Hvordan holder Van Der Waals Force Hold Molecules Together?

Van der Waals styrker danner elektrostatiske bindinger mellem molekyler. Intermolekylære bindinger, herunder Van der Waals-bindinger, holder molekylerne sammen i væsker og faste stoffer og er ansvarlige for fænomener som overfladespændingen i væsker og krystaller i faste stoffer. De intermolekylære kræfter er meget svagere end de interne kræfter, der holder atomer sammen i molekyler, men de er stadig stærke nok til at påvirke adfærd og egenskaber ved mange materialer.

TL; DR (for længe, ​​ikke læst )

Elektrostatiske Van de Waals styrker virker mellem molekyler for at danne svage bindinger. Typen af ​​Van der Waals-kræfter, stærkeste til svageste, er dipol-dipolkræfter, dipolinduserede dipolkræfter og London-dispersionskræfterne. Hydrogenbindingen er baseret på en type dipole-dipol kraft, der er særligt kraftig. Disse kræfter hjælper med at bestemme materialernes fysiske egenskaber.

Typer af van der Waals Forces

Tre typer Van der Waals styrker, stærkeste til svageste, er dipol dipole kræfter, dipol induceret dipol kræfter og London-spredningskræfterne. Dipoler er polære molekyler med negativt og positivt ladede poler i modsatte ender af molekylet. Den negative pol i et molekyle tiltrækker det positive pol i et andet molekyle, der danner en elektrostatisk dipol-dipolbinding.

Når et ladet dipolmolekyle kommer tæt på et neutralt molekyle, inducerer det en modsat ladning i det neutrale molekyle, og de modsatte ladninger tiltrækker at danne en dipol-induceret dipolbinding. Når to neutrale molekyler bliver midlertidige dipoler, fordi deres elektroner tilfældigvis indsamles på den ene side af molekylet, tiltrækkes de neutrale molekyler med elektrostatiske kræfter kaldet London-dispersionskræfterne, og de kan danne en tilsvarende binding.

London-dispersion kræfter er svage i små molekyler, men de stiger i styrke i større molekyler, hvor mange af elektronerne er forholdsvis langt væk fra den positivt ladede kerne og er fri til at bevæge sig rundt. Som et resultat heraf kan de samle sig på en asymmetrisk måde omkring molekylet, hvilket skaber den midlertidige dipoleffekt. For store molekyler bliver London-spredningskræfterne en væsentlig faktor i deres adfærd.

Når et dipolmolekyle indeholder et hydrogenatom, kan det danne en særlig stærk dipol-dipolbinding, fordi hydrogenatomet er lille, og positiv ladning er koncentreret. Den øgede styrke af bindingen gør dette til en særlig sag kaldet hydrogenbinding.

Hvordan Van der Waals Forces påvirker materialer

I gasser ved stuetemperatur er molekyler for langt fra hinanden og har for meget energi, der skal påvirkes af intermolekylære Van der Waals-styrker. Disse kræfter bliver vigtige for væsker og faste stoffer, fordi molekylerne har mindre energi og er tættere på hinanden. Van der Waals styrker er blandt de intermolekylære kræfter, som holder væsker og faste stoffer sammen og giver dem deres karakteristiske egenskaber.

I væsker er intermolekylære kræfter stadig for svage til at holde molekylerne på plads. Molekylerne har nok energi til gentagne gange at lave og bryde de intermolekylære bindinger, glide forbi hinanden og tage form af deres beholder. For eksempel består bipolmolekylerne af et negativt ladet oxygenatom og to positivt ladede hydrogenatomer i vand. Vanddipolerne danner stærke hydrogenbindinger, der holder vandmolekylerne sammen. Som følge heraf har vandet en høj overfladespænding, en høj fordampningsvarme og et forholdsvis højt kogepunkt for molekylets vægt.

I faste stoffer har atomerne for lidt energi til at bryde bindingen af de intermolekylære kræfter, og de holdes sammen med lidt bevægelse. Ud over Van der Waals-styrker kan adfærd af molekylerne af faste stoffer påvirkes af andre intermolekylære kræfter, såsom dem der danner ioniske eller metalliske bindinger. Kræfterne holder molekylerne af faste stoffer i krystalgittere, såsom diamanter, i metaller som kobber, i homogene faste stoffer, såsom glas eller i fleksible faste stoffer, såsom plast. Mens de stærke kemiske bindinger, der holder atomer sammen i molekyler, bestemmer materialernes kemiske egenskaber, påvirker de intermolekylære kræfter, herunder Van der Waals-styrkerne de fysiske egenskaber.