Londonkracht: verschil tussen versies

De reden dat Londonkrachten ook in apolaire moleculen aanwezig zijn is dat elektronen beschreven kunnen worden aan de hand van een [[Kansverdeling|probabiliteitsverdeling]]. London kon in [[1930]] op basis van [[Kwantummechanica|kwantummechanische]] berekeningen aantonen dat er - naast de relatief zwakke dipool-dipoolinteracties en geïnduceerde dipool-dipoolinteracties - een additionele kracht aanwezig moest zijn, die schaalde met een factor {{Math|''r''^-6−6|x}} (met {{Math|r}} de afstand tussen twee moleculen). Hij stelde dat de [[atoomkern]]en en de [[orbitaal|elektronenwolk]] van een molecule op elk tijdstip een ogenblikkelijke dipool vormen. Voor een zuivere apolaire molecule, zoals methaan, is het tijdsgemiddelde van deze ogenblikkelijke dipool nul. Wanneer nu twee moleculen dicht genoeg in elkaars buurt komen, zullen de tijdelijke dipolen met elkaar interageren. Deze correlatie tussen de elektronenwolken van beide moleculen vertaalt zich in een aantrekkingskracht tussen de moleculen, de Londonkracht.