We leggen uit wat Van der Waals-krachten zijn en in welke gevallen ze zich manifesteren. Ook, waarom hebben ze zo'n naam en hun kenmerken.
Wat zijn de Van der Waals-krachten?
Het staat bekend als Van der Waals-krachten of Van der Waals-interacties met een bepaald type aantrekkende of afstotende intermoleculaire krachten, anders dan die welke atomaire bindingen genereren (ionisch, metalen of covalent roostertype) of de elektrostatische aantrekking tussen ionen en anderen moleculen.
Voordat we de verschillende soorten Van der Waals-krachten noemen, is het belangrijk om te begrijpen wat chemische polariteit is. Chemische polariteit is een eigenschap van moleculen die de neiging hebben om elektrische ladingen in hun structuur te scheiden.Het is een eigenschap die nauw verwant is aan intermoleculaire krachten (zoals die van Van der Waals), met de oplosbaarheid en met de punten van fusie ja kokend. Afhankelijk van de polariteit kunnen de moleculen worden ingedeeld in:
- Polaire moleculen. Ze worden gevormd door atomen met zeer verschillende elektronegativiteit. Het atoom met de hoogste elektronegativiteit trekt aan elektronen van de binding en blijft achter met een negatieve ladingsdichtheid. Aan de andere kant zal het atoom met een lagere elektronegativiteit een positieve ladingsdichtheid hebben. Deze verdeling van ladingen zal uiteindelijk leiden tot de vorming van een dipool (systeem van twee ladingen van tegengesteld teken en gelijke grootte).
- Niet-polaire moleculen. Ze zijn opgebouwd uit atomen met gelijke elektronegativiteit, dus alle atomen trekken de elektronen van de binding op dezelfde manier aan.
Een factor die ook de polariteit van een molecuul bepaalt, is moleculaire symmetrie. Er zijn moleculen die bestaan uit atomen met verschillende elektronegativiteit, maar die niet polair zijn. Dit gebeurt omdat wanneer de verschillende ladingsdichtheden van de delen van het molecuul worden toegevoegd, ze opheffen en resulteren in een nul dipoolmoment.
De krachten van Van der Waals manifesteren zich dus op drie specifieke manieren:
- Keesom aantrekkingskrachten (dipool-dipool interacties). Het zijn interacties tussen polaire moleculen, dat wil zeggen permanent gepolariseerd. Deze moleculen hebben dus een positieve pool (met een positieve ladingsdichtheid 𝛅 +) en een negatieve pool (met een negatieve ladingsdichtheid 𝛅–), en ze zijn zo georiënteerd dat de positieve pool de negatieve pool nadert.
- Debye aantrekkingskrachten (permanente dipool-geïnduceerde dipoolinteracties). Ze vinden plaats tussen een polair molecuul en een apolair molecuul, maar dat geeft een geïnduceerde polariteit. Bij dit type interactie induceert de dipool een voorbijgaande dipool in het apolaire molecuul.
- London verstrooiingskrachten (geïnduceerde dipool-geïnduceerde dipool). Het zijn interacties die plaatsvinden tussen apolaire moleculen. De beweging van elektronen in deze moleculen induceert voorbijgaande dipolen, wat enige aantrekkingskracht tussen hen veroorzaakt. Het zijn zeer zwakke interacties.
Al deze intermoleculaire krachten staan bekend als Van der Waals-krachten, een naam die een eerbetoon is aan de Nederlandse natuurkundige Johannes Diderik van der Waals (1837-1923), de eerste die hun effecten voorstelde in de toestandsvergelijkingen van een gas (bekend als de Van der Waals-vergelijking) in 1873. Voor deze bevinding kreeg hij in 1910 de Nobelprijs voor de natuurkunde.
Kenmerken van de Van der Waals-strijdkrachten
Van der Waals-krachten groeien met de lengte van het niet-polaire uiteinde van een stof.
Van der Waals-krachten zijn over het algemeen zwak in vergelijking met de chemische verbindingen gewoon, wat niet verhindert dat ze fundamenteel zijn voor verschillende gebieden van fysiek, de biologie en techniek. Dankzij hen velen chemische bestanddelen kan worden gedefinieerd.
Van der Waals' krachten groeien mee met de lengte van het niet-polaire uiteinde van a substantie, omdat ze worden veroorzaakt door correlaties tussen fluctuerende polarisaties tussen atomen, moleculen of nabijgelegen oppervlakken, een gevolg van kwantumdynamica.
Ze vertonen anisotropie, dat wil zeggen dat hun eigenschappen variëren afhankelijk van de oriëntatie van de moleculen: het hangt er vaak van af of ze aantrekkelijk of afstotend zijn.
Deze krachten zijn de zwakste die optreden tussen moleculen in de natuur: Er is slechts 0,1 tot 35 kJ / mol energie nodig om ze te overwinnen. Ze zijn echter cruciaal voor de vorming van eiwit.