Londons spredningskræfter, opkaldt efter den tysk-amerikanske fysiker Fritz London, er en af de tre Van der Waals intermolekylære kræfter, der holder molekyler sammen. De er de svageste af de intermolekylære kræfter, men styrkes, efterhånden som atomerne ved kilden til kræfterne øges i størrelse. Mens de andre Van der Waals-kræfter er afhængige af elektrostatisk tiltrækning, der involverer polarladede molekyler, er Londons dispersionskræfter til stede selv i materialer, der består af neutrale molekyler.
TL; DR (for lang; Har ikke læst)
Londons spredningskræfter er intermolekylære tiltrækningskræfter, der holder molekyler sammen. De er en af tre Van der Waals-kræfter, men er den eneste kraft, der findes i materialer, der ikke har polære dipolmolekyler. De er de svageste af de intermolekylære kræfter, men bliver stærkere som størrelsen af atomerne i a molekyle øges, og de spiller en rolle i de fysiske egenskaber ved materialer med tung atomer.
Van der Waals styrker
De tre intermolekylære kræfter, der først blev beskrevet af den hollandske fysiker Johannes Diderik Van der Waals, er dipol-dipolkræfter, dipolinducerede dipolkræfter og London-spredningskræfter. Dipol-dipolkræfter, der involverer et hydrogenatom i molekylet, er usædvanligt stærke, og de resulterende bindinger kaldes hydrogenbindinger. Van der Waals kræfter hjælper med at give materialer deres fysiske egenskaber ved at påvirke, hvordan molekyler i et materiale interagerer, og hvor stærkt de holdes sammen.
Intermolekylære bindinger, der involverer dipolkræfter, er alle baseret på elektrostatisk tiltrækning mellem ladede molekyler. Dipolmolekyler har en positiv og en negativ ladning i modsatte ender af molekylet. Den positive ende af et molekyle kan tiltrække den negative ende af et andet molekyle for at danne en dipol-dipolbinding.
Når neutrale molekyler er til stede i materialet ud over dipolmolekyler, inducerer ladningerne af dipolmolekylerne en ladning i de neutrale molekyler. For eksempel, hvis den negativt ladede ende af et dipolmolekyle kommer tæt på et neutralt molekyle, den negative ladning frastøder elektronerne og tvinger dem til at samles på den anden side af det neutrale molekyle. Som et resultat udvikler siden af det neutrale molekyle tæt på dipolen en positiv ladning og tiltrækkes af dipolen. De resulterende bindinger kaldes dipolinducerede dipolbindinger.
Londons spredningskræfter kræver ikke, at et polært dipolmolekyle er til stede og virker i alle materialer, men de er normalt meget svage. Kraften er stærkere for større og tungere atomer med mange elektroner end for små atomer, og den kan bidrage til materialets fysiske egenskaber.
London Dispersion Force Detaljer
Londons dispersionskraft er defineret som en svag tiltrækningskraft på grund af den midlertidige dannelse af dipoler i to tilstødende neutrale molekyler. De resulterende intermolekylære bindinger er også midlertidige, men de dannes og forsvinder kontinuerligt, hvilket resulterer i en samlet bindingseffekt.
De midlertidige dipoler dannes, når elektronerne i et neutralt molekyle tilfældigt samles på den ene side af molekylet. Molekylet er nu en midlertidig dipol og kan enten inducere en anden midlertidig dipol i et tilstødende molekyle eller tiltrækkes af et andet molekyle, der alene har dannet en midlertidig dipol.
Når molekyler er store med mange elektroner, øges sandsynligheden for, at elektronerne danner en ujævn fordeling. Elektronerne er længere væk fra kernen og holdes løst. De er mere tilbøjelige til at samles midlertidigt på den ene side af molekylet, og når en midlertidig dipol dannes, er elektronerne fra tilstødende molekyler mere tilbøjelige til at danne en induceret dipol.
I materialer med dipolmolekyler dominerer de andre Van der Waals-kræfter, men for fremstillede materialer helt op af neutrale molekyler er Londons dispersionskræfter den eneste aktive intermolekylære kræfter. Eksempler på materialer, der består af neutrale molekyler, inkluderer de ædle gasser såsom neon, argon og xenon. Londons spredningskræfter er ansvarlige for gasserne, der kondenserer til væsker, fordi ingen andre kræfter holder gasmolekylerne sammen. De letteste ædelgasser, såsom helium og neon, har ekstremt lave kogepunkter, fordi dispersionsstyrkerne i London er svage. Store, tunge atomer som xenon har et højere kogepunkt, fordi de spredende kræfter i London er stærkere for store atomer, og de trækker atomerne sammen for at danne en væske ved en højere temperatur. Selv om de normalt er relativt svage, kan spredningskræfterne i London gøre en forskel i den fysiske opførsel af sådanne materialer.