van der Waals styrker

Van der Waals-krefter er samlenavnet gitt til de intermolekylære interaksjonene som er ansvarlige for de svake attraksjonene mellom nøytrale kjemiske arter som atomer og molekyler. De er relativt svake krefter med svært kort rekkevidde og som utgjøres av summen av tre forskjellige typer krefter som kan eller ikke kan være tilstede samtidig. Disse tre styrkene er Keesom-styrkene, Debye-styrkene og London-spredningsstyrkene.

Selv om de er mye svakere interaksjoner enn bindingskreftene som er tilstede i ioniske, metalliske og kovalente bindinger, kan de bli betydelige når de involverte molekylene er store nok.

Van der Waals-styrker er ansvarlige for gekkoens og leddyrenes evne til å klatre opp på veldig glatte overflater som glass og keramikk.

De er også ansvarlige for adhesjonskreftene mellom ulike overflater og tapen, samt andre klebrige stoffer. Faktisk eksisterer selvklebende tape takket være van der Waals krefter. Disse kreftene er sterke nok på nært hold til å holde sammen bitene vi ønsker å sette sammen (som lokkene på en pappeske, for eksempel), men samtidig er de svake nok til at vi lett kan løsne dem.

Kjennetegn på van der Waals-styrker

• Som alle interaksjoner mellom atomer og molekyler, er van der Waals-krefter av elektrostatisk opprinnelse.
• De er svært kortdistansekrefter, noe som betyr at de kun har betydning når molekylene er svært nær hverandre og forsvinner raskt etter hvert som de kommer lenger fra hverandre.
• Når to molekyler kommer nærmere, under en viss minimumsavstand, blir van der Waals-kreftene frastøtende. Dette sikrer at atomer og molekyler ikke kollapser inn i hverandre.
• De er svake krefter sammenlignet med ioniske og kovalente bindinger. Dette er fordi det eksisterer attraktive krefter mellom små delladninger, hvorav noen bare eksisterer i svært korte perioder.
• Noen av komponentene i van der Waals-styrkene har ikke retningsbestemthet. Dette betyr at to molekyler som er nærme nok vil alltid føle en tiltrekkende kraft mot hverandre uavhengig av deres orientering i forhold til hverandre.
• De er additive, noe som kombinert med deres manglende retningsevne gjør at de kan bli betydelig intense dersom kontaktflaten mellom to molekyler er stor nok.
• Alle komponentene i van der Waals-kreftene unntatt Keesom-kreftene er uavhengige av temperatur.
• De kan forekomme mellom ethvert atom eller molekyl uavhengig av struktur eller sammensetning.

Komponenter av Van der Waals-styrker

Van der Waals-krefter tilsvarer summen av tre forskjellige typer tiltrekningskrefter. Noen av disse komponentene er alltid tilstede uavhengig av hvilke atomer eller molekyler det er snakk om, mens andre bare forekommer når det gjelder polare molekyler. Disse tre komponentene er:

Keesom-krefter eller dipol-dipol-interaksjoner

Av de tre komponentene i Van der Waals-kreftene er de mest intense interaksjonene de som kommer fra tiltrekningen mellom de motsatte polene til polare molekyler, det vil si de som har en permanent dipol. Disse typer krefter eller interaksjoner mellom to permanente dipoler kalles Keesom-krefter, etter den nederlandske fysikeren Willem Hendrik Keesom som studerte dem på begynnelsen av 1900-tallet.

I disse tilfellene tiltrekkes den partielle positive ladningen (δ+) til dipolen til et polart molekyl (og omvendt) av den partielle negative ladningen (δ-) til dipolen til et andre, også polart molekyl. Disse molekylene kan være de samme som hverandre eller ikke.

Keesom-krefter er primært ansvarlige for løseligheten til polare stoffer i polare løsningsmidler. Også, av åpenbare grunner, forekommer de bare mellom polare molekyler.

Debye-krefter eller induserte dipol-dipol-interaksjoner

Når et molekyl som har en permanent dipol (et polart molekyl) nærmer seg et nøytralt molekyl som er upolart, eller nærmer seg den upolare delen av et amfipatisk molekyl (som har et polart hode og en ikke-polar hale), vil den partielle ladningen til dipolen tiltrekke seg elektroner fra overflaten til det andre molekylet (hvis det er delvis positivt) eller frastøter dem (hvis det er delvis negativt). Effekten er at fordelingen av elektroner på overflaten vil bli forvrengt i det upolare molekylet, noe som induserer dannelsen av en liten dipol. Denne induserte dipolen blir deretter tiltrukket av dipolen til det polare molekylet.

