Londonkracht: verschil tussen versies

Verwijderde inhoud Toegevoegde inhoud
Capaccio (overleg | bijdragen)
k →‎Sterkte: geen enkele reden om dit kleiner te zetten
Regel 9:
De interactie-energie tussen twee gelijke moleculen werd door Fritz London afgeleid als:
 
:<math>V_{\mathrm{London}} = - \tfracfrac{3}{4} \frac{\alpha^2 \Delta}{(4 \pi \epsilon_0)^2 r^6}</math>
 
Daarin is:
Regel 19:
Voor ongelijksoortige moleculen A en B wordt de uitdrukking herleid tot:
 
:<math>V_{\mathrm{London}} = - \tfracfrac{3}{4} \frac{\alpha_\mathrm{A} \alpha_\mathrm{B} \Delta}{(4 \pi \epsilon_0)^2 r_\mathrm{AB}^6}</math>
 
Verder nemen de Londonkrachten in sterkte toe naarmate het atoom of de molecule groter is. Dit komt doordat grotere moleculen makkelijker polariseerbaar zijn vanwege hun omvangrijkere elektronenwolk. Dit is bijvoorbeeld te zien aan de reeks [[Halogeen|diatomische halogenen]], van klein naar groot: [[difluor]] (F<sub>2</sub>), [[dichloor]] (Cl<sub>2</sub>), [[dibroom]] (Br<sub>2</sub>) en [[dijood]] (I<sub>2</sub>). Difluor en dichloor zijn bij kamertemperatuur gassen, terwijl dibroom een vloeistof is en dijood een vaste stof. De trend van stijgende Londonkrachten met stijgende polariseerbaarheid verklaart ook het stijgend kookpunt van de alkanen met stijgende lengte van de koolstofketen: daar waar [[methaan]] en [[ethaan]] gassen zijn, is [[n-pentaan|''n''-pentaan]] een vloeistof en zijn [[octadecaan]] en [[eicosaan]] vaste wasachtige stoffen. Onderstaande grafiek geeft de trend weer: