Intermolecular force
Schwache Kräfte, die Wechselwirkungen zwischen Molekülen vermitteln, essentiell in der Biochemie.
Zwischenmolekulare Kräfte (IMFs) sind die Kräfte, die Wechselwirkungen zwischen Molekülen vermitteln, einschließlich elektromagnetischer Anziehungen und Abstoßungen zwischen Atomen, Ionen oder anderen benachbarten Teilchen. Sie sind schwach im Vergleich zu intramolekularen Kräften wie kovalenten Bindungen, aber beide Kräftesätze sind wesentliche Bestandteile von Kraftfeldern, die in der Molekülmechanik verwendet werden. Der erste Hinweis auf die Natur mikroskopischer Kräfte findet sich in Alexis Clairauts Werk Théorie de la figure de la Terre von 1743. Spätere Beiträge von Wissenschaftlern wie Laplace, Gauß, Maxwell, Boltzmann und Pauling halfen, das moderne Verständnis zu entwickeln.
Anziehende zwischenmolekulare Kräfte werden in mehrere Typen eingeteilt: Wasserstoffbrückenbindungen, Ionen-Dipol- und Ionen-induzierte Dipolkräfte, Kation-π-, σ-π- und π-π-Bindungen, Van-der-Waals-Kräfte (Keesom-, Debye- und London-Dispersionskräfte), Kation-Kation-Bindungen und Salzbrücken. Informationen über diese Kräfte werden aus makroskopischen Messungen wie Viskosität und Druck-Volumen-Temperatur-Daten gewonnen, die über Virialkoeffizienten und zwischenmolekulare Paarpotentiale wie das Lennard-Jones-Potential mit mikroskopischen Aspekten verknüpft werden. Im weitesten Sinne treten diese Wechselwirkungen zwischen allen Teilchen auf, bei denen sich keine chemischen Bindungen bilden, obwohl sie in der Biochemie entscheidend sind, da enzymatische Reaktionen mit schwachen zwischenmolekularen Wechselwirkungen zwischen einem Substrat und einem Enzym beginnen.
Wasserstoffbrückenbindungen beinhalten die Anziehung zwischen einem Wasserstoffatom, das kovalent an ein stark elektronegatives Element (normalerweise Stickstoff, Sauerstoff oder Fluor) gebunden ist, und einem anderen stark elektronegativen Atom. Sie wird oft als starke elektrostatische Wechselwirkung beschrieben, hat aber auch gerichtete Eigenschaften und erzeugt interatomare Abstände, die kürzer sind als die Van-der-Waals-Radien. Die Anzahl der gebildeten Wasserstoffbrückenbindungen entspricht der Anzahl der aktiven Paare zwischen Donor- und Akzeptormolekülen. Zwischenmolekulare Wasserstoffbrückenbindungen erklären den hohen Siedepunkt von Wasser im Vergleich zu anderen Hydriden der Gruppe 16, während intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen zur Sekundär-, Tertiär- und Quartärstruktur von Proteinen und Nukleinsäuren beitragen.
Quick Facts
- Relative strength
- Weaker than covalent bonds; ion–dipole bonding is not categorically stronger than hydrogen bonding
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Hintergrund
Zwischenmolekulare Kräfte werden in mehrere Typen eingeteilt, darunter Wasserstoffbrückenbindungen, Ionen-Dipol-Kräfte, Van-der-Waals-Kräfte (Keesom, Debye, London-Dispersion) und Salzbrücken. Wasserstoffbrückenbindungen beinhalten die Anziehung zwischen einem Wasserstoffatom, das kovalent an Stickstoff, Sauerstoff oder Fluor gebunden ist, und einem anderen elektronegativen Atom; sie ist gerichtet und stärker als Van-der-Waals-Kräfte. In flüssigem Wasser kann jedes Wassermolekül bis zu vier Wasserstoffbrückenbindungen eingehen, aber aufgrund der thermischen Bewegung sind nicht alle zu einem bestimmten Zeitpunkt aktiv, was dennoch zum hohen Siedepunkt von Wasser beiträgt. Intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen sind teilweise für die Sekundär-, Tertiär- und Quartärstruktur von Proteinen und Nukleinsäuren verantwortlich.
