van der Waals-binding er en kjemisk binding mellom elektrisk nøytrale atomer eller molekyler som har en ujevn fordeling av elektrisk ladning. Den er av stor betydning for oppførselen til en rekke gasser og væsker man er i kontakt med i dagliglivet.
Navnet på disse bindingene er oppkalt etter Johannes Diderik van der Waals, som på slutten av 1800-tallet utviklet en tilstandsligning som kunne forklare sammenhengen mellom trykk, volum og temperatur i en rekke gasser. Dette ledet han til å foreslå at det virket svake, tiltrekkende krefter mellom gassmolekyler, og disse kreftene har i ettertid fått navnet van der Waals-krefter.
De fleste faste stoffer holdes sammen ved hjelp av ionebindinger eller ulike typer kovalente bindinger, som ofte er svært sterke. Det betyr at smeltepunktet til disse stoffene er høyt. Mens ionebindinger er bindinger mellom ioner der elektronene er overført nesten fullstendig, så innebærer kovalente bindinger deling av elektroner i en slags felles elektronsky.
Derimot oppstår van der Waals-bindinger fordi elektronskyen i atomene eller molekylene er ujevnt fordelt, uten at elektronene overføres slik som i ionebindinger eller deles som i kovalente bindinger. Denne ujevne fordelingen av elektrisk ladning gjør elektronskyen mindre tett et sted, og tilsvarende mer tett et annet sted, slik at nettoladningen til hele molekylet fortsatt er null. Tilsvarende vil et annet nærliggende molekyl kunne ha en lokalt mer positiv og en lokalt mer negativ ladning. Dermed kan den lokale, mer positive ladningen på det ene molekylet tiltrekkes ved hjelp av elektromagnetiske krefter til den lokale mer negative ladningen på det andre molekylet.
Siden disse kreftene er relativt svake, vil smeltepunktet være lavt. Dersom slike bindinger er den dominerende kraften, vil stoffet derfor oftest være i gass eller væskeform ved romtemperatur. I tillegg til dannelse av noen stoffer er van der Waals-bindinger svært viktige når gassmolekyler setter seg på faste overflater, og som årsak til ulike typer adhesjon.
Når to atomer eller molekyler som ikke har netto elektrisk ladning, men har en ujevn fordeling av denne elektriske ladningen kommer tilstrekkelig nær hverandre, kan de vekselvirke på flere ulike måter.
Noen atomer har fulle elektronskall, er elektriske nøytrale og har liten evne til å vekselvirke med andre atomer. Imidlertid er elektronene i bevegelse i elektronskyen rundt atomene, og når to slike atomer kommer nær hverandre vil deres elektronskyer kunne påvirke hverandre slik atomene momentant polariseres og tiltrekker hverandre. Denne tiltrekningen er et resultat av fluktuasjoner, og kalles londonkrefter eller dispersjonskrefter.
Siden slike londonkrefter utveksles ved hjelp av fotoner som beveger seg med lysets hastighet, tar det en endelig tid for at de skal virke. Dersom de to atomene er for langt unna, vil det ene atomets elektronsky kunne forandre seg ganske mye før fotonene klarer å forplante seg dit fra det andre atomet. Dermed blir polarisasjonen av det første atomet liten, slik at londonkreftene blir forsvinnende små. Dette betyr at londonkrefter bare virker når atomene er svært nær hverandre og fotonene får tid til å forplante seg fra et atom til et annet.
Edelgassene er eksempel på dette. Dersom man kjøler ned edelgassene tilstrekkelig, kan atomene komme nær nok hverandre slik at londonkreftene blir sterke nok til at de danner væsker. Dette skjer for eksempel for helium ved 4,2 kelvin. Dersom molekyler eller atomer inneholder flere elektroner, blir londonkreftene sterkere, og da øker for eksempel smeltepunktet. Det betyr at tyngre edelgasser som xenon kan danne faststoff ved temperaturer under 161,3 kelvin.
Det finnes også andre typer van der Waals-bindinger, for eksempel mellom permanente dipoler og upolare atomer eller molekyler. Når dipolmolekyler, som for eksempel hydrogenklorid, kommer i nærheten av et argonatom, vil hydrogenkloridmolekylet indusere en dipol i argonatomet, slik at det oppstår tiltrekkende krefter mellom de to. Denne typen krefter kalles noen ganger debye-krefter, etter Peter Debye som studerte disse.
Dipolmolekyler, som for eksempel vann, er elektrisk nøytrale. Imidlertid er elektronskyen til vannmolekylet forskjøvet slik at den har større tetthet nær oksygenatomet og mindre tetthet nær hydrogenatomet. Vannmolekylet er derfor en dipol. Dersom vannmolekylene kommer tilstrekkelig nær hverandre, vil de vekselvirke ved hjelp av elektrostatiske krefter siden ladningen ikke er fordelt likt på hydrogen og oksygenatomene.
Kreftene mellom vannmolekyler er klassifisert som van der Waals-krefter, og kalles noen ganger dipol-dipol krefter. De kan også lede til nokså permanente kjemiske bindinger av typen hydrogenbindinger som for eksempel holder sammen is eller ulike typer polymerer i et faststoff.
De fleste van der Waals-bindinger er relativt svake sammenlignet med andre typer bindinger. Arbeidet som kreves for å bringe to slike atomer eller molekyler i en avstand r fra hverandre, kan ved hjelp av kvantefysikk regnes ut til å være
\[\Delta U = – \frac{B}{r^{6}} \]
Her er B en konstant som innehar bidrag fra londonkrefter, debye-krefter og dipol-dipolkrefter. Her gir londonkreftene vanligvis det minste bidraget til B. Det at arbeidet avhenger av r-6 viser at van der Waals-krefter bare virker på svært kort avstand.
Det er verdt å merke seg at noen lærebøker og tekster ikke bruker navnet van der Waals-bindinger om hydrogenbindinger eller andre bindinger mellom permanente dipoler slik som beskrevet ovenfor. I slike tekster vil van der Waals-bindinger tilskrives londonkrefter eller debye-krefter. Imidlertid er det i dag vanlig å bruke begrepet van der Waals-krefter som et samlebegrep for londonkrefter, debye-krefter og dipol-dipolkrefter.
Kommentarer
Kommentarer til artikkelen blir synlig for alle. Ikke skriv inn sensitive opplysninger, for eksempel helseopplysninger. Fagansvarlig eller redaktør svarer når de kan. Det kan ta tid før du får svar.
Du må være logget inn for å kommentere.