Diskussion:London-Kraft

Elektrostatische Anziehung

Im Text heißt es: "Im Gegensatz zur Ionenbindung, kovalenten Bindung und Wasserstoffbrückenbindung beschreiben die London-Kräfte keine elektrostatische Anziehung." Sondern? Also so wie ich das verstehe beschreibt die london´sche Kraft eine elektrostatische Wechselwirkung zwischen induzierten Dipolen. Wohin gegen die kovalente Bindung keine elektrostatische Wechselwirkung ist, sondern eine Bindung bei der ein oder mehrere Molekülorbitale entstehen. Luckyluke2211

Seh ich auch so. Außerdem fehlt noch vollkommen, dass die Moleküle von sich aus keine Ladung (Ionen) bzw Teilladungen (Dipole) haben, sondern nur durch ein momentanes Ungleichgewicht in der Verteilung der bindenden e- im Inneren der äußersten Orbitale eine sehr kurzzeitige "Ladungsungleichheit" haben, die dann, sofern in einem benachbarten Molekül der gleiche Effekt auftritt eine gegenseitige Anziehung induziert.--M.D.Kaiser 20:15, 7. Jan. 2007 (CET)

polarisiert / polar

Müsste es nicht heißen "zwischen Molekülen und Atomen, die unpolar sind" statt "unpolarisiert"? Die London-Kräfte erklärt man sich anschaulich durch temporäre polarisierte Teilchen, also doch polarisiert. Noch besser wäre meiner Ansicht "...die keine Dipole sind." "Polar" ist nämlich zunächst die Eigenschaft einer Bindung zwischen zwei Atomen unterschiedlicher Elektronegativität. Ob nun London-Kräfte wirken oder Dipol-Dipol-Kräfte, hängt davon ab, ob die Moleküle Dipole sind oder nicht. Ein Molekül ist genau dann ein Dipol, wenn folgende b e i d e n Bedingungen erfüllt sind: Das Molekül besitzt polare Bindungen u n d die Dipolmomente mehrerer polarer Bindungen heben sich nicht gegenseitig auf, was im Allgemeinen bedeutet, das Molekül ist nicht symmetrisch. Beispiel: Kohlenstoffdioxid, CO2 besitzt polare Bindungen, da die Elektronegativität von C und O deutlich verschieden ist. Dennoch ist CO2 kein Dipolmolekül, da es einen Bindungswinkel von 180° aufweist mit dem C in der Mitte, also symmetrisch ist, so dass sich die beiden Dipolmomente aufheben. CO2-Moleküle werden also im Festkörper (oder auch in der flüssigen Phase bei entsprechenden Bedingungen) nicht durch Dipol-Dipol-Kräfte zusammengehalten, sondern nur durch London-Kräfte. Nun könnte man statt "Dipol-Molekül" auch "polares Molekül" sagen, aber dies birgt das Risiko, dass falsch verkürzt wird zu "ein Molekül ist polar, wen es polare Bindungen enthält". Im übrigen finde ich den Beitrag hilfreich. Er müsste besser erreichbar sein von den Seiten über Van-der-Waals-Bindung etc. wo einiges nicht klar ist. Grüße, cjost

Ohne Polarisierung kann es keine Anziehungskraft geben. Werde das mal ändern. CO2 wird allerdings im Festkörper durchaus auch durch Dipol-Dipol-Wechselwirkungen (und nicht nur spontane) zusammengehalten. Auf der Größenskala ist CO2 durchaus ein wenig polar, auch wenn es als Molekül kein Dipol ist. -- Maxus96 10:21, 1. Sep. 2009 (CEST)

Proportionalität des Kraftfeld

Müsste die Relation nicht für das Potential gelten anstatt für das Kraftfeld. Also V ~ 1/r^6 anstatt F ~ 1/r^6. (nicht signierter Beitrag von 2001:7C7:2129:1700:A9C1:63D7:AEB3:B30D (Diskussion) 14:52, 28. Feb. 2022 (CET))

Begriff "Spontane Polarisierung" unglücklich

Eigentlich handelt es sich hier doch um die kohärente Überlagerung der Komponenten einer Mehrteilchenwellenfunktion, die bei richtiger Korrelation einen Zustand mit geringerer Gesamtenergie bilden. (Der ungünstige Fall der Korrelation mit anderem Vorzeichen braucht hier nicht zu interessieren.) Der gebundene Zustand sieht dann genau so aus, als ob die beiden Atome einander gegenseitig polarisiert hätten, aber so ein Prozess hat gar nicht stattgefunden, So wenig, wie zum Beispiel bei den beiden Elektronenspins im He-Grundzustand, wo sich auch nicht einer von beiden "spontan polarisiert" und der andere sich dazu einstellt. (Für ein "falsch" eingestelltes zweites Elektron ist einfach gar kein Zustand frei.) Der Satz "... die durch spontane Polarisation eines Teilchens und dadurch induzierte Dipole in benachbarten Teilchen entstehen." suggeriert aber einen reellen Prozess und ist daher physikalisch falsch. Aber er entspricht wohl vollkommen dem herrschenden Jargon, oder gibt es zitierfähige Richtigstellungen dazu? --Bleckneuhaus (Diskussion) 11:16, 22. Apr. 2023 (CEST)