Van-der-Waals-Kräfte, relativ schwache elektrische Kräfte, die neutrale Moleküle in Gasen, in verflüssigten und erstarrten Gasen sowie in fast allen organischen Flüssigkeiten und Feststoffen aneinander ziehen . Die Kräfte sind nach dem niederländischen Physiker Johannes Diderik van der Waals benannt, der diese intermolekularen Kräfte erstmals 1873 postulierte, um eine Theorie zur Berücksichtigung der Eigenschaften realer Gase zu entwickeln. Feststoffe, die durch Van-der-Waals-Kräfte zusammengehalten werden, haben charakteristischerweise niedrigere Schmelzpunkte und sind weicher als diejenigen, die durch die stärkeren ionischen, kovalenten und metallischen Bindungen zusammengehalten werden.
Van-der-Waals-Kräfte können aus drei Quellen stammen. Erstens können die Moleküle einiger Materialien, obwohl elektrisch neutral, permanente elektrische Dipole sein. Aufgrund der festen Verzerrung der Verteilung der elektrischen Ladung in der Struktur einiger Moleküle ist eine Seite eines Moleküls immer etwas positiv und die andere Seite etwas negativ. Die Tendenz solcher permanenten Dipole, sich miteinander auszurichten, führt zu einer Nettoanziehungskraft. Zweitens verzerrt das Vorhandensein von Molekülen, die permanente Dipole sind, vorübergehend die Elektronenladung in anderen nahe gelegenen polaren oder unpolaren Molekülen, wodurch eine weitere Polarisation induziert wird. Eine zusätzliche Anziehungskraft ergibt sich aus der Wechselwirkung eines permanenten Dipols mit einem benachbarten induzierten Dipol. Drittens besteht, obwohl keine Moleküle eines Materials permanente Dipole sind (z. B. im Edelgas Argon oder im organischen flüssigen Benzol), eine Anziehungskraft zwischen den Molekülen, die für die Kondensation in den flüssigen Zustand bei ausreichend niedrigen Temperaturen verantwortlich ist.
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Die Art dieser Anziehungskraft in Molekülen , dessen korrekte Beschreibung die Quantenmechanik erfordert, wurde erstmals (1930) vom in Polen geborenen Physiker Fritz London erkannt, der sie auf die Elektronenbewegung innerhalb von Molekülen zurückführte. London wies darauf hin, dass das Zentrum der negativen Ladung der Elektronen und das Zentrum der positiven Ladung der Atomkerne zu keinem Zeitpunkt wahrscheinlich zusammenfallen würden. Somit macht die Fluktuation von Elektronen Moleküle zu zeitvariablen Dipolen, obwohl der Durchschnitt dieser augenblicklichen Polarisation über ein kurzes Zeitintervall Null sein kann. Solche zeitvariablen Dipole oder momentanen Dipole können sich nicht in Ausrichtung ausrichten, um die tatsächliche Anziehungskraft zu berücksichtigen, aber sie induzieren in benachbarten Molekülen eine richtig ausgerichtete Polarisation, was zu Anziehungskräften führt. Diese spezifischen Wechselwirkungen oder Kräfte, die sich aus Elektronenschwankungen in Molekülen ergeben (bekannt als Londoner Kräfte oder Dispersionskräfte), sind sogar zwischen permanent polaren Molekülen vorhanden und erzeugen im Allgemeinen den größten der drei Beiträge zu intermolekularen Kräften