London-Kräfte (nach dem Physiker Fritz London; in der Literatur auch London-Kraft, London-Dispersion oder anziehende Van-der-Waals-Bindung genannt) sind schwache Anziehungskräfte zwischen polaren oder unpolaren Molekülen und Atomen, die durch spontane Polarisation eines Teilchens und dadurch induzierte Dipole in benachbarten Teilchen entstehen. Zusammen mit den Debye'schen Kräften (Wechselwirkung zwischen permanenten Dipolmolekülen und unpolaren Teilchen) gehören sie zu den van-der Waalschen Wechselwirkungen.

Aus quantenmechanischen Berechnung ergibt sich die Wechselwirkungsenergie zwischen zwei unterschiedlichen Teilchen näherungsweise als:

${\displaystyle V=-{\frac {3}{2}}{\frac {\alpha _{1}\cdot \alpha _{2}}{r^{6}}}{\frac {I_{1}\cdot I_{2}}{I_{1}+I_{2}}}}$

${\displaystyle \alpha _{1}}$ und ${\displaystyle \alpha _{2}}$ sind dabei die Polarisierbarkeitsvolumina der beiden Moleküle und ${\displaystyle I_{1}}$ und ${\displaystyle I_{2}}$ sind die Ionisierungsenergien der ersten Elektronen.

Für die Wechselwirkungsenergien zwei gleiche Moleküle ergibt sich dementsprechend nach:

${\displaystyle V=-{\frac {3}{4}}{\frac {\alpha ^{2}I}{r^{6}}}}$

Die London-Kräfte erklären die Existenz von flüssigen und festen Aggregatzuständen unpolarer Verbindungen, die nicht existieren dürften, wenn man (in Abwesenheit anderer intermolekularer Wechselwirkungen wie Wasserstoffbrückenbindungen) nur die abstoßende Wechselwirkung ihrer Elektronenhüllen betrachtet.

London-Kräfte sind, wie alle van-der-Waals-Kräfte, sehr viel schwächer als die anderen Bindungsarten. In der Computerchemie sind sie nur schwierig zu beschreiben und zu parametrisieren. Die Anteile der London'schen Dispersionskräfte an den Anziehungskräften zwischen polaren Molekülen sind meist größer als die Beiträge der Dipol-Dipol-Wechselwirkung. Nur bei Molekülen, deren Dipolmoment über 1 Debye liegt, wird der Einfluss der London-Kräfte und Dipol-Dipol-Kräfte etwa gleich groß.

Einzelnachweise

1. ↑ R. Eisenschitz and F. London, Z. Physik 60, 491 (1930), DOI:10.1007/BF01341258.
2. ↑ F. London, Z. Physik 63, 245 (1930), DOI:10.1007/bf01421741 and Z. Physik. Chemie, B11, 222 (1930)
3. 1 2 T.L. Brown, H.E. LeMay, B.E. Bursten, Chemie - Die zentrale Wissenschaft, 10. Aufl., Pearson Studium, München, Boston, 2007, S. 519.
4. ↑ Eintrag zu van der Waals forces. In: IUPAC (Hrsg.): Compendium of Chemical Terminology. The “Gold Book”. doi:10.1351/goldbook.V06597.
5. 1 2 Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie:. 9. Auflage. DE GRUYTER, Berlin / Bosten 2015, ISBN 978-3-11-035526-0, S. 169, doi:10.1515/9783110355284 (degruyter.com [abgerufen am 21. April 2023]). 
6. ↑ P. Atkins: Physikalische Chemie. 3. Auflage. Wiley-VCH, Weinheim 2001, ISBN 3-527-30433-9, S. 626.