Definitie van de London Dispersion Force

De dispersiekracht van Londen is een zwakke intermoleculaire kracht tussen twee atomen of moleculen dicht bij elkaar. De kracht is een kwantumkracht die wordt gegenereerd door elektronenafstoting tussen de elektronenwolken van twee atomen of moleculen wanneer ze elkaar naderen.

De dispersiekracht van Londen is de zwakste van de van der Waals-krachten en is de kracht die ervoor zorgt dat niet-polaire atomen of moleculen condenseren in vloeistoffen of vaste stoffen wanneer de temperatuur wordt verlaagd. Hoewel het zwak is, van de drie van der Waals-krachten (oriëntatie, inductie en dispersie), zijn de dispersiekrachten meestal dominant. De uitzondering is voor kleine, gemakkelijk gepolariseerde moleculen, zoals watermoleculen.

De kracht dankt zijn naam omdat Fritz London voor het eerst heeft uitgelegd hoe nobele gasatomen in 1930 tot elkaar konden worden aangetrokken. Zijn verklaring was gebaseerd op de tweede-orde perturbatietheorie. Londense troepen (LDF) worden ook wel dispersiekrachten, instantane dipoolkrachten of geïnduceerde dipoolkrachten genoemd. De dispersiekrachten van Londen kunnen soms los worden aangeduid als van der Waals-troepen.

Oorzaken van dispersies van Londen

Als je denkt aan elektronen rond een atoom, beeld je je waarschijnlijk kleine bewegende puntjes in, op gelijke afstand van elkaar rond de atoomkern. Elektronen zijn echter altijd in beweging en soms zijn er meer aan de ene kant van een atoom dan aan de andere. Dit gebeurt rond elk atoom, maar het is meer uitgesproken in verbindingen omdat elektronen de aantrekkelijke aantrekkingskracht van de protonen van aangrenzende atomen voelen. De elektronen van twee atomen kunnen zo worden gerangschikt dat ze tijdelijke (onmiddellijke) elektrische dipolen produceren. Hoewel de polarisatie tijdelijk is, is het voldoende om de manier waarop atomen en moleculen met elkaar omgaan te beïnvloeden. Door het inductieve effect, of -I effect, treedt een permanente polarisatietoestand op.

London Dispersion Force Feiten

Dispersiekrachten treden op tussen alle atomen en moleculen, ongeacht of ze polair of niet-polair zijn. De krachten spelen een rol wanneer de moleculen heel dicht bij elkaar liggen. De dispersiekrachten in Londen zijn echter over het algemeen sterker tussen gemakkelijk gepolariseerde moleculen en zwakker tussen moleculen die niet gemakkelijk gepolariseerd zijn.

De grootte van de kracht is gerelateerd aan de grootte van het molecuul. Dispersiekrachten zijn sterker voor grotere en zwaardere atomen en moleculen dan voor kleinere en lichtere. Dit komt omdat de valentie-elektronen zich verder van de kern bevinden in grote atomen / moleculen dan in kleine, dus ze zijn niet zo nauw gebonden aan de protonen.

De vorm of conformatie van een molecuul beïnvloedt de polariseerbaarheid ervan. Het lijkt op het in elkaar passen van blokken of het spelen van Tetris, een videogame - voor het eerst geïntroduceerd in 1984 - met bijpassende tegels. Sommige vormen zullen van nature beter op elkaar aansluiten dan andere.

Gevolgen van de verspreiding van Londen

De polariseerbaarheid beïnvloedt hoe gemakkelijk atomen en moleculen bindingen met elkaar vormen, dus het beïnvloedt ook eigenschappen zoals smeltpunt en kookpunt. Als u bijvoorbeeld Cl₂ (chloor) en Br2 (broom), je zou verwachten dat de twee verbindingen zich hetzelfde gedragen omdat ze beide halogenen zijn. Chloor is echter een gas bij kamertemperatuur, terwijl broom een ​​vloeistof is. Dit komt omdat de dispersiekrachten in Londen tussen de grotere broomatomen ze voldoende dichtbij brengen om een ​​vloeistof te vormen, terwijl de kleinere chlooratomen voldoende energie hebben om het molecuul gasvormig te houden.