Vanderwaalskrachten

Chemische binding
Moleculaire stoffen, Intramoleculair Covalente binding Moleculaire stoffen, Intermoleculair Vanderwaalskrachten Waterstofbrug Zouten Ionbinding Ion-dipoolkrachten Metalen Metaalbinding Covalente netwerken Covalente binding Theorieën Lewistheorie Valentiebindingstheorie VSEPR-theorie Molecuulorbitaaltheorie Eigenschappen Bindingslengte Bindingshoek Bindingsenthalpie Bindingsorde Elektronegativiteit Roosterenthalpie
Portaal   Scheikunde

De vanderwaalskrachten zijn zwakke tot zeer zwakke krachten tussen atomen of moleculen, genoemd naar de Nederlandse natuurkundige Johannes Diderik van der Waals. In ruime zin omvat het begrip alle krachten die niet het gevolg zijn van covalente bindingen of elektrostatische krachten tussen ionen. Men onderscheidt drie soorten vanderwaalskrachten:

• De Keesom-krachten tussen twee dipolen
• De Debye-krachten tussen een dipool en een geïnduceerde dipool
• De Londonkrachten (ook: London-dispersiekrachten) tussen tijdelijk gepolariseerde moleculen

In enge zin duidt men met vanderwaalskrachten enkel de laatste soort krachten aan. Die zijn in eerste benadering geïnduceerde dipoolinteracties, in tegenstelling tot de elektrostatische interacties tussen ionen en tussen permanente dipolen. In de theoretisch-scheikundige vakliteratuur wordt tegenwoordig de som van elektrostatische-, inductie-, exchange-, en Londonkrachten aangeduid met vanderwaalskrachten.

Op macroniveau worden deze krachten wel aangeduid als cohesie en adhesie.

Eigenschappen

De kracht is relatief klein; de grootte ervan hangt sterk af van het gemak waarmee de elektronenwolk vervormd kan worden (polariseerbaarheid), om zo de tijdelijke dipolen te vormen. Grote atomen of moleculen zijn eenvoudig polariseerbaar: ze bezitten veel elektronen, waarvan een gedeelte zich ver van de atoomkern bevindt, en dus zijn de vanderwaalskrachten groter. De halogenen en hun verbindingen zijn in dit opzicht interessante systemen om te beschouwen wat betreft de vanderwaalskrachten. Fluor (F₂) bezit relatief weinig elektronen, ondervindt dus een vrij kleine kracht en is daarom gasvormig. Dijood (I₂) bezit relatief veel elektronen, ondervindt een veel grotere kracht en is bijgevolg een vaste stof. Chloorgas ligt dichter bij fluor en is ook gasvormig, maar heeft een hoger kookpunt (-34,0 °C voor Cl₂; -188,13 °C voor F₂). Het is bijgevolg ook gasvormig. Dibroom (Br₂) ligt qua elektronendichtheid dichter tegen dijood aan en is dus vloeibaar. Het kookpunt ligt dan ook lager dan dat van dijood (58,8 °C voor Br₂; 184,2 °C voor I₂), maar hoger dan dat van dichloor.

Ook de vorm van het molecuul is van belang, indien er een goed (dicht) contact tussen de verschillende moleculen mogelijk is, dus als het molecuul erg regelmatig van vorm is en geen uitstulpingen bevat, is de vanderwaalskracht groter.

Grootte van de vanderwaalskrachten

De grootte van de vanderwaalskrachten neemt toe naarmate:

• er meer elektronen in de moleculen voorkomen (in eerste benadering is het aantal elektronen evenredig met de molecuulmassa).
• de moleculen een grotere omvang hebben.
• de moleculen elkaar beter kunnen benaderen (onder andere dankzij een goed contactoppervlak en een regelmatige vorm).

Een vuistregel is dat omvangrijke moleculen met een regelmatige vorm elkaar sterker aantrekken dan kleine moleculen met een grillige en vertakte vorm.

Tussen zeer grote moleculen kunnen de vanderwaalskrachten zelfs sterker zijn dan de intramoleculaire krachten. Zulke stoffen kan men in normale omstandigheden niet zonder te ontleden aan het koken brengen. Voorbeelden zijn suiker, PBr₅ en paraffine.