Visa källa för Van der Waals-kraft

[[Fil:RainDrops1.jpg|miniatyr|Regnvatten från en [[baldakin]]. Krafter som formar [[Droppe|droppen]]: [[Ytspänning]], vattensamling, Van der Waals krafter, Plateau–Rayleigh instability.]]'''van der Waals-krafter''', uppkallade efter den nederländska fysikern [[Johannes Diderik van der Waals]], är inom [[fysikalisk kemi]] avståndsberoende [[Växelverkning|växelverkningar]] mellan [[Atom|atomer]]. Till skillnad från [[Vätebindning|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 4&nbsp;[[Kilojoule|kJ]]/[[mol]], kan den fortfarande stödja en integrerad strukturell belastning när en mängd sådana växelverkningar är närvarande. De skiljer sig från kovalenta och [[Jonbindning|joniska bindningar]] genom att vara orsakade av korrelationer mellan fluktuerande polariseringar hos närliggande partiklar (som är en konsekvens av [[kvantmekanik|kvantmekaniska effekter]]).<ref name="Abrikosov">
{{Cite book|author1=A.A. Abrikosov |author2=L.P. Gorkov |author3=I.E. Dzyaloshinsky |title=Methods of Quantum Field Theory in Statistical Physics
|year= 1963–1975 |publisher=[[Dover Publications]] |isbn=0-486-63228-8 }}
Chapter 6 Electromagnetic Radiation in an Absorbing Medium</ref>
När det interatomiska avståndet är större än 0,6 [[Nanometer|nm]] är kraften inte tillräckligt stark för att observeras. När det interatomiska avståndet ligger under 0,4 nm blir kraften repulsiv. 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''.<ref>{{Cite book|title=biochemistry|last=Garrett|first=Reginald H.|last2=Grisham|first2=Charles M.|year=2016|isbn=|edition=sixth|location=University of Virginia|pages=12–13}}</ref> Det kan visas att van der Waals-krafterna har samma ursprung som [[Casimireffekten]], vilken är en kvantmekanisk effekt.<ref>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</ref> De resulterande van der Waals-krafterna kan vara attraktiva eller repulsiva.<ref name="Van OssAbsolom1980">{{cite journal|last1=Van Oss|first1=C.J.|last2=Absolom|first2=D.R.|last3=Neumann|first3=A.W.|title=Applications of net repulsive van der Waals forces between different particles, macro-molecules, or biological cells in liquids|journal=Colloids and Surfaces|volume=1|issue=1|year=1980|pages=45–56|issn=0166-6622|doi=10.1016/0166-6622(80)80037-0}}</ref>

Van der Waals-krafterna består av tre olika komponenter:
* '''[[Keesom-kraft|Keesom-kraften]]''' mellan permanenta dipoler (dessa kallas även '''[[dipol-dipolbindning]]ar''')
* '''[[Debye-kraft|Debye-kraften]]''' mellan permanenta och inducerade dipoler.
* '''[[London-kraft|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 [[Intermolekylära bindningar|intermolekylära krafter]].<ref>{{Cite book|url=http://onlinelibrary.wiley.com/doi/10.1002/9780470399545.ch2/summary|title=Reviews in Computational Chemistry|last=Tschumper|first=Gregory S.|date=2008-01-01|publisher=John Wiley & Sons, Inc.|isbn=9780470399545|editor-last=Lipkowitz|editor-first=Kenny B.|pages=39–90|language=en|doi=10.1002/9780470399545.ch2|editor-last2=Cundari|editor-first2=Thomas R.}}</ref> 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 [[hydroxylgrupp]]er över andra svagare van der Waals-interaktioner. I [[alkoholer]] med högre molekylvikt dominerar [[Egenskap|egenskaperna]] hos de icke-polära [[Kolväte|kolvätekedjorna]] och bestämmer lösligheten. Van der Waals-krafterna minskar snabbt vid längre avstånd mellan interaktiva molekyler.

== London-kraften ==
Kallas också för dispersionskraft, eller London-dispersionskraft, är svaga krafter mellan atomer eller [[Molekyl|molekyler]] som beror på momentana dipolmoment hos dessa atomer eller molekyler.

Bindningen uppstår genom att [[elektronmoln]]et 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 [[Elektronmoln|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 [[Temperatur|temperaturen]] är tillräckligt låg. Detta får som resultat att [[Opolär kovalent bindning|opolära kovalent]] bundna molekyler kan [[Kondensering|kondenseras]] till vätska, eller stelna till [[fast form]]. 

Vid en jämförelse av [[Kokpunkt|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.

