Dispersietroepen, ook bekend als Londense dispersiekrachten, komen voor als gevolg van de tijdelijke, fluctuerende dipolen die zich voordoen in alle moleculen, zelfs niet -polaire. Hier is een uitsplitsing:

1. Elektronenschommelingen:

* Elektronen in atomen en moleculen zijn constant in beweging.

* Op elk moment kunnen de elektronen ongelijkmatig worden verdeeld, waardoor een tijdelijk, onmiddellijk dipoolmoment ontstaat.

* Dit betekent dat één kant van het molecuul een enigszins negatieve lading heeft, terwijl de andere kant een enigszins positieve lading heeft.

2. Geïnduceerde dipolen:

* Deze tijdelijke dipool in één molecuul kan een tijdelijke dipool in een naburig molecuul induceren.

* Het negatieve uiteinde van het eerste molecuul steert de elektronen in het naburige molecuul af, waardoor ze enigszins verschuiven en een dipool in het tweede molecuul creëren.

* Deze geïnduceerde dipolen zijn tijdelijk en veranderen voortdurend, maar ze creëren een zwakke aantrekkingskracht tussen de moleculen.

3. Attractie:

* Het positieve uiteinde van één molecuul wordt aangetrokken door het negatieve uiteinde van het naburige molecuul.

* Deze zwakke aantrekkingskracht wordt een dispersiekracht genoemd.

factoren die de dispersiekrachten beïnvloeden:

* Grootte en polariseerbaarheid: Grotere moleculen met meer elektronen zijn gemakkelijker gepolariseerd, wat betekent dat ze een sterkere neiging hebben om tijdelijke dipolen te ontwikkelen. Dit leidt tot sterkere dispersiekrachten.

* Vorm: Lange, lineaire moleculen hebben sterkere dispersiekrachten dan compacte, sferische moleculen omdat hun elektronen gemakkelijker over de lengte van het molecuul kunnen bewegen.

Over het algemeen zijn dispersiekrachten het zwakste type intermoleculaire kracht, maar ze zijn aanwezig in alle moleculen. Ze zijn verantwoordelijk voor de condensatie van gassen in vloeistoffen en de stolling van vloeistoffen in vaste stoffen.