Dipol-Dipol-Wechselwirkung

Einzelne Atome/Ionen werden durch die sog. Primärbindungen zu einer Verbindung “zusammengehalten”. Dabei kennt man die Atombindung (oder auch kovalente Bindung), die Ionenbindung und die Metallbindung. Hieraus ergeben sich bereits wesentliche Eigenschaften wie Siedetemperatur und Leitfähigkeit. Eine Frage drängt sich aber vor allem bei Molekülen (Verbindungen mit kovalenter Bindung), welche Kräfte bzw. Wechselwirkungen die einzelnen Moleküle zu einem “Verband” zusammenhalten. Eine dieser Wechselwirkung ist die sog. Dipol-Dipol-Wechselwirkung,  diese anziehende Kraft wirkt zwischen zwei permanenten Dipolen.

Dipol-Dipol-Wechselwirkung als Sekundärbindung (intermolekulare Wechselwirkung)

Damit eine permanente anziehende Wechselwirkung zwischen zwei Molekülen ausgebildet wird, muss es sich bei beiden Molekülen um einen permanenten Dipol handeln. Damit ein Molekül ein permanenter Dipol ist, müssen zwei Bedingungen erfüllt sein:

• Innerhalb des Moleküls liegen polare (oder starke polare) Atombindungen zwischen den Bindungspartnern vor, d.h. die Elektronegativität zwischen beiden Atomen muss eine Differenz größer als 0,4 aufweisen.
• Durch die Geometrie des Moleküls muss dieses einen Ladungsvektor aufweisen. Im Rahmen des Schulunterrichts wird dies auf so erklärt, dass die negativen und positiven Ladungsschwerpunkte nicht zusammenfallen, also sich gegenseitig aufheben (wäre dann kein Dipol mehr). Für die Erklärung eines Dipols im Schulunterricht soll diese Aussage genügen (auch wenn sie wissenschaftlich nicht korrekt ist).

Hierdurch lässt sich auch erklären, warum das H₂O-Molekül ist, das CH₄-Molekül hingegen nicht (siehe dazu auch das Kapitel – Dipol). Die Ursache der Dipol-Dipol-Wechselwirkung ist eine elektrostatische Wechselwirkung zwischen einem “positiv geladenen” und einem “negativen geladenen” Bereich.

Beispiel:  Molekül mit den Atomen A ( EN = 2,0) und B (EN = 3,0)

Da das Atom A eine niedrigere Elektronegativität als der Bindungspartner B hat, bekommt A eine positive Partialladung und B eine negative Partialladung.

Damit haben wir einen Dipol AB vorliegen. Ähnlich wie bei einem Magneten wirken nun zwischen den entgegengesetzt geladenen Bereichen anziehende Wechselwirkungen:

Dipol-Dipol-Wechselwirkung

Im Allgemeinen sind die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
* um so größer, je polarer die Moleküle aufgebaut sind (höherer Elektronegativitätsdifferenz der Bedingungspartner)
* und bilden zusätzlich zu den van-der-Waals-Kräften eine Anziehungskraft zwischen polaren Molekülen

Unterschied der Dipol-Dipol-Wechselwirkung zur Wasserstoffbrückenbindung

Gemein ist bei beiden Wechselwirkungen, dass es sich um intermolekulare Wechselwirkung zwischen Dipolen (polare Moleküle) handelt. Beide Wechselwirkungen sorgen dafür, dass sich einzelne Moleküle “anziehen” und halten so einzelne Moleküle zu einem Verband “zusammen”.  Zusätzlich ist beiden Wechselwirkungen gemein, dass sie auf elektrostatischen Wechselwirkung beruhen, also Anziehungskräfte zwischen positiver (Teil)ladung und negativer (Teil)ladung darstellen.

Der Unterschied zwischen beiden Wechselwirkungen sind die “Bindungspartner”  die miteinander Wechselwirken.  Bei den Dipol-Dipol-Wechselwirkungen können die beteiligten Atome beliebige Nichtmetallatome sein, während bei Wasserstoffbrückenbindungen die “Bindungspartner” “festgelegt” sind, das H-Atom auf der einen Seite und N, O, F-Atom auf der anderen Seite.

Da Fluor, Sauerstoff und Stickstoff zu den Elementen mit der höchsten Elektronegativität gehören, ist daher die Polarität der Bindung wesentlich stärker als bei anderen Bindungspartnern. Daher sind Wasserstoffbrückenbindung auch stärker als normale Dipol-Dipol-Bindungen, können aber auch  als (starke) Dipol-Dipol-Wechselwirkung angesehen werden.