Van der Waalsin voima
Van der Waalsin voimat ovat intermolekulaarisia eli molekyylien välisiä heikkoja voimia, jotka johtuvat dipolivuorovaikutuksista. Van der Waalsin voimat voidaan jakaa pysyvien dipolien välisiin (Keesom-voimat), dipolien ympäristöönsä indusoimiin (Debye-voimat) ja hetkellisten elektronitiheyden vaihteluiden aiheuttamiin voimiin (Londonin voimat, dispersiovoimat).[1] Voimat on nimetty Johannes Diderik van der Waalsin mukaan.
Van der Waalsin voimat ilmenevät, kun molekyylit ovat korkeintaan 0,3–0,4 nanometrin (3–4 · 10−10 m) etäisyydellä toisistaan.[2]
Van der Waalsin voimia esiintyy kaikilla aineilla, mutta ne ovat heikkoja. Jalokaasujen koheesio selittyy van der Waalsin voimalla. Jalokaasujen matalat sulamis-, ja kiehumispisteet osoittavat miten heikkoja van der Waalsin voimat yksinään ovat: helium esimerkiksi sulaa vain neljä astetta absoluuttisen nollapisteen (-273,15 °C / 0 °K) yläpuolella eikä kiteydy lainkaan normaalipaineessa.
Atomien ja molekyylien sisäinen elektronitiheys ei ole vakaa, vaan ”lainehtii” satunnaisesti puolelta toiselle. Näin syntyy spontaaneja sähködipoleja, jotka indusoivat vastakkaisen kentän viereisiin molekyyleihin aiheuttaen vetovoiman. Satunnaisuuden takia kaikilla aineilla on van der Waalsin voimia, joten mikään aine ei voi olla todellinen ideaalikaasu. Van der Waalsin voimat muun muassa pitävät nesteheliumin kasassa, ja öljyjen märkyys ja alkaanimuovien kiinteys johtuvat nimenomaan näistä voimista. Perinteistä hetkellisiin dipoleihin perustuvaa selitystä on kuitenkin sittemmin myös kritisoitu.[3]
Van der Waalsin voimat ovat heikoimpia molekyylien välisistä voimista. Ne eivät pysty murtamaan vahvempia voimia, kuten esimerkiksi veden pintajännitystä. Van der Waals -koheesiovoimalla sitoutunut aine ei siis sekoitu veteen, koska veden koheesiovoima (vetysidosvoima) on vahvempi. Tästä johtuu se, miten vesi pisaroituu vahatulla pinnalla: veden oma pintajännitys on vahvempi kuin vahan van der Waals -voima. Pelkästään van der Waals -voimilla koossapysyvä aine tuntuu öljymäiseltä tai vahamaiselta ja on pehmeää.
Lähteet
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]- ↑ Thomas Scott, Mary Eagleson: Concise encyclopedia chemistry, s. 1149. Walter de Gruyter, 1994. ISBN 978-3110114515 (englanniksi)
- ↑ Madigan, Michael et al.: ”3”, Brock Biology of Microorganisms, s. 52. San Francisco: Pearson Benjamin Cummings, 2009. ISBN 0-321-53615-0 (englanniksi)
- ↑ A. J. Stone: The theory of intermolecular forces. Oxford: Oxford University Press, 2016. ISBN 978-0-19-878915-4 OCLC:971558907