Warum ziehen sich zwei Atome aus der Ferne an und stoßen sich aus der Nähe ab?

Warum ziehen sich Atome an und stoßen sich ab?

Atome von Edelgasen wie Neon und Argon sind ungeladen und gehen miteinander keine chemischen Bindungen ein. Trotzdem wird Neon bei −246°C flüssig und Argon bei −186°C. Eine Flüssigkeit kann sich nur bilden, wenn zwischen den Atomen eine Anziehungskraft wirkt.

Diese schwache Anziehung heißt Van-der-Waals-Kraft. Die Elektronen eines Atoms sind ständig in Bewegung, deshalb befinden sich in manchen Momenten auf einer Seite des Atoms mehr Elektronen. Das Atom bekommt kurzzeitig eine positive und eine negative Seite und zieht ein Nachbaratom an. Kommen sich zwei Atome zu nahe, überlappen ihre Elektronenhüllen, und sie stoßen sich stark ab.

Wie liest du die Kurve der potentiellen Energie?

Der Simulator zeichnet die Kurve mit der Lennard-Jones-Formel: V(r) = 4ε[(σ/r)¹² − (σ/r)⁶]. Dabei ist r der Abstand zwischen den Atomen. Der erste Term in der Klammer steht für die Abstoßung, der zweite für die Anziehung.

• σ (Sigma): der Abstand, bei dem die potentielle Energie null ist. Je größer das Atom, desto größer ist σ.
• ε (Epsilon): die Tiefe des untersten Teils der Kurve, auch Tiefe des Potentialtopfs genannt. Je tiefer der Topf, desto stärker ziehen sich die Atome an.
• Gleichgewichtsabstand: der Abstand, bei dem sich die beiden Kräfte ausgleichen. Er beträgt das 1.12-Fache von σ. Ein Atom schwingt um diesen Abstand.

Wie benutzt du den Simulator?

1. Wähle rechts aus der Liste ATOME ein Paar. In jedem Paar ist das erste Atom fest und das zweite beweglich.
2. Zieh im unteren Bereich den Finger nach rechts oder links, um den Abstand zwischen den beiden Atomen zu ändern. Wenn du den Finger hebst, beginnt das bewegliche Atom zu schwingen.
3. Beobachte im Diagramm oben den Punkt, der dieselbe Farbe wie das bewegliche Atom hat. Der Punkt wandert über die Kurve und zeigt den aktuellen Abstand und die aktuelle Energie. Mit den Buttons + und − an der Seite vergrößerst und verkleinerst du die Energieachse.
4. Schalte die Option Kräfte zeigen ein. Ein roter Pfeil, der vom festen Atom wegzeigt, bedeutet Abstoßung, und ein blauer Pfeil, der zu ihm hinzeigt, bedeutet Anziehung.
5. Mit dem Play-Button hältst du die Bewegung an, und mit den Buttons Normal und Langsam wählst du die Geschwindigkeit.
6. Wenn du die Zeile Einstellen auswählst, erscheint der Schieberegler Anziehungskraft, und du kannst ε selbst ändern.

Aufgaben für den Simulator

• Vergleiche die Kurven der Paare Ne – Ne und Ar – Ar. Argon hat ein größeres σ und einen tieferen Topf. Deshalb wird Argon bei einer höheren Temperatur flüssig als Neon.
• Zieh das Atom näher heran als σ und heb den Finger. Das Atom wird stark weggestoßen und bewegt sich bis zum rechten Rand des Bereichs.
• Zieh das Atom etwas weiter weg als den Gleichgewichtsabstand und heb den Finger. Das Atom schwingt im Potentialtopf. Beobachte die Bewegung des Punktes im Modus Langsam.
• Wähle die Zeile Einstellen und zieh den Schieberegler Anziehungskraft nach rechts. Der Topf wird tiefer, aber σ ändert sich nicht.

Häufige Fehlvorstellungen

• Die Van-der-Waals-Kraft ist keine chemische Bindung. Kovalente Bindungen innerhalb eines Moleküls sind viel stärker. Deshalb wird beim Sieden einer Flüssigkeit nur die Anziehung zwischen den Molekülen überwunden, und die Moleküle selbst bleiben ganz.
• Das Paar O – O ist kein O₂-Molekül. In Wirklichkeit bilden zwei Sauerstoffatome eine Doppelbindung. Diese Kurve zeigt diese Bindung nicht. Sie zeigt nur schwache Anziehung und Abstoßung.
• Die Achsen des Diagramms haben keine Zahlen. Der Simulator zeigt nur relative Werte, vergleiche die Paare also anhand der Form ihrer Kurven.

Quellen

• Chemistry LibreTexts: Lennard-Jones Potential
• OpenStax Chemistry 2e: Intermolecular Forces
• PhET: Atomic Interactions