Van der Waals-kraft

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök

van der Waals-krafter är i kemin en grupp svaga attraktiva intermolekylära krafter mellan alla sorters molekyler och atomer, döpta efter fysikern Johannes Diderik van der Waals. Van der Waals-krafterna består av tre olika komponenter:

  • Keesom-kraften mellan permanenta dipoler (dessa kallas även dipol-dipolbindningar)
  • Debye-kraften mellan permanenta och inducerade dipoler.
  • London-kraften mellan inducerade dipoler. Ibland syftar van der Waals-kraft endast på London-kraften.

Van der Waals-krafterna är dominerande inom bland annat kolloidkemin, men de är sällan de enda krafterna som påverkar partiklar. DLVO-teorin är en sammanfattning av olika krafters inverkan på partiklar i lösning.

London-kraften[redigera | redigera wikitext]

Kallas också för dispersionskraft, eller London-dispersionskraft, är svaga krafter mellan atomer eller molekyler som beror på momentana dipolmoment hos dessa atomer eller molekyler.

Bindningen uppstår genom att elektronmolnet i en molekyl vid ett visst tillfälle av sannolikhetsskäl kan vara tätare på ena sidan av molekylen. Då denna sida får en svag negativ laddning, kommer elektronmolnet i närliggande molekyler att stötas bort, resulterande i en motsvarande positiv laddning. Denna laddning är tillräcklig för att få molekylerna att temporärt bindas samman, under förutsättning att temperaturen är tillräckligt låg. Detta får som resultat att opolära kovalent bundna molekyler kan kondenseras till vätska, eller stelna till fast form.

Vid en jämförelse av kokpunkten för olika kolväten visar det sig vara Londonkraften och längden på molekylerna som är avgörande, och inte molekylernas massor. Ju längre kolvätekedjor desto fler atomer kan ge upphov till temporära krafter som håller ihop molekylerna. Därför kan kolväten med olika struktur men samma massa ha olika kokpunkt.

Några typiska ämnen som kondenseras till vätska på grund av London-bindningen är metan (kokpunkt –161 °C), kväve (–196 °C) och helium (–269 °C).

Detta kan jämföras med ämnen såsom vatten (kokpunkt 100 °C) eller ammoniak (–33 °C) där vätebindningar är den viktigaste intermolekylära kraften. Man ser här också att vätebindningarna i vatten är mycket starkare än de i ammoniak, vilket kommer av att vattenmolekylen kan ingå hela fyra vätebindningar med en annan vattenmolekyl.