MevrouwLead/iStock/GettyImages

Beschouw een bekerglas gevuld met moleculen in vloeibare toestand. Aan de buitenkant ziet het er misschien rustig uit, maar als je de kleine elektronen in het bekerglas zou kunnen zien bewegen, zouden de dispersiekrachten duidelijk zijn. Ook wel Londense dispersiekrachten genoemd, naar Fritz London, het zijn elektrostatische aantrekkingskrachten tussen de elektronen. Elk molecuul vertoont een bepaalde 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 de elektronen verandert en er een tijdelijke dipool ontstaat.

Wat veroorzaakt verspreidingskrachten

Wat veroorzaakt verspreidingskrachten

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 spreidingskrachten zijn zwak, terwijl de dipool-dipoolkrachten sterker zijn.

De elektronen die rond moleculen cirkelen, 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 als er twee tegengestelde ladingen zijn die dicht bij elkaar liggen. Wanneer een molecuul in contact komt met een ander molecuul, kan het zich ertoe aangetrokken voelen. De elektronen van het eerste molecuul kunnen een aantrekkingskracht voelen in de richting van de positieve lading van het tweede molecuul, dus er zijn dispersiekrachten in werking. De aantrekkingskracht is echter zwak.

Voorbeeld van verspreidingskrachten

Voorbeeld van verspreidingskrachten

Als je naar stoffen als broom (Br2) of dichloor (Cl2) kijkt, zie je dispersiekrachten. Een ander veelvoorkomend 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 dipool-dipoolkracht

Wat veroorzaakt een dipool-dipoolkracht

Wanneer polaire moleculen samenkomen, verschijnen er dipool-dipoolkrachten. Net als bij spreidingskrachten trekken tegenpolen elkaar weer aan. Twee moleculen worden tot elkaar aangetrokken omdat ze permanente dipolen hebben. Er vinden elektrostatische interacties 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 dipool-dipoolkrachten te bepalen

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. Als dit verschil op de elektronegativiteitsschaal tussen 0,4 en 1,7 ligt, is er over het algemeen sprake van polariteit en is de kans groot dat er dipool-dipoolkrachten bestaan.