London dispersio
It even happens in noble gases, like helium, which consist of a single uncombined atoms. This constant "sloshing around" of the electrons in the molecule causes rapidly fluctuating dipoles even in the most symmetrical molecule.
Note: (read as "delta") means "slightly" - so + means "slightly positive".Īn instant later the electrons may well have moved up to the other end, reversing the polarity of the molecule. The other end will be temporarily short of electrons and so becomes +. The even shading shows that on average there is no electrical distortion.īut the electrons are mobile, and at any one instant they might find themselves towards one end of the molecule, making that end. The lozenge-shaped diagram represents a small symmetrical molecule - H 2, perhaps, or Br 2. In a symmetrical molecule like hydrogen, however, there doesn't seem to be any electrical distortion to produce positive or negative parts. The origin of van der Waals dispersion forcesĪttractions are electrical in nature. Helium's intermolecular attractions are even weaker - the molecules won't stick together to form a liquid until the temperature drops to 4 K (-269☌).ĭispersion forces (one of the two types of van der Waals force we are dealing with on this page) are also known as "London forces" (named after Fritz London who first suggested how they might arise). In hydrogen's case the attractions are so weak that the molecules have to be cooled to 21 K (-252☌) before the attractions are enough to condense the hydrogen as a liquid. Even in a gas like hydrogen, H 2, if you slow the molecules down by cooling the gas, the attractions are large enough for the molecules to stick together eventually to form a liquid and then a solid. The term "intramolecular" won't be used again on this site.Īll molecules experience intermolecular attractions, although in some cases those attractions are very weak. These two words are so confusingly similar that it is safer to abandon one of them and never use it. The forces of attraction which hold an individual molecule together (for example, the covalent bonds) are known as intramolecular attractions. Intermolecular attractions are attractions between one molecule and a neighbouring molecule. Intermolecular versus intramolecular bonds If you are also interested in hydrogen bonding there is a link at the bottom of the page. This page explains the origin of the two weaker forms of intermolecular attractions - van der Waals dispersion forces and dipole-dipole attractions. INTERMOLECULAR BONDING - VAN DER WAALS FORCES ( EN) IUPAC Gold Book, "London forces", su bonding - van der Waals forces.Il fluoro ed il cloro sono gas a temperatura ambiente, mentre il bromo è un liquido e lo iodio un solido. Un caso esemplificativo è quello degli alogeni, che dal più piccolo al più grande sono fluoro (F 2), cloro (Cl 2), bromo (Br 2), e iodio (I 2). Le forze di London aumentano la loro forza con le dimensioni dell'atomo o molecola, questo a causa della maggiore propensione alla polarizzazione di nubi elettroniche più ampie. Nel caso di atomi neutri, come i gas nobili le forze di London sono le uniche presenti, grazie ad esse i gas nobili esistono anche nella forma liquida, che sarebbe altrimenti impossibile da raggiungere. Queste forze sono sempre presenti e spesso rappresentano una parte significativa della totale forza di interazione, anche se singolarmente una interazione di London è molto più debole di un legame ionico e di un legame ad idrogeno. Il dipolo così formato permette l'attrazione tra i due sistemi interagenti. L'interazione tra le nubi elettroniche provoca una loro ridistribuzione, con una conseguente creazione di un dipolo, a causa della perduta simmetria tra distribuzione di cariche positive e nube elettronica.
La presenza delle forze di London è dovuta alla correlazione elettronica, un effetto quantistico dovuto alle interazioni tra gli elettroni dei due sistemi interagenti. Il loro nome deriva dal fisico tedesco-americano Fritz London. Queste forze fanno parte della più ampia categoria delle forze di van der Waals. Le forze di London (conosciute anche come forze di dispersione o forze dipolo istantaneo-dipolo indotto) identificano tutte quelle forze che si presentano a livello atomico e molecolare dovute a multipoli istantanei come risultato di effetti quantistici.