Londense dispersiekrachten, genoemd naar de Duits-Amerikaanse natuurkundige Fritz London, zijn een van de drie intermoleculaire krachten van Van der Waals die moleculen bij elkaar houden. Ze zijn de zwakste van de intermoleculaire krachten, maar worden sterker naarmate de atomen aan de bron van de krachten in omvang toenemen. Terwijl de andere Van der Waals-krachten afhankelijk zijn van elektrostatische aantrekking waarbij polair geladen moleculen betrokken zijn, zijn de Londense dispersiekrachten zelfs aanwezig in materialen die bestaan uit neutrale moleculen.
TL; DR (te lang; niet gelezen)
Londense dispersiekrachten zijn intermoleculaire aantrekkingskrachten die moleculen bij elkaar houden. Ze zijn een van de drie Van der Waals-krachten, maar zijn de enige kracht die aanwezig zijn in materialen die geen polaire dipoolmoleculen hebben. Ze zijn de zwakste van de intermoleculaire krachten, maar worden sterker naarmate de atomen in a molecuul toeneemt, en ze spelen een rol in de fysieke kenmerken van materialen met zware atomen.
Van der Waals Forces
De drie intermoleculaire krachten die voor het eerst zijn beschreven door de Nederlandse natuurkundige Johannes Diderik Van der Waals zijn dipool-dipoolkrachten, dipool-geïnduceerde dipoolkrachten en Londense dispersiekrachten. Dipool-dipoolkrachten waarbij een waterstofatoom in het molecuul betrokken is, zijn uitzonderlijk sterk en de resulterende bindingen worden waterstofbruggen genoemd. Van der Waals-krachten helpen materialen hun fysieke kenmerken te geven door te beïnvloeden hoe moleculen van een materiaal op elkaar inwerken en hoe sterk ze bij elkaar worden gehouden.
Intermoleculaire bindingen waarbij dipoolkrachten betrokken zijn, zijn allemaal gebaseerd op elektrostatische aantrekking tussen geladen moleculen. Dipoolmoleculen hebben een positieve en een negatieve lading aan tegenovergestelde uiteinden van het molecuul. Het positieve uiteinde van een molecuul kan het negatieve uiteinde van een ander molecuul aantrekken om een dipool-dipoolbinding te vormen.
Wanneer naast dipoolmoleculen neutrale moleculen in het materiaal aanwezig zijn, induceren de ladingen van de dipoolmoleculen een lading in de neutrale moleculen. Als het negatief geladen uiteinde van een dipoolmolecuul bijvoorbeeld in de buurt komt van een neutraal molecuul, de negatieve lading stoot de elektronen af, waardoor ze gedwongen worden zich aan de andere kant van de neutrale te verzamelen molecuul. Als gevolg hiervan ontwikkelt de zijde van het neutrale molecuul dicht bij de dipool een positieve lading en wordt aangetrokken door de dipool. De resulterende bindingen worden dipool-geïnduceerde dipoolbindingen genoemd.
De dispersiekrachten van Londen vereisen geen polair dipoolmolecuul om in alle materialen aanwezig te zijn en in te werken, maar ze zijn meestal buitengewoon zwak. De kracht is sterker voor grotere en zwaardere atomen met veel elektronen dan voor kleine atomen en kan bijdragen aan de fysieke eigenschappen van het materiaal.
Details van de dispersiekracht van Londen
De Londense dispersiekracht wordt gedefinieerd als een zwakke aantrekkingskracht vanwege de tijdelijke vorming van dipolen in twee aangrenzende neutrale moleculen. De resulterende intermoleculaire bindingen zijn ook tijdelijk, maar ze vormen en verdwijnen continu, wat resulteert in een algemeen bindingseffect.
De tijdelijke dipolen worden gevormd wanneer de elektronen van een neutraal molecuul zich bij toeval aan één kant van het molecuul verzamelen. Het molecuul is nu een tijdelijke dipool en kan ofwel een andere tijdelijke dipool induceren in een aangrenzend molecuul of aangetrokken worden door een ander molecuul dat op zichzelf een tijdelijke dipool heeft gevormd.
Wanneer moleculen groot zijn met veel elektronen, neemt de kans toe dat de elektronen een ongelijkmatige verdeling vormen. De elektronen zijn verder weg van de kern en worden losjes vastgehouden. Ze hebben meer kans om tijdelijk aan één kant van het molecuul te verzamelen, en wanneer een tijdelijke dipool wordt gevormd, is de kans groter dat de elektronen van aangrenzende moleculen een geïnduceerde dipool vormen.
In materialen met dipoolmoleculen domineren de andere Van der Waals-krachten, maar voor materialen die gemaakt zijn volledig uit neutrale moleculen bestaat, zijn de dispersiekrachten van Londen de enige actieve intermoleculaire krachten. Voorbeelden van materialen die zijn opgebouwd uit neutrale moleculen zijn de edelgassen zoals neon, argon en xenon. De dispersiekrachten van Londen zijn verantwoordelijk voor de condensatie van gassen in vloeistoffen omdat geen andere krachten de gasmoleculen bij elkaar houden. De lichtste edelgassen, zoals helium en neon, hebben extreem lage kookpunten omdat de Londense dispersiekrachten zwak zijn. Grote, zware atomen zoals xenon hebben een hoger kookpunt omdat de dispersieve krachten van Londen zijn sterker voor grote atomen, en ze trekken de atomen samen om een vloeistof te vormen op een hoger niveau temperatuur. Hoewel ze meestal relatief zwak zijn, kunnen de Londense dispersiekrachten een verschil maken in het fysieke gedrag van dergelijke materialen.