2. Induzierte Dipol-Dipol Wechselwirkungen
Ein in einem Molekül vorhandener Dipol kann in einem zweiten Molekül einen Dipol induzieren. Die Grösse der Induktion hängt von der Grösse des Dipols und der Polarisierbarkeit des wechselwirkenden Moleküls ab.
Hier ist a die Polarisierbarkeit
Auch Ionen induzieren Dipole. Hier erhält man für die Potentielle Energie:
Als Dipersionswechselwirkungen bezeichnet man anziehende Kräft, die entstehen wenn ein induzierter Dipol einen Dipol im Nachbarmolekül induziert. Man nennt diese Kräfte auch London-Dispersionskräfte. Sie sind mit 1/r6 vom Abstand abhängig. Die Kräfte sind klein, summieren sich aber bei grosser Kontaktfläche auf. Es handelt sich vermutlich um die bedeutenste anziehende Wechselwirkung unpolarer Moleküle. Diese Kräfte sind verantwortlich für das nichtideale Verhalten von Edelgase, die sich ja bei tiefer Temperatur verflüssigen lassen. Kommen die Moleküle zu nah zusammen, so greifen die abstossenden Wechselwirkungen, die von 1/r12 abhängen.
Der erste A-Term beschreibt die abstossenden Wechselwirkungen. Der zweite B-Term die anziehenden Wechselwirkungen. Beschrieben wird das Lennard-Jones Potential.
Ein unpolares Molekül, dass keinen permanenten Dipol hat, hat doch temporäre Dipole durch Fluktuationen in der Elektronenhülle. Diese temporär induzierten Dipole reichen aus, um in einem Nachbarmolekül ebenfalls temporäre Dipole zu induzieren. Der anziehende Parameter B im obigen Lennard-Jones Potential wird durch die Slater-Kirkwood-Gleichung beschrieben:
In dieser Gleichung ist a die Polarisierbarkeit, e die Elementarladung, m die Elektronenmasse, h die Planck'sche Konstante, N die effektive Zahl der Elektronen in der äusseren Schale.
Mit zunehmender Zahl an Valenzelektronen und mit zunehmender Polarisierbarkeit der wechselwirkenden Moleküle nimmt die Dispersionsanziehungskraft zu. Die molekularen Polarisierbarkeiten werden aus den Brechungsindizes bestimmt.
Aus der folgenden Tabelle wird ersichtlich, dass O wenig, -CH, -CH2 und -CH3 Gruppen mittel und S hochpolarisierbar ist.
Jede Anziehung von Molekülen stösst an eine natürliche Begrenzung, wenn sich die Moleküle berühren. Dann nehmen die abstossenden Kräfte mit 1/r12 zu. Jedes Atom hat, abhängig von dem Bindungszustand, einen spezifischen Van-der-Waals Radius. Diese Radien sind additiv. So ganz genau sind die Radien nicht definiert. Sie variieren ein wenig, je nachdem welche Berechnungsmethode angewendet wird.
Die Van-der-Waals- oder Dispersionskräfte sind schwache Wechselwirkungen, die jedoch auf Grund der Additivität beträchtliche Gesamtbeträge annehmen können. Jede CH2-Gruppe in einem kristallinen Kohlenwasserstoff bringt 2 kcal/mol an anziehender Energie. Jede CH-Gruppe im Benzolkristall trägt mit 1.6 kcal/mol zur anziehenden Wechselwirkung bei. Die Van-der-Waals Energie für die Wechselwirkung des D-Teils der Lysozym Bindungsstelle zum komplementär gebundenen Glucopyranosering soll Berechnungen zufolge ca. 14 kcal/mol betragen.
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