipol
Bei polar kovalenten Bindungen, ab einer Elektronegativitätsdifferenz von etwa 0.4, entstehen permanente Dipole. Voraussetzung hierfür ist, dass die Ladungsschwerpunkte im Molekül asymmetrisch verteilt sind, also nicht zusammenfallen.
Die Elektronegativität ist das Maß für die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronenwolke in einer Bindung zu sich zu ziehen. Je stärker die Elektronegativitätsdifferenz zwischen zwei Atomen in einem Molekül, desto stärker ist der polare/ionische Charakter der Bindung.
Die Elektronegativität wird unter anderem in dem Periodensystem der Elemente (PSE) gelistet. Mehr über dieses Thema erfährst Du in unserem StudySmarter Original.
Dipol Definition
In einem Dipol-Molekül treten unterschiedliche Ladungsschwerpunkte (Partialladungen) auf, die räumlich getrennt sind. Diese können durch spontane Elektronenverschiebung entstehen oder sind dauerhaft durch starke Elektronegativitätsdifferenzen zwischen den Atomen im Molekül bedingt. Diese Moleküle werden dann spontaner/temporärer oder permanenter Dipol genannt.
Das Wort Dipol stammt aus dem Griechischen und bedeutet wörtlich übersetzt so viel wie zwei Enden. Es handelt sich also um ein Molekül mit unterschiedlich geladenen Enden. Diese unterschiedlichen geladenen Enden werden mit einem kleinen Delta (δ+/δ-) gekennzeichnet.
Dipol Beispiel
Vergleichst Du die beiden Moleküle Kohlenstoffdioxid (CO₂) und Schwefeldioxid (SO2), fällt Dir auf, dass es sich jeweils um polare Atombindungen handelt. Der Unterschied liegt in dem räumlichen Aufbau der Moleküle. Während das CO₂ linear aufgebaut ist, ist das SO2 gewinkelt aufgebaut, weshalb die Ladungsschwerpunkte hier nicht zusammenfallen. Folglich ist Schwefeldioxid ein permanenter Dipol, Kohlenstoffdioxid aber nicht.
Ein wichtiger Aspekt, den Du berücksichtigen solltest, ist, dass es sich bei den Dipol-Dipol-Wechselwirkungen nicht um Bindungen, also intramolekulare Wechselwirkungen, sondern um intermolekulare Wechselwirkungen handelt. Diese Kräfte sind deutlich schwächer als die klassischen Bindungsarten, weshalb Ihnen ein gesonderter Begriff zusteht.
Intramolekular bedeutet "innerhalb des Moleküls" und intermolekular bedeutet "zwischen Molekülen".
Dipol-Dipol-Kräfte Definition
Dipol-Dipol-Kräfte, auch Dipol-Dipol-Wechselwirkungen genannt, treten stets zwischen zwei permanenten Dipolen auf, die sich in der Nähe voneinander befinden. Sie sind zudem temperaturabhängig. Je stärker die Polarität innerhalb des Moleküls, desto stärker sind die Dipol-Dipol-Kräfte bei Molekülen mit vergleichbarer Größe und Masse.
Der Grund für die Temperaturabhängigkeit liegt darin, dass die Bewegungsenergie von Molekülen mit steigender Temperatur zunimmt und die Annäherung der Teilchen so unwahrscheinlicher wird. Die Dipol-Dipol-Kräfte haben einen Einfluss auf die Stoffeigenschaften, mehr hierzu später.
Wie zuvor erwähnt, beruhen permanente Dipole auf der Elektronegativitätsdifferenz zwischen den beteiligten Bindungspartnern. Je stärker diese ist, desto polarer ist die Bindung und umso stärker ist dann auch ein Dipol, solange die Ladungsschwerpunkte asymmetrisch verteilt sind. Du kannst anhand der Elektronegativitäten also die Stärke eines Dipols und der Wechselwirkungen abschätzen.
Höhere Ordnung durch den Richteffekt
Kommt es zu einer Annäherung solcher zweier Dipole, so richten sie die entgegengesetzt geladenen Enden zueinander hin aus. Das ist für die beteiligten Teilchen energiesparend und somit ein bevorzugter Zustand. Diesen Effekt nennt man daher auch Richteffekt. Wie stark diese Wechselwirkung ist, hängt neben dem Dipolcharakter der Teilchen selbst im Wesentlichen vom Abstand der beiden Moleküle ab.