Leserleitfaden
Zwischenmolekulare Kräfte sind grundlegend für das Verständnis der physikalischen Eigenschaften von Substanzen wie Siedepunkten, Viskosität und Löslichkeit. Sie sind entscheidend in der Biochemie und Molekularbiologie, da alle enzymatischen Reaktionen mit schwachen zwischenmolekularen Wechselwirkungen zwischen einem Substrat und einem Enzym beginnen. Diese Wechselwirkungen, obwohl einzeln schwach, können zu einer signifikanten Umstrukturierung von Energiezuständen und zum Brechen oder Bilden kovalenter Bindungen führen. Die Untersuchung zwischenmolekularer Kräfte verknüpft makroskopische Messungen (z. B. PVT-Daten) über Virialkoeffizienten und Paarpotentiale mit mikroskopischen Aspekten. Ihre Bedeutung erstreckt sich auf die Struktur von Polymeren, sowohl synthetischen als auch natürlichen, und auf die Stabilität von Ionen in Lösung, wie man an der Hydratationsenthalpie sieht.
Historische Grundlagen und die Natur der Kraft
Das Konzept der zwischen Molekülen wirkenden Kräfte hat tiefe Wurzeln im wissenschaftlichen Denken. Der früheste bekannte Hinweis auf die Natur dieser mikroskopischen Wechselwirkungen findet sich in Alexis Clairauts Abhandlung Théorie de la figure de la Terre von 1743, veröffentlicht in Paris. In den folgenden Jahrhunderten trug eine bemerkenswerte Reihe von Wissenschaftlern – darunter Laplace, Gauß, Maxwell, Boltzmann und Pauling – jeweils zum Verständnis bei, wie sich Teilchen über Entfernungen jenseits der kovalenten Bindung anziehen und abstoßen. Zwischenmolekulare Kräfte, manchmal auch sekundäre Kräfte genannt, sind grundlegend elektromagnetischen Ursprungs und vermitteln Anziehung oder Abstoßung zwischen Atomen, Ionen und benachbarten Molekülen. Sie sind deutlich schwächer als die intramolekularen Kräfte, die die Atome eines Moleküls durch gemeinsame Elektronenpaare in kovalenten Bindungen zusammenhalten. Dennoch sind beide Kategorien von Kräften unverzichtbare Bestandteile der Kraftfelder, die in der Molekülmechanik verwendet werden, was unterstreicht, dass selbst schwache Wechselwirkungen nicht nur akademische Kuriositäten, sondern praktische Werkzeuge zur Modellierung von Materie auf molekularer Ebene sind.
Taxonomie anziehender Wechselwirkungen und ihre biologische Reichweite
Die Landschaft der anziehenden zwischenmolekularen Kräfte ist bemerkenswert vielfältig. Wasserstoffbrückenbindungen stehen an einem Ende des Spektrums, während London-Dispersionskräfte das andere Ende besetzen. Dazwischen liegen Ionen-Dipol- und Ionen-induzierte Dipolkräfte, Kation-π- und σ-π- und π-π-Bindungswechselwirkungen, Keesom- und Debye-Kräfte, Kation-Kation-Bindungen und Salzbrücken, die sowohl in Proteinen als auch in supramolekularen Kontexten vorkommen. Van-der-Waals-Kräfte, ein Sammelbegriff, umfassen die Keesom-, Debye- und London-Dispersionskomponenten. Im weitesten Sinne gilt jede Wechselwirkung zwischen Molekülen, Atomen, Ionen oder Molekülionen, die nicht zur Bildung von Ionen-, kovalenten oder metallischen Bindungen führt, als zwischenmolekular. Diese Wechselwirkungen sind deutlich schwächer als kovalente Bindungen und führen im Allgemeinen nicht zu einer wesentlichen Umstrukturierung der elektronischen Struktur der beteiligten Teilchen. Diese Grenze ist jedoch nicht absolut: Bei enzymatischen und katalytischen Reaktionen können mehrere schwache Wechselwirkungen mit präziser räumlicher Anordnung an einem aktiven Zentrum gemeinsam das Brechen und Bilden kovalenter Bindungen bewirken, was zwischenmolekulare Kräfte zum wesentlichen ersten Schritt in der Biochemie und Molekularbiologie macht.
