Zwischenmolekulare Wechselwirkungen

Zwischen Molekülen wirken Anziehungskräfte, die zwischenmolekularen Wechselwirkungen. Sie sind viel schwächer als die Elektronenpaarbindungen innerhalb eines Moleküls. Wie stark sie sind, wirkt sich auf die Stoffeigenschaften aus, zum Beispiel auf Schmelz- und Siedetemperatur und auf das Löseverhalten. Die Simulation vergleicht drei Stoffe, deren Moleküle fast die gleiche Masse haben (30 bis 32 u): Ethan, Methanal und Methanol. Zusätzlich lässt sich Methansäure wählen (46 u).

Die Oberflächen der Moleküle

Jedes Molekül ist als Elektronendichte-Oberfläche dargestellt: Die Fläche verbindet alle Punkte mit derselben Elektronendichte. Sie zeigt ungefähr, wie viel Raum ein Molekül einnimmt.
Die Farbe zeigt das elektrische Potenzial an der Oberfläche: rot negativ (in der Nähe einer negativen Teilladung δ−), blau positiv (in der Nähe einer positiven Teilladung δ+), gelbgrün nahezu null.
Teilladungen entstehen, wenn die gebundenen Atome unterschiedliche Elektronegativität haben (H 2,1, C 2,5, O 3,5): Die Bindungselektronen sind zum elektronegativeren Atom hin verschoben.
Mit halbtransparent scheinen die Atome und Bindungen als Kugel-Stab-Modell durch die Oberfläche.

Die drei Wechselwirkungen

London-Dispersionswechselwirkung: Die Elektronen eines Moleküls sind ständig in Bewegung; für einen Augenblick ist eine Seite etwas negativer. Dieser kurzzeitige Dipol verschiebt die Elektronen im Nachbarmolekül, und beide ziehen sich schwach an. Die London-Dispersionswechselwirkung wirkt zwischen allen Molekülen; zwischen unpolaren Ethan-Molekülen ist sie die einzige.
Dipol-Dipol-Wechselwirkung: Bei Dipol-Molekülen wie dem Methanal-Molekül sind die Schwerpunkte der positiven und der negativen Teilladungen dauerhaft getrennt. Der Bereich mit negativem Potenzial des einen Moleküls zieht den Bereich mit positivem Potenzial des anderen an.
Wasserstoffbrücke: Ein Wasserstoff-Atom, das an ein Sauerstoff-Atom gebunden ist, trägt eine deutliche positive Teilladung. Es wird von einem freien Elektronenpaar am Sauerstoff-Atom eines Nachbarmoleküls angezogen. Methanol-Moleküle bilden über ihre OH-Gruppe Wasserstoffbrücken; Methanal-Molekülen fehlt dafür das Wasserstoff-Atom am Sauerstoff-Atom.
Zwei Methansäure-Moleküle können sich über zwei Wasserstoffbrücken zu einem ringförmigen Paar (Dimer) verbinden: Das Wasserstoff-Atom der OH-Gruppe des einen Moleküls wird vom Sauerstoff-Atom der C=O-Gruppe des anderen angezogen und umgekehrt. Diese Paare sind so stabil, dass ein großer Teil von ihnen auch im gasförmigen Zustand erhalten bleibt.
Bei Molekülen ähnlicher Größe gilt: London-Dispersionswechselwirkung < Dipol-Dipol-Wechselwirkung < Wasserstoffbrücke. Entsprechend steigen die Siedetemperaturen.

In der Simulation zeigen gestrichelte Linien die jeweils stärkste Wechselwirkung zwischen zwei benachbarten Molekülen: lange, dicke Striche eine Wasserstoffbrücke, mittlere Striche eine Dipol-Dipol-Wechselwirkung und kurze, dünne Striche eine London-Dispersionswechselwirkung.

Schmelz- und Siedetemperaturen
Stoff	Schmelztemperatur	Siedetemperatur
Ethan	−183 °C	−89 °C
Methanal	−92 °C	−19 °C
Methanol	−98 °C	65 °C
Methansäure	8 °C	101 °C

Grenzen des Modells

Im gasförmigen Zustand sind die Abstände zwischen den Molekülen viel zu klein dargestellt: Beim Verdampfen nimmt das Volumen größenordnungsmäßig auf das 1000-Fache zu. Damit die Moleküle sichtbar bleiben, zieht sich der Simulationsraum beim Kondensieren nur wenig zusammen.
Jeder Simulationsraum enthält 48 Moleküle. Die Kräfte werden mit einem vereinfachten Modell berechnet: Teilladungen, die an das Potenzial der Oberflächen angepasst sind, und eine Anziehung, die so eingestellt ist, dass jeder Stoff bei seiner Siede- und Schmelztemperatur siedet und erstarrt.
Damit die Flüssigkeit am Boden bleibt, ist die Schwerkraft stark übertrieben. Das Molekülgitter im festen Zustand ist vereinfacht und entspricht nicht genau der Kristallstruktur der Stoffe.

Simulation: Zwischenmolekulare Wechselwirkungen

Aufgaben