Dieser Effekt ist vergleichbar mit der Annäherung zweier Stabmagnete aus der Physik, bei der sich die entgegengesetzt geladenen Pole zueinander ausrichten und somit eine stärkere Anziehung resultiert.
Die durch den Physiker Fritz London beschriebene Wechselwirkungsenergie zweier Teilchen nimmt nämlich mit der sechsten Potenz des Abstandes ab. Bei einer Verdopplung des Abstandes zwischen den Molekülen ist die Wechselwirkung dann also um den Faktor 26 = 64 schwächer. Die Reichweite der Dipol-Dipol-Wechselwirkung ist also beschränkt. Die folgende Gleichung zeigt Dir die Wechselwirkungsenergie zweier verschiedener Teilchen:
$$U=-\frac{3}{2} \cdot \frac{\alpha_1 \alpha_2}{r^6} \cdot \frac{I_1 \cdot I_2}{I_1 + I_2}$$
Die Faktoren α1,2 stehen dabei für die Polarisierbarkeit der Teilchen und I1,2 für die Ionisierungsenergien.
Die Polarisierbarkeit eines Teilchens gibt an, wie sehr dieses auf ein elektrisches Feld reagiert.
Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die es benötigt, um ein Valenzelektron aus dem Teilchen zu entfernen.
Die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind stärker als die reinen Van-der-Waals-Kräfte, allerdings schwächer als die Wasserstoffbrückenbindungen. All diese Wechselwirkungen sind schwächer als die primären Bindungen. Primäre Bindungen sind die stärksten Wechselwirkungen der Atome innerhalb von Molekülen, also die kovalente Bindung, die ionische Bindung oder die metallische Bindung.
Sonderfall: Die Wasserstoffbrückenbindungen
Die sogenannten Wasserstoffbrückenbindungen (auch Wasserstoffbrücken) sind eine Sonderform der Dipol-Dipol-Kräfte. Sie treten nur zwischen Molekülen auf, in denen Wasserstoff an ein stark elektronegatives Element, wie zum Beispiel Fluor, Sauerstoff oder Stickstoff, gebunden ist. Hierbei handelt es sich um eine besonders starke Wechselwirkung zwischen den beteiligten Teilchen.
Du musst allerdings bedenken, dass die Wasserstoffbrückenbindung, wie auch die anderen Wechselwirkungen, im flüssigen Aggregatzustand nicht starr sind in dem Sinne, dass sich die Struktur und Anordnung der Moleküle sich über die Zeit verändert. Im Gegenteil brechen diese "Bindungen" ständig und neue werden ausgebildet, das Ganze ist also ein fortlaufender Prozess, da die Teilchen sich frei in der Flüssigkeit bewegen können.
Das geläufigste Beispiel für Wasserstoffbrückenbindungen ist das Wasser selbst. Dieses ist zwar tetraedrisch aufgebaut, wegen der beiden freien Elektronenpaare des Sauerstoffs, die mehr Platz benötigen, als die Bindungen zum Wasserstoff, allerdings gestaucht. Der Bindungswinkel beträgt statt der 109,5° dann nur etwa 104,5°. Wasser ist somit auch ein permanenter Dipol, denn alle Kriterien hierfür sind erfüllt.
Wasserstoffbrückenbindungen sind in der Regel so angeordnet, dass die Anziehung zwischen Wasserstoff und dem elektronegativen Element am höchsten wird. Gleichzeitig wird die Abstoßung zwischen den elektronegativen Atomen so verringert. Als Resultat sind die meisten Wasserstoffbrückenbindungen unsymmetrisch aufgebaut. Andere, wie im Wasser, sind symmetrisch angeordnet und somit deutlich stabiler.
Ein Wassermolekül kann zur selben Zeit von vier weiteren Wassermolekülen umgeben sein und Wasserstoffbrückenbindungen zu diesen ausbauen. Das geschieht in einer tetraedrischen Form. Die Anziehung im Wasser ist daher sehr stark, was sich auch an den Stoffeigenschaften zeigt. Mit einem Siedepunkt von 100 °C liegt dieser deutlich höher als bei vergleichbaren Molekülen. Beim Ammoniak liegt der Siedepunkt bei -33 °C, also liegt es bei Raumtemperatur bereits gasförmig vor.
Ein Grund hierfür liegt darin, dass Stickstoff (3.04) weniger elektronegativ ist als Sauerstoff (3.44), was in schwächeren Wasserstoffbrückenbindungen resultiert. Zudem hat Ammoniak den Nachteil, dass es auf ein freies Elektronenpaar am Stickstoff beschränkt ist, weshalb in der Folge weniger Wasserstoffbrückenbindungen als im Wasser ausgebildet werden können. Somit ist das Wasser in sich stabiler als Ammoniak und erfordert eine höhere Energiezufuhr, um die Wasserstoffbrückenbindungen zum Bruch zu bringen.
