Keemia

Londoni väed


Seda molekulidevahelist interaktsiooni võib nimetada ka dipool-indutseeritud või Van der Waalsi jõududeks.

See on kõigi kõige nõrgem interaktsioon ja toimub mittepolaarsetes molekulides. Sellisel juhul puudub nende molekulide vahel elektriline külgetõmme.

Need peaksid alati jääma isoleerituks ja just nii juhtubki, sest toatemperatuuril on nad gaasilises olekus.

Need on umbes kümme korda nõrgemad kui dipool-dipoolsidemed.

Kuigi molekulil pole mittepolaarsust, on sellel palju kiiresti liikuvaid elektrone. Igal hetkel võib juhtuda, et molekuli ühel küljel on rohkem elektrone kui teisel.

Seetõttu on see molekul hetkeliselt polariseeritud ja põhjustab elektrilise induktsiooni kaudu naabermolekuli (indutseeritud dipooli) polarisatsiooni, põhjustades nende vahel nõrka tõmmet. See atraktsioon on Londoni jõud.

Näited: Cl2, CO2, H2

Füüsikaliste omaduste ja ühenduse tüüpide kokkuvõtlik tabel

Aine tüüp

Metallik

Iooniline

Polaarne kovalentne

Kovalentne apolaar

Osake

Aatomid ja katioonid

Ioonid

Molekulid

Molekulid

Osakeste vaheline külgetõmme

"Vabade elektronide" järgi

Elektrostaatiline atraktsioon

Vesiniku- või dipool-dipoolsillad

Van der waals

Füüsiline seisund

Tahke (va Hg)

Tahke

Net

Gaasiline

PF ja PE

Kõrge

Kõrge

Bass

Väga madal

Elektrijuhtivus

Kõrge (tahke ja vedel), kuid ei meelita ainet

Kõrge (valatud või lahuses)

Kui puhas, siis peaaegu olematu. Juhtiv lahuses

Null

Lahustuvus tavalistes lahustites

Lahustumatu

Polaarne lahusti lahustub

Polaarne lahusti lahustub

Mittelahusti lahustuv

Kõvadus

Kõva, kuid vormitav ja painduv

Kõva, kuid rabe

-

-

Üldiselt kasutatakse reeglit, et sarnased lahustuvad sarnased. See tähendab, et polaarne lahusti lahustab polaarse aine ja apolaarne lahusti lahustab apolaarse aine.

Kuid see reegel pole alati õige. Näiteks vesi on polaarne aine ja võib lahustada mittepolaarset etüülalkoholi.