Van-der-Waals-Kraft
nach dem niederländischen Physiker Diderik van der Waals (1837-1923)
Synonyme: Van-der-Waals-Wechselwirkung
Abkürzung: VdW
Englisch: Van-der-Waals-force
Definition
Van-der-Waals-Kräfte, kurz VdW, sind schwache intermolekulare Wechselwirkungen, die zwischen allen Atomen und Molekülen auftreten können. Diese Wechselwirkungen haben ein deutlich niedrigeres Energieniveau als eine ionische oder kovalente Bindung. Eine VdW-Wechselwirkung erreicht typischerweise Bindungsenergien im Bereich von etwa 0,1 bis 10 kJ/mol, während kovalente Bindungen im Mittel Bindungsenergien von etwa 150 bis über 1000 kJ/mol aufweisen.
Hintergrund
Van-der-Waals-Kräfte entstehen durch die ständige Bewegung der Elektronen in Atomen und Molekülen. Dadurch verschieben sich die Ladungsschwerpunkte, sodass zeitweise keine vollständige Kompensation positiver und negativer Ladungen mehr gegeben ist. Es entstehen kurzlebige molekulare Dipole.
Diese temporären Dipole können in benachbarten Molekülen weitere Dipole induzieren. Dabei ziehen sich die jeweils entgegengesetzt geladenen Bereiche benachbarter Teilchen elektrostatisch an. Temporäre und induzierte Dipole können miteinander in Wechselwirkung treten und weitere Dipole hervorrufen, wodurch kurzzeitige intermolekulare Anziehungskräfte entstehen.
Einteilung
Die VdW-Kraft setzt sich aus 3 Typen von Wechselwirkungen zusammen:
- Die Keesom-Wechselwirkung, auch Dipol-Dipol-Wechselwirkung genannt, beschreibt die Anziehung zwischen zwei permanenten Dipolen.
- Die Debye-Wechselwirkung beschreibt die Anziehung zwischen einem Dipol und einem induzierten Dipol.
- Bei der London-Kraft betrachtet man das Anziehungspotenzial zwischen momentanen, zufälligen Dipolen und induzierten Dipolen in benachbarten Teilchen.
Eigenschaften
VdW-Kräfte sind elektrostatisch betrachtet schwach und besitzen nur eine sehr geringe Reichweite. Somit müssen sich die Atome bzw. Moleküle sehr nahe kommen. Dabei treten allerdings zwei Probleme auf:
- Mit zunehmender thermischer Bewegung bzw. kinetischer Energie der Moleküle nimmt die Stabilität von Van-der-Waals-Wechselwirkungen ab.
- Wird eine bestimmte Distanz unterschritten, entsteht eine sog. Pauli-Abstoßung, da Elektronen bei Annäherung der Atomhüllen auf energetisch höhere Orbitale springen. Dies wird durch das Pauli-Prinzip begründet, das besagt, dass kein Elektron den gleichen Zustand wie ein anderes Elektron besetzen kann.
Die anziehenden und repulsiven Kräfte werden in einem Potential zusammengefasst, welches Lennard-Jones-Potential genannt wird. Diese wird meist als eine Funktion aus Potential und Abstand grafisch dargestellt.