Zwischenmolekulare Wechselwirkungen

Alle KrĂ€fte zwischen MolekĂŒlen – einfach erklĂ€rt fĂŒr die Klausur am 09.03.2026

1. Was sind zwischenmolekulare Wechselwirkungen?

Kurz gesagt: Es sind KrĂ€fte, die zwischen verschiedenen MolekĂŒlen wirken. Sie halten MolekĂŒle zusammen – z.B. warum Wasser flĂŒssig ist und nicht als Gas davonfliegt.

🔗 Intermolekular = zwischen MolekĂŒlen

KrÀfte zwischen verschiedenen Teilchen. Das ist unser Thema hier!

Beispiel: Was hĂ€lt H₂O-MolekĂŒle zusammen?

đŸ”© Intramolekular = innerhalb eines MolekĂŒls

Das sind die chemischen Bindungen (kovalent, ionisch). Diese sind viel stÀrker!

Beispiel: Die O-H Bindung im Wasser.

Verschiedene MolekĂŒle haben trotz Ă€hnlicher MolekĂŒlmasse oft sehr unterschiedliche Siedetemperaturen. Der Grund: unterschiedlich starke zwischenmolekulare Wechselwirkungen! Je stĂ€rker die KrĂ€fte, desto höher die Siedetemperatur.

2. Übersicht – Alle 5 Typen im Ranking

Von stÀrkste nach schwÀchste:

1. Ion-Dipol đŸ’Ș Richtig stark
2. WasserstoffbrĂŒcken Sehr stark
3. Dipol-Dipol Stark
4. Dipol-ind. Dipol Mittel
5. London-KrÀfte (Van-der-Waals) Sehr schwach

3. Jede Kraft Schritt fĂŒr Schritt erklĂ€rt

đŸ’Ș Richtig stark

3.1 Ion-Dipol-Wechselwirkung

Was passiert?
Ein Ion (geladenes Teilchen, z.B. Naâș oder Cl⁻) trifft auf ein polares MolekĂŒl (Dipol, z.B. H₂O).

Einfach erklÀrt:
Wenn du Salz (NaCl) in Wasser wirfst, löst es sich auf. Warum? Die WassermolekĂŒle haben eine negative und eine positive Seite (= Dipol). Die positive Seite vom Wasser zieht das Cl⁻ an, die negative Seite zieht das Naâș an. So werden die Ionen aus dem Gitter rausgelöst.

Cl⁻ ←——→ ÎŽ+ H — O ÎŽ-
Das negative Ion zieht die positive Seite des Wassers an

Naâș ←——→ ÎŽ- O — H ÎŽ+
Das positive Ion zieht die negative Seite des Wassers an

Wann kommt das vor? Immer wenn Salz + Wasser zusammenkommen (Lösen von Salzen).

Sehr stark

3.2 WasserstoffbrĂŒckenbindung (H-BrĂŒcken)

Was passiert?
Ein H-Atom, das an ein sehr elektronegatives Atom gebunden ist (nur N, O oder F!), wird von einem freien Elektronenpaar eines anderen N, O oder F angezogen.

Einfach erklÀrt:
Stell dir vor: Wasserstoff ist an ein super-gieriges Atom (O, N oder F) gebunden. Das gierige Atom zieht die Elektronen so stark zu sich, dass der Wasserstoff fast „nackt" ist (= stark positiv). Dieser nackte H wird dann vom freien Elektronenpaar eines anderen O/N/F angezogen → WasserstoffbrĂŒcke!

H — O ··· H — O
Die gepunktete Linie (···) ist die WasserstoffbrĂŒcke!
ÎŽ- am O zieht ÎŽ+ vom H an

Drei goldene Regeln fĂŒr H-BrĂŒcken:

  1. H muss an N, O oder F gebunden sein
  2. Der Partner braucht ein freies Elektronenpaar
  3. Nur möglich bei N, O, F (weil sie die höchste ElektronegativitÀt haben)

Typische Beispiele: H₂O (Wasser), HF (Fluorwasserstoff), NH₃ (Ammoniak)

Deshalb: Wasser hat eine extrem hohe Siedetemperatur (100°C) fĂŒr so ein kleines MolekĂŒl!

