van der Waals-kraft

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök

van der Waals-krafter, uppkallade efter holländaren Johannes Diderik van der Waals, är inom fysikalisk kemi avståndsberoende växelverkningar mellan atomer. Till skillnad från väte- eller kovalenta bindningar är dessa växelverkningar inte ett resultat av kemiska/elektroniska bindningar och är därför mer mottagliga för störningar. Trots att kraften är den svagaste av de svaga kemiska krafterna, med en styrka mellan 0,4 och 4kJ/mol, kan den fortfarande stödja en integrerad strukturell belastning när en mängd sådana växelverkningar är närvarande. De skiljer sig från kovalenta och joniska bindningar genom att vara orsakade av korrelationer mellan flukturerande polariseringar hos närliggande partiklar (som är en konsekvens av kvantmekaniska effekter).[1]

När det interatomiska avståndet är större än 0,6 nm är kraften inte tillräckligt stark för att observeras. När det interatomiska avståndet ligger under 0,4 nm blir kraften repulsiv. När när två atomer närmar sig varandra och inga andra krafter är närvarande, kallas den punkt där kraften blir repulsiv snarare än attraktiv, för van der Waals kontaktavstånd.[2] Det kan visas att van der Waals-krafterna har samma ursprung som Casimireffekten, vilken är en kvantmekanisk effekt.[3] De resulterande van der Waals-krafterna kan vara attraktiva eller repulsiva.[4]

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-krafter" används ibland lite löst som en synonym för totaliteten av intermolykylära krafter.[5] Van der Waals krafter är relativt svaga jämfört med kovalenta bindningar, men spelar en grundläggande roll inom områden som nanoteknik och fasta tillståndets fysik.

I alkoholer med låg molekylvikt dominerar vätebindningsegenskaperna hos deras polära hydroxylgrupper över andra svagare van der Waals-interaktioner. I alkoholer med högre molekylvikt dominerar egenskaperna hos de icke-polära kolvätekedjorna och bestämmer lösligheten. Van der Waals-krafterna minskar snabbt vid längre avstånd mellan interaktiva molekyler.

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.

Referenser[redigera | redigera wikitext]

Noter[redigera | redigera wikitext]

  1. ^ A.A. Abrikosov; L.P. Gorkov; I.E. Dzyaloshinsky (1963–1975). Methods of Quantum Field Theory in Statistical Physics. Dover Publications. ISBN 0-486-63228-8.  Chapter 6 Electromagnetic Radiation in an Absorbing Medium
  2. ^ Garrett, Reginald H.; Grisham, Charles M. (2016). biochemistry (sixth). University of Virginia. Sid. 12–13. 
  3. ^ G. L. Klimchitskaya, V. M. Mostepanenko. 2015. Casimir and van der Waals forces: Advances and problems. https://arxiv.org/ftp/arxiv/papers/1507/1507.02393.pdf
  4. ^ Van Oss, C.J.; Absolom, D.R.; Neumann, A.W. (1980). ”Applications of net repulsive van der Waals forces between different particles, macro-molecules, or biological cells in liquids”. Colloids and Surfaces 1 (1): sid. 45–56. doi:10.1016/0166-6622(80)80037-0. ISSN 0166-6622. 
  5. ^ Tschumper, Gregory S. (2008-01-01). Lipkowitz, Kenny B.. red (på en). Reviews in Computational Chemistry. John Wiley & Sons, Inc. Sid. 39–90. doi:10.1002/9780470399545.ch2. ISBN 9780470399545. http://onlinelibrary.wiley.com/doi/10.1002/9780470399545.ch2/summary.