VO Organische Chemie in der molekularen Biologie I
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<strong>VO</strong> <strong>Organische</strong> <strong>Chemie</strong> I 4. Zwischenmolekulare Kräfte<br />
Unter zwischen<strong>molekularen</strong> Kräften verstehen wir Kraftwirkungen zwischen mehreren<br />
Molekülen. Wären sie nicht vorhanden, müssten sämtliche Stoffe, die aus Molekülen<br />
aufgebaut s<strong>in</strong>d, gasförmig se<strong>in</strong>. Drei Typen solcher Kräfte werden unterschieden.<br />
4.2 Van-<strong>der</strong>-Waals-Kräfte<br />
JOHANNES VAN DER WAALS (1837 - 1923) hat um 1870 bereits festgestellt, das es solche<br />
zwischen<strong>molekularen</strong> Kräfte geben muss. Bei <strong>der</strong> genauen Untersuchung von gasförmigen<br />
Stoffen stellte er fest, dass diese <strong>der</strong> Zustandsgleichung des idealen Gases p ⋅ V = n ⋅ R ⋅T<br />
(p:<br />
Druck; V: Volumen; n: Molzahl; R: universelle Gaskonstante; T: Temperatur) nur bei<br />
niedrigem Druck und hoher Temperatur folgen. Bei hohen Drücken und niedrigen<br />
Temperaturen stellte van <strong>der</strong> Waals signifikante Abweichungen vom Gasgesetz fest. Er<br />
folgerte, dass schwache, aber dennoch nachweisbare Kräfte wirken müssen =><br />
Van-<strong>der</strong>-Waals-Zustandsgleichung als Korrektur <strong>der</strong> Zustandsgleichung e<strong>in</strong>es idealen Gases.<br />
Wie kommen diese Kräfte zustande?<br />
Sie s<strong>in</strong>d selbst bei Edelgasen wirksam: Sogar Helium lässt sich bei entsprechend niedriger<br />
Temperatur <strong>in</strong> den flüssigen Zustand überführen.<br />
Edelgase haben e<strong>in</strong>e ideale kugelförmige Elektronenverteilung d.h. die Elektronen-<br />
schw<strong>in</strong>gung verteilt sich auf den Raum e<strong>in</strong>er Kugel.<br />
FRITZ LONDON (nach ihm werden diese Kräfte auch London-Kräfte genannt) gab <strong>in</strong> den<br />
1930er Jahren die Erklärung aufgrund <strong>der</strong> Quantentheorie <strong>der</strong> Orbitale: Das Orbital ist e<strong>in</strong><br />
schw<strong>in</strong>gen<strong>der</strong> elektrischer Zustand d.h. die schw<strong>in</strong>genden Elektronen <strong>in</strong> dem e<strong>in</strong>en Atom<br />
<strong>in</strong>duzieren im benachbarten Atom weitere Schw<strong>in</strong>gungen <strong>der</strong> Elektronen, die zu schwachen<br />
Anziehungskräften führen. Alle Van-<strong>der</strong>-Waals-Kräfte lassen sich auf die Schw<strong>in</strong>gungen von<br />
Elektronen <strong>in</strong> Orbitalen zurückführen.<br />
• Sie s<strong>in</strong>d relativ schwach<br />
• Sie nehmen mit zunehmen<strong>der</strong> Entfernung relativ rasch ab (Kraft ~ 1/r 6 )<br />
• Sie s<strong>in</strong>d umso stärker, je größer e<strong>in</strong> Teilchen bzw. dessen Oberfläche ist<br />
z.B. s<strong>in</strong>d die Siedepunkte von Kohlenwasserstoffen umso höher, je größer die<br />
Moleküle s<strong>in</strong>d bzw. bei gleich großen Molekülen je größer ihre Oberfläche ist (durch<br />
Strukturisomerie, s. Kapitel 6).<br />
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