Eigenschaften molekularer Stoffe (Moleküle)

Im Bereich der Naturwissenschaften ist es immer von Interesse, aus Struktur(daten) Eigenschaften (wie Siedetemperatur o.ä:) abzuleiten. Nachfolgend werden die Eigenschaften von molekularen Stoffen betrachtet. Wie bereits in den Vorkapiteln erwähnt, ist der größte Unterschied der molekularen Stoffe (im Vergleich zu den beiden anderen Stoffklassen, Metalle und Salze) der, dass es sich bei der Atombindung um eine gerichtete Bindung handelt.

Eigenschaften molekularer Stoffe

Grundsätzlich kann man -wie in der Einleitung bereits beschrieben- mit dem Aufbau von Atomen die drei chemischen Bindungsarten (Ionenbindung, Metallbindung, Elektronenpaarbindung bzw. Atombindung) herleiten. Mithilfe der Kenntnis des Bindungstyps lässt sich die zugehörige Stoffklasse (Salze, Metalle und molekulare Stoffe) und damit deren Eigenschaften bestimmen.

Im Vergleich zu den aus Ionen aufgebauten Salzen oder Metallen bilden molekulare Stoffe kleinere Teilchen mit einer Atomzahl zwischen 2 bis etwa 100 (Angemerkt sei hier: molekulare Stoffe können auch als sogenannte “Makromoleküle” mit einer Atomanzahl von über 1000 auftreten. Diese Verbindungen sind dann aber den Festkörpern (“Festkörperchemie) zuzuordnen).

• Eigenschaft 1: Die daraus ableitbaren unzähligen Kombinationsmöglichkeiten von Atomen zu molekular gebauten Stoffen sind unter anderem für die Vielfalt und hohe Variabilität aller Materie auf der Erde verantwortlich (z.B.das Element Kohlenstoff, mit dem sich beliebig lange und verzweigte Moleküle erzeugen lassen

Aus dem Aufbau eines molekularen Stoffes (Moleküle bilden keine Gitter wie Salze und Metalle) lässt sich eine weitere Eigenschaft ableiten:

• Eigenschaft 2: Molekulare Stoffe sind meist flüchtige Stoffe mit niedrigen Schmelz- und Siedetemperaturen und treten bei Normalbedingungen im gasförmigen oder flüssigen Zustand auf (gilt fast immer für molekulare Stoffe, die aus wenigen Atomen aufgebaut werden).

Im Folgenden wird die Siedetemperatur von molekularen Stoffen noch ein wenig genauer betrachtet. Die Siedetemperatur ist nichts anderes, als die Energie, die man benötigt, um Moleküle vom flüssigen in den gasförmigen Zustand zu bringen. Zwischen Molekülen herrschen Anziehungskräfte (intermolekulare Wechselwirkungen). Zur Überwindung dieser intermolekularen Anziehungskräfte muss Energie zugeführt werden. Die Folge daraus ist eine Zunahme der Bewegungsenergie der Teilchen und damit eine Zunahme des mittleren Teilchenabstands und damit eine höhere Dichte. Fügt man genügend Energie zu, kann man diese intermolekularen Wechselwirkungen fast ganz überwinden und hat damit isolierte Moleküle vorliegen, die mit anderen Molekülen kaum noch wechselwirken (=> Gase).  AB <-> AB (flüssig)  —-Energie–>  AB           AB  (gasförmig)
Diese intermolekularen Wechselwirkungen sind bekannt unter den Fachbegriffen “Van-der-Waals-Wechselwirkung”, Dipol-Dipol-Wechselwirkungen und Wasserstoffbrückenbindung.

Zusammengefasst aus dem Kapitel “intermolekulare Wechselwirkungen”

• Van-der-Waals-Wechselwirkung: Die Aufenthaltswahrscheinlichkeit von Elektronen in einem Molekül oder Atom ist nicht konstant (Orbitalmodell), sondern ändert sich ständig. Dadurch kommt es Veränderungen der Ladungsdichte in der Elektronenhülle. Die Folge ist, dass selbst ungeladene Moleküle und Atome kurzzeitig zu Dipole werden können (positive und negative Teilladung durch Veränderung der Ladungsdichte (Ort mit hoher Elektronendichte und Ort mit niedrigerer Ladungsdichte)). Und Dipole ziehen sich bekanntermaßen an => Van-der-Waals-Kraft
• Dipol-Diopl-Wechselwirkung: Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind Anziehungskräfte zwischen polaren Molekülen (permanenten Dipolen). Sie sind um so größer, je polarer die Moleküle gebaut sind. Dipol-Dipol-Kräfte wirken bei polaren Molekülen zusätzlich zu den immer vorhandenen Van-der-Waals-Kräften (die von der Größe bzw. Oberfläche des Moleküls abhängen).
• Wasserstoffbrückenbindung: Wasserstoffbrückenbindungen sind sehr starke Dipol-Dipol-Wechselwirkungen zwischen H-Atomen und stark elektronegativen Atomen (O, N, F).

Vergleich des Siedepunktes bei unpolaren Stoffen

Zwischen unpolaren Stoffen wirken nur Van-der-Waals-Wechselwirkungen, die nur von der Größe bzw. Oberfläche des Moleküls abhängen.

Für unpolare Stoffe gilt immer der gleiche Zusammenhang zwischen Masse bzw. Oberfläche des Moleküls und dem Schmelz bzw. Siedepunktes: Von Chlor zu Brom nimmt die Molekülmasse (Moleküloberfläche) zu, damit erfolgt eine Zunahme der Van-der-Waals-Kräfte und damit erhält man einen zunehmenden Schmelz- bzw. Siedepunkt.

Vergleich des Siedepunktes bei polaren Stoffen

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind Anziehungskräfte zwischen polaren Molekülen und sind um so größer, je polarer die Moleküle gebaut sind, d.h. je größer der Elektronegativitätsunterschied zwischen den Atomen im Molekül ist.
So leicht ist es leider aber dann doch nicht, denn Dipol-Dipol-Kräfte wirken bei polaren Molekülen zusätzlich zu den immer vorhandenen Van-der-Waals-Kräften. So kann man den Siedepunkt eigentlich bei polaren Molekülen nur vergleichen, wenn eine ähnliche Masse bzw. Oberfläche vorliegt (oder wenn bei Kriterien die gleiche Tendenz zeigen: z.B. größere Masse => höhere Van-der-Waals-Kräfte und größerer Unterschied der Elektronegativitätsdifferenz => höhere Dipol-Dipol-Wechselwirkung).

Beispiel:

Bei beiden Stoffen handelt es sich um ein polares Molekül, die Elektronegativitätsdifferenz beträgt beim HCl 0,6 und beim HBr 0,5. Somit sollen die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen beim HCl überwiegen (polarer als HBr). Da aber HBr eine größere Masse bzw. Oberfläche als HCl aufweist, sind beim HBr die Van-der-Waals-Kräfte größer als beim HCl. Die Summe beider intermolekularen Wechselwirkungen führt dazu, dass diese zwischen zwei HBr-Molekülen größer ist und damit HBr eine höhere Siedetemperatur als HCl hat.