Van der Waals-krachten vormen elektrostatische bindingen tussen moleculen. Intermoleculaire bindingen, waaronder Van der Waals-bindingen, houden de moleculen bij elkaar in vloeistoffen en vaste stoffen en zijn verantwoordelijk voor verschijnselen zoals de oppervlaktespanning in vloeistoffen en kristallen in vaste stoffen. De intermoleculaire krachten zijn veel zwakker dan de interne krachten die atomen in moleculen bij elkaar houden, maar ze zijn nog steeds sterk genoeg om het gedrag en de eigenschappen van veel materialen te beïnvloeden.
TL; DR (te lang; niet gelezen)
Elektrostatische Van de Waals-krachten werken tussen moleculen om zwakke bindingen te vormen. De typen Van der Waals-krachten, van de sterkste tot de zwakste, zijn dipool-dipoolkrachten, dipool-geïnduceerde dipoolkrachten en de Londense dispersiekrachten. De waterstofbrug is gebaseerd op een soort dipool-dipoolkracht die bijzonder krachtig is. Deze krachten helpen bij het bepalen van de fysieke kenmerken van materialen.
Soorten Van der Waals-krachten
Drie soorten Van der Waals-krachten, van de sterkste tot de zwakste, zijn dipool-dipoolkrachten, dipool-geïnduceerde dipoolkrachten en de Londense dispersiekrachten. Dipolen zijn polaire moleculen met negatief en positief geladen polen aan tegenovergestelde uiteinden van het molecuul. De negatieve pool van het ene molecuul trekt de positieve pool van een ander molecuul aan en vormt zo een elektrostatische dipool-dipoolbinding.
Wanneer een geladen dipoolmolecuul in de buurt komt van een neutraal molecuul, induceert het een tegengestelde lading in het neutrale molecuul, en de tegenovergestelde ladingen trekken elkaar aan om een dipool-geïnduceerde dipoolbinding te vormen. Wanneer twee neutrale moleculen tijdelijke dipolen worden omdat hun elektronen zich aan één kant van het molecuul verzamelen, wordt de neutrale moleculen worden aangetrokken met elektrostatische krachten die de Londense dispersiekrachten worden genoemd, en ze kunnen een overeenkomstige band.
De dispersiekrachten van Londen zijn zwak in kleine moleculen, maar nemen toe in sterkte in grotere moleculen waar veel van de elektronen zijn relatief ver verwijderd van de positief geladen kern en kunnen vrij bewegen in de omgeving van. Als gevolg hiervan kunnen ze zich op een asymmetrische manier rond het molecuul verzamelen, waardoor het tijdelijke dipooleffect ontstaat. Voor grote moleculen worden de Londense dispersiekrachten een belangrijke factor in hun gedrag.
Wanneer een dipoolmolecuul een waterstofatoom bevat, kan het een bijzonder sterke dipool-dipoolbinding vormen, omdat het waterstofatoom klein is en de positieve lading geconcentreerd is. De verhoogde sterkte van de binding maakt dit tot een speciaal geval dat de waterstofbinding wordt genoemd.
Hoe Van der Waals-krachten materialen beïnvloeden
In gassen bij kamertemperatuur liggen moleculen te ver uit elkaar en hebben ze te veel energie om te worden beïnvloed door intermoleculaire Van der Waals-krachten. Deze krachten worden belangrijk voor vloeistoffen en vaste stoffen omdat de moleculen minder energie hebben en dichter bij elkaar staan. De Van der Waals-krachten behoren tot de intermoleculaire krachten die vloeistoffen en vaste stoffen bij elkaar houden en hun karakteristieke eigenschappen geven.
In vloeistoffen zijn de intermoleculaire krachten nog te zwak om de moleculen op hun plaats te houden. De moleculen hebben genoeg energie om herhaaldelijk de intermoleculaire bindingen te maken en te verbreken, langs elkaar te schuiven en de vorm van hun container aan te nemen. In water bestaan de bipoolmoleculen bijvoorbeeld uit een negatief geladen zuurstofatoom en twee positief geladen waterstofatomen. De waterdipolen vormen sterke waterstofbruggen die de watermoleculen bij elkaar houden. Als resultaat heeft water een hoge oppervlaktespanning, een hoge verdampingswarmte en een relatief hoog kookpunt voor het gewicht van het molecuul.
In vaste stoffen hebben de atomen te weinig energie om de bindingen van de intermoleculaire krachten te verbreken, en ze worden met weinig beweging bij elkaar gehouden. Naast Van der Waals-krachten kan het gedrag van de moleculen van vaste stoffen worden beïnvloed door andere intermoleculaire krachten, zoals die welke ionische of metaalbindingen vormen. De krachten houden de moleculen van vaste stoffen vast in kristalroosters zoals diamanten, in metalen zoals koper, in homogene vaste stoffen zoals glas of in flexibele vaste stoffen zoals kunststoffen. Terwijl de sterke chemische bindingen die atomen in moleculen bij elkaar houden de chemische eigenschappen bepalen van materialen, de intermoleculaire krachten, waaronder de Van der Waals-krachten, beïnvloeden de fysieke kenmerken.