مقاله 48 : انواع پیوند شیمیایی و ویژگی های آن

[zeinab68]

اتم‌ها به جاي آنكه به صورت منفرد بمانند، تمايل دارند به يديگر بپيوندند، به هم پيوستن اتم‌ها با تشكيل پيوندهاي شيميايي صورت مي‌گيرد. پيوندهاي شيميايي نبروهاي جاذبه‌اي هستند كه در تمام مواد، اتم‌ها را به يكديگر متصل مي‌كنند. تشكيل پيوند بين اتم‌ها با تغيير آرايش الكتروني آنها همراه است. در حقيقت، اين الكترون‌هاي لايه‌ي ظرفيت اتم‌ها هستند كه سبب تشكيل پيوندهاي شيميايي مي‌شوند.

در ادامه به بیان انواع پیوندها و خواص آن ها می پردازیم

 

[zeinab68]

1- پيوند يوني: نيروي جاذبه قويي است كه بين يون‌هاي با بار مخالف وجود دارد. اين پيوند نتيجه‌ي انتقال الكترون از اتم فلز به اتم نافلز است. پيوند يوني را پيوند الكترووالانسي نيز مي‌نامند. ترکیبات یونی متشکل از تعداد زیادی آنيون وكاتيون هستند که با طرح معین هندسی در کنار هم قرار گرفته‌اند و یک بلور بوجود می‌آورند. هر بلور ، به سبب جاذبه‌های منفی ـ مثبت یونها به هم ، نگه داشته شده است. فرمول شيميايي یک ترکیب یونی نشانه ساده ‌ترین نسبت یونهای مختلف برای به وجود آوردن بلوری است که از نظر الکتریکی خنثی باشد.
خواص تركيب هاي یونی
الف- رسانایی الکتریکی :
رسانایی الکتریکی مواد مرکب یونی مذاب به این علت است که وقتی قطب‌هایی با بار مخالف در این مواد مذاب قرار گیرد و ميدان الكتريكي برقرارشود، یون ها آزادانه به حرکت در می‌آیند. این حرکت یونها بار یا جریان را از یک‌جا به جای دیگر منتقل می‌کنند. در جسم جامد که یونها بی‌حرکت‌اند و نمی‌توانند آزادانه حرکت کنند، جسم خاصیت رسانای الکتریکی ندارد.
ب- سختی :
سختی مواد مرکب یونی به علت پیوند محکم میان یونهای با بار مخالف است. برای پیوندهای قوی انرژی بسیاری لازم است تا یون‌ها از هم جدا شوند و امکان حرکت آزاد حالت مذاب را پیداکنند. انرژی زیاد به معنی نقطه جوش بالا است که خود از ویژگی‌های مواد مرکب یونی است.
ج- شکنندگی :
مواد مرکب یونی شکننده‌اند. زیرا که ساختار جامد آنها آرایه منظمی از یونهاست. مثلا ساختار سدیم کلرید (NaCl) را در نظر بگیرید. هرگاه یک سطح از یونها فقط به فاصله یک یون در هر جهت جابجا شود، یونهایی که بار مشابه دارند درکنار یکدیگر قرار می‌گیرند و یکدیگر را دفع می‌کنند و چون جاذبه‌ای در کار نیست بلور می‌شکند. سدیم کلرید را نمی‌توان با چکش کاری ، به ورقه‌های نازک تبدیل کرد. با چنین عملی بلور نمک خرد و از هم پاشیده می‌شود.
گروههای حاوی پیوند یونی
پس از جدا شدن یک الکترون از یک اتم معین ، جداشدن الکترونهای بعدی به ترتیب مشکل تر می‌شود. زیرا با از دست رفتن هر الکترون بار مؤثر زیادتری می‌شود و الکترونهای باقیمانده را محکمتر نگاه می‌دارد. بطور خلاصه یونهای مثبت وقتی تشکیل می‌شوند که اتم‌های فلزی یک الکترون گروه(IA ) ، دو الکترون گروهIIA) ) و یا سه الکترون گروه (IIIA) به اتم‌های غیر فلزی می‌دهند. یونهای حاصل آرایش الکترونی یکسان با یک گاز نجیب دارند.
a- عناصرگروه( IA ) فلزات قليايي Li : ، Na ، K ، Rb ، Cs ، هر یک به ترتیب یک الکترون بیشتر از گازهای نجیب (He ، Kr ، Ne ، Ar ، Xe ) دارند. اگر هر یک از این فلزات از هر اتم یک الكترون از دست بدهند، جزء باقیمانده آرايش الكتروني گاز نجیب متناظر خود را پیدا می‌کند. مثلا ، Li یک الکترون والانس در آرایش حالت پایه دارد. از دست دادن یک الکترون موجب می‌شود که Li ساختار الکترونی He را پیداکند. یک اتم Li که فقط دو الکترون و سه الكترون داشته باشد، بار+ 1 خواهد داشت.
b- عناصر گرو(IIA) فلزات قليايي خاكي : هریک دو الکترون والانس دارند. پس برای اینکه Mg ، Ca ، Sr ، Ba ساختار گاز نجیب را به دست آورند اتم‌های هرعنصر باید دو الکترون از دست بدهند. از دست رفتن دو الکترون موجب می‌شود که دو پروتون در هسته خنثی نشده بماند. پس هر یون بار + 2خواهد داشت. برای جدا شدن سومین الکترون لازم است جفت الکترونهای تراز اصلی با انرژی پایین‌تر شکسته شود. این امر انرژی زیادتری می‌خواهد.

