Kräfte, die die Welt zusammenhalten

Schon Goethe wollte in Faust wissen, „was die Welt im Innersten zusammenhält”. Die Antwort auf diese Frage sind elektrostatische Wechselwirkungen, auf denen chemische Bindungen und Kräfte beruhen.

DNA Kräfte

Grundsätzliche Unterscheidung von Kräften

Man unterscheidet hier zwischen Kräften, die innerhalb von Molekülen bzw. Teilchenverbänden wirken, den sogenannten intramolekularen Wechselwirkungen, und Kräften, die Moleküle verbinden (zwischenmolekulare Wechselwirkungen). Die „echten” chemischen Bindungen sind dabei viel stärker als andere Kräfte, die innerhalb eines Teilchenverbands oder zwischen verschiedenen Molekülen wirken.

Wir zeigen euch, welche Formen und Arten es gibt und wie stark diese Bindungen und Kräfte sind (Slideshow):

Atombindung/Kovalente Bindung

Diese Art der chemischen Bindung ist die am häufigsten vorkommende Art in der Natur.
Atome (vorwiegend die von Nichtmetallen) verbinden sich, indem sie gemeinsame Elektronenpaare bilden.
Ohne diese Art der Verbindung wären Moleküle - und damit das Leben an sich - nicht möglich.
Das Element Kohlenstoff (C), der „Baustein des Lebens” ist Teil enorm vieler verschiedener chemischer Verbindungen.
(Im Bild zu sehen: 2-Hexanol mit 6 C-Atomen, die jeweils vier kovalente Bindungen eingehen)

Ionische Bindung

Unterschiedliche bzw. entgegengesetzte Ladungen sind die Grundvoraussetzung der ionischen Bindung, die vor allem bei Salzen auftritt.
Dabei gehen Elemente mit ausgesprochen metallischem Charakter Bindungen mit Elementen ein, die einen ausgesprochen nichtmetallischen Charakter besitzen.
Es wirken Kationen, also metallische, positiv geladene Elemente, mit Anionen, also nichtmetallische, negativ geladene Elemente, zusammen.
Die Elemente ordnen sich zu Gittern zusammen.
(Im Bild: Modell eines Calciumflourid-Ionengitters)

Metallische Bindung

Metalle und Legierungen werden von dieser Kraft zusammengehalten.
Durch Abgabe von nur schwach gebundenen Außenelektronen (sogenannten Valenzelektronen) ordnen sich Atome in Gitterform an.
Innerhalb der Gitter bewegen sich die frei gewordenen Valenzelektronen und bilden das sogenannte Elektronengas. Dieses negativ geladene "Gas" bindet die positiv geladenen „Atomrümpfe”. (Elektronengasmodell der metallischen Bindung)
(Im Bild: Metallgitter mit frei beweglichen Elektronen)
Ein anderes Modell stellt das Energiebändermodell dar, das auf der Quantenmechanik beruht. Es erklärt die Wirkung der Elektronenbindung mit der Überlappung der Atomorbitale.

Wasserstoffbrückenbindungen

Dies sind die stärksten zwischenmolekularen Kräfte.
Sie beruhen auf der elektrostatischen Anziehung zwischen Wasserstoff und stark elektronegativen Elementen (wie Sauerstoff, Fluor oder Stickstoff).
Abgekürzt kann man auch von einer Wassserstoffbrücke oder H-Brücke sprechen.
Bekanntestes Beispiel hierfür sind die Bindungen zwischen den Basen in der DNA (Mehrfach-Wasserstoffbrücken).
(Im Bild: Räumliche Vernetzung von Wassermolekülen)

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

Diese Kräfte wirken zwischen polaren Molekülen, die sich aufgrund ihrer gegensätzlichen Teilladungen anziehen.
Dabei ist die Bindungskraft schwächer als bei Wasserstoffbrücken oder es ist gar kein Wasserstoff beteiligt.
Die Moleküle richten sich lediglich aus und nehmen einen energieärmeren Zustand ein.
Dipol-Dipol-Kräfte kann man als Übergangsform zwischen H-Brücken und Van-der-Waals-Kräften ansehen.
(Im Bild: Dipol-Dipol-Kräfte zwischen zwei Chlorwasserstoffmolekülen)