Stark

3.3 Dipol-Dipol-Wechselwirkung

Was passiert?
Zwei polare MolekĂŒle (Dipole) richten sich zueinander aus: Plus zieht Minus an.

Einfach erklÀrt:
Zwei MolekĂŒle haben jeweils eine positive und eine negative Seite (wie kleine Magnete). Die positive Seite des einen MolekĂŒls zieht die negative Seite des anderen an.

ÎŽ+ ——— ÎŽ-   Â·Â·Â·   ÎŽ+ ——— ÎŽ-
Polar + Polar → Minus und Plus ziehen sich an

Wann kommt das vor? Bei allen polaren MolekĂŒlen (z.B. HCl, HBr, SO₂)

Erkennungsmerkmal: ΔEN zwischen 0,4 und 1,7 UND unsymmetrische MolekĂŒlform

Mittel

3.4 Dipol – induzierter Dipol (Debye-Wechselwirkung)

Was passiert?
Ein polares MolekĂŒl kommt in die NĂ€he eines unpolaren MolekĂŒls. Das polare MolekĂŒl „drĂŒckt" die Elektronen des unpolaren MolekĂŒls auf eine Seite → ein Dipol wird erzeugt (induziert).

Einfach erklÀrt:

  1. Vorher: Ein polares MolekĂŒl (hat ÎŽ+ und ÎŽ-) nĂ€hert sich einem unpolaren MolekĂŒl (Elektronen gleichmĂ€ĂŸig verteilt)
  2. Abstoßung: Die negative Seite (ÎŽ-) des polaren MolekĂŒls stĂ¶ĂŸt die Elektronen des unpolaren MolekĂŒls ab → die Elektronen werden auf die andere Seite gedrĂŒckt
  3. Nachher: Das unpolare MolekĂŒl hat jetzt auch eine ÎŽ+ und ÎŽ- Seite → es ist ein induzierter Dipol geworden!
  4. Anziehung: Jetzt ziehen sich die beiden Dipole gegenseitig an
Schritt 1:
ÎŽ+——ή-     (e⁻ e⁻ e⁻)
Polares MolekĂŒl         Unpolares MolekĂŒl

Schritt 2: Abstoßung der Elektronen!
ÎŽ+——ή-  âŸč  ÎŽ+——ή-
Permanenter Dipol        Induzierter Dipol
→ Debye-Wechselwirkung!

Wann kommt das vor? Wenn ein polares MolekĂŒl auf ein unpolares trifft (z.B. HCl neben O₂)

Sehr schwach

3.5 Induzierter Dipol – Induzierter Dipol (London-KrĂ€fte / Van-der-Waals)

Was passiert?
Auch in komplett unpolaren MolekĂŒlen bewegen sich die Elektronen stĂ€ndig. Rein zufĂ€llig sind sie manchmal mehr auf einer Seite → es entsteht ein temporĂ€rer (kurzzeitiger) Dipol. Dieser beeinflusst das NachbarmolekĂŒl.

Einfach erklÀrt:

  1. Vorher: Zwei unpolare MolekĂŒle nebeneinander, Elektronen gleichmĂ€ĂŸig verteilt
  2. ZufĂ€llige Schwankung: Die Elektronen in MolekĂŒl A sammeln sich zufĂ€llig auf einer Seite → kurzzeitiger Dipol
  3. Kettenreaktion: Dieser Dipol stĂ¶ĂŸt die Elektronen von MolekĂŒl B ab → auch MolekĂŒl B wird zum Dipol
  4. Kurze Anziehung: FĂŒr einen Moment ziehen sie sich an – dann ist es wieder vorbei
Vorher:    (e⁻ e⁻)     (e⁻ e⁻)
Unpolar         Unpolar

Plötzlich:    (e⁻ e⁻ →)    → (e⁻ e⁻)
ÎŽ+——ή-    ÎŽ+——ή-
Induzierter Dipol    Induzierter Dipol
→ London-KrĂ€fte (Van-der-Waals)!