C- عناصر گروه( VIIA) هالوژنها
یونهای مثبت در حضور یونهای منفی پایدار می‌شوند. خنثی شدن بار ، هر دو نوع یون را پایدار می‌کند. یونهای منفی پایدار ، از اتم‌هایی که شش یا هفت الکترون والانس دارند، تولید می‌شوند. این گونه اتم‌ها آنقدر الکترون بدست می‌آورند تا ساختار گاز نجیب را پیدا کنند. مثلا اتم‌های عناصر گروه VIIA (هالوژن‌ها) هفت الکترون والانس دارند و هر یک ، یک الکترون می‌خواهند تا آرایش الکترونی یک گاز نجیب را پیدا کنند.

اگر اتم‌های F ، Cl ، Br ، I هر یک ، یک الکترون بدست آورند، یونهای حاصل یعنی F-، Cl-، Br وI- به ترتیب آرایش الکترونی گازهای نجیب (Ne ، Ar ، Kr ، Xe ) را خواهند داشت.
d- عناصر گروه (VIA) گروه اکسیژن
اتم عناصر (VIA) برای رسیدن به ساختار الکترونی یک گاز نجیب هریک دو الکترون نیاز دارند. اضافه شدن دو الکترون به هر اتم ، سبب تولید آنيون (يون دو بارمنفي) می‌شود.
بطور خلاصه غیرفلزات یک ، دو ، یا سه الکترون از فلزات می‌گیرند و یون منفی ایجاد می‌کنند.این یون های منفی همگی الکترون های والانس جفت شده و آرایش هشت الکترونی پایدار گازهای نجیب را دارند.

 

[zeinab68]

