โยฮันเนส แวน เดอร์ วาลส์ ผู้บุกเบิกการศึกษาสมบัติของสสารในสถานะแก๊สและของเหลว

ทำความรู้จัก “แรงแวนเดอร์วาลส์”

ที่อุณหภูมิห้อง สารโคเวเลนต์แต่ละชนิดอาจอยู่ในสถานะที่ต่างกัน ทั้งนี้ขึ้นอยู่กับแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล (intermolecular force) หรือ แรงแวนเดอร์วาลส์ (van der Waals force)

• สถานะของแข็ง: โมเลกุลอยู่ชิดกันจนไม่สามารถเคลื่อนที่ได้ และมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลมาก
• สถานะของเหลว: โมเลกุลสามารถเคลื่อนที่ได้ แต่ยังคงอยู่ชิดกันและมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลน้อยกว่าในของแข็ง
• สถานะแก๊ส: โมเลกุลอยู่ห่างกัน สามารถเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระและมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลน้อยมากจนถือว่าไม่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล

แรงแวนเดอร์วาลส์เกี่ยวข้องกับขนาดโมเลกุลและสภาพขั้วของโมเลกุล ซึ่งแรงแวนเดอร์วาลส์มีหลายชนิดและมีชื่อเรียกต่าง ๆ กัน ในที่นี้จะกล่าวถึง 3 ชนิดที่สำคัญ ได้แก่

• 1. แรงแผ่กระจายลอนดอน (London dispersion force) เป็นแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลไม่มีขั้วหรืออะตอมแก๊สมีสกุล ซึ่งเป็นแรงอย่างอ่อน ๆ ที่เกิดจากการกระจายของอิเล็กตรอนในอะตอมขณะใดขณะหนึ่งซึ่งอาจไม่เท่ากันจึงทำให้เกิดสภาพขั้วชั่วขณะ แล้วเหนี่ยวนำให้โมเลกุลที่อยู่ใกล้กันเกิดขั้วตรงข้ามและมีแรงดึงดูดชั่วขณะ โดยแรงแผ่กระจายลอนดอนเพิ่มขึ้นตามขนาดของโมเลกุล เนื่องจากโมเลกุลขนาดใหญ่สามารถเกิดสภาพขั้วชั่วขณะได้มากกว่า
• 2. แรงระหว่างขั้ว (dipole – dipole force) สำหรับโมเลกุลมีขั้ว เช่น HBr H₂S PH₃ นอกจากมีแรงแผ่กระจายลอนดอนแล้ว ยังมีแรงดึงดูดที่เกิดจากสภาพขั้วของโมเลกุล โดยโมเลกุลที่อยู่ใกล้กันจะหันส่วนของโมเลกุลที่มีขั้วตรงข้ามกันเข้าหากันเกิดเป็นแรงดึงดูดทางไฟฟ้าจากสภาพขั้วนี้ โดยทั่วไปแรงระหว่างขั้วเพิ่มขึ้นตามสภาพขั้วของโมเลกุลที่มีขนาดใกล้เคียงกัน
• 3. พันธะไฮโดรเจน (hydrogen bond) เมื่อพิจารณาจุดเดือดของสารประกอบของไฮโดรเจนกับธาตุหมู่ VIIA เช่น HF HCI HBr HI จะพบว่า HF มีจุดเดือดสูงกว่าสารประกอบอื่น ทั้งที่ HF มีขนาดโมเลกุลเล็กที่สุด ซึ่งไม่เป็นไปตามแนวโน้มของขนาดโมเลกุลดังที่ได้กล่าวมาแล้วข้างต้น แสดงว่า HF มีแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลมากกว่าสารประกอบของไฮโดรเจนกับธาตุหมู่ VIIA อื่น ๆ