Bei Intermolekularen Wechselwirkungen handelt es sich um Wechselwirkung zwischen Molekülen. Diese Wechselwirkung sind maßgebend für verschiedene Stoffeigenschaften, wie die Siede- und Schmelztemperatur, Löslichkeit und Viskosität. Hierbei ist wichtig zu verstehen, wie diese Kräfte zustande kommen, wo sie vorkommen und wie sie bezüglich ihrer Stärke eingeordnet werden können. Im Abitur wird beispielsweise oft gefragt, ob sich ein spezieller Stoff in einem gewissen Medium löst oder nicht.
Die Van-der-Waals-Kräfte (v.d.W.-Kräfte) stellen die schwächsten intermolekularen Wechselwirkungen dar und treten in unpolaren Molekülen auf. Die Kraft nimmt zudem extrem schnell mit zunehmendem Abstand zwischen den Molekülen ab.
In der Modellvorstellung der v.d.W.-Kräfte wird davon ausgegangen, dass für eine sehr kurze Zeit ein sog. Induzierter Dipol entsteht. Ein Molekül mit einem Dipol hat eine asymmetrischer Ladungsverteilung inne, weshalb auch von einem polaren Molekül gesprochen wird. Dieser Effekt beruht darauf, dass sich beispielsweise in einem Kohlenstoffatom die sechs Elektronen nicht vollkommen gleichmäßig um den Kern aufhalten. Somit befinden sich, vereinfacht gesagt, für einen kurzen Moment mehr Elektronen auf der einen als auf der anderen Seite. Dadurch entsteht eine positive und negative Partialladung (Teilladung), die auch auf umliegende Moleküle wirkt und kurzzeitig hervorgerufene (induzierte) v.d.W-Kräfte der Nachbarmoleküle zur Folge hat.
Je mehr Elektronen das Molekül besitzt, desto wahrscheinlicher ist es, dass sie nicht perfekt gleichmäßig verteilt sind und damit die v.d.W-Kräfte stärker werden. Ebenso nimmt die Wahrscheinlichkeit einer asymmetrischen Ladungsverteilung zu, wenn der Raum, in dem sich die Elektronen aufhalten, größer wird, also die Oberfläche des Moleküls zunimmt. Gewinkelte bzw. verzweigte Moleküle haben daher geringere v.d.W.-Kräfte als lineare Moleküle.
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind bereits deutlich stärkere Wechselwirkungen als v.d.W.-Kräfte, da hier der Dipol dauerhaft vorhanden ist. Sie treten immer auf, wenn polare Bindungen vorhanden sind. Dafür ist eine gewisse Elektronegativitätsdifferenz notwendig. Als Daumenregel kann man sich eine Elektronegativitätsdifferenz in einem Wertebereich von 0,5-1,6 merken. So hat eine O-H Bindung eine Elektronegativitätsdifferenz von 1,24 (∆EN=3,44-2,20) und ist daher eine polare Bindung. Eine weitere Bedingung für diese Art der Wechselwirkungen ist, dass der positive und negative Ladungsschwerpunkt nicht auf einen Punkt fallen dürfen. Im CO2 ist dies beispielsweise der Fall, da die negativen Ladungsschwerpunkte symmetrisch um das Kohlenstoffatom angeordnet sind und somit beide Ladungsschwerpunkte auf den Kohlenstoff fallen. Daher treten beim CO2 keine Dipol-Kräfte auf.
Wasserstoffbrückenbindungen sind ein Spezialfall der Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, der sogar etwas stärker ist. Grundvoraussetzung für eine WBB ist eine polare Bindung zwischen Wasserstoff und seinem Brückenbindungspartner, der ein freies Elektronenpaar besitzt (Elektronendonor).
Als Brückenbindungspartner für den Wasserstoff kommen Sauerstoff, Stickstoff und Fluor in Frage, da sie die nötige Elektronegativität aufweisen. Als klassisches Beispiel für eine WBB dient oft Wasser. WBB können jedoch auch bei Alkanolen, Aminosäuren oder Zuckern vorkommen.
In der Graphik ist die Ausbildung einer Wasserstoffbrückenbindung zwischen zwei Carbonsäuren zu erkennen. Dabei entsteht die WBB zwischen den Wasserstoffatomen einer Carbonsäure und den Sauerstoffatomen der anderen Carbonsäure.
Die Wechselwirkungen zwischen Ionen sind mit Abstand die stärksten. Das zeigt sich anhand der hohen Schmelztemperaturen, welche durchaus mehrere tausend Grad Celsius betragen können. Für Ion-Ion-Wechselwirkungen ist es notwendig, dass eine reale Ladung existiert (keine Formal- oder Partialladung). Sie treten hauptsächlich in Salzen auf, wie z.B. Natriumchlorid (NaCl).
Die Kenntnisse über und die Unterschiede zwischen diesen Wechselwirkungen bilden die Grundlage für das Verständnis zwischen Struktur und den daraus resultierenden Eigenschaften eines Moleküls und stellt damit ein Basiskonzept der Chemie dar, das für das Abitur überaus wichtig ist!