Londons spredningskrefter, oppkalt etter tysk-amerikansk fysiker Fritz London, er en av de tre intermolekylære kreftene fra Van der Waals som holder molekyler sammen. De er de svakeste av de intermolekylære kreftene, men styrker etter hvert som atomene ved kilden til kreftene øker i størrelse. Mens de andre Van der Waals-kreftene er avhengige av elektrostatisk tiltrekning som involverer polarladede molekyler, er dispersjonskreftene i London til stede selv i materialer som består av nøytrale molekyler.
TL; DR (for lang; Leste ikke)
Londons spredningskrefter er intermolekylære tiltrekningskrefter som holder molekyler sammen. De er en av tre Van der Waals-krefter, men er den eneste kraften som er tilstede i materialer som ikke har polære dipolmolekyler. De er de svakeste av de intermolekylære kreftene, men blir sterkere når størrelsen på atomene i a molekyl øker, og de spiller en rolle i de fysiske egenskapene til materialer med tungt atomer.
Van der Waals styrker
De tre intermolekylære kreftene som først ble beskrevet av den nederlandske fysikeren Johannes Diderik Van der Waals, er dipol-dipolkrefter, dipolinduserte dipolkrefter og spredningskrefter i London. Dipol-dipolkrefter som involverer et hydrogenatom i molekylet er eksepsjonelt sterke, og de resulterende bindingene kalles hydrogenbindinger. Van der Waals-krefter hjelper til med å gi materialene sine fysiske egenskaper ved å påvirke hvordan molekyler i et materiale samhandler og hvor sterkt de holdes sammen.
Intermolekylære bindinger som involverer dipolkrefter er alle basert på elektrostatisk tiltrekning mellom ladede molekyler. Dipolmolekyler har en positiv og en negativ ladning i motsatte ender av molekylet. Den positive enden av ett molekyl kan tiltrekke seg den negative enden av et annet molekyl for å danne en dipol-dipolbinding.
Når nøytrale molekyler er tilstede i materialet i tillegg til dipolmolekyler, induserer ladningene til dipolmolekylene en ladning i de nøytrale molekylene. For eksempel, hvis den negativt ladede enden av et dipolmolekyl kommer nær et nøytralt molekyl, den negative ladningen frastøter elektronene og tvinger dem til å samles på den andre siden av det nøytrale molekyl. Som et resultat utvikler siden av det nøytrale molekylet nær dipolen en positiv ladning og tiltrekkes av dipolen. De resulterende bindingene kalles dipolinduserte dipolbindinger.
Spredningskrefter i London krever ikke at et polært dipolmolekyl er til stede og virker i alle materialer, men de er vanligvis svært svake. Kraften er sterkere for større og tyngre atomer med mange elektroner enn for små atomer, og den kan bidra til de fysiske egenskapene til materialet.
Detaljer om London Dispersion Force
London-spredningskraften er definert som en svak tiltrekningskraft på grunn av den midlertidige dannelsen av dipoler i to tilstøtende nøytrale molekyler. De resulterende intermolekylære bindingene er også midlertidige, men de dannes og forsvinner kontinuerlig, noe som resulterer i en samlet bindingseffekt.
De midlertidige dipolene dannes når elektronene til et nøytralt molekyl tilfeldigvis samles på den ene siden av molekylet. Molekylet er nå en midlertidig dipol og kan enten indusere en annen midlertidig dipol i et tilstøtende molekyl eller tiltrekkes av et annet molekyl som har dannet en midlertidig dipol alene.
Når molekyler er store med mange elektroner, øker sannsynligheten for at elektronene danner en ujevn fordeling. Elektronene er lenger borte fra kjernen og holdes løst. Det er mer sannsynlig at de samles midlertidig på den ene siden av molekylet, og når en midlertidig dipol dannes, er elektronene til tilstøtende molekyler mer sannsynlig å danne en indusert dipol.
I materialer med dipolmolekyler dominerer de andre Van der Waals-kreftene, men for materialer laget helt opp av nøytrale molekyler, er spredningskreftene i London den eneste aktive intermolekylære krefter. Eksempler på materialer som består av nøytrale molekyler inkluderer edelgassene som neon, argon og xenon. Londons spredningskrefter er ansvarlige for at gassene kondenserer til væsker fordi ingen andre krefter holder gassmolekylene sammen. De letteste edelgassene, som helium og neon, har ekstremt lave kokepunkter fordi spredningsstyrkene i London er svake. Store, tunge atomer som xenon har et høyere kokepunkt fordi Londons spredningskrefter er sterkere for store atomer, og de trekker atomene sammen for å danne en væske på et høyere temperatur. Selv om de vanligvis er relativt svake, kan spredningskreftene i London gjøre en forskjell i den fysiske oppførselen til slike materialer.