Van-der-Waals-Kräfte

(benannt nach Johannes Diderik van der Waals)
Diese relativ schwachen Anziehungskräfte wirken zwischen unpolaren Molekülen.
Es liegen hierbei meist temporäre Dipole vor. Sie werden durch Schwankungen in der Ladungsdichte der elektronischen Atomhülle ausgelöst.
Ein Effekt dieser Wechselwirkungen sind ungewöhnliche Aggregatszustände mancher Moleküle.
Das anschaulichste Beispiel ist die Haftkraft von Insekten und Echsen auf glatten Glasflächen.
(Im Bild: Ein Gecko haftet an einer Glasscheibe)

Intra- vs. Intermolekulare Wechselwirkungen

Alle chemischen Wechselwirkungen beruhen auf Anziehungskräften, die auf atomarer Ebene wirken. Die Art der Teilchen, aus denen die Stoffe bestehen, bestimmt die Art der Wechselwirkung.
Die Unterscheidung der Kräfte ist hier die zwischen „Innen” und „Außen”:
Intramolekulare Kräfte wirken innerhalb eines Moleküls.
Intermolekulare Kräfte bestehen zwischen zwei Molekülen.
Wobei H-Brücken in beiden Bereichen wirken können.
(Im Bild: DNA-Strang)

Noch mal zur Übersicht:

Kräfte innerhalb von Molekülen

Es handelt sich um chemische Bindungen, die um ein Vielfaches stärker sind als zwischenmolekulare Kräfte.

Atombindung

Kräfte

Atombindungen

Atombindungen treten zwischen den Atomen in Molekülen auf. Somit sind Nichtmetallatome in chemischen Verbindungen über Atombindungen miteinander verknüpft.
Stärke der Bindung: 150-900 kJ/mol

Ionische Bindung

Ionenbindungen treten in Salzen auf, in denen ein Element mit einem ausgesprochen metallischen Charakter mit einem Element mit ausgesprochenen nichtmetallischen Charakter verbunden ist.
Stärke der Bindung: 700-800 kJ/mol

Metallische Bindung

Hier verbinden sich Metallatome und ordnen sich in einem regelmäßigen Metallgitter an. Positiv geladene „Atomrümpfe” wirken dabei mit den negativ geladenen Außenelektronen wechselseitig.
Stärke der Bindung: 100-500 kJ/mol

Wechselwirkungen zwischen den Molekülen

Auch hier geht es um elektrostatische Wechselwirkungen. Diese können von der Stärke her aber nicht mit den intramolekularen Kräften mithalten.

Wasserstoffbrücken

Kräfte Wasserstoffbrueckenbindung

Räumliche Vernetzung von Wassermolekülen

Bei Wasserstoffbrückenbindungen entsteht eine Anziehungskraft zwischen positiv polarisierten Wasserstoffatomen und durch ihre hohe Elektronegativität negativ polarisierte
Elementatome.
Stärke der Bindung: 15-150 kJ/mol

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

Hierbei wechselwirken Dipol-Moleküle
miteinander, die Kräfte sind jedoch deutlich schwächer als bei Wasserstoffbrückenbindungen.
Stärke der Bindung: ca. 10 kJ/mol

Van-der-Waals-Kräfte

Auch zwischen unpolaren Molekülen gibt es schwache Anziehungskräfte. Diese fasst die Wissenschaft unter Van-der-Waals-Kräfte zusammen.
Stärke der Bindung: 0,5-5 kJ/mol

Noch mehr Chemie gefällig?

Wenn du dir das Thema noch mal vertieft anschauen willst oder generell Fragen zur Anorganischen Chemie, der Kernchemie oder Energetik hast, dann schau doch mal ins Kompakt-Wissen Chemie Gymnasium von Steffen Schäfer.

Andy

Nachdem ich an mehreren Schularten als Lehrer tätig war, habe ich als Redakteur eine neue Aufgabe gesucht – und gefunden. Seit 2017 blogge ich für schultrainer.de über alle Themen, die mit Schule und Bildung zu tun haben. Vor allem möchte ich Schülern, Lehrern und Eltern den Spaß am Entdecken von Neuem (und auch Altem) näherbringen.

Schreibe einen Kommentar

Deine E-Mail-Adresse wird nicht veröffentlicht. Erforderliche Felder sind mit * markiert.