Dir ist doch sicher schon aufgefallen, dass Eiswürfel in einem Glas Wasser oder Ähnlichem immer oben schwimmen. Das bedeutet Eis hat eine geringere Dichte als Wasser, was für Feststoffe ungewöhnlich ist, denn diese ordnen sich in der Regel bei sinkenden Temperaturen kompakter an, da ihre Bewegungsenergie auch sinkt. Dieses Phänomen wird die Anomalie des Wassers genannt und mehr hierfür erfährst Du in unserem StudySmarter Original über Wasserstoffbrückenbindungen.
Dipol-Dipol-Kräfte Siedetemperatur und andere Stoffeigenschaften
Der Einfluss von Dipol-Dipol-Wechselwirkungen ist wie bereits erwähnt nur bei kleinen Abständen zwischen den Teilchen von wirklicher Bedeutung. Um sich den Einfluss dieser Wechselwirkungen auf Stoffeigenschaften wie zum Beispiel der Siedetemperatur oder dem Schmelzpunkt zu verdeutlichen, ist es sinnvoll zwei Moleküle mit annähernd gleicher Größe und Masse hinsichtlich ihrer Stoffeigenschaften zu vergleichen. Als Beispiel sollen molekulares Brom (Br2) und Iodmonochlorid (ICl) verglichen werden.
Während das Iodchlorid eine polare Bindung enthält und einen Dipol bildet, ist das Brom unpolar und entsprechend kein Dipol, da die Ladungsschwerpunkte in dem Fall zusammenfallen. Folglich können im Iodchlorid auch mehr Dipol-Dipol-Kräfte ausgebildet werden, als im Brom. Da diese Anziehungskräfte zwischen den Molekülen sind, wird mehr Energie benötigt, um die Teilchen wieder voneinander zu trennen.
Als Konsequenz hieraus weist das Iodchlorid sowohl eine höhere Schmelz-, als auch Siedetemperatur, als das Brom auf. Während Brom bei 0 °C bereits flüssig ist (mit einer Schmelztemperatur von -7 °C) und schon bei 59 °C beginnt zu sieden, ist Iodchlorid bei 0 °C noch ein Feststoff (Schmelztemperatur von 13,8 °C bei der β-Form und 27,4 °C bei der α-Form) und beginnt erst bei 97,5 °C zu sieden.
Dieses Phänomen ist auf die im Iodchlorid vorliegenden intermolekularen Wechselwirkungen, speziell die Dipol-Dipol-Kräfte zurückzuführen, die für die innere Stabilität sorgen.
Dipol-Dipol-Kräfte Beispiel
Nun zurück zur Anfangsfrage des Artikels mit den Seifenblasen. Die Seife ist ein Gemisch aus Wasser und einem sogenannten Tensid, welches meist ionisch ist und ein polares sowie ein nicht polares Ende besitzt. Ein Tensid hat also ein hydrophiles ("wasserliebendes") und ein hydrophobes ("wasserabweisendes") Ende.
Wird dieses Gemisch dann "aufgepustet", ordnen sich die polaren Enden der Tenside hin zum jeweils passenden Ende des Wassers aus. Das geschieht in zwei Schichten, sodass die Wechselwirkungen zwischen Tensid und Wasser für eine wenigstens vorübergehend stabile Seifenblase sorgen. Inmitten der Blase ist dann Luft eingeschlossen, bis die Seifenblase zum Boden sinkt und dort platzt.
Dipol-Dipol-Kräfte – Das Wichtigste
- Ein Dipol entsteht entweder spontan durch ungleichmäßige Elektronenverteilung oder ist permanent, bedingt durch Elektronegativitätsdifferenzen im Molekül.
- In Dipolen fallen die Ladungsschwerpunkte (Partialladungen) nicht zusammen.
- Dipol-Dipol-Kräfte treten stets zwischen permanenten Dipolen auf.
- Die Wasserstoffbrückenbindungen sind ein Sonderfall der Dipol-Dipol-Wechselwirkungen.
- Intermolekulare Wechselwirkungen sind schwächer als die intramolekularen Bindungen.
Nachweise
- Riedel, Janiak (2015). Anorganische Chemie. DeGruyter
- chem.purdue.edu: Dipole-Dipole Forces (21.09.22)
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