Vanderwaalskrachten

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Chemische binding
Moleculaire stoffen (intramoleculair)

Moleculaire stoffen (intermoleculair)

Zouten

Metalen

Covalente netwerken

Theorieën

Eigenschappen

Portaal  Portaalicoon  Scheikunde

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

In engere zin worden met 'vanderwaalskrachten' de krachten aangeduid die het gevolg zijn van interacties tussen edelgasatomen onderling of binnen apolaire verbindingen. Dat zijn in eerste benadering geïnduceerde dipoolinteracties, in tegenstelling tot de elektrostatische interacties tussen ionen of die tussen permanente dipolen. In de theoretisch-scheikundige vakliteratuur wordt tegenwoordig het geheel van elektrostatische-, inductie-, exchange-, en Londonkrachten aangeduid met 'vanderwaalskrachten'. Ook de aantrekkingskrachten tussen ionen en dipolen of geïnduceerde dipolen kunnen als zodanig worden beschouwd.

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

Eigenschappen[bewerken]

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 interessant: fluor (F2) bezit relatief weinig elektronen, ondervindt dus een vrij kleine vanderwaalskracht en is daardoor gasvormig. Di-jood (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 di-jood aan en is dus vloeibaar. Het kookpunt ligt dan ook lager dan dat van di-jood (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: als moleculen van een element of verbinding regelmatig van vorm zijn en geen uitstulpingen bevatten, grijpen deze moleculen nauwer in elkaar en zijn de vanderwaalskrachten groter.

Grootte van de vanderwaalskrachten[bewerken]

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 moleculaire massa
  • de moleculen een grotere omvang hebben
  • de moleculen elkaar beter kunnen benaderen (onder andere dankzij een goed contactoppervlak en een regelmatige vorm)
Een gekko klimt tegen een glazen plaat dankzij de vanderwaalskrachten

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. Onder normale omstandigheden kan men dergelijke stoffen pas na hun ontleding aan het koken brengen. Voorbeelden zijn fosforpentabromide (PBr5) en paraffine.