Brontekst bekijken van Vanderwaalskrachten

{{Zijbalk chemische binding}}
'''Vanderwaalskrachten''' zijn [[intermoleculaire kracht|relatief zwakke]] [[elektromagnetisme|elektromagnetische]] krachten tussen [[molecuul|moleculen]], genoemd naar de Nederlandse natuurkundige [[Johannes Diderik van der Waals]]. Het begrip omvat alle [[kracht]]en die niet het gevolg zijn van (relatief sterkere) [[covalente binding]]en of van [[elektrostatica|elektrostatische]] krachten tussen [[Ion (deeltje)|ionen]] ([[metaalbinding|metaal-]] en [[ionbinding|ionaire bindingen]]). Men onderscheidt drie soorten vanderwaalskrachten:
* De [[dipool-dipoolinteractie]]s tussen twee permanente [[dipool|dipolen]]
* De [[geïnduceerde dipool-dipoolinteractie]]s tussen een permanente dipool en een [[inductie (elektriciteit)|geïnduceerde]] dipool
* De [[londonkracht]]en of (london-) dispersiekrachten tussen tijdelijk gepolariseerde moleculen

Op [[macroscopische schaal|macroniveau]] worden de vanderwaalskrachten aangeduid als [[cohesie (natuurkunde)|cohesie]] en [[adhesie]].

== Eigenschappen ==
De kracht is relatief klein; de grootte ervan hangt sterk af van het gemak waarmee de [[orbitaal|elektronenwolk]] vervormd kan worden ([[polariseerbaarheid]]), om zo tijdelijke dipolen te vormen. In het geval van een [[stof (scheikunde)|stof]] met grote [[Atoom|atomen]] of moleculen zijn de deeltjes eenvoudig polariseerbaar: ze bezitten veel [[elektron]]en, waarvan een gedeelte zich ver van de [[atoomkern]] bevindt, en dus zijn de vanderwaalskrachten tussen de deeltjes van de betreffende stof groter. De onderling chemisch verwante [[groep (periodiek systeem)|groep]] van de [[halogeen|halogenen]], als [[enkelvoudige stof]], zijn in dit opzicht interessant. [[difluor|Fluor]] moleculen (F<sub>2</sub>) bezitten relatief weinig elektronen, ondervinden onderling dus relatief kleine vanderwaalskrachten, waardoor fluor bij [[kamertemperatuur]] [[gas (aggregatietoestand)|gasvormig]] is. [[Di-jood]] moleculen (I<sub>2</sub>) hebben relatief veel elektronen en ondervinden daardoor veel grotere onderlinge krachten, waardoor di-jood bij kamertemperatuur een [[vaste stof]] is. [[Dichloor]] ligt dichter bij fluor en is bij kamertemperatuur ook gasvormig, maar heeft een hoger [[kookpunt]] (-34,0&nbsp;°C voor Cl<sub>2</sub>; -188,13&nbsp;°C voor F<sub>2</sub>). [[Dibroom]] (Br<sub>2</sub>) ligt qua elektronendichtheid dichter tegen di-jood aan, maar is bij kamertemperatuur reeds [[vloeistof|vloeibaar]]. Het kookpunt van dibroom ligt dan ook lager dan dat van di-jood (58,8&nbsp;°C voor Br<sub>2</sub>; 184,2&nbsp;°C voor I<sub>2</sub>), maar hoger dan dat van dichloor.

In het geval van stoffen met [[macromolecuul|grote moleculen]], zoals [[proteïne|eiwitten]], is ook de vorm van het molecuul van belang: als de moleculen  regelmatig van vorm zijn en geen uitstulpingen bevatten, grijpen deze moleculen nauwer in elkaar en zijn de vanderwaalskrachten groter.

== Grootte van de vanderwaalskrachten ==
De grootte van de vanderwaalskrachten neemt toe naarmate:
* er meer [[elektron]]en in de moleculen voorkomen (in eerste benadering is het aantal elektronen evenredig met de [[moleculaire massa]])
* de moleculen een grotere omvang hebben
* de moleculen elkaar beter kunnen benaderen (onder andere dankzij een goed contactoppervlak en een regelmatige vorm)

[[Bestand:Gecko Leaftail 1.jpg|thumb|left|Een [[gekko]] klimt tegen een glazen plaat dankzij de vanderwaalskrachten]]
Een vuistregel is dat omvangrijke moleculen met een regelmatige vorm elkaar sterker aantrekken dan kleine moleculen met een grillige en vertakte vorm.

Tussen [[macromolecuul|zeer grote moleculen]] kunnen de vanderwaalskrachten zelfs sterker zijn dan de [[intramoleculaire krachten]]. Onder normale omstandigheden kan men dergelijke [[stof (scheikunde)|stoffen]] pas na hun [[ontleding (scheikunde)|ontleding]] aan het koken brengen. Voorbeelden zijn [[fosforpentabromide]] (PBr<sub>5</sub>) en [[paraffine]].

{{Navigatie intermoleculaire krachten}}

[[Categorie:Chemische binding]]
[[Categorie:Eponiem]]