Van der Waalskrachten

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

Moleculaire stoffen (intermoleculair)

Zouten

Metalen

Covalente netwerken

Theorieën

Eigenschappen

Portaal  Portaalicoon  Scheikunde

De van der Waalskrachten zijn zwakke tot zeer zwakke elektromagnetische 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 van der Waalskrachten:

In enge zin duidt men met van der Waalskrachten 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 van der Waalskrachten. Verder kunnen ook de aantrekking tussen ionen en dipolen of geïnduceerde dipolen beschouwd worden als van der Waalskrachten.

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 van der Waalskrachten groter. De halogenen en hun verbindingen zijn in dit opzicht interessante systemen om te beschouwen wat betreft de van der Waalskrachten. Fluor (F2) bezit relatief weinig elektronen, ondervindt dus een vrij kleine kracht en is daarom 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, 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 van der Waalskracht groter.

Grootte van de van der Waalskrachten[bewerken]

De grootte van de van der Waalskrachten 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 op een glazen plaat dankzij de van der Waalskrachten

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 van der Waalskrachten zelfs sterker zijn dan de intramoleculaire krachten. Zulke stoffen kan men in normale omstandigheden niet zonder te ontleden aan het koken brengen. Voorbeelden zijn fosforpentabromide (PBr5) en paraffine.