Van der Waals-kræfter danner elektrostatiske bindinger mellem molekyler. Intermolekylære bindinger inklusive Van der Waals-bindinger holder molekylerne sammen i væsker og faste stoffer og er ansvarlige for fænomener såsom overfladespænding i væsker og krystaller i faste stoffer. De intermolekylære kræfter er meget svagere end de indre kræfter, der holder atomer sammen i molekyler, men de er stadig stærke nok til at påvirke adfærd og egenskaber hos mange materialer.
TL; DR (for lang; Læste ikke)
Elektrostatiske Van de Waals-kræfter virker mellem molekyler for at danne svage bindinger. De typer Van der Waals-kræfter, stærkeste til svageste, er dipol-dipolkræfter, dipol-inducerede dipolkræfter og London-dispersionskræfterne. Hydrogenbindingen er baseret på en type dipol-dipolkraft, der er særlig kraftig. Disse kræfter hjælper med at bestemme materialets fysiske egenskaber.
Typer af Van der Waals styrker
Tre typer Van der Waals kræfter, stærkeste til svageste, er dipol-dipol kræfter, dipol-inducerede dipol kræfter og London dispersion kræfter. Dipoler er polære molekyler med negativt og positivt ladede poler i modsatte ender af molekylet. Den negative pol i et molekyle tiltrækker den positive pol i et andet molekyle og danner en elektrostatisk dipol-dipolbinding.
Når et ladet dipolmolekyle kommer tæt på et neutralt molekyle, inducerer det en modsat ladning i det neutrale molekyle, og de modsatte ladninger tiltrækker for at danne en dipolinduceret dipolbinding. Når to neutrale molekyler bliver midlertidige dipoler, fordi deres elektroner tilfældigvis samler sig på den ene side af molekylet, neutrale molekyler tiltrækkes med elektrostatiske kræfter kaldet London-dispersionskræfterne, og de kan danne et tilsvarende bånd.
Londons spredningskræfter er svage i små molekyler, men de øges i styrke i større molekyler hvor mange af elektronerne er forholdsvis langt væk fra den positivt ladede kerne og er frie til at bevæge sig rundt om. Som et resultat kan de samles på en asymmetrisk måde rundt om molekylet, hvilket skaber den midlertidige dipoleffekt. For store molekyler bliver spredningskræfterne i London en væsentlig faktor i deres adfærd.
Når et dipolmolekyle indeholder et hydrogenatom, kan det danne en særlig stærk dipol-dipolbinding, fordi hydrogenatomet er lille, og den positive ladning er koncentreret. Den øgede styrke af bindingen gør dette til et specielt tilfælde kaldet hydrogenbindingen.
Hvordan Van der Waals styrker påvirker materialer
I gasser ved stuetemperatur er molekyler for langt fra hinanden og har for meget energi til at blive påvirket af intermolekylære Van der Waals-kræfter. Disse kræfter bliver vigtige for væsker og faste stoffer, fordi molekylerne har mindre energi og er tættere på hinanden. Van der Waals-kræfterne er blandt de intermolekylære kræfter, der holder væsker og faste stoffer sammen og giver dem deres karakteristiske egenskaber.
I væsker er intermolekylære kræfter stadig for svage til at holde molekylerne på plads. Molekylerne har energi nok til gentagne gange at skabe og bryde de intermolekylære bindinger, glide forbi hinanden og tage form af deres beholder. For eksempel består bipolmolekylerne i vand af et negativt ladet oxygenatom og to positivt ladede hydrogenatomer. Vanddipolerne danner stærke hydrogenbindinger, der holder vandmolekylerne sammen. Som et resultat har vand en høj overfladespænding, en høj fordampningsvarme og et forholdsvis højt kogepunkt for molekylets vægt.
I faste stoffer har atomerne for lidt energi til at bryde bindingerne af de intermolekylære kræfter, og de holdes sammen med lidt bevægelse. Ud over Van der Waals-kræfter kan opførslen af faststofmolekylerne påvirkes af andre intermolekylære kræfter, såsom dem, der danner ioniske eller metalliske bindinger. Kræfterne holder molekylerne af faste stoffer i krystalgitter såsom diamanter, i metaller som kobber, i homogene faste stoffer såsom glas eller i fleksible faste stoffer såsom plast. Mens de stærke kemiske bindinger, der holder atomer sammen i molekyler, bestemmer de kemiske egenskaber af materialer, påvirker de intermolekylære kræfter inklusive Van der Waals kræfter det fysiske egenskaber.