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[[Datei:Forze di London.png|mini|'''London-Kräfte''' zwischen unpolaren 2-atomigen Molekülen: In semiklassischer Veranschaulichung entstehen sie durch eine spontane quantenmechanische Fluktuation in Form einer kleinen Polarisation (negative Ladung δ- am Molekül ganz links in Blau eingezeichnet, positive Ladung δ+ rechts am selben Molekül in Rot). Die Elektronen im Nachbarmolekül werden dadurch in gleicher Weise polarisiert usw. Die Folge ist eine Anziehungskraft mit makroskopischen Auswirkungen.]]
'''London-Kräfte''' (nach dem Physiker [[Fritz London]]; in der Literatur auch '''London-Kraft''', '''London-Dispersion''' oder '''anziehende [[Van-der-Waals-Kräfte|Van-der-Waals-Bindung]]''' genannt) sind schwache Anziehungskräfte zwischen allen Arten von Molekülen<ref name="T.L. Brown, H.E. LeMay 2007">T.L. Brown, H.E. LeMay, B.E. Bursten, Chemie - Die zentrale Wissenschaft, 10. Aufl., Pearson Studium, München, Boston, 2007, S. 519.</ref> und [[Atom]]en.

Die London-Kräfte beruhen auf dem rein [[Quantenmechanik|quantenmechanischen]] Effekt, dass auch ein unpolares kugelförmiges [[Atomorbital]] durch eine andere, in der Nähe befindliche, Elektronenhülle durch Beimischung anderer Orbitale (siehe [[Störungstheorie (Quantenmechanik)|quantenmechanische Störungstheorie]]) deformiert wird und dann ein [[elektrisches Dipolmoment]] haben kann.<ref>[[Robert Eisenschitz|R. Eisenschitz]] and F. London, Z. Physik '''60''', 491 (1930), [[DOI:10.1007/BF01341258]].</ref><ref>F. London, Z. Physik '''63''', 245 (1930), [[DOI:10.1007/bf01421741]] and Z. Physik. Chemie, '''B11''', 222 (1930)</ref> Bei geeigneter Korrelation solcher Beimischungen in beiden Elektronenhüllen sind die zwei Dipolmomente so orientiert, dass sie sich anziehen. (Eine veranschaulichende semiklassische Beschreibung findet sich in der Legende zur Abbildung.)
Solche Kräfte werden allgemein als Dispersionswechselwirkungen bezeichnet.<ref>{{Internetquelle |url=https://www.uni-due.de/imperia/md/content/verfahrenstechnik/dissertation_blaeker.pdf |titel=Experimentelle und theoretische Untersuchungen zur Kombination von Adsorptionsvolumetrie und -kalorimetrie |hrsg=Universität Duisburg |abruf=04.05.2024}}</ref>

Anziehende London-Kräfte entstehen auch zwischen polaren Molekülen mit permanenten Dipolmomenten und sind dann meist größer als die klassische elektrostatische Anziehung zwischen den Dipolen.<ref name="T.L. Brown, H.E. LeMay 2007" /> Erst wenn die permanenten Dipole stärker als etwa [[Debye|1 Debye]] sind, wird ihr Einfluss gleich groß wie der der London-Kräfte.<ref name=":0" />

Zusammen mit den [[Peter Debye|Debye]]’schen Kräften (Wechselwirkung zwischen einem Molekül mit permanentem Dipol und einem unpolaren Teilchen) gehören die London-Kräfte zu den anziehenden [[Van-der-Waals-Kräfte|van-der Waalschen Wechselwirkungen]]<ref>{{Gold Book|van der Waals forces|V06597}}</ref> und sind, wie alle van-der-Waals-Kräfte, sehr viel schwächer als die anderen [[Chemische Bindung|Bindungsarten]]. In der [[Computerchemie]] sind sie nur schwierig zu beschreiben und zu parametrisieren.

Die Reichweite der London-Kräfte ist etwas größer als die der ebenfalls allgemeinen, aber stark abstoßenden Wechselwirkung von zwei überlappenden [[Elektronenhülle]]n. Das erklärt die Existenz des flüssigen und festen [[Aggregatzustand]]s unpolarer Verbindungen, die es sonst nicht geben dürfte.

Aus der [[Quantenmechanik|quantenmechanischen]] Berechnung ergibt sich die Wechselwirkungsenergie zwischen zwei Teilchen näherungsweise als:<ref name=":0">{{Literatur |Autor=Erwin Riedel, Christoph Janiak |Titel=Anorganische Chemie: |Auflage=9 |Verlag=DE GRUYTER |Ort=Berlin / Bosten |Datum=2015-09-11 |ISBN=978-3-11-035526-0 |DOI=10.1515/9783110355284 |Seiten=169 |Online=https://www.degruyter.com/document/doi/10.1515/9783110355284/html |Abruf=2023-04-21}}</ref>

:<math> V = - \frac{3}{2} \frac {\alpha_1 \cdot \alpha_2} {r^6} \frac {I_1 \cdot I_2}{I_1+I_2} </math>

<math> \alpha_1 </math> und <math> \alpha_2 </math> sind dabei die Polarisierbarkeitsvolumina<ref>{{Literatur |Autor=P. Atkins |Titel=Physikalische Chemie |Auflage=3 |Verlag=Wiley-VCH |Ort=Weinheim |Datum=2001 |ISBN=3-527-30433-9 |Seiten=626}}</ref> der beiden Teilchen und <math> I_1 </math> und <math> I_2 </math> ihre ersten [[Ionisierungsenergie]]n.

Für die potentielle Energie von zwei gleichen Molekülen ergibt sich dementsprechend:

<math> V = - \frac{3}{4} \frac {\alpha^2 I} {r^6} </math>

== Einzelnachweise ==
<references/>

[[Kategorie:Chemische Bindung]]
[[Kategorie:Physikalische Chemie]]

[[sv:Dispersionkraft]]

London-Kraft - Versionsgeschichte

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