Aus dem Valenzbindungs-Modell kann man schließen, dass Edelgase, bei denen alle Schalen abgeschlossen sind, keine Bindungen eingehen. Tatsächlich ist die Elektronenhülle eines Edelgasatoms sehr stabil und Edelgasverbindungen sind selten. Kühlt man aber ein Edelgas nur weit genug ab, so bildet es einen durchsichtigen, gut isolierenden Kristall. Offensichtlich kann man die Bindung dieser Kristalle nicht als eine Form der Valenzbindung oder deren Extremfälle (ionisch oder kovalent) erklären. Da gefrorene Edelgase gut isolieren, scheidet auch die metallische Bindung als Erklärung aus.
Es muss also eine weitere Art von Bindungen geben. Diese Bindung nennt man nach Johannes D. van der Waals (1837-1923) Van-der-Waals-Bindung. Bei der Van-der-Waals-Bindung wird die Bindung durch gleichmäßiges Schwingen der Elektronen benachbarter Atome erklärt. Schwingt die Elektronenhülle eines Atoms nach links, so ergibt sich auf der linken Seite ein Überschuss negativer Ladungen, die auf der rechten Seite fehlen. Das Atom ist damit ein elektrischer Dipol. Wenn nun die Elektronenhüllen vieler Atome gleichzeitig in die selbe Richtung schwingen, dann ziehen sie sich gegenseitig an, weil jedes Atom mit einer negativ geladenen Seite an einer positiv geladenen Seite des Nachbaratoms liegt. Da die Atome nur kurzfristig kleine Dipole bilden können, ist die Van-der-Waals-Bindung viel schwächer als die vorher genannten Bindungsmechanismen. Sie reicht aber aus, um Edelgaskristalle zu bilden.
Da Edelgaskristalle nur bei sehr tiefen Temperaturen vorkommen, ist das obige Beispiel nicht gerade alltäglich. Ein weniger akademisches Beispiel für Van-der-Waals-Bindungen sind Kohlenwasserstoffe. Viele Kunststoffe und Öle und Fette bestehen aus langen Kettenmolekülen, die aus kovalent gebundenen Kohlenstoff- und Wasserstoff-Atomen bestehen. Diese sehr stabilen Kettenmoleküle können untereinander Van-der-Waals-Bindungen eingehen. Fette haben deshalb oft einen relativ hohen Siedepunkt.
Oben habe ich die Van-der-Waals-Bindung durch klassische Schwingungen von Elektronen erklärt. Das ist sehr anschaulich, bringt aber die Frage auf, warum die Elektronen überhaupt anfangen gleichzeitig in die gleiche Richtung zu schwingen. Diese Frage tritt in der Quantenmechanik gar nicht auf.
Quantenmechanisch ist die Van-der-Waals-Bindung ein besonders schwacher Spezialfall der kovalenten Bindung. Dort habe ich beschrieben, dass man durch Mischung von atomaren Orbitalen Molekülorbitale bilden kann, mit denen man die kovalente Bindung erklärt. Berechnet man solche Molekülorbitale für Edelgase, so bekommt man Orbitale, die fast den atomaren Orbitalen entsprechen, aber eine kleine Bindung der Atome erzeugen. Die Van-der-Waals-Bindung folgt also den gleichen quantenmechanischen Regeln wie die kovalente Bindung.
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Letzte Änderung: 04.07.2001