Innhold
- TL; DR (for lang; ikke lest)
- Typer Van der Waals styrker
- Hvordan Van der Waals krefter påvirker materialer
Van der Waals krefter danner elektrostatiske bindinger mellom molekyler. Intermolekylære bindinger inkludert Van der Waals-bindinger holder molekylene sammen i væsker og faste stoffer og er ansvarlige for fenomener som overflatespenning i væsker og krystaller i faste stoffer. De intermolekylære kreftene er mye svakere enn de indre kreftene som holder atomer sammen i molekyler, men de er fortsatt sterke nok til å påvirke atferden og egenskapene til mange materialer.
TL; DR (for lang; ikke lest)
Elektrostatiske Van de Waals-krefter virker mellom molekyler for å danne svake bindinger. Typene av Van der Waals-styrker, sterkest til svakest, er dipol-dipol-krefter, dipol-induserte dipol-krefter og London-spredningskreftene. Hydrogenbindingen er basert på en type dipol-dipolkraft som er spesielt kraftig. Disse kreftene er med på å bestemme de fysiske egenskapene til materialer.
Typer Van der Waals styrker
Tre typer Van der Waals-styrker, sterkest til svakest, er dipol-dipol-krefter, dipol-induserte dipol-krefter og London-spredningskreftene. Dipoler er polare molekyler med negativt og positivt ladede poler i motsatte ender av molekylet. Den negative polen til ett molekyl tiltrekker seg den positive polen til et annet molekyl, og danner en elektrostatisk dipol-dipolbinding.
Når et ladet dipolmolekyl kommer nær et nøytralt molekyl, induserer det en motsatt ladning i det nøytrale molekylet, og de motsatte ladningene tiltrekker seg for å danne en dipolindusert dipolbinding. Når to nøytrale molekyler blir midlertidige dipoler fordi deres elektroner tilfeldigvis samles på den ene siden av molekylet, tiltrekkes de nøytrale molekylene av elektrostatiske krefter kalt London-spredningskreftene, og de kan danne en tilsvarende binding.
Londons spredningskrefter er svake i små molekyler, men de øker i styrke i større molekyler der mange av elektronene er relativt langt borte fra den positivt ladede kjernen og står fritt til å bevege seg rundt. Som et resultat kan de samle seg på en asymmetrisk måte rundt molekylet, og skape den midlertidige dipoleffekten. For store molekyler blir Londons spredningskrefter en betydelig faktor i deres oppførsel.
Når et dipolmolekyl inneholder et hydrogenatom, kan det danne en spesielt sterk dipol-dipolbinding, fordi hydrogenatom er lite og den positive ladningen er konsentrert. Den økte styrken av bindingen gjør dette til et spesielt tilfelle som kalles hydrogenbindingen.
Hvordan Van der Waals krefter påvirker materialer
I gasser ved romtemperatur er molekyler for langt fra hverandre og har for mye energi til å bli påvirket av intermolekylære Van der Waals-krefter. Disse kreftene blir viktige for væsker og faste stoffer fordi molekylene har mindre energi og er nærmere hverandre. Van der Waals-kreftene er blant de intermolekylære kreftene som holder væsker og faste stoffer sammen og gir dem sine karakteristiske egenskaper.
I væsker er intermolekylære krefter fremdeles for svake til å holde molekylene på plass. Molekylene har nok energi til gjentatte ganger å lage og bryte de intermolekylære bindinger, glide forbi hverandre og ta form av beholderen. For eksempel består bipolmolekylene i vann av et negativt ladet oksygenatom og to positivt ladede hydrogenatomer. Vanndipolene danner sterke hydrogenbindinger som holder vannmolekylene sammen. Som et resultat har vann en høy overflatespenning, en høy fordampningsvarme og et relativt høyt kokepunkt for molekylets vekt.
I faste stoffer har atomene for lite energi til å bryte bindingene til de intermolekylære kreftene, og de holdes sammen med liten bevegelse. I tillegg til Van der Waals-krefter, kan oppførselen til molekylene i faste stoffer påvirkes av andre intermolekylære krefter, så som de som danner ioniske eller metalliske bindinger. Kreftene holder molekylene av faste stoffer i krystallgitter som diamanter, i metaller som kobber, i homogene faste stoffer som glass eller i fleksible faste stoffer som plast. Mens de sterke kjemiske bindingene som holder atomer sammen i molekyler bestemmer de kjemiske egenskapene til materialer, påvirker de intermolekylære kreftene inkludert Van der Waals-kreftene de fysiske egenskapene.