Van der Waals krachten vormen elektrostatische bindingen tussen moleculen. Intermoleculaire bindingen, waaronder Van der Waals-bindingen, houden de moleculen bij elkaar in vloeistoffen en vaste stoffen en zijn verantwoordelijk voor fenomenen zoals de oppervlaktespanning in vloeistoffen en kristallen in vaste stoffen. De intermoleculaire krachten zijn veel zwakker dan de interne krachten die atomen samenhouden in moleculen, maar ze zijn nog steeds sterk genoeg om het gedrag en de eigenschappen van veel materialen te beïnvloeden.

TL; DR (te lang; las niet )

Elektrostatische Van de Waals-krachten werken tussen moleculen om zwakke bindingen te vormen. De soorten Van der Waals krachten, de sterkste tot de zwakste, zijn dipool-dipoolkrachten, dipool-geïnduceerde dipoolkrachten en de Londense dispersiekrachten. De waterstofbrug is gebaseerd op een type dipool-dipoolkracht die bijzonder krachtig is. Deze krachten helpen de fysische eigenschappen van materialen te bepalen.

Typen Van der Waals Krachten

Drie soorten Van der Waals krachten, sterkste tot zwakste, zijn dipool-dipoolkrachten, dipool-geïnduceerde dipool strijdkrachten en de Londense dispersiekrachten. Dipolen zijn polaire moleculen met negatief en positief geladen polen aan tegenovergestelde uiteinden van het molecuul. De negatieve pool van één molecuul trekt de positieve pool van een ander molecuul aan, en vormt een elektrostatische dipool-dipool-binding.

Wanneer een geladen dipoolmolecuul in de buurt komt van een neutraal molecuul, induceert het een tegenovergestelde lading in het neutrale molecuul, en de tegengestelde ladingen trekken aan om een ​​dipool-geïnduceerde dipoolverbinding te vormen. Wanneer twee neutrale moleculen tijdelijke dipolen worden omdat hun elektronen zich toevallig aan één kant van het molecuul verzamelen, worden de neutrale moleculen aangetrokken door elektrostatische krachten die de Londense dispersiekrachten worden genoemd, en ze kunnen een overeenkomstige binding vormen.

Londense dispersie krachten zijn zwak in kleine moleculen, maar ze nemen toe in kracht in grotere moleculen waar veel van de elektronen relatief ver weg zijn van de positief geladen kern en vrij zijn om te bewegen. Als gevolg hiervan kunnen ze zich asymmetrisch verzamelen rond het molecuul, waardoor het tijdelijke dipooleffect ontstaat. Voor grote moleculen worden de dispersiekrachten in Londen een significante factor in hun gedrag.

Wanneer een dipoolmolecuul een waterstofatoom bevat, kan het een bijzonder sterke dipool-dipoolbinding vormen, omdat het waterstofatoom klein is en de positieve lading is geconcentreerd. De toegenomen sterkte van de binding maakt dit een speciaal geval dat de waterstofbrug wordt genoemd.

Hoe Van der Waalskrachten materialen beïnvloeden

In gassen op kamertemperatuur zijn moleculen te ver uit elkaar en hebben te veel energie te beïnvloeden door intermoleculaire Van der Waals-krachten. Deze krachten worden belangrijk voor vloeistoffen en vaste stoffen omdat de moleculen minder energie hebben en dichter bij elkaar staan. De Van der Waals-krachten behoren tot de intermoleculaire krachten die vloeistoffen en vaste stoffen samenhouden en geven hun karakteristieke eigenschappen.

In vloeistoffen zijn de intermoleculaire krachten nog te zwak om de moleculen op hun plaats te houden. De moleculen hebben genoeg energie om de intermoleculaire bindingen herhaaldelijk te maken en te verbreken, langs elkaar heen glijden en de vorm van hun container aannemen. In water zijn de bipoolmoleculen bijvoorbeeld opgebouwd uit een negatief geladen zuurstofatoom en twee positief geladen waterstofatomen. De waterdipolen vormen sterke waterstofbruggen die de watermoleculen bij elkaar houden. Als gevolg hiervan heeft water een hoge oppervlaktespanning, een hoge verdampingswarmte en een relatief hoog kookpunt voor het gewicht van het molecuul.

In vaste stoffen hebben de atomen te weinig energie om de bindingen te verbreken de intermoleculaire krachten, en ze worden samengehouden met weinig beweging. Naast de Van der Waals-krachten kan het gedrag van de moleculen van vaste stoffen worden beïnvloed door andere intermoleculaire krachten, zoals die welke ionische of metalen bindingen vormen. De krachten houden de moleculen van vaste stoffen in kristalroosters zoals diamanten, in metalen zoals koper, in homogene vaste stoffen zoals glas of in flexibele vaste stoffen zoals kunststoffen. Hoewel de sterke chemische bindingen die atomen samenhouden in moleculen de chemische eigenschappen van materialen bepalen, beïnvloeden de intermoleculaire krachten inclusief de Van der Waals-krachten de fysieke kenmerken.