2- پيوند كووالانسي:
میلیون‌ها ماده مركب شناخته شده است كه فقط از غیر فلزات ترکیب یافته‌اند. این مواد مرکب فقط شامل عناصری هستند که در هر اتم 4، 5 ،6 يا 7 الکترون والانس دارند. بنابراین الکترون‌های والانس اتم‌های غیر فلزی ، آنقدر زیاد است که اتم‌ها نمی‌توانند با از دست دادن آنها ساختار یک گاز نجیب را به دست آورند. معمولا غیر فلزات با جفت کردن الکترون‌ها پیوند ایجاد می‌کنند و در این فرآیند به ساختار یک گاز نجیب می‌رسند.
يكي ديگر از راه ‌هايي كه يك اتم مي‌تواند به آرايش الكتروني پايدار برسد، اين است كه با يك يا چند اتم ديگر الكترون به اشتراك بگذارد. هنگامي كه دو اتم الكترون به اشتراك مي‌گذارند، نيروي جاذبه‌اي بين آنها بوجود مي‌آيد كه سبب به هم پيوستن آن دو اتم به يكديگر مي‌شود و اين نيروي جاذبه به پيوند كووالانسي نام دارد. آنچه اتم‌های یک ملکول را به هم نگه می‌دارد، پیوند کووالانسی است، در تشکیل پیوند کووالانسی الکترون‌ها ، به جای آنکه از اتمی به اتم دیگر منتقل شوند، میان دو اتم به اشتراک گذاشته می‌شوند. استحکام پیوند کووالانسی ناشی از جاذبه متقابل دو هسته مثبت و ابر منفی الکترون‌های پیوندی است. یا به عبارت دیگر مربوط به آن است که هر دو هسته الکترونهای مشترکی را جذب می‌کنند.
شرط تشکیل پیوند کوولانسی: لازمه تشکیل پیوند کوولانسی بین دو اتم ، این است که هر یک از دو اتم در آخرین تراز انرژی خود لااقل یک اوربیتال نیمه پر داشته باشند.
انواع پیوند کووالانسی
الف- پیوند یگانه کووالانسی
پیوند یگانه کووالانسی متشکل از یک جفت الکترون (دارای اسپین مخالف) است که اوربیتالی از هر دو اتم پیوند شده را اشغال می‌کند. ساده‌ترین نمونه اشتراک در مولکول‌های دو اتمی گازهایی از قبیل F2 ، H2 و Cl2 دیده می‌شود. اتم هیدروژن فقط یک الکترون دارد هرگاه دو اتم هیدروژن تک الکترون‌های خود را به اشتراک بگذارند، یک جفت الکترون حاصل می‌شود. H ― H , H : H پیوند یگانه
این جفت الکترون پیوندی متعلق به کل مولکول هیدروژن است و به آرایش الکترونی پایدار گاز نجیب هلیم می‌رسد. هراتم هالوژن ، هفت الکترون والانس دارد. با تشکیل یک پیوند کووالانسی بین دو تا از این اتم‌ها ، هر اتم به آرایش الکترونی هشت تایی ، که ویژه گازهای نجیب است، می‌رسد.
ب- پیوند چند گانه
بین دو اتم ، ممکن است بیش از یک پیوند کووالانسی تشکیل شود در این موارد گفته می‌شود که اتم‌ها با پیوند چند گانه به هم متصل‌اند. دو جفت الکترون مشترک را پیوند دو گانه و سه جفت الکترون مشترک را پیوند سه گانه می‌نامند. اغلب می‌توان تعداد پیوندهای جفت الکترونی را که یک اتم در یک مولکول بوجود می‌آورد از تعداد الکترون‌های مورد نیاز برای پر شدن پوسته والانس آن اتم ، پیش‌بینی کرد.
چون برای نا فلزات شماره گروه در جدول با تعداد الکترون‌های والانس برابر است، می‌توان پیش بینی کرد که عناصر گروه VIIA مثل) Cl با هفت الکترون والانس) ، برای رسیدن به هشت تای پایدار ، یک پیوند کووالانسی ، عناصر گروه VIA مثل O و) S با شش الکترون والانس) دو پیوند کووالانسی ، عناصر VA مثل N و) P با پنج الکترون والانس) سه پیوند کووالانسی و عناصر گروه IVA مثل C (با چهار الکترون والانس) چهار پیوند کووالانسی به وجود خواهند آورد. :Ö=C=Ö: پیوند دو گانه ، پیوند سه گانه ، چهار پيوند كربن كه يك پيوند سه گانه و يك پيوند يگانه تشكيل داده ااست.

 

[zeinab68]