Wichtig:

  • Wirken immer und ĂŒberall – auch bei polaren MolekĂŒlen (zusĂ€tzlich zu den anderen KrĂ€ften!)
  • Je grĂ¶ĂŸer das MolekĂŒl (mehr Elektronen), desto stĂ€rker die London-KrĂ€fte
  • Sind die einzigen KrĂ€fte bei komplett unpolaren MolekĂŒlen (z.B. F₂, Cl₂, CH₄, I₂)

4. Zusammenfassung – Alle KrĂ€fte in einer Tabelle

Wechselwirkung Zwischen welchen Teilchen? StÀrke Beispiel
Ion-Dipol Ion + polares MolekĂŒl Richtig stark NaCl in H₂O
H-BrĂŒcken MolekĂŒle mit H an N/O/F Sehr stark H₂O, HF, NH₃
Dipol-Dipol Polares + Polares MolekĂŒl Stark HCl, HBr
Dipol-ind. Dipol
(Debye)		 Polares + Unpolares MolekĂŒl Mittel HCl neben O₂
London-KrÀfte
(Van-der-Waals)		 Alle MolekĂŒle (v.a. unpolar) Sehr schwach F₂, I₂, CH₄, Edelgase

5. Welche Kraft wirkt? – Der Entscheidungsweg

So gehst du in der Klausur vor:

  1. Ist ein Ion dabei? → Ja: Ion-Dipol
  2. Ist H an N, O oder F gebunden? → Ja: WasserstoffbrĂŒcken (+ Dipol-Dipol + London-KrĂ€fte)
  3. Ist das MolekĂŒl polar? (ΔEN > 0,4 UND unsymmetrisch) → Ja: Dipol-Dipol (+ London-KrĂ€fte)
  4. Kommt ein polares neben ein unpolares? → Ja: Dipol-induzierter Dipol
  5. Nur unpolare MolekĂŒle? → London-KrĂ€fte (Van-der-Waals)

6. Übungsaufgaben (Klausurformat)

Aufgabe 1a: Zwischenmolekulare Wechselwirkungen bestimmen

Geben Sie die Art der zwischenmolekularen Wechselwirkungen an, die zwischen den MolekĂŒlen folgender Stoffe wirken:

a) Fluor (F₂)

London-KrÀfte (Van-der-Waals)

Warum? F₂ ist ein unpolares MolekĂŒl (gleiche Atome → ΔEN = 0). Es gibt keinen permanenten Dipol → nur London-KrĂ€fte. F₂ ist sehr klein → die London-KrĂ€fte sind extrem schwach → deshalb ist Fluor ein Gas bei Raumtemperatur.

b) Fluorwasserstoff (HF)

WasserstoffbrĂŒcken + Dipol-Dipol + London-KrĂ€fte

Warum? H ist an F gebunden (eines der drei magischen Atome: N, O, F) → WasserstoffbrĂŒcken! Plus: HF ist polar → Dipol-Dipol kommt auch dazu. Und London-KrĂ€fte gibt es sowieso immer.

c) BlausÀure (HCN)

WasserstoffbrĂŒcken + Dipol-Dipol + London-KrĂ€fte

Warum? H ist an C gebunden und am anderen Ende ist ein N-Atom mit einem freien Elektronenpaar. Das N kann WasserstoffbrĂŒcken zum H eines anderen HCN-MolekĂŒls bilden. Außerdem ist HCN polar (lineares MolekĂŒl mit ΔEN).

d) Ammoniak (NH₃)

WasserstoffbrĂŒcken + Dipol-Dipol + London-KrĂ€fte

Warum? H ist an N gebunden → WasserstoffbrĂŒcken! NH₃ ist pyramidal (unsymmetrisch) → polares MolekĂŒl → Dipol-Dipol. Plus London.

