Kemiassa van der Waalsin voimat ovat eräänlaisia molekyylien välisiä voimia. Molekyylien välinen voima on suhteellisen heikko voima, joka pitää molekyylit yhdessä. Van der Waalsin voimat ovat heikoin molekyylien välinen voima. Ne on nimetty hollantilaisen tiedemiehen Johannes Diderik van der Waalsin (1837-1923) mukaan.
Negatiivisesti varautuneet elektronit kiertävät molekyylejä tai ioneja. Elektronit luovat hieman erilaisia varauksia molekyylin toisesta päästä toiseen. Näitä pieniä eroja kutsutaan osittaisvarauksiksi, kuten δ- tai δ+.
Termiä käytetään joskus väljästi kaikkien molekyylien välisten voimien synonyyminä. Van der Waalsin voimat ovat suhteellisen heikkoja verrattuna kovalenttisiin sidoksiin, mutta niillä on perustavanlaatuinen merkitys supramolekyylikemiassa, entsyymeissä, polymeeritieteessä, nanoteknologiassa, pintatieteessä ja kondenssiainefysiikassa. Van der Waalsin voimat määrittelevät monia orgaanisten yhdisteiden ominaisuuksia, kuten niiden liukoisuuden.
Mitä van der Waalsin voimat ovat tarkemmin?
Van der Waalsin voimat tarkoittavat kaikkiaan niitä heikkoja sähköstaattisia vuorovaikutuksia, jotka syntyvät molekyylien ja atomien välille, kun niissä on pysyviä tai hetkellisiä dipoleja tai kun dipoli indusoituu toisessa hiukkasessa. Tärkeimmät käsitteet ovat:
- Londonin dispersiovoimat (dispersion forces) — hetkellisten, satunnaisten elektronijakauman vaihteluiden aiheuttamat dipolit, jotka indusoivat dipoleja naapureissa. Nämä ovat lähes aina läsnä ja usein hallitsevia etenkin ei-polaarisissa molekyyleissä.
- Dipoli–dipoli-vuorovaikutukset (Keesom) — pysyvien dipolien välinen orientaatioon riippuva sähköstaattinen vetovoima.
- Dipoli–indusoitu dipoli (Debye) — pysyvä dipoli indusoi dipolin naapurissa ja vetää sitä puoleensa.
Vetovoimia, kuten vetysidoksia, käsitellään usein erillisenä ilmiönä, vaikka nekin ovat eräänlaista vahvaa dipoli–dipoli-interaktiota.
Etäisyys- ja energiaskaala
Van der Waalsin voimat ovat lyhyen kantaman vuorovaikutuksia. Tyypillinen etäisyyssisältö on atomien ja molekyylien välisillä skaaloilla (usein 0,3–1 nm). Londonin dispersiovoimien etäisyysriippuvuus yksinkertaistetussa muodossa on V(r) ≈ −C6 / r6, missä r on etäisyys ja C6 on vakio, joka riippuu molekyylien polarisoituvuuksista ja ionisaatioenergioista. Käytännössä monissa simulaatioissa van der Waals-tyyppisiä vuorovaikutuksia kuvataan Lennard-Jones-potentiaalilla: U(r) = 4ε[(σ/r)12 − (σ/r)6].
Energiaskaalaltaan van der Waalsin vuorovaikutukset ovat pieniä: tyypillisesti muutamia kJ/mol (usein alle 10 kJ/mol per parittainen vuorovaikutus), mikä on huomattavasti vähemmän kuin kemiallisten kovalenttisten sidosten energia (satoja kJ/mol).
Miksi ne syntyvät? Polarisoituvuus ja hetkelliset dipolit
Elektronit liikkuvat jatkuvasti ja niiden tiheys vaihtelee ajan ja tilan mukaan. Vaikka atomilla tai molekyylillä ei olisi pysyvää dipolia, hetkellinen epätasapaino voi synnyttää väliaikaisen dipolin. Tämä hetken dipoli voi indusoida vastaavan dipolin naapurissa — molekyylit tuntuvat toisiaan ja vetävät toisiaan puoleensa. Suuremmat, helposti polarisoituvat atomi- tai molekyylijyvät (esim. raskaat jalokaasut, suuret orgaaniset molekyylit) synnyttävät voimakkaammat dispersiovoimat.
