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3.7 Intermolekulare Kräfte
Intermolekulare Kräfte erklären z.B. die Struktur von AlCl3 valenzelektronisch. Als Übergangsstruktur existiert ein "Addukt" zweier AlCl3-Moleküle.
Gegenüber den Halogenwasserstoffen höherer Halogenide zeigt HF ungewöhnlich hohe Siede- und Schmelztemperaturen. Das ist mit dem hohen Dipolcharakter des Moleküls zu erklären. Es baut - ähnlich einem Ionengitter - H-F-H-F- Strukturen zu einem makromolekularen Stoff auf - Wasserstoffbrückenbindungen. makro = groß, riesig
Wasserstoffbrückenbindungen sind die Bindungskräfte, die dem leichten (ca. 18 g/mol) und kleinen Wassermolekül die relativ hohen Schmelz- und Siedetemperaturen verleihen.
Polare Anziehungskräfte sind Dipol-Dipol-Kräfte. Ihre Stärke lässt sich mit der Elektronegativitätsdifferenz abschätzen.
Polarisierung der Wasserstoffverbindungen der 2. Periode:
LiH Lithiumhydrid ist ionisch aus LiÅ und H- aufgebaut. (Ionenkristallgitter)
BeH2 Ionenkristall mit Wasserstoffbrücken
BH3 Die Elektronenlücke am
Bor - Sextett ! - favorisiert die Wasserstoffbrückenbindung.
BH3
existiert nur dimer als Diboran 
CH4 nach außen unpolar, da tetraedrisch; geringe D EN verbieten Wasserstoffbrückenbindungen
NH3 polar; tetraedrisch mit einem freien Elektronenpaar; mäßig starke Wasserstoffbrückenbindung
H2O stark polar; starke und dreidimensional wirkende Wasserstoffbrückenbindungen
HF stark polar; starke
Wasserstoffbrückenbindung
Kräfte, die die Abstoßung von Atomen und Molekülen auf geringe Distanz und die Anziehung auf weiterer Distanz bewirken, werden van der Waals - Kräfte genannt. Sie erklären z.B. die Kondensation bzw. die Verfestigung von Stoffen. Van der Waals-Kräfte beruhen auf den Elektronenstrukturen und auf Kernkräften (Ladungsdichte).
Van der Waals Kräfte und Wasserstoffbrückenbindung:
Beispielaufgaben