Beschrijving van dispersiekracht

Dispersion krachten van de van der Waals krachten van aantrekking of afstoting tussen moleculen . Ook bekend als London dispersie krachten , ze optreden tijdens de tijdelijke veranderingen in de elektronenwolk dichtheid rond atomen en moleculen , of polaire of apolaire . De London dispersie kracht is vernoemd naar de Duitse Amerikaanse fysicus , Fritz London , die voor het eerst legde de aantrekkingskracht tussen edelgas atomen . Deze kracht wordt ook wel een geïnduceerde dipool - geïnduceerde dipool attractie. Het is de zwakste intermoleculaire kracht omdat het slechts een tijdelijke aantrekkingskracht die ontstaat wanneer de elektronen in twee aangrenzende atomen maken de atomen tijdelijke dipolen . Daarentegen intramoleculaire bindingen veel sterker . Polariseerbaarheid

polariseerbaarheid ( het gemak waarmee elektronenverdeling rond een atoom of molecuul kan vervormen ) leidt tot sterkere dispersie krachten tussen moleculen . De elektronen in een molecuul een voortdurend veranderende cloud . In een niet-polair molecuul , worden de elektronen gelijk verdeeld , maar soms ene of de andere een overmaat van elektronendichtheid krijgen . Wanneer een ander molecuul benadert , kan het op deze dipool voelen . De elektronen rond de tweede molecule dan herschikken zelf zodat er een gunstige interactie tussen beide . Hoewel alle moleculen hebben dispersie krachten , zijn ze meestal nog steeds zeer zwak en de gevolgen ervan niet manifesteren als de moleculen bij elkaar gehouden worden door sterkere krachten , bijvoorbeeld via een netwerkkabel covalente bindingen of grote , permanente dipolen . Echter , kan een tijdelijke of voorbijgaande dipoolmoment een dipoolmoment
Moleculaire Vorm

induceren in een nabijgelegen molecuul , waardoor het te worden aangetrokken tot het eerste molecuul. De vorm moleculen beïnvloedt hoe sterk dispersie krachten tussen hen. Moleculen die een vloeistof bij kamertemperatuur vormen tonen sterker dispersiekrachten dan gelijkwaardige moleculen van hetzelfde molecuulgewicht die polaire zijn . Bijvoorbeeld cylindervormige n - pentaan moleculen ( waarbij een vloeistof omvatten ) in contact met elkaar effectiever dan meer sferische neopentaan moleculen ( die overblijven als gas ) .
Molecuulgrootte

de kracht van dispersie krachten varieert als het molecuul groter wordt . Grotere , zwaardere atomen en moleculen vertonen sterker dispersiekrachten dan kleinere , lichtere omdat de grotere atomen en moleculen valentie elektronen die verder van de kern . Hun minder - strakke constructie kunnen ze gemakkelijker te vormen tijdelijke dipolen .
Fysieke effecten

Dispersion krachten bepalen of , en onder welke voorwaarden , een stof een vloeistof of vaste stof. Ze veroorzaken polaire stoffen condenseren vloeistoffen en vaste stoffen in bevriezen wanneer de temperatuur voldoende is verlaagd . Bijvoorbeeld , het kookpunt geeft aan hoe sterk de intermoleculaire krachten zijn . Moleculen die bestaan ​​uit grote atomen (bijvoorbeeld , broom , jodium ) zijn zeer polariseerbare en onderhevig aan sterke dispersie krachten . Zo , die onderaan de halogeen -groep in het periodiek systeem , het smelten en kookpunten toename . Hoe meer elektronen in het molecuul , hoe groter de spreiding intermoleculaire krachten . Jodium , waarvan 106 elektronen heeft per molecuul , veroorzaakt meer tijdelijke dipolen dan andere moleculen en daarom heeft het hoogste smeltpunt : 183 graden Celsius

.