Disse typer interaksjoner mellom en permanent dipol og en indusert dipol kalles Debye-krefter og tilsvarer den andre komponenten i intensitet til van derWaals-kreftene.

London-spredningskrefter eller induserte dipol-induserte dipolinteraksjoner

I de tilfellene der et molekyl ikke har noe permanent dipolmoment eller i tilfellene med nøytrale atomer som ikke kan ha dipoler, er det fortsatt mulighet for at en tiltrekningskraft kalt London-dispersjonskraften dukker opp, oppkalt etter Fritz London som karakteriserte den i 1930.

I dette tilfellet er tiltrekningen mellom bittesmå øyeblikkelige dipoler som dukker opp og forsvinner på overflaten av alle atomer og molekyler som en konsekvens av at elektroner er partikler som ikke kan være overalt samtidig. På grunn av dens konstante bevegelse, er det tider når det er flere elektroner på den ene siden av et atom eller molekyl enn på den andre. Denne uensartede fordelingen av elektriske ladninger gir opphav til en liten dipol som forsvinner så snart elektronene, som aldri blir stille, går tilbake til den andre siden av molekylet.

Deres korte varighet gjør at de kalles øyeblikkelige dipoler, og de vises og forsvinner med overraskende frekvens på overflaten av absolutt alle kjemiske stoffer, det være seg molekyler, atomer eller ioner. Når to molekyler nærmer seg hverandre, vil det være tiltrekningskrefter mellom de øyeblikkelige dipolene til det ene molekylet med det andre. Når en av disse dipolene forsvinner, dukker en annen opp på den andre siden, og det vil alltid være et visst antall tiltrekkende dipoler i begge molekylene til enhver tid.

London-styrker er de eneste intermolekylære interaksjonene som er tilstede i ikke-polare forbindelser, og dessuten er de den svakeste komponenten av alle van der Waals-krefter. Men jo større kontaktflaten er mellom to molekyler, desto større er antallet øyeblikkelige dipoler som tiltrekker dem til hverandre, så London-kreftene kan bli betydelige i tilfeller av apolare makromolekyler som polymerene som danner plasten.

Eksempler på van der Waals-styrker

• Dipol-dipol interaksjoner mellom to vannmolekyler.
• Klebestyrken til pakkebåndet.
• Ved kondensering av edelgasser som argon eller krypton, er kreftene som holder atomene sammen London-spredningskrefter.
• Dipol-dipol-interaksjoner indusert mellom et metanolmolekyl og den alifatiske halen til et triglyserid.
• De induserte dipol-dipolkreftene som oppstår mellom vannmolekyler (som er polare) og oksygengassmolekyler (som er upolare) når denne gassen løses opp i vann.
• Når det gjelder plast som polyetylen , London-kreftene som oppstår mellom de lange ikke-polare kjedene av grupper -CH ₂ -.
• Adhesjonen av gekkoens puter til polerte overflater som glass.
• Kreftene som holder sammen molekylene brom (Br ₂ ) i flytende tilstand og jod (I ₂ ) i fast tilstand ved romtemperatur.

Referanser

Heltzel, Carl E. (oktober 2020). Hvordan Sticky Innovations forandret verden. ChemMatters. Hentet fra https://www.acs.org/content/dam/acsorg/education/resources/highschool/chemmatters/issues/2020-2021/october-2020/sticky-chemistry-pages.pdf

R. Moreno, E. Bannier (2015). 3- Råstoffsuspensjoner og løsninger. I fremtidig utvikling av termiske spraybelegg, redaktør(er): Nuria Espallargas. 51-80. Woodhead Publishing. Hentet fra https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/B9780857097699000038

Adaira, JH, Suvacib, E., Sindela, J. (2001) Overflate- og kolloidkjemi. I Encyclopedia of Materials: Science and Technology. 1-10. Elsevier. Hentet fra https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/B0080431526016223

Van der Waals styrker. (nd). Hentet fra https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unidad2/tiposdeenlaces/vanderwaals

EcuRed. (nd). Van der Waals styrker – EcuRed. Hentet fra https://www.ecured.cu/Fuerzas_de_Van_der_Waals