Beschouw een beker gevuld met moleculen in vloeibare toestand. Het kan er aan de buitenkant kalm uitzien, maar als je de kleine elektronen in de beker kon zien bewegen, zouden de dispersiekrachten duidelijk zijn. Ze worden ook dispersiekrachten van Londen genoemd en zijn na Fritz Londen 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, dus de verdeling van elektronen verandert en creëert een tijdelijke dipool.
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 in een baan rond moleculen kunnen bewegen en in de loop van de tijd verschillende ladingsverdelingen hebben. Het ene uiteinde van het molecuul kan positief zijn, terwijl het andere uiteinde negatief kan zijn. Een tijdelijke dipool bestaat wanneer u twee tegengestelde ladingen hebt die dicht bij elkaar liggen. Wanneer het ene molecuul in contact komt met een ander, kan dit ertoe worden aangetrokken. De elektronen van het eerste molecuul kunnen een trek voelen in de richting van de positieve lading van het tweede molecuul, zodat dispersiekrachten in werking zijn. De aantrekkingskracht is echter zwak.
Voorbeeld van dispersiekrachten

Kijkend naar stoffen zoals broom (Br _{2) of dichloor (Cl 2) onthult dispersiekrachten. Een ander veel voorkomend voorbeeld is methaan (CH4). 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 Dipole-Dipole-kracht}

Wanneer polaire moleculen samenkomen, verschijnen dipool-dipoolkrachten. Net als dispersiekrachten trekken tegengestelden elkaar weer aan. Twee moleculen worden tot elkaar aangetrokken omdat ze permanente dipolen hebben. Elektrostatische interacties vinden plaats tussen deze dipolen. De moleculen kunnen op één lijn liggen met de positieve uiteinden die worden aangetrokken door de negatieve. Dipool-dipoolkrachten zijn sterker dan dispersiekrachten.
Hoe de dipool-dipoolkrachten te bepalen

De belangrijkste manier om de 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. Over het algemeen, als dit verschil tussen 0,4 en 1,7 op de elektronegativiteitsschaal valt, is er polariteit en een grote kans op dipool-dipoolkrachten.