Londense dispersiekrachten, genoemd naar de Duits-Amerikaanse natuurkundige 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 aan de bron van de krachten groter worden. Terwijl de andere Van der Waals-krachten afhankelijk zijn van elektrostatische aantrekking met polar-charged moleculen, zijn de Londense dispersiekrachten zelfs aanwezig in materialen die bestaan ​​uit neutrale moleculen.

TL; DR (te lang; las niet)

Londense dispersiekrachten zijn intermoleculaire krachten van aantrekkingskrachthoudende moleculen bij elkaar. Ze zijn een van de drie Van der Waals-krachten, maar zijn de enige kracht die aanwezig is 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 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 waterstofbruggen genoemd. Van der Waals-krachten helpen materialen hun fysieke eigenschappen te geven door te beïnvloeden hoe moleculen van een materiaal met elkaar interageren en hoe sterk ze bij elkaar worden gehouden.

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

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

London-dispersiekrachten vereisen niet dat een polair dipoolmolecuul aanwezig is en werkt in alle materialen, 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 kenmerken van het materiaal.

Londen Dispersie Force Details

De Londense dispersiekracht is 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, resulterend in een algeheel hechtingseffect.

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

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

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