ischi89 01.09.2010 02:52
Unterschied Van der Waalskräfte - Londonkräfte
Hallo liebe Leute,
Ich verstehe nicht so Recht den Unterschied zwischen v.d.Waals-Kräften und London-Kräften(Dispersion)?
Laut Definition sind das beide schwache Anziehungskräfte, die kurzfristig durch die ungleichmäßige Aufteliung der Elektronen verbunden sind. Dadurch entsteht ein Dipol und es kommt zu schwachen Ansziehungskräften.
Wo liegt aber der genaue Unterschied? Ich habe sowas in der Art gelesen, dass wenn von v.d. Waals-Kräften die Rede ist, dass Dispersionskräfte und Dipol-Dipol Kräfte
ebenfalls damit gemeint sind. Also v.d.Waals-Kräfte=Oberbegriff für all diese schwachen Anziehungskräfte ?
Die Handhabung ist nicht einheitlich. Unter Van der Waals - Kräften im engeren Sinn versteht man Kräfte intermolekularer Wechselwirkung zwischen Teilchen, die keine permanenten Dipole darstellen.
Recht besehen aber ist es im Grunde so wie beim unterscheiden Wollen von Bindungsarten allgemein : Der Versuch, die chemische Bindung über die Unterschiede zwischen den einzelnen Bindungsarten zu deuten , ist dem Verständnis weniger förderlich, als die Herangehensweise, sich selbst oder anderen zuerst einmal die allen Bindungen gemeinsamen Prinzipien darzulegen.
Die Bindungen zwischen Atomen unterscheiden sich von den Bindungen innerhalb der Atome nur dadurch, dass die Elektronen eines Atoms nicht mehr nur duch den eigenen Atomkern, sondern auch durch den Atomkern des Bindungspartners angezogen werden. Und dies mit dem Ergebnis, dass sich die Aufenthaltswahrscheinlichkeiten der Elektronen verändern und zwar in der Weise, dass die Elektronendichte im Kernzwischenbereich erhöht wird zu Lasten des Außenbereichs. Eine Veränderung , deren Ausmaß begrenzt wird dadurch, dass bei zu hoher Elektronendichte in einem bestimmten Raumbereich die Abstoßung zwischen den Elektronen im Zusammenwirken mit der Zunahme der ja ebenfalls expansiv wirkenden kinetischen Energie der Elektronen die erhöhte elektrostatische Anziehung im Kernzwischenbereich dominiert.
Was im Übrigen ja auch beim freien Wasserstoffatom dafür sorgt, dass die Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons pro Volumen zum Atomkern hin zwar zunimmt, andererseits sich aber das Elektron nur mit einer Wahrscheinlichkeit von nur etwa 32 % in einem Abstand vom Atomkern aufhält, den man als BOHR'schen Radius bezeichnet und der 59 pm beträgt. Was im Übrigen zeigt, dass auch ohne die Abstoßung zwischen Elektronen allein die kinetische Energie des Elektrons verhindert, dass die Elektronendichte am Kernort oder sonstwo beliebig hohe Werte annehmen könnte.
Im Fall einer Molekülbildung kommt es durch die Anziehung des Atomkerns des Bindungspartners zu einer Umverteilung der Elektronen zugunsten des Bereiches zwischen den Atomkernen zu Lasten des Außenbereichs. Diese Erhöhung der Aufenthaltswahrscheinlichkeit im Kernzwischenbereich nimmt mit fortschreitender Annäherung zu. So jedenfalls bei Abständen größer als der spätere Bindungsabstand. Im Bindungsabstand kommt es zu einem Zustand minimaler Energie, denn bei kleineren Abständen würde die Abstoßung dominieren , wobei hier nicht nur die gegensetige Abstoßung der Atomkerne und Elektronen zu beachten ist sondern auch die mit der Kontraktion des Teilchensystems einher gehende Zunahme der kinetischen Energie gemäß der Unschärferelation .
Zusammengefasst also der Grundzustand einer Bindung durch einen Kernabstand und eine Elektronenverteilung gekennzeichnet ist, deren Energie niedriger ist alle anderen Variationen von Kernabstand und Elektronenverteilung . So z.B. auch im Grundzustand des H2 - Moleküls .
Mit der Bildung einer Bindung ist die Fähigkeit der Atome zu weiteren Bindungen zwar der um den Betrag der Bindungsenerie verminderten Gesamtenergie entsprechend geschwächt, aber durchaus nicht völlig erschöpft. Was ja in Bezug auf alle in der Chemie als "mehrbindig" bekannten Atome eine Binsenweisheit ist, aber eben auch prinzipiell für Moleküle gilt, die man in Bezug auf die Zahl der Bindungen als "gesättigt" bezeichnet.
All dies in eine geeignete rechnerisch zu bewältigende Form zu bringen, ist das eigentliche Problem. Eine exakte Lösung in geschlossener Form bis dato allgemein nicht möglich.
Gruß FKS
Zitat
ischi89 01.09.2010 02:52
Physikalische Chemie »
Innere Energie und Enthalpie
(29. Dezember 2013, 21:12)
