Inhoud
- TL; DR (te lang; niet gelezen)
- Soorten Van der Waals-strijdkrachten
- De invloed van Van der Waals op materialen
Van der Waals krachten vormen elektrostatische bindingen tussen moleculen. Intermoleculaire bindingen, waaronder Van der Waals-bindingen, houden de moleculen samen in vloeistoffen en vaste stoffen en zijn verantwoordelijk voor verschijnselen zoals de oppervlaktespanning in vloeistoffen en kristallen in vaste stoffen. De intermoleculaire krachten zijn veel zwakker dan de interne krachten die atomen bij elkaar houden in moleculen, maar ze zijn nog steeds sterk genoeg om het gedrag en de eigenschappen van veel materialen te beïnvloeden.
TL; DR (te lang; niet gelezen)
Elektrostatische Van de Waal-krachten werken tussen moleculen en vormen zwakke bindingen. De typen Van der Waals-krachten, sterkst tot zwakst, zijn dipool-dipoolkrachten, dipool-geïnduceerde dipoolkrachten en de dispersiekrachten van Londen. De waterstofbinding is gebaseerd op een type dipool-dipoolkracht die bijzonder krachtig is. Deze krachten helpen bij het bepalen van de fysieke eigenschappen van materialen.
Soorten Van der Waals-strijdkrachten
Drie soorten Van der Waals-krachten, sterkst tot zwakst, zijn dipool-dipoolkrachten, door dipool geïnduceerde dipoolkrachten en de dispersiekrachten van Londen. Dipolen zijn polaire moleculen met negatief en positief geladen polen aan tegenovergestelde uiteinden van het molecuul. De negatieve pool van een molecuul trekt de positieve pool van een ander molecuul aan en vormt een elektrostatische dipool-dipoolbinding.
Wanneer een geladen dipoolmolecuul dichtbij een neutraal molecuul komt, induceert het een tegengestelde lading in het neutrale molecuul, en de tegengestelde ladingen trekken aan om een dipool-geïnduceerde dipoolbinding te vormen. Wanneer twee neutrale moleculen tijdelijke dipolen worden omdat hun elektronen zich aan één kant van het molecuul verzamelen, worden de neutrale moleculen aangetrokken met elektrostatische krachten die de dispersiekrachten van Londen worden genoemd, en kunnen ze een overeenkomstige binding vormen.
De dispersiekrachten van Londen zijn zwak in kleine moleculen, maar ze worden sterker in grotere moleculen waar veel van de elektronen relatief ver verwijderd zijn van de positief geladen kern en vrij kunnen bewegen. Als gevolg hiervan kunnen ze zich op een asymmetrische manier rond het molecuul verzamelen, waardoor het tijdelijke dipooleffect ontstaat. Voor grote moleculen worden de dispersiekrachten van Londen een belangrijke 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 geconcentreerd is. De verhoogde sterkte van de binding maakt dit een speciaal geval genaamd de waterstofbinding.
De invloed van Van der Waals op materialen
In gassen bij kamertemperatuur staan moleculen te ver uit elkaar en hebben ze te veel energie om te worden beïnvloed 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 bij elkaar houden en hun hun karakteristieke eigenschappen geven.
In vloeistoffen zijn intermoleculaire krachten nog steeds te zwak om de moleculen op hun plaats te houden. De moleculen hebben voldoende energie om de intermoleculaire bindingen herhaaldelijk te maken en te breken, langs elkaar te glijden en de vorm aan te nemen van hun container. In water bestaan de bipoolmoleculen bijvoorbeeld uit een negatief geladen zuurstofatoom en twee positief geladen waterstofatomen. De waterdipolen vormen sterke waterstofbruggen die de watermoleculen bij elkaar houden. Als resultaat 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 van de intermoleculaire krachten te verbreken en worden ze samengehouden met weinig beweging. Naast de Van der Waals-krachten kan het gedrag van de vaste moleculen worden beïnvloed door andere intermoleculaire krachten, zoals die welke ionische of metaalachtige bindingen vormen. De krachten houden de moleculen van vaste stoffen vast in kristalroosters zoals diamanten, in metalen zoals koper, in homogene vaste stoffen zoals glas of in flexibele vaste stoffen zoals kunststoffen. Terwijl de sterke chemische bindingen die atomen bij elkaar houden in moleculen de chemische eigenschappen van materialen bepalen, beïnvloeden de intermoleculaire krachten inclusief de Van der Waals-krachten de fysische eigenschappen.