Merkitys kemiassa, biologiassa ja materiaaleissa
Vaikka van der Waalsin voimat ovat heikkoja yksittäin, niiden kollektiivinen vaikutus voi olla suuri:
- Ne selittävät, miksi jalokaasut nesteytyvät alhaisissa lämpötiloissa ja miksi rasvaiset ja hiilivetypohjaiset aineet ovat usein huonosti liukoisia veteen.
- Ne ovat tärkeitä supramolekyylikemiassa ja molekyylien itsejärjestäytymisessä (self-assembly), koska ne mahdollistavat reversiibelin ja suunnatun liimautumisen ilman kemiallista sidosta.
- Biologisesti van der Waalsin vuorovaikutukset auttavat entsyymien ja substraattien, proteiinien pintojen ja lipidikalvojen välistä sopivaa kosketusta ja muotojen tunnistusta.
- Pinnoilla ja nanorakenteissa (kuten nanoteknologiassa) van der Waalsin voimat määrittävät adheesion, pintajännityksen, kerrostumiskäytöksen (esim. grafiitin ja grafeenin välinen pinoutuminen) ja läpimeno-ominaisuuksia.
- Geckojen sormenpäiden tarttuvuus ja monien kuivien adheesioilmiöiden selitys pohjautuu pitkälti van der Waalsin vuorovaikutuksiin.
Mittaaminen ja mallintaminen
Van der Waalsin vuorovaikutuksia tutkitaan sekä kokeellisesti että laskennallisesti:
- Kokeelliset menetelmät sisältävät atomivoimamikroskopian (AFM), pintavoimamittauksia ja pinnanvoimalaiteita (surface force apparatus), jotka pystyvät mittaamaan hyvin pieniä voimia ja hammasteisia riippuvuuksia etäisyydestä.
- Laskennallisissa malleissa käytetään kvanttikemiallisia menetelmiä ja tiheysfunktionaaliteoriaa (DFT) ottaen huomioon dispersiokorjaukset (esimerkiksi DFT-D), sekä molekyylidynamiikkaa ja Monte Carlo -simulointeja, joissa van der Waals-tapahtumat kuvataan usein Lennard-Jones-tyyppisillä potentiaaleilla.
- Hamakerin vakio on yksi tapa kvantifioida dispersion kollektiivista vaikutusta suuremmissa kappaleissa.
Käytännön esimerkkejä
- Jalokaasujen nesteytys ja useiden orgaanisten yhdisteiden kiehumispisteiden riippuvuus molekyylipainosta — suuremmat ja polarisoituvammat molekyylit höyrystyvät heikommin, koska dispersion voimat kasvavat.
- Grafiitin kerrokset pysyvät yhdessä pääasiassa van der Waalsin voimien ansiosta, mikä tekee grafiitista liukkaan materiaalin ja mahdollistaa grafenikerrosten erotuksen.
- Monet adhesiiviset ja pintailmiöt, kuten kapillaari-ilmiöt ja märkäminen, saavat merkittävän osan selityksestään pintojen välisistä van der Waals-vetovoimista.
Yhteenveto
Van der Waalsin voimat ovat heikkoja mutta laajavaikutteisia sähköstaattisia vuorovaikutuksia, jotka syntyvät pysyvistä tai hetkellisistä dipoleista ja polarisaatiosta. Ne selittävät monia arkipäiväisiä ja teknisiä ilmiöitä kemian, biologian ja materiaalitieteen aloilla. Vaikka termiä käytetään joskus laajasti synonymisesti muiden molekyylien välisten voimien kanssa, on hyödyllistä erottaa dispersion, dipoli–dipoli- ja dipoli–indusoitujen dipolien mekanismit, sillä niiden riippuvuus koosta, etäisyydestä ja lämpötilasta poikkeaa.
