Van der Waals styrker

Vi forklarer dig, hvad Van der Waals styrker er, og i hvilke tilfælde de manifesterer sig. Derudover hvorfor de bærer et sådant navn og dets egenskaber.

1. Hvad er kræfterne fra Van der Waals?

Det er kendt som Van der Waals- kræfter eller Van der Waals-interaktioner, en bestemt type attraktive eller frastødende intermolekylære kræfter, der er forskellig fra dem, der genererer atombindingerne (i Unik, metallisk eller kovalent af retikulær type) eller elektrostatisk tiltrækning mellem ioner og andre molekyler.

Disse typer kræfter manifesteres i tre særlige tilfælde:

• Keesom tiltrækningskræfter . De forekommer mellem permanent polariserede molekyler.
• Kraft tiltrækning af Bør . De finder sted mellem det ene polære molekyle og det andet, der har en induceret polaritet.
• Londons spredningsstyrker . De forekommer øjeblikkeligt mellem to inducerede molekylære dipoler.

Alle disse intermolekylære kræfter er kendt som Van der Waals Forces, et navn, der hylder den hollandske fysiker Johannes Diderik van der Waals (1837-1923), der var den første til at foreslå deres virkninger på ligningens tilstand af en gas (kendt som Van der Waals-ligningen) i 1873. For denne konstatering blev han tildelt Nobelprisen i fysik i 1910.

Se også: Potentiel energi.

1. Egenskaber ved Van der Waals-styrkerne

Disse typer kræfter er normalt svage sammenlignet med almindelige kemiske bindinger, hvilket ikke forhindrer dem i at være grundlæggende for forskellige områder inden for fysik, biologi og teknik. Takket være dem kan mange kemiske forbindelser defineres, f.eks. Opløselighed af lavere alkoholer.

Van der Waals-kræfter vokser med længden af ​​den ikke-polære ende af et stof, da de er forårsaget af korrelationer mellem svingende polariseringer mellem atomer, molekyler eller nærliggende overflader, en konsekvens af kvantedynamikken.

De har anisotropi, dvs. deres egenskaber varierer afhængigt af molekylernes orientering: det afhænger ofte af deres tiltrækning eller frastødelse.

Disse kræfter er de svageste, der forekommer blandt molekyler i naturen, og kræver således kun 0, 1 til 35 kJ / mol energi for at overvinde dem. De er imidlertid afgørende for dannelsen af ​​proteiner, da det er en enkel og billig form for molekylær binding.