3- پيوند داتيو (كووالانسي كوئوردينانس):
كلمه‌ي داتيو به زبان يوناني يعني بخشنده اين پيوند زماني تشكيل مي‌شود كه يك اتم داراي زوج الكترون تنها و اتم ديگر اوربيتال خالي داشته باشد.
پیوند داتیو
شرط تشکیل پیوند داتیو:در تشکیل پیوند داتیو باید اتمی که الکترون به اشتراک می‌گذارد، در آخرین لایه ، حداقل یک جفت الکترون غیر پیوندی داشته باشد و اتم دیگر نیز حداقل دارای یک اوربیتال خالی در آخرین لایه باشد ).اوربيتال: فضايي است كه احتمال حضور بيشترين الكترون را داشته باشد .)
اتم نیتروژن با سه اتم هیدروژن ، پیوند کووالانسی معمولی تشکیل می‌دهد و به آرایش الکترونی گاز بی‌اثر می‌رسد. پس از این عمل ، برای نیتروژن یک جفت الکترون غیر پیوندی باقی می‌ماند که می‌تواند آن را بصورت داتیو در اختیار اتمهایی که به آن نیاز دارند، قرار دهد. از سوی دیگر ، اتم هیدروژن که یک الکترون در اوربیتال آن موجود است، هر گاه این الکترون را از دست بدهد، به یون H+تبدیل می‌شود که اوربیتال 1S آن خالی است.حال هرگاه این یون به مولکول آمونیاک نزدیک شود، با آن پیوند داتیو برقرار می‌کند و خود را به آرایش الکترونی گاز بی‌اثر می‌رساند (NH4+) این مجموعه که یون آمونیوم نامیده می‌شود، در بسیاری از ترکیبات مانند کلرید آمونیومNH4Cl) ) و هیدروکسید آمونیوم(NH4OH) وجود دارد.
اندازه گیری‌های انجام شده نشان می‌دهد که انرژی و طول هر چهار پیوند نیتروژن _ هیدروژن در یون آمونیوم کاملا یکسان است. این امر منطقی نیز به نظر می‌رسد، زیرا پیوند داتیو نیز مانند پیوند کووالانسی معمولی یک جفت الکترون است که بین هسته اتم نیتروژن و هسته اتم هیدروژن قرار گرفته استکلرید آلومینیوم نیز با یون Cl- ترکیب می‌شود و یون AlCl 4- تولید می‌کند که در آن هر چهار پیوند AL - Cl از نظر طول و انرژی یکسان هستند.

 

[zeinab68]

4- پيوندهاي فلزي
پيوند فلزي: نيروي جاذبه‌اي كه از تأثير متقابل الكترون‌هاي غير مستقر (يعني همان الكترون‌هاي لايه‌ي ظرفيت) و ذره‌هاي مثبت شبكه‌ي بلور فلز به وجود مي‌آيد عامل پيدايش پيوند فلزي مي‌باشد
فلزات به وسيلة رسانايي الكتريكي بالا، جلاي فلزي و چكش‌خواري مشخص مي‌شوند. كدام آرايش پيوندي مي‌تواند پديد آورندة اين خواص باشد؟ فلزات در حالت جامد بلورهايي تشكيل مي‌دهند كه در آنها هر اتم با هشت يا دوازده اتم فلز احاطه شده است.
نظر به اين كه فلزات در تراز بيروني خود فقط 1،2 يا 3 الكترون دارند، اتم هاي آنها با اتم هاي مجاور خود پيوندهاي كووالانسي عادي تشكيل نمي‌دهند و چون اتمهاي يك عنصر نيروي جاذبة يكساني نسبت به الكترونهاي خود دارند، اتم هاي فلز تمايلي به تشكيل يون در بلور فلز ندارند. در اينجا، بلور فلز وقتي تشكيل مي‌شود كه اتمها در كنار يكديگر جمع مي‌شوند و اوربيتال هاي تراز بيروني تمام اتم ها با يكديگر همپوشاني مي‌كنند. در اين حالت الكترون ها مي‌توانند به راحتي از يك اتم به اتم ديگر حركت كنند. در اينجا گفته مي‌شود كه الكترون ها غيرمستقرند زيرا اين الكترونها در يك «مكان» به عنوان بخشي از يك يون يا پيوند كووالانسي معين قرار نگرفته‌اند. اگر يك ميدان الكتريكي خارجي اعمال كنيم، الكترونها در درون فلز به جريان مي‌افتند و جريان الكتريكي به وجود مي‌آيد. الكترونها غيرمستقر به آساني با نور بر هم كنش داشته، جلاي فلزي را به وجود مي‌آورند. وقتي فلزات را با چكش مي‌كوبيم، اتمها تغيير آرايش مي‌دهند و الكترونها نيز در اوربيتالهاي اتمها در مكانهاي جديد جابجا مي‌شوند. الكترونهاي غيرمستقر كه اتمهاي فلزي را به يكديگر متصل نگه مي‌دارند پيوند فلزي را به وجود مي‌آورند.
خواص فلزات با تعداد الكترونهاي بيروني آنها معين مي‌شود. فلزات گروه (IA)1 در هر اتم فقط يك الكترون بيروني دارند. اين فلزات نرم هستند. فلزات گروه(IIA)2 دو الكترون بيروني دارند و در مقايسه با فلزات گروه (IA)1 سخت‌ترند. اما، در فلزات واسطه، الكترون هاي اوربيتالهاي d ممكن است در تشكيل پيوند فلزي شركت كنند. بسياري از اين فلزات بسيار سخت هستند.
عناصر گروه (IIIB) 3 تا (VIB)6 سه تا شش الكترون غيرمستقر دارند. در عناصر گروه هاي (VIIB)7 تا (VIIIB)10، تعداد الكترون هاي غيرمستقر همان شش الكترون است زيرا الكترون هاي تراز فرعي d اين عناصر در پيوند فلزي شركت ندارند. تعداد الكترون هاي غيرمستقر به ازاي هر اتم با فلزات گروههاي (IB)11 و (IIB)12 رو به نقصان مي‌گذارد. گروه هاي (IIIA)13 تا (VIIIA)18، نافلزند و از خواص فلزي آنها به سرعت كاسته مي‌شود.
پيوند فلزي قوي در فلزات ساختماني مانند آهن، كروم و نيكل، اين فلزات را سخت و محكم ساخته است. به طوركلي، عناصر واسطه، سخت‌ترين و محكمترين عناصر هستند. بعضي از فلزات كه الكترون هاي غيرمستقر كمتري دارند را مي‌توان با ساير فلزات تركيب كرد و آلياژ تشكيل داد و به اين ترتيب باعث استحكام فلز شد. خواص اين آلياژها از خواص عناصر خالص سازندة آلياژ متفاوت است.