e) Methan (CH₄)

Nur London-KrÀfte (Van-der-Waals)

Warum? CH₄ ist tetraedrisch (symmetrisch) → die einzelnen polaren C-H-Bindungen heben sich gegenseitig auf → kein Gesamtdipol! Keine H-BrĂŒcken (C ist nicht N, O oder F). → Nur London-KrĂ€fte. Deshalb ist Methan ein Gas (Siedetemperatur: -161°C)!

f) Wasserstoffperoxid (H₂O₂)

WasserstoffbrĂŒcken + Dipol-Dipol + London-KrĂ€fte

Warum? H ist an O gebunden → WasserstoffbrĂŒcken! H₂O₂ ist gewinkelt (unsymmetrisch) → polares MolekĂŒl → Dipol-Dipol.

g) Iod (I₂)

Nur London-KrÀfte (Van-der-Waals)

Warum? I₂ ist unpolar (gleiche Atome). ABER: Iod ist ein sehr großes Atom (viele Elektronen = 53 pro Atom!) → die London-KrĂ€fte sind ziemlich stark → deshalb ist Iod ein Feststoff bei Raumtemperatur!

h) Iodwasserstoff (HI)

Dipol-Dipol + London-KrÀfte

Warum? HI ist polar (ΔEN vorhanden) → Dipol-Dipol. Aber: H ist an I gebunden (nicht an N, O oder F!) → keine WasserstoffbrĂŒcken! Plus die London-KrĂ€fte, die bei dem großen Iod-Atom auch recht stark sind.

Aufgabe 1b: Warum ist Iod fest, Brom flĂŒssig, Fluor und Chlor gasförmig?

ErklĂ€ren Sie ausfĂŒhrlich, weshalb das Halogen Iod bei Raumtemperatur ein Feststoff ist, Brom eine FlĂŒssigkeit und Fluor und Chlor Gase.

Alle vier Halogene bilden zweiatomige MolekĂŒle (F₂, Cl₂, Br₂, I₂). Alle sind unpolar (gleiche Atome → ΔEN = 0). Es gibt also nur London-KrĂ€fte.

Entscheidend ist die GrĂ¶ĂŸe:

  • F₂: Sehr kleine Atome, wenig Elektronen (je 9) → winzige London-KrĂ€fte → Gas
  • Cl₂: Etwas grĂ¶ĂŸer (je 17 Elektronen) → etwas stĂ€rkere London-KrĂ€fte → Gas (aber schon Siedepunkt -34°C)
  • Br₂: Deutlich grĂ¶ĂŸer (je 35 Elektronen) → starke London-KrĂ€fte → FlĂŒssigkeit
  • I₂: Sehr groß (je 53 Elektronen) → sehr starke London-KrĂ€fte → Feststoff

Regel: Je mehr Elektronen ein MolekĂŒl hat, desto leichter lassen sich temporĂ€re Dipole erzeugen und desto stĂ€rker sind die London-KrĂ€fte → höherer Siedepunkt!

Aufgabe 2a: Warum hat Wasser (100°C) einen viel höheren Siedepunkt als Methan (-161°C)?

Beide haben Ă€hnliche MolekĂŒlmassen (~18 g/mol). ErklĂ€re den Unterschied!

Um eine FlĂŒssigkeit zum Sieden zu bringen, muss man die zwischenmolekularen KrĂ€fte zwischen den MolekĂŒlen ĂŒberwinden (die MolekĂŒle mĂŒssen voneinander getrennt werden).