==Van der Waals-krafter mellan makroskopiska objekt==
För [[Makroskopi|makroskopiska]] kroppar med kända [[Volym|volymer]] och antal atomer eller molekyler per enhetsvolym, beräknas ofta den totala van der Waals kraften grundad på en "[[mikroskopisk]] teori" som en summa över alla växelverkande par. Det är nödvändigt att integrera över objektets totala volym, vilket gör beräkningarna beroende av objektets form. Exempelvis van der Waals-växelverkanenergin mellan två [[sfäriska]] [[Kropp (fysik)|kroppar]] med [[Radie|radierna]] <math display="inline">R_1</math> och <math display="inline">R_2</math> och med släta [[Yta|ytor]], approximerades 1937 av [[H. C. Hamaker|Hamaker]]<ref>H. C. Hamaker, Physica, 4(10), 1058–1072 (1937)</ref> (med hjälp av Londons [[ekvation]] från 1937 för dispersiv växelverkansenergi mellan atomer/molekyler<ref>F. London, Transactions of the Faraday Society, 33, 8–26 (1937)</ref> som startpunkt) enligt:

:<math>\begin{align}
     &U(z;R_{1},R_{2}) = -\frac{A}{6}\left(\frac{2R_{1}R_{2}}{z^2 - (R_{1} + R_{2})^2} + \frac{2R_{1}R_{2}}{z^2 - (R_{1} - R_{2})^2} + \ln\left[\frac{z^2-(R_{1}+ R_{2})^2}{z^2-(R_{1}- R_{2})^2}\right]\right)
\end {align}\qquad (1)</math>

där <math display="inline">A</math> är [[Hamakers koefficient]], vilken är en [[konstant]] (~10<sup>−19</sup> − 10<sup>−20</sup> J) som beror på materialegenskaper (den kan vara negativ eller positiv beroende på det mellanliggande mediet) och <math display="inline">z</math> är avståndet mellan objektens centra; det vill säga, summan av <math display="inline">R_1</math>,<math display="inline">R_2</math> och <math display="inline">r</math> (avståndet mellan ytorna): <math>\ z = R_{1} + R_{2} + r</math>.

Vid gränsen för nära kontakt är sfärerna tillräckligt stora jämfört med avstånden mellan dem; det vill säga, <math>\ r \ll R_{1}</math> eller <math>\ r \ll R_{2}</math>, så att ekvation (1) för den potentiella energifunktionen förenklas till:

:<math>\ U(r;R_{1},R_{2})= -\frac{AR_{1}R_{2}}{(R_{1}+R_{2})6r}\qquad (2)</math>

och van der Waals-''kraften'' mellan två sfärer med konstanta radier (<math display="inline">R_1</math> och <math display="inline">R_2</math> behandlas som parametrar) är då en [[funktion]] av separationen mellan sfärerna, då kraften på ett objekt är det negativa värdet av potentialfunktionens [[derivata]],<math>\ F_{VW}(r) = -\frac{d}{dr}U(r)</math>. Detta ger:

:<math>\ F_{VW}(r)= -\frac{AR_{1}R_{2}}{(R_{1}+R_{2})6r^2}\qquad (3)</math>

och van der Waals-krafterna mellan objekt med andra geometrier med användande av Hamakers modell har publicerats i litteraturen.<ref>{{cite journal |author=R. Tadmor|title=The London-van der Waals interaction energy between objects of various geometries |journal=[[Journal of Physics: Condensed Matter]]|volume=13|issue=9 |date=March 2001|pages=L195–L202|doi=10.1088/0953-8984/13/9/101}}</ref><ref>{{cite book|author=Israelachvili J.|title=Intermolecular and Surface Forces|publisher=[[Academic Press]] |date=1985–2004|isbn=0-12-375181-0}}</ref><ref>{{cite book|author=V. A. Parsegian|title=Van der Waals Forces: A Handbook for Biologists, Chemists, Engineers, and Physicists |publisher=[[Cambridge University Press]] |date=2006|isbn=978-0-521-83906-8}}</ref>

Från uttrycken ovan framgår att van der Waals-kraften ökar med minskande storlek på kropparna (<math display="inline">R</math>). Icke desto mindre minskar styrkan hos de inertiala krafterna som [[gravitation]] och strömningsmotstånd, i ännu större utsträckning. I enlighet med detta blir van der Waals-krafterna dominerande för samlingar av mycket små partiklar sådana som mycket finkorniga torra pulver (med inga [[Kapillärkraft|kapillära krafter]] närvarande) även om attraktionskraften är mindre än för större partiklar av samma [[substans]]. Sådana pulver sägs vara [[Kohesion (kemi)|kohesiva]], vilket innebär att de inte är lika lätta att göra flytande som deras mera grovkorniga motsvarigheter. Generellt, fritt flöde uppträder för partiklar större än cirka 250 [[μm]].

==Referenser==
===Noter===
<references/>

== Externa länkar ==
* {{Commonscat|Van der Waals equation}}

{{Kemiska bindningar}}

[[Kategori:Kemisk bindning]]
[[Kategori:Molekylfysik]]