Wasserstoffbrückenbindung: Direktionalität, Wasser und molekulare Architektur
Wasserstoffbrückenbindungen nehmen eine Sonderstellung unter den zwischenmolekularen Kräften ein. Sie entstehen, wenn ein Wasserstoffatom, das kovalent an ein stark elektronegatives Element – typischerweise Stickstoff, Sauerstoff oder Fluor – gebunden ist, von einem anderen elektronegativen Atom mit einem freien Elektronenpaar angezogen wird. Obwohl sie oft als starke elektrostatische Wechselwirkung beschrieben wird, zeigt die Wasserstoffbrückenbindung auch kovalenzähnliche Eigenschaften: Sie ist gerichtet, stärker als Van-der-Waals-Wechselwirkungen, erzeugt interatomare Abstände, die kürzer sind als die Summe der Van-der-Waals-Radien, und bezieht eine begrenzte Anzahl von Partnern ein, ein Merkmal, das als eine Form der Valenz interpretiert werden kann. Das Donormolekül stellt sein Wasserstoffatom zur Verfügung, während der Akzeptor das freie Elektronenpaar bereitstellt; die Anzahl der Bindungen entspricht der gemeinsamen Anzahl zwischen verfügbaren Wasserstoffatomen und freien Elektronenpaaren. Wasser veranschaulicht dies wunderbar: Jedes Molekül besitzt vier aktive Bindungsstellen, und die resultierenden zwischenmolekularen Wasserstoffbrückenbindungen erklären den anomal hohen Siedepunkt von Wasser von 100 °C im Vergleich zu anderen Hydriden der Gruppe 16. Intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen hingegen liegen den Sekundär-, Tertiär- und Quartärstrukturen von Proteinen und Nukleinsäuren zugrunde und formen sowohl synthetische als auch natürliche Polymere.
Messung, Paarpotentiale und thermodynamische Quantifizierung
Das Verständnis zwischenmolekularer Kräfte überbrückt die mikroskopische und makroskopische Welt. Experimentell werden Informationen über diese Wechselwirkungen aus makroskopischen Messungen von Viskosität, Druck, Volumen und Temperatur gewonnen – zusammenfassend als PVT-Daten bezeichnet. Die Verbindung zum molekularen Verhalten wird durch Virialkoeffizienten und zwischenmolekulare Paarpotentiale hergestellt, darunter das Mie-Potential, das Buckingham-Potential und das Lennard-Jones-Potential. Salzbrücken können beispielsweise thermodynamisch quantifiziert werden: In wässriger Lösung bei moderater Ionenstärke liegt die freie Assoziationsenergie für ein 1:1-Anion-Kation-Paar bei etwa 5 bis 6 kJ/mol, weitgehend unabhängig von Ionengröße oder Polarisierbarkeit. Diese Werte sind additiv und skalieren annähernd linear mit der Ladung; ein zweifach geladenes Phosphatanion, gepaart mit einem einfach geladenen Ammoniumkation, ergibt etwa 10 kJ/mol. Bei einer Ionenstärke von null sagt die Debye-Hückel-Gleichung einen ΔG von 8 kJ/mol voraus. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen (Keesom), stärker als London-Kräfte, aber schwächer als vollständige Ionen-Ionen-Anziehung, veranlassen polare Moleküle wie HCl und Chloroform, ihre Partialladungen auszurichten, wodurch die potentielle Energie verringert und eine Nettoanziehung erzeugt wird.
Häufig gestellte Fragen
Was ist eine zwischenmolekulare Kraft?
Zwischenmolekulare Kraft bezieht sich auf die Familie der elektromagnetischen Anziehungen und Abstoßungen, die zwischen getrennten Molekülen, Atomen oder Ionen wirken, und nicht innerhalb eines einzelnen Moleküls. Diese Wechselwirkungen sind vergleichsweise schwach im Verhältnis zu den kovalenten Bindungen, die Atome innerhalb eines Moleküls zusammenhalten, dennoch bestimmen sie, wie verschiedene Teilchen aneinander haften oder sich abstoßen.
Ist eine zwischenmolekulare Kraft stärker oder schwächer als kovalente Bindungen, und welcher IMF-Typ gewinnt?
IMFs sind kategorisch schwächer als die intramolekularen kovalenten Bindungen, die Atome innerhalb eines Moleküls zusammenhalten. Unter den verschiedenen IMF-Typen – Ionen-Dipol, Wasserstoffbrückenbindung, Dipol-Dipol und London-Dispersion – ist kein einzelner Typ universell stärker als ein anderer; so sind beispielsweise Ionen-Dipol-Wechselwirkungen nicht kategorisch stärker als Wasserstoffbrückenbindungen.
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