Wasser (H₂O):

  • H ist an O gebunden → WasserstoffbrĂŒcken (sehr stark!)
  • Gewinkeltes MolekĂŒl → Dipol-Dipol-KrĂ€fte
  • Plus London-KrĂ€fte
  • → Insgesamt sehr starke zwischenmolekulare KrĂ€fte → hoher Siedepunkt (100°C)

Methan (CH₄):

  • Tetraedrisch (symmetrisch) → Dipolmomente heben sich auf → kein Dipol
  • C ist nicht N, O oder F → keine H-BrĂŒcken
  • → Es wirken nur London-KrĂ€fte (sehr schwach!) → extrem niedriger Siedepunkt (-161°C)

Fazit: Obwohl Wasser und Methan Ă€hnliche MolekĂŒlmassen haben, hat Wasser viel stĂ€rkere zwischenmolekulare KrĂ€fte (WasserstoffbrĂŒcken!) → viel mehr Energie nötig um die MolekĂŒle zu trennen → viel höherer Siedepunkt.

Aufgabe 2b: Warum hat Wasser (100°C) einen höheren Siedepunkt als Wasserstofffluorid (19,5°C)?

Beide haben Ă€hnliche MolekĂŒlmassen und beide bilden WasserstoffbrĂŒcken!

Beide MolekĂŒle bilden WasserstoffbrĂŒcken – aber es gibt einen entscheidenden Unterschied:

Wasser (H₂O):

  • Sauerstoff hat 2 freie Elektronenpaare und 2 H-Atome
  • → Jedes Wasser-MolekĂŒl kann bis zu 4 WasserstoffbrĂŒcken bilden (2 ĂŒber die H-Atome, 2 ĂŒber die freien Elektronenpaare)
  • → Es entsteht ein dichtes Netzwerk aus H-BrĂŒcken

Wasserstofffluorid (HF):

  • Fluor hat 3 freie Elektronenpaare, aber nur 1 H-Atom
  • → Jedes HF-MolekĂŒl kann nur 2 WasserstoffbrĂŒcken bilden (begrenzt durch die Zahl der H-Atome)
  • → Es bilden sich eher Ketten, kein dichtes Netzwerk

Fazit: Wasser hat mehr H-BrĂŒcken pro MolekĂŒl → stĂ€rkere Gesamtanziehung → höherer Siedepunkt.

7. Siedetemperatur & Zwischenmolekulare KrÀfte

Je stĂ€rker die zwischenmolekularen Wechselwirkungen, desto mehr Energie braucht man, um die MolekĂŒle voneinander zu trennen → desto höher ist der Siedepunkt!

Faustregeln fĂŒr die Klausur

  • Hoher Siedepunkt? → Starke Wechselwirkungen (H-BrĂŒcken, Ion-Dipol)
  • Niedriger Siedepunkt? → Schwache Wechselwirkungen (nur London-KrĂ€fte)
  • Ähnliche MolekĂŒlmasse aber unterschiedliche Siedetemperatur? → Unterschiedliche Wechselwirkungstypen!
  • Gleicher Wechselwirkungstyp aber unterschiedlicher Siedepunkt? → Unterschiedliche MolekĂŒlgrĂ¶ĂŸe (mehr Elektronen = stĂ€rkere London-KrĂ€fte)

8. Spickzettel – Das musst du wissen!

Die 5 zwischenmolekularen KrÀfte in einem Satz:

  1. Ion-Dipol: Ion trifft polares MolekĂŒl (Salz löst sich in Wasser)
  2. H-BrĂŒcken: H an N/O/F → sehr starke Anziehung zum NachbarmolekĂŒl
  3. Dipol-Dipol: Zwei polare MolekĂŒle → Plus zieht Minus an
  4. Debye: Polares MolekĂŒl erzeugt einen Dipol im unpolaren Nachbarn
  5. London: ZufĂ€llige Elektronenbewegung → kurzzeitige Dipole → schwache Anziehung

Drei SchlĂŒsselregeln:

  • London-KrĂ€fte gibt es IMMER – bei jedem MolekĂŒl, zusĂ€tzlich zu allen anderen KrĂ€ften
  • H-BrĂŒcken nur bei N, O, F – das sind die drei einzigen Atome!
  • Symmetrie hebt Dipole auf! – CH₄ ist trotz polarer C-H-Bindungen insgesamt unpolar (tetraedrisch = symmetrisch)