Ist dir das auch schon passiert? Du möchtest ein Brot mit Honig (Abb. 1) beschmieren, aber der Honig klebt an deinem Messer und lässt sich nur schwer auf dem Brot verstreichen. Dass sich der Honig nur schwer streichen lässt, liegt unter anderem daran, dass Honig ein Stoff mit einer hohen Viskosität ist. Doch was ist die Viskosität? Flüssiger Honig hat beispielsweise eine höhere Viskosität als flüssiges Wasser (Abb. 2). Das heißt, der Honig ist zähflüssiger als das Wasser (Abb. 3). Stelle dir mal vor, der Honig wäre nicht so viskos, dann würde er einfach von deinem Brot herunterlaufen. Die hohe Viskosität von Honig hat also durchaus Vorteile für uns.
Die Viskosität ist eine Stoffeigenschaft. Betrachten wir die Viskosität der homologen Reihe der Alkane (Abb. 2), so fällt auf, dass diese mit zunehmender Anzahl an Kohlenstoff-Atomen und somit zunehmender Kettenlänge, ansteigt. Der Grund dafür sind die bei größerer Kettenlänge zunehmenden London-Dispersions-Wechselwirkungen, welche zu den zwischenmolekularen Wechselwirkungen gehören. Die zwischenmolekularen Wechselwirkungen beeinflussen verschiedene Stoffeigenschaften, wie die Viskosität oder auch die Aggregatzustände. Doch wann können sich welche Wechselwirkungen ausbilden? In diesem Artikel findest du eine zusammenfassende Übersicht zu zwischenmolekularen Wechselwirkungen.
| Stoff | Summenformel | Viskosität in $\ce{mPa\cdot s }$ |
|---|---|---|
| Wasser | $\ce{H_2O}$ | $1,0$ |
| Honig | $10^4$ | |
| Pentan | $\ce{C_5H_12}$ | $0,23$ |
| Hexan | $\ce{C_6H_14}$ | $0,32$ |
| Heptan | $\ce{C_7H_16}$ | $0,41$ |
| Octan | $\ce{C_8H_18}$ | $0,54$ |
| Nonan | $\ce{C_9H_20}$ | $0,71$ |
| Decan | $\ce{C_10H_22}$ | $0,92$ |
Abb. 3 Viskosität zweier Flüssigkeiten
London-Dispersions-Wechselwirkungen
London-Dispersions-Wechselwirkungen sind die schwächsten zwischenmolekularen Wechselwirkungen. Diese schwachen Anziehungskräfte entstehen durch spontane Elektronenverschiebungen innerhalb eines Orbitals eines Atoms oder Moleküls. Die nur schwach auftretenden anziehenden und abstoßenden Wechselwirkungen zwischen Kern und Hülle bzw. Hülle und Hülle bei benachbarten Molekülen bilden keinen statischen Zustand. Sie sind abhängig von der räumlichen Nähe und der Oberfläche der Moleküle. Vor allem bei sehr großen Molekülen und überall dort, wo es große Kontaktflächen gibt, können die London-Dispersions-Wechselwirkungen einen nennenswerten Einfluss auf die Stoffeigenschaften haben, wie z. B. bei der Viskosität der Alkane.
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen gehören zu den stärkeren zwischenmolekularen Wechselwirkungen. Bei einer Dipol-Dipol-Wechselwirkung interagieren mindestens zwei Dipol-Moleküle miteinander. In einem Dipol-Molekül sind die Elektronen unsymmetrisch verteilt (polare Elektronenpaarbindung), sodass sich zwei unterschiedlich teilgeladene Pole ausbilden. Der Schwerpunkt dieser Pole fällt örtlich nicht zusammen. Das Molekül weist daher, obwohl es insgesamt ungeladen ist, eine Polarität mit einem dauerhaften positiven und einem dauerhaften negativen Pol auf. Dipol-Moleküle treten miteinander in Wechselwirkung, sobald sie sich nahekommen. Die Stärke dieser Dipol-Dipol-Wechselwirkungen hängt dabei von der Entfernung und der relativen Orientierung der Teilladungen innerhalb eines Moleküls ab. Gibt es starke Unterschiede in der Ladungsverteilung eines Moleküls, führt das zu stärkeren Anziehungskräften zwischen zwei gleichartigen Molekülen. Außerdem gilt: Je geringer der Abstand zwischen zwei benachbarten Molekülen ist, desto stärker sind die dort auftretenden Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind bei kleinen Molekülen stärker als die Van-der-Waals- Wechselwirkungen, jedoch schwächer als die Wasserstoffbrücken.
Wasserstoffbrücken
Wasserstoffbrücken sind die stärksten zwischenmolekularen Wechselwirkungen. Wasserstoffbrücken können sich ausbilden, wenn in einem Molekül Wasserstoff-Atome mit positiven Teilladungen \(\ce(δ^+)\) gebunden sind und in dem anderen Molekül elektronegative Atome mit freien Elektronenpaaren (z. B. Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor) vorhanden sind. Die partiell positiv geladenen Wasserstoff-Atome \(\ce(δ^+)\) des einen Moleküls und die freien Elektronenpaare des elektronegativen Atoms des anderen Moleküls, welche partiell negativ geladen sind \(\ce(δ^-)\), ziehen sich aufgrund ihrer entgegengesetzten Ladung an. Wasserstoffbrücken können sich nicht nur zwischen zwei unterschiedlichen Molekülen, sondern auch innerhalb eines sehr großen Moleküls (z. B. der Pflanzenfaser Cellulose) ausbilden.
Wenn du mehr über die einzelnen zwischenmolekularen Wechselwirkungen erfahren möchtest, kannst du dir die Grundlagenartikel zu den London-Dispersions-Wechselwirkungen, Dipol-Dipol-Wechselwirkungen und den Wasserstoffbrücken durchlesen.