London dispersion forces, genoemd naar de Duits-Amerikaanse fysicus Fritz London, zijn een van de drie Van der Waals intermoleculaire krachten die moleculen bij elkaar houden. Ze zijn de zwakste van de intermoleculaire krachten maar worden sterker naarmate de atomen bij de bron van de krachten groter worden. Terwijl de andere Van der Waals-krachten afhankelijk zijn van elektrostatische aantrekking met polaire geladen moleculen, zijn de dispersiekrachten in Londen zelfs aanwezig in materialen die zijn samengesteld uit neutrale moleculen.

TL; DR (te lang; niet gelezen)

Verspreidingskrachten in Londen zijn intermoleculaire krachten die moleculen bij elkaar houden. Ze zijn een van de drie Van der Waals-krachten, maar zijn de enige kracht in materialen die geen polaire dipoolmoleculen hebben. Ze zijn de zwakste van de intermoleculaire krachten, maar worden sterker naarmate de grootte van de atomen in een molecuul toeneemt, en ze spelen een rol in de fysieke eigenschappen van materialen met zware atomen.
Van der Waals Forces

De drie intermoleculaire krachten die voor het eerst werden beschreven door de Nederlandse natuurkundige Johannes Diderik Van der Waals zijn dipool-dipoolkrachten, dipool-geïnduceerde dipoolkrachten en Londense dispersiekrachten. Dipool-dipoolkrachten met een waterstofatoom in het molecuul zijn uitzonderlijk sterk, en de resulterende bindingen worden waterstofbindingen genoemd. Van der Waals-krachten helpen materialen hun fysieke eigenschappen te geven door te beïnvloeden hoe moleculen van een materiaal op elkaar inwerken en hoe sterk ze bij elkaar worden gehouden.

Intermoleculaire bindingen met dipoolkrachten zijn allemaal gebaseerd op elektrostatische aantrekkingskracht tussen geladen moleculen. Dipoolmoleculen hebben een positieve en een negatieve lading aan tegenovergestelde uiteinden van het molecuul. Het positieve uiteinde van een molecuul kan het negatieve uiteinde van een ander molecuul aantrekken om een dipool-dipoolbinding te vormen.

Wanneer naast dipoolmoleculen neutrale moleculen in het materiaal aanwezig zijn, induceren de ladingen van de dipoolmoleculen een lading in de neutrale moleculen. Als het negatief geladen uiteinde van een dipoolmolecuul bijvoorbeeld in de buurt van een neutraal molecuul komt, stoot de negatieve lading de elektronen af, waardoor ze zich aan de andere kant van het neutrale molecuul moeten verzamelen. Als gevolg hiervan ontwikkelt de zijde van het neutrale molecuul dichtbij de dipool een positieve lading en wordt deze aangetrokken door de dipool. De resulterende bindingen worden dipool-geïnduceerde dipoolbindingen genoemd.

Londense dispersiekrachten vereisen niet dat een polair dipoolmolecuul aanwezig is en in alle materialen werkt, maar ze zijn meestal buitengewoon zwak. De kracht is sterker voor grotere en zwaardere atomen met veel elektronen dan voor kleine atomen, en het kan bijdragen aan de fysieke eigenschappen van het materiaal.
London Dispersion Force Details

De London dispersion force wordt gedefinieerd als een zwakke aantrekkingskracht door de tijdelijke vorming van dipolen in twee aangrenzende neutrale moleculen. De resulterende intermoleculaire bindingen zijn ook tijdelijk, maar ze vormen en verdwijnen continu, wat resulteert in een algemeen bindingseffect.

De tijdelijke dipolen worden gevormd wanneer de elektronen van een neutraal molecuul zich toevallig aan één kant van het molecuul verzamelen. Het molecuul is nu een tijdelijke dipool en kan een andere tijdelijke dipool induceren in een aangrenzend molecuul of worden aangetrokken door een ander molecuul dat op zichzelf een tijdelijke dipool heeft gevormd.

Wanneer moleculen groot zijn met veel elektronen, is de kans groot dat de elektronen een ongelijke verdeling vormen neemt toe. De elektronen staan verder weg van de kern en worden losjes vastgehouden. Ze verzamelen zich waarschijnlijk eerder aan één kant van het molecuul, en wanneer een tijdelijke dipool wordt gevormd, vormen de elektronen van aangrenzende moleculen waarschijnlijk een geïnduceerde dipool.

In materialen met dipoolmoleculen, de andere Van der Waals krachten domineren, maar voor materialen die volledig uit neutrale moleculen bestaan, zijn de dispersiekrachten van Londen de enige actieve intermoleculaire krachten. Voorbeelden van materialen die zijn samengesteld uit neutrale moleculen omvatten de edelgassen zoals neon, argon en xenon. De dispersiekrachten van Londen zijn verantwoordelijk voor de condensatie van vloeistoffen in vloeistoffen omdat geen andere krachten de gasmoleculen bij elkaar houden. De lichtste edelgassen, zoals helium en neon, hebben extreem lage kookpunten omdat de dispersiekrachten in Londen zwak zijn. Grote, zware atomen zoals xenon hebben een hoger kookpunt omdat de dispersieve krachten van Londen sterker zijn voor grote atomen, en ze trekken de atomen samen om een vloeistof bij een hogere temperatuur te vormen. Hoewel meestal relatief zwak, kunnen de dispersiekrachten van Londen een verschil maken in het fysieke gedrag van dergelijke materialen