 

[zeinab68]

پيوندهاي بين مولكولي
اتم‌ها در مولکول‌ها توسط پیوندهای کووالانسی کنار هم نگه داشته شده‌اند. اما سوال این است که مولکول‌ها در حال مایع و جامد توسط چه نیرویی بسوی یکدیگر جذب می‌شوند، نیروهایی که مولکول‌های یک ماده را در حالت مایع یا جامد به همدیگر ارتباط می‌دهد به نیروهای بین مولکولی معروف است. دو نوع نيروي جاذبه ي مولكولي وجود دارد:
1- نیروهای واندروالسی 2- پيوند هيدروژني
اولین بار "یوهانس واندروالس" در سال 1873 وجود نیروهای جاذبه بین مولکولی در میان مولکولهای گاز را مطرح کرد توضیح منشأ این نیروهای بین مولکولی توسط "فرتینر لاندن" در 1930 پیشنهاد شد. امروزه نیروهای بین مولکولی را بصورت عام نیروهای واندروالس و نیروهای پراکندگی بین مولکولهای غیرقطبی را نیروهای لاندن می‌نامند. (نيروهاي ضعيف بين موكلول‌ها را مجموعاً تحت عنوان نيروهاي وان‌دروالس مي‌نامند.)
نیروهای بین مولکولی مولکولهای قطبی با نیروهای بین مولکولی بین مولکولهای غیرقطبی باهم تفاوت دارند. معمولا نیروهای بین مولکولی به نام نیروهای واندروالسی معروفند. وجود این نیروها در بین مولکولها باعث می‌شود که یک ترکیب جامد مولکولی شکل معینی داشته باشد و با غلبه بر این نیروها بتوان آن را به حالت مایع درآورد.

