Beschouw een beker gevuld met moleculen in vloeibare toestand. Aan de buitenkant ziet het er misschien kalm uit, maar als je de kleine elektronen in de beker zou kunnen zien bewegen, zouden dispersiekrachten duidelijk zijn. Ook wel Londense dispersiekrachten genoemd, naar Fritz London, het zijn elektrostatische aantrekkingskrachten tussen de elektronen. Elk molecuul vertoont een zekere mate van deze krachten.
TL; DR (te lang; niet gelezen)
De aantrekkingskracht tussen naburige moleculen veroorzaakt dispersiekrachten. De elektronenwolk van het ene molecuul wordt aangetrokken door de kern van een ander molecuul, waardoor de verdeling van elektronen verandert en een tijdelijke dipool ontstaat.
Wat veroorzaakt dispersiekrachten?
De aantrekkingskracht tussen moleculen valt onder de categorie Van der Waals-krachten. De twee soorten Van der Waals-krachten zijn dispersiekrachten en dipool-dipoolkrachten. De dispersiekrachten zijn zwak, terwijl de dipool-dipoolkrachten sterker zijn.
De elektronen die om moleculen draaien, kunnen bewegen en hebben in de loop van de tijd verschillende ladingsverdelingen. Het ene uiteinde van het molecuul kan positief zijn, terwijl het andere uiteinde negatief kan zijn. Er is sprake van een tijdelijke dipool wanneer je twee tegengestelde ladingen hebt die dicht bij elkaar liggen. Wanneer een molecuul in contact komt met een ander, kan het erdoor worden aangetrokken. De elektronen van het eerste molecuul kunnen een trek voelen naar de positieve lading van het tweede molecuul, dus er zijn dispersiekrachten in actie. De aantrekkingskracht is echter zwak.
Voorbeeld van dispersiekrachten
Kijken naar stoffen zoals broom (Br2) of dichloor (Cl2) onthult dispersiekrachten. Een ander bekend voorbeeld is methaan (CH (4). De enige krachten in methaan zijn dispersiekrachten omdat er geen permanente dipolen zijn. Dispersiekrachten helpen niet-polaire moleculen in vloeistoffen of vaste stoffen te veranderen omdat ze deeltjes aantrekken.
Wat veroorzaakt een dipool-dipoolkracht?
Wanneer polaire moleculen samenkomen, verschijnen dipool-dipoolkrachten. Net als bij dispersiekrachten trekken tegenpolen elkaar weer aan. Twee moleculen worden tot elkaar aangetrokken omdat ze permanente dipolen hebben. Tussen deze dipolen vinden elektrostatische interacties plaats. De moleculen kunnen op één lijn liggen met de positieve uiteinden die worden aangetrokken door de negatieve. Dipool-dipoolkrachten zijn sterker dan dispersiekrachten.
Hoe dipool-dipoolkrachten te bepalen
De belangrijkste manier om dipool-dipoolkrachten te bepalen, is door naar de moleculen te kijken en de polariteit te controleren. Je kunt het elektronegativiteitsverschil tussen de atomen onderzoeken om te zien of ze polair zijn. Elektronegativiteit toont het vermogen van atomen om elektronen aan te trekken. In het algemeen geldt dat als dit verschil op de elektronegativiteitsschaal tussen 0,4 en 1,7 valt, er polariteit is en een grote kans op dipool-dipoolkrachten.
