Molekülstruktur und zwischenmolekulare Kräfte einfach erklärt

Hast du dich jemals gefragt, warum Wasser bei Raumtemperatur flüssig ist und nicht einfach als Gas in die Luft entweicht? Andere Stoffe, die aus ähnlich kleinen Bausteinen bestehen, sind längst gasförmig!

Der Grund dafür ist die besondere Molekülstruktur und zwischenmolekulare Kräfte, die Wassermoleküle wie winzige Magnete wirken lassen. Sie halten sich gegenseitig fest! In dieser Lektion lernst du, warum Wassermoleküle magnetisch wirken, wie sie sich aneinander festhalten und welche unsichtbaren Kräfte unsere Welt im Innersten zusammenhalten.

Vorwissen

• Elektronegativität (EN): Ein Maß dafür, wie stark ein Atom in einer Bindung die Elektronen an sich zieht. Beispiel: Sauerstoff hat eine höhere EN als Wasserstoff und zieht Elektronen stärker an.
• Polare Elektronenpaarbindung: Eine Bindung, bei der die Elektronen nicht genau in der Mitte zwischen den Atomen liegen, sondern zu einem Atom hin verschoben sind. Beispiel: In der $\text{O-H}$-Bindung sind die Elektronen näher am Sauerstoff.

Aufgabentyp 1: Zwischenmolekulare Kräfte bestimmen

Ein Wassermolekül ($\text{H}_2\text{O}$) besteht aus einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatomen. Diese sind über kovalente Bindungen verbunden. Da Sauerstoff die Elektronen viel stärker anzieht als Wasserstoff, entsteht eine stark polare Bindung. Die Elektronegativitätsdifferenz beträgt $\Delta\text{EN} = 1{,}4$.

Weil die negativ geladenen Elektronen näher zum Sauerstoff rücken, bekommt das Sauerstoffatom eine negative Teilladung. Wir nennen das eine negative Partialladung ($\delta-$). Die Wasserstoffatome, denen die Elektronen ein wenig weggenommen wurden, bekommen eine positive Partialladung ($\delta+$).

Jetzt kommt das Wichtigste: Das Wassermolekül ist nicht gerade wie ein Strich, sondern gewinkelt gebaut. Dadurch hat das Molekül zwei unterschiedliche Seiten: Eine negativ geladene Seite am Sauerstoff und eine positiv geladene Seite bei den Wasserstoffatomen. Ein Molekül, das zwei so unterschiedlich geladene Pole besitzt, nennt man einen permanenten Dipol (Di = zwei, Pol = Ende).

Der magische Wasserstrahl

Zweck: Wir wollen sichtbar machen, dass Wassermoleküle tatsächlich kleine Dipole (Magnete) sind.

Materialien: 1 aufgeblasener Luftballon, ein Wasserhahn, ein Wolltuch (oder deine Haare).

Vorgehen:

1. Reibe den Luftballon etwa 10 Sekunden lang kräftig an einem Wolltuch oder an deinen Haaren.
2. Drehe den Wasserhahn so auf, dass nur ein ganz dünner, feiner Wasserstrahl fließt.
3. Halte den geriebenen Luftballon sehr nah an den Wasserstrahl, ohne das Wasser zu berühren.

Beobachtung: Sobald der Ballon in die Nähe kommt, biegt sich der Wasserstrahl wie von Zauberhand in Richtung des Ballons.

Erklärung: Durch das Reiben wurde der Luftballon negativ aufgeladen. Da das Wassermolekül ein Dipol ist, wird seine positiv geladene Seite (die Wasserstoffatome) von dem negativen Ballon angezogen. Die Moleküle richten sich aus und der ganze Wasserstrahl wird abgelenkt!

Wasserstoffbrückenbindungen

Da Wassermoleküle Dipole sind, ziehen sie sich gegenseitig an. Der positive Wasserstoff ($\delta+$) des einen Moleküls wird vom negativen Sauerstoff ($\delta-$) eines Nachbarmoleküls stark angezogen. Genauer gesagt tritt das Wasserstoffatom mit einem freien Elektronenpaar des Sauerstoffatoms in Wechselwirkung.

Diese starke Anziehungskraft nennt man Wasserstoffbrückenbindung (oder kurz H-Brücke). Sie ist eine sehr starke zwischenmolekulare Kraft.

Jedes Wassermolekül kann zwei Wasserstoffbrücken zu benachbarten Molekülen ausbilden. In flüssigem Wasser werden diese Brücken ständig aufgebrochen und mit anderen Molekülen neu gebildet.

Wichtig: Nicht nur Wasser kann das! Auch andere Moleküle mit stark polaren Bindungen, an denen Wasserstoff beteiligt ist, bilden diese Brücken. Beispiele dafür sind Fluorwasserstoff ($\text{HF}$) und Ammoniak ($\text{NH}_3$).

Dipol-Dipol-Kräfte

Was passiert, wenn ein Molekül zwar ein permanenter Dipol ist, aber gar keine Wasserstoffatome besitzt? Ein Beispiel dafür ist Kohlenstoffmonoxid ($\text{CO}$).

Auch hier gibt es asymmetrisch verteilte Partialladungen, also einen Plus- und einen Minuspol. Diese permanenten Dipole ziehen sich ebenfalls gegenseitig an. Diese Anziehung nennt man Dipol-Dipol-Kräfte (oder Keesom-Kräfte).

Sowohl Wasserstoffbrücken als auch Dipol-Dipol-Kräfte gehören zur Familie der zwischenmolekularen Kräfte (Kräfte zwischen den Molekülen).

Es gibt jedoch einen großen Unterschied in der Stärke: Dipol-Dipol-Kräfte sind im Allgemeinen schwächer als Wasserstoffbrückenbindungen. Das können wir im Alltag sehen: Kohlenstoffmonoxid siedet schon bei $-192\text{ }^\circ\text{C}$ (es ist ein Gas), weil die Moleküle nur schwach zusammenhalten. Wasser hingegen siedet erst bei $100\text{ }^\circ\text{C}$, weil die starken Wasserstoffbrücken die Moleküle viel fester aneinander binden.

Schritt-für-Schritt-Anleitung

1. Prüfe, ob es polare Bindungen gibt (EN-Differenz) und ob das Molekül asymmetrisch (z. B. gewinkelt) gebaut ist.
2. Prüfe, ob ein Wasserstoffatom ($\text{H}$) direkt an ein Sauerstoff- ($\text{O}$), Stickstoff- ($\text{N}$) oder Fluoratom ($\text{F}$) gebunden ist.
3. Benenne die Kraft: Bei vorhandenem H wirken starke Wasserstoffbrückenbindungen, sonst schwächere Dipol-Dipol-Kräfte.

Durchgerechnete Beispiele

Wichtige Erkenntnisse

• Das Wassermolekül ist gewinkelt und hat polare Bindungen. Dadurch ist es ein permanenter Dipol mit einem $\delta+$ und einem $\delta-$ Pol.
• Wasserstoffbrückenbindungen sind starke Kräfte zwischen dem $\delta+$ H-Atom eines Moleküls und dem freien Elektronenpaar eines $\delta-$ Atoms (wie O) eines anderen Moleküls.
• Jedes Wassermolekül kann zwei Wasserstoffbrücken zu Nachbarn ausbilden.
• Dipol-Dipol-Kräfte wirken zwischen polaren Molekülen ohne beteiligte Wasserstoffatome und sind schwächer als Wasserstoffbrücken.