 

[zeinab68]

انواع نیروهای واندروالسی
1- نیروهای دوقطبی - دوقطبی
این نیروها بین مولکول های قطبی دیده می‌شوند. این مولکولها دارای دوقطبی های دائمی هستند و تمایل به قرار گرفتن در راستای میدان الکتریکی دارند. پایدارترین حالت زمانی است که قطب مثبت یک مولکول تا حد امکان به قطب منفی مولکول مجاور نزدیک باشد. در این شرایط بین مولکولهای مجاور یک نیروی جاذبه الکتروستاتیکی به نام نیروی دوقطبی بوجود می‌آید.
با توجه به مقادیر الکترونگاتیوی اتم‌ها در یک مولکول دو اتمی می‌توان میزان قطبیت مولکول و جهت‌گیری قطبهای مثبت و منفی را پیش بینی کرد، اما پیش بینی قطبیت مولکولهای چند اتمی باید مبتنی بر شناخت شکل هندسی مولکول و آرایش جفت الکترونهای غیر مشترک باشد.
نیروی لاندن(نیروی پراکندگی)
برای اینکه ترکیبی به صورت جامد یا مایع باشد. باید نیروهایی ، مولکولهای آن ترکیب را کنار هم نگه دارد. در ترکیبات قطبی به علت وجود اختلاف الکترونگاتیوی بین دو اتم ، دو بار جزئی مثبت و منفی در دو سر مولکول حاصل می‌شود و این نیروی دوقطبی ، مولکولها را کنار هم نگه می‌دارد. برای توجیه حالت مایع و جامد مواد غیرقطبی مانند برم و ید نیز ، نیروی جاذبه دیگری باید وجود داشته باشد.

چون نقاط ذوب و جوش مواد غیرقطبی با افزایش جرم مولکولی بالا می‌رود، نتیجه می‌گیریم که مقدار این نیرو نیز با جرم و اندازه مولکول زیاد می‌شود. این واقعیت که فراریت مولکولهای قطبی مانند مولکولهای غیرقطبی با افزایش وزن مولکولی کم می‌شود، نشان می‌دهد که این نوع نیروی بین مولکولی باید برای همه مواد مولکولی متداول باشد.
اهمیت نیروی لاندن
از میان نیروهای بین مولکولی ، نیروی لاندن از همه مهم‌تر می‌باشد. این نیرو تنها نیروی جاذبه میان مولکولهای غیر قطبی است. حتی تخمین زده شده است که 85 درصد از کل نیروهای میان مولکولی در مولکول قطبی HCl ناشی از نیروی لاندن می‌باشد. فقط در مولکولهایی که پیوند هیدروژنی دارند، این نیروها نقش فرعی را ایفا می‌کنند.

