Van der Waals se krag

In die fisika en chemie is die Van der Waals se krag (of soms Van der Waals-kragte), vernoem na die Nederlandse fisikus Johannes Diderik van der Waals, 'n afstandsafhanklike interaksie tussen atome of molekules. Anders as ioniese of kovalente bindings, is hierdie interaksies nie die gevolg van 'n chemiese elektroniese binding nie; hulle is relatief swak en dus vatbaarder aan versteuring. Die Van der Waals se krag verdwyn vinnig op langer afstande tussen molekules wat interaksie met mekaar het.

Van der Waals se krag speel 'n fundamentele rol in uiteenlopende velde soos die chemie van diskrete molekules, struktuurbiologie, polimeerwetenskap, nanotegnologie, die wetenskap van oppervlaktes en gekondenseerde materie fisika. Dit lê ook die grondslag vir baie eienskappe van organiese verbindings en molekulêre vaste stowwe, insluitend die oplosbaarheid daarvan in polêre en nie-polêre oplosmiddels.

Die Van der Waals se kragte word gewoonlik beskryf as 'n kombinasie van die Londense dispersiekragte tussen "oombliklik geïnduseerde dipole", Debye-kragte tussen permanente dipole en geïnduseerde dipole, en die Keesom-krag tussen permanente molekulêre dipole waarvan die rotasie-oriëntasies dinamies gemiddeld oor tyd is.

 Definisie 
Van der Waals se kragte sluit in aantrekking en afstoting tussen atome, molekules en oppervlaktes, asook ander intermolekulêre kragte. Hulle verskil van kovalente en ioniese binding deurdat dit veroorsaak word deur korrelasies in die wisselende polarisasies van nabygeleë deeltjies (as gevolg van kwantumdinamika). Al is dit die swakste van die swak chemiese kragte, met 'n sterkte tussen 0,4 en 4 kJ/mol (4 tot 40 meV per binding), kan dit tog 'n integrale lading op 'n struktuur ondersteun as daar menigte sulke interaksies is.

Die krag is die gevolg van 'n kortstondige verskuiwing in elektrondigtheid. Spesifiek kan die elektrondigtheid tydelik sterker na een kant van die kern verskuif. Dit genereer 'n kortstondige lading waarheen 'n nabygeleë atoom aangetrek of afgestoot kan word. As die interatomiese afstand van twee atome groter as 0,6 nm is, is die Van der Waals se krag nie sterk genoeg om waargeneem te word nie.  Wanneer die interatomiese afstand onder 0,4 nm is, word die krag afstootlik. Die oorgang van Van der Waals-aantrekking deur Pauli-afstoting na chemiese binding wat Lennard-Jones in 1933 bespreek het, is waargeneem deur atoomkragmikroskopie in 2019.

duimnael|'n grafiek van die Lennard-Jones-potensiaal wat die verandering van aantrekkings- na afstotingskrag as 'n funksie van afstand wys.
Intermolekulêre kragte lewer vier belangrike bydraes:

 'n Afstootlike komponent as gevolg van die uitsluitingsbeginsel van Pauli wat die ineenstorting van molekules voorkom.
 Aantreklike of afstootlike elektrostatiese interaksies tussen permanente ladings (in die geval van molekulêre ione), dipole, kwadrupole ens.
 Induksie (ook bekend as polarisasie), wat die aantreklike interaksie is tussen 'n permanente multipool op een molekule en 'n geïnduseerde multipool op 'n ander. 
 Dispersie wat die aantreklike interaksie is tussen enige paar molekules, insluitend nie-polêre atome, wat voortspruit uit die interaksies van oombliklike multipole.

Intermolekulêre kragte is natuurlik anisotropies (behalwe dié tussen twee edelgasatome), wat beteken dat dit van die relatiewe oriëntasie van die molekules afhang. Elektrostatiese interaksies word die meeste hierdeur beïnvloed, aangesien dit van aantreklik na afstootlik kan verander afhangende van die rotasiegerigtheid van die molekules. Wanneer molekules in termiese beweging is, is die willekeurige oriëntasies geneig om die elektrostatiese bydraes tot die Van der Waals se krag te verander of uit te skakel. Die Lennard-Jones-potensiaal word dikwels gebruik as 'n benaderde model vir die isotropiese deel van 'n totale (afstotings- plus aantrekkingskrag) Van der Waals se krag as 'n funksie van afstand.

Die belangrikste kenmerke van Van der Waals se kragte is:
 Hulle is swakker as normale kovalente en ioniese bindings.
 Van der Waals se kragte is toevoegend en kan nie versadig word nie.
 Hulle het geen rigtinggewende eienskap nie.
 Hulle is almal kortafstandkragte en daarom hoef slegs interaksies tussen die naaste deeltjies in ag geneem te word (in plaas van al die deeltjies). Die aantrekkingskrag van Van der Waals is groter as die molekules nader is.
 Van der Waals se kragte is onafhanklik van temperatuur behalwe vir dipool-dipool-interaksies.

 Gebruik deur geitjies en geleedpotiges 
duimnael|'n Geitjie klim op 'n glasoppervlak

Geitjies - wat net met een toon aan 'n glasoppervlak kan hang - se vermoë om op gladde oppervlaktes te klim, word jare lank hoofsaaklik toegeskryf aan die Van der Waals se kragte tussen hierdie oppervlaktes en die spatels, of mikroskopiese haaragtige uitsteeksels wat op hul voetpaadjies gevind word. 'n Latere studie het voorgestel dat kapillêre aanhegting 'n rol kan speel, maar die hipotese is deur meer onlangse studies verwerp. 'n Verdere studie het egter getoon dat die hegting van geitjies aan gladde Teflon- en polidimetielsiloksaan-oppervlaktes hoofsaaklik bepaal word deur elektrostatiese interaksie (veroorsaak deur kontakelektrifisering), nie deur Van der Waals of kapillêre kragte nie. In 2011 is 'n referaat gepubliseer wat die effek op velcro-agtige hare en die voorkoms van lipiede in die geitjie  se voetspore bespreek.

Onder die geleedpotiges het sommige spinnekoppe soortgelyke haaragtige uitsteeksels op hul bene, wat hulle in staat stel om onderstebo te klim of van uiters gladde oppervlaktes soos glas of porselein te hang.

 Van der Waals se kontakafstand 
As geen ander krag aanwesig is nie, word die afstand tussen atome waarop die krag afstootlik word eerder as aantreklik as die atome mekaar nader, en dit word die Van der Waals se kontakafstand genoem. Hierdie verskynsel is die gevolg van die onderlinge afstoting tussen die elektronwolke van die atome. Daar word geteoretiseer dat die Van der Waals se krag dieselfde oorsprong het as die Casimir-effek, wat voortspruit uit kwantuminteraksies met die nulpuntveld.

 Aantekeninge 

 Verwysings 

Kategorie:Fisika
Kategorie:Chemie