|
[[Fitxer:Iodine-unit-cell-3D-balls.png|thumb|Cel·la unitat d'un cristall de iode on les molècules de diiode, I<sub>2</sub>, es troben enllaçades mitjançant forces de dispersió]]
[[Fitxer:Dipole interactions.png|thumb|Dues disposicions de dipols que interaccionen: a) cap-cap; b) cap-coa]]
Les '''forces de dispersió de London''' són forces intermoleculars febles que sorgeixen de forces interactives entre multipols[[dipol]]s temporals en molècules sense [[moment multipolardipolar]] permanent. Les forces de dispersió de London sonsón un tipus de [[forces de van der Waals]] i també són conegudes com a forces de dispersió, forces de London o forces dipol instantani-dipol induït.
AquestesAquesta forcesinteracció forenfou estudiadesestudiada per primera vegada pels físics alemanys R. Eisenschitz, del [[Kaiser Wilhelm Institute für Physik]] de Berlín, i [[Fritz London]], de la [[Universitat de Berlín]], el 1930, en un article sobre els gasos nobles<ref>{{Cita publicació |nom=R |cognom=Eisenschitz |nom2=F |cognom2=London |enllaçautor2=Fritz London |títol=Über das Verhältnis der van der Waalsschen Kräfte zu den homöopolaren Bindungskräften |url=http://www.springerlink.com/content/r7q28m356l722151/ |publicació=Zeitschrift für Physik A Hadrons and Nuclei |volum=60 |pàgines=491–527 |llengua=alemany |data=1930 |doi=10.1007/BF01341258}}</ref> el qual tractament era molt formal i complet. London realitzà, després, tractaments més simples i aplicats.<ref>{{Cita publicació |nom=F |cognom=London |enllaçautor=Fritz London |títol=Zur Theorie und Systematik der Molekularkräfte |url=http://www.springerlink.com/content/rx775241231700w0/ |publicació=Zeitschrift für Physik A Hadrons and Nuclei |volum=63 |exemplar=3-4 |pàgines=245-279 |llengua=alemany |data=1930 |doi=10.1007/BF01421741}}</ref><ref>{{Cita publicació |nom=F |cognom=London |enllaçautor=Fritz London |títol=Über einige Eigenschaften und Anwendungen der Molekularkräften |url= |publicació=Zeitschrift für Physikalische Chemie |volum=B11 |exemplar= |pàgines=222-251 |llengua=alemany |data=1930 |doi=}}</ref><ref>{{Cita publicació |nom=F |cognom=London |enllaçautor=Fritz London |títol=The general theory of molecular forces |url=http://pubs.rsc.org/en/content/articlelanding/1937/tf/tf937330008b |publicació=Transactions of the Faraday Society |volum=33 |exemplar=0 |pàgines=8b-26 |llengua= |data=1937 |doi=10.1039/TF937330008B }}</ref>
Les forces de London s'originen en [[molècules]] no polars a causa que la densitat electrònica es mou al voltant de la molècula d'una manera probabilística segons la [[mecànica quàntica]]. Hi ha una gran probablidad que la densitat electrònica no estigui distribuïda homogèniament en una molècula apolar. Quan els [[electrons]] estan desigualment distribuïts, existeix un multipoldipol instantani. Aquest multipol interactuarà amb altres multipolsdipols propers o induirà a les molècules veïnes multipolsdipols. La densitat electrònica en una molècula pot ser redistribuïda per la proximitat d'un altre multipoldipol. Els electrons s'acumularan en el costat de la molècula propera al pol positiu del multipoldipol instantani i s'allunyaran del pol negatiu. S'haurà format un multipoldipol induït.
En el buit, les forces de London són més febles que altres forces intermoleculars tals com les [[enllaç iònic|interaccions iòniques]], l'[[enllaç d'hidrogen]], o les [[interacció dipol-dipol|interaccions permanents dipol-dipol]]. Aquest fenomen és l'única força intermolecular atractiva entre àtoms neutres com els [[gasos nobles]], i és la principal força atractiva entre molècules no polars, com el dinitrógenodinitrogen, N<sub>2</sub>, o el metà, CH<sub>4</sub>. Sense les forces de London, no hi hauria forces atractives entre els àtoms d'un gas noble, i no podrien existir en la forma líquida.
Les forces de London es fan més fortes alhora que l'àtom o molècula en qüestió es fa més gran. Això és a causa de la polarizabilidad incrementada de molècules amb núvols electrònics més grans i disperses. Aquest comportament pot exemplificar-se pels [[halògens]] (del més petit al més gran: F<sub>2</sub>, Cl<sub>2</sub>, Br<sub>2</sub>, I<sub>2</sub>). El diflúor i el diclor són gasos a temperatura ambient, el dibromo és un líquid, i el diiode és un sòlid.
[[Fitxer:Argon dimer potential.png|thumb|Representació de l'energia potencial de London entre dos àtoms d'[[argó]]]]
L'energia potencial d'aquestes forces des forces, '''<big>E<sub>London</sub></big>''', entre dues molècules de [[polaritzabilitat]] diferent es pot escriure com:
| 