برای مثال حدود 80 درصد از نیروهای جاذبه بین مولکولی در آب ، متعلق به پیوند هیدروژنی است و فقط 20 درصد بقیه مربوط به نیروهای پراکندگی (لاندن( می‌باشد. قویترین نیروهای لاندن بین مولکولهای کمپلکس و بزرگ دیده می‌شوند که ابر الکترونی بزرگی دارند که به آسانی تغییر شکل داده و قطبی می‌شوند، این ترکیبات نقاط ذوب و جوش نسبتا بالايی دارند.
ماهیت نیروهای لاندن
منشا و دلیل بوجود آمدن این نیروی بین مولکولی در سال 1930، توسط "فرتیز لاندن" توضیح داده شد. این نیرو همانند سایر نیروهای بین مولکولی (دوقطبی - دوقطبی و پیوند هیدروژنی ( ماهیت الکتریکی دارد. اما برخلاف آنها که از قطبیت دائم مولکولها بوجود می‌آیند، نیروی لاندن (یا پراکندگی) از جدایی بار موقتی و لحظه‌ای در درون یک مولکول حاصل می‌شود.
مولکول‌های غیرقطبی ، دوقطبی دائمی ندارند ولی با وجود این ، تمام مواد غیرقطبی را می‌توان مایع کرد. از این‌رو ، علاوه بر نیروی دوقطبی - دوقطبی ، باید نوع دیگری از نیروی بین مولکولی وجود داشته باشد. وجود نیروهای پراکندگی در مولکول‌ها بعنوان یک اصل پذیرفته شده‌است. تصور می‌شود این نیروها ناشی از حرکت الکترونها باشد. در یک لحظه از زمان ، ابر الکترونی یک مولکول بنحوی تغییر شکل می‌دهد که یک دوقطبی لحظه‌ای بوجود می‌آید که در آن ، قسمتی از مولکول به مقدار بسیار کم منفی‌تر از قسمت های دیگر است و در لحظه بعد ، بعلت حرکت الکترون ها جهت دوقطبی لحظه‌ای تغییر می‌کند.
اثر این دوقطبی های لحظه‌ای در طول زمان بسیار کوتاه ، یکدیگر را حذف می‌کنند، بصورتی که مولکول غیر قطبی فاقد دوقطبی دائمی می‌شود. ولی دوقطبی های مواج لحظه‌ای یک مولکول ، دوقطبی های نظیر خود را در مولکول‌های مجاور القا می‌کنند و حرکت همزمان الکترون های مولکول‌های مجاور باعث ایجاد نیروی جاذبه بین این دو قطبی های لحظه‌ای ، نیروی لاندن را تشکیل می‌دهند. نیروی لاندن بین مولکول های قطبی هم وجود دارد، اما تنها نیروی بین مولکولی موجود در مولکول های غیرقطبی است.
منشأ ایجاد این نیروها ، حرکت الکترون ها می‌باشد. الکترونها در مولکول های غیرقطبی مانند H2 بطور متوسط به هر اندازه که به یک هسته نزدیک باشند، به همان اندازه به هسته دیگر نزدیکند. اما در یک لحظه ابر الکترونی می‌تواند در یک انتهای مولکول متمرکز شود و در لحظه بعد این ابر الکترونی در انتهای دیگر مولکول باشد.
چگالی لحظه‌ای الکترون ها در یک طرف مولکول و قسمت دیگر آن یک دوقطبی موقت در مولکول H2 بوجود می‌آورد. این موضوع به نوبه خود یک دوقطبی مشابه در مولکول مجاور القا می‌کند. این دوقطبی‌های موقت که هر دو در یک مسیر جهت‌یابی شده‌اند، نیروی جاذبه‌ای میان مولکول ها ایجاد می‌کنند که به نیروی پراکندگی یا لاندن معروف است.
عوامل موثر در ایجاد نیروهای لاندن
قدرت نیروهای لاندن به این بستگی دارد که وقتی یک دوقطبی موقت در مجاورت یک مولکول برقرار می‌شود، با چه سهولتی می‌تواند توزیع الکترونی آن مولکول را قطبیده کند. سهولت قطبی شدن در درجه اول به اندازه مولکول بستگی دارد. دوقطبی شدن مولکول های بزرگ که الکترون ها دورتر از هسته می‌باشند، آسان تر از مولکولهای کوچک که الکترون ها به هسته نزدیک هستند صورت می‌گیرد. با افزایش اندازه مولکول و وزن مولکول بر قدرت نیروهای لاندن افزوده می‌شود.
البته نیروهای لاندن بیشتر به اندازه و شکل مولکول بستگی دارند تا به جرم آن. از میان دو مولکولی که دارای وزن مولکولی یکسان ولی شکل و اندازه مختلفی هستند، الکترون های مولکول کوچکتر و فشرده ‌تر آزادی کمتری دارند و دوقطبی لحظه‌ای براحتی در مولکول ایجاد نمی‌شود. بنابراین نیروی بین مولکولی آنها ضعیف‌تر از نیروی بین مولکولی مولکول بزرگتر می‌باشد که الکترونهایش آزادی عمل بیشتری دارند.
بنابراین نیروهای لاندن در مولکولهای فشرده و متقارن ، ضعیف تر از مولکول های با اتم های سبک ، طویل و استوانه‌ای شکل (سطح زیاد مولکول) می‌باشد و به همان علت نقاط ذوب و جوش این ترکیبات فشرده کمتر از مولکولهای بزرگ می‌باشد، هرچند که جرم مولکولی یکسانی داشته باشند.
نيروي واندروالسي به چه عواملي بستگي دارد؟
1- هر چه جرم مولكولي بيشتر باشد نيروي واندروالس بين مولكولها بيشتر است. و هر چه نيروي واندوالسي بيشتر باشد يعني مولكولها سفت تر هم را چسبيده اند پس نقطه ي جوش و ذوب بالاتر است.
2- هر چه تعداد اتمها در ساختار يك مولكول بيشتر باشد نيروي واندروالس بين دو مولكول بيشتر است و بنابر اين نقطه ي ذوب و جوش بالاتر است. مثلا S8 نيروي واندروالس بيش از P4 دارد.