Londonbindinger

Hvad er londonbinding?

London-binding er en svag intermolekylær binding, som virker mellem alle molekyler. 

Når man skal give eksempler på London-binding, så plejer man at tage udgangspunkt i upolære molekyler. Det skyldes, at upolære molekyler ikke har andre intermolekylære bindinger end netop London-binding. Vi ser her et eksempel på London-binding mellem to upolære molekyler:

På ovenstående figur ser vi en London-binding (markeret med blå streger) mellem to Br2-molekyler. Det kan godt virke lidt mærkeligt, at alle de blå lodrette streger symboliserer en London-binding, men det er faktisk den normale måde at symbolisere en London-binding (og andre intermolekylære bindinger). London-binding er en svag binding, og derfor plejer man bare at symbolisere den med nogle lidt tilfældige små lodrette streger. Det er fuldstændig ligegyldigt, hvor mange lodrette streger du tegner. 

Sådan virker London-binding

London-binding virker ved hjælp af tiltrækning mellem plus og minus:

Br2-molekylet til venstre har en positiv ende (markeret med δ+) og en negativ ende (markeret med δ-). Br2-molekylet til højre har også en positiv ende (δ+) og en negativ ende (δ-). Den negative ende af Br2-molekylet til venstre tiltrækkes af den positive ende af Br2-molekylet til højre, og sådan bindes de to molekyler sammen ved hjælp af London-binding. 

Som det fremgår af ovenstående tegning, så har hvert Br2-molekyle en positiv ende og en negativ ende. Sagt med andre ord, så indeholder et Br2-molekyle en dipol. En dipol er netop noget, der har en positiv ende og en negativ ende. Vi har her illustreret de to Br2-molekyler som dipoler, der tiltrækker hinanden:

Til venstre har vi dipolen for det ene Br2-molekyle, og til højre har vi dipolen for det andet Br2-molekyle. Den negative ende af Br2-molekylet til venstre tiltrækkes af den positive ende af Br2-molekylet til højre.

Det gælder for upolære molekyler, at deres dipoler kan bytte rundt på plus- og minus-enden. Det vil sige, at dipolerne for de to Br2-molekyler også kan tiltrække hinanden således:

Vi har på ovenstående tegning byttet rundt på plus og minus på dipolen til venstre, men da der er også er byttet rundt på plus og minus på dipolen til højre, betyder det ikke noget. De to dipoler tiltrækkes stadig ved, at plusenden for den ene dipol tiltrækkes af minusenden for den anden dipol. Vi kunne altså også have illustreret London-bindingen mellem de to Br2-molekyler således:

Det gælder generelt, at upolære molekyler kan bytte rundt på deres plus-ende og minus-ende. Derfor siger man, at upolære molekyler har midlertidige dipoler. 

Derfor har upolære