Fuerzas De Van Der Waals 396c3z

Fuerzas de Van der Waals En fisicoquímica, las fuerzas de Van der Waals (o interacciones de Van der Waals), denominada así en honor al científico neerlandés Johannes Diderik Van der Waals, es la fuerza atractiva o repulsiva entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas al enlace covalente o a la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras.1 El término incluye:   

fuerzas dipolo permanente-dipolo permanente (fuerzas de Keesom o interacción dipolo-dipolo) fuerzas dipolo permanente-dipolo inducido (fuerzas de Debye) fuerzas dipolo inducido instantáneo-dipolo inducido (fuerzas de dispersión de London)

También se usa en ocasiones como un sinónimo para la totalidad de las fuerzas intermoleculares.

Introducción a la materia Las fuerzas de van der Waals son relativamente débiles comparadas con los enlaces químicos normales, pero juegan un rol fundamental en campos tan diversos como química supramolecular, biología estructural, ciencia de polímeros, nanotecnología, ciencia de superficies, y física de materia condensada. Las fuerzas de van der Waals definen el carácter químico de muchos compuestos orgánicos. También definen la solubilidad de los alcoholes inferiores. Las propiedades del grupo polar hidróxilo dominan a las débiles fuerzas intermoleculares de van der Waals. En los alcoholes superiores, las propiedades del radical alquílico apolar (R) dominan y definen la solubilidad. Las fuerzas de van der Waals crecen con la longitud de la parte no polar de la sustancia. Las fuerzas de van der Waals incluyen a atracciones entre átomos, moléculas, y superficies. Difieren del enlace covalente y del enlace iónico en que están causados por correlaciones en las polarizaciones fluctuantes de partículas cercanas (una consecuencia de la dinámica cuántica). Las fuerzas intermoleculares tienen cuatro contribuciones importantes. En general, un potencial intermolecular tiene un componente repulsivo (que evita el colapso de las moléculas debido a que al acercarse las entidades unas a otras las repulsiones dominan). También tiene un componente atractivo que, a su vez, consiste de tres contribuciones distintas: 1. La primera fuente de atracción es la interacción electrostática, también denominada interacción de Keesom o fuerza de Keesom, en honor a Willem Hendrik Keesom. 2. La segunda fuente de atracción es la inducción (también denominada polarización), que es la interacción entre un ultipolo permanente en una molécula, con un multipolo inducido en otra. Esta interacción se mide algunas veces en debyes, en honor a Peter Debye. 3. La tercera atracción suele ser denominada en honor a Fritz London que la denominaba dispersión. Es la única atracción experimentada por átomos no polares, pero opera entre cualquier par de moléculas, sin importar su simetría.

4. A distancias de Radios de Van der Waals. Todas las fuerzas intermoleculares de van der Waals presentan anisotropía (excepto aquellas entre átomos de dos gases nobles), lo que significa que dependen de la orientación relativa de las moléculas. Las interacciones de inducción y dispersión son siempre atractivas, sin importar su orientación, pero el signo de la interacción cambia con la rotación de las moléculas. Esto es, la fuerza electrostática puede ser atractiva o repulsiva, dependiendo de la orientación mutua de las moléculas. Cuando las moléculas tienen movimiento térmico, como cuando están en fase gaseosa o líquida, la fuerza electrostática se reduce significativamente, debido a que las moléculas rotan térmicamente y experimentan las partes repulsiva y atractiva de la fuerza electrostática. Algunas veces, este efecto se expresa indicando que el "movimiento térmico aleatorio a temperatura ambiente puede imponerlo o anularlo" (refiriéndose al componente electrostático de la fuerza de van der Waals). Claramente, el efecto térmico promedio es mucho menos pronunciado para las fuerzas atractivas de inducción y dispersión. El potencial de Lennard-Jones se usa frecuentemente como un modelo aproximado para la parte isótropa de una fuerza de van der Waals total (repulsión más atracción) como una función de la distancia.

Fuerza de dispersión de London

Energía de interacción del dímero de argón. La parte long-range se debe a las fuerzas de dispersión de London. Las fuerzas de dispersión de London, denominadas así en honor al físico germanoamericano Fritz London, son fuerzas intermoleculares débiles que surgen de fuerzas interactivas entre multipolos temporales en moléculas sin momento multipolo permanente. Las fuerzas de dispersión de London también son conocidas como fuerzas de dispersión, fuerzas de London o fuerzas dipolo-dipolo inducido. Las fuerzas de London pueden ser exhibidas por moléculas no polares debido a que la densidad electrónica se mueve alrededor de la molécula de una manera probabilística (ver teoría mecánico cuántica de las fuerzas de dispersión). Hay una gran probablidad de que la densidad electrónica no esté distribuida por igual en una molécula apolar. Cuando los electrones están desigualmente distribuidos, existe un multipolo temporal.

Este multipolo interactuará con otros multipolos cercanos e inducirá a las moléculas, pero sólo son una pequeña parte de la fuerza de interacción total. La densidad electrónica en una molécula puede ser redistribuida por la proximidad de otro multipolo. Los electrones se acumularán en el lado de la molécula que encara a la carga positiva y se retirarán de la carga negativa. Entonces, puede producirse un multipolo transiente por una molécula polar cercana, o incluso por un multipolo transiente en otra molécula apolar. En el vacío, las fuerzas de London son más débiles que otras fuerzas intermoleculares tales como las interacciones iónicas, el enlace de hidrógeno, o las interacciones permanentes dipolo-dipolo. Este fenómeno es la única fuerza intermolecular atractiva a grandes distancias, presente entre átomos neutros (vg. un gas noble), y es la principal fuerza atractiva entre moléculas no polares (vg. dinitrógeno o metano). Sin las fuerzas de London, no habría fuerzas atractivas entre los átomos de un gas noble, y no podrían existir en la forma líquida. Las fuerzas de London se hacen más fuertes a la vez que el átomo o molécula en cuestión se hace más grande. Esto es debido a la polarizabilidad incrementada de moléculas con nubes electrónicas más grandes y dispersas. Este comportamiento puede ejemplificarse por los halógenos (del más pequeño al más grande: F2, Cl2, Br2, I2). El diflúor y el dicloro son gases a temperatura ambiente, el dibromo es un líquido, y el diyodo es un sólido. Las fuerzas de London también se hacen fuertes con grandes cantidades de superficie de o. Una mayor área superficial significa que pueden darse más interacciones cercanas entre diferentes moléculas. van der Waals considero las fuerzas de repulsion de largo alcance y la atraccion molecular, llegando a:

Tipo Fuerzas Vander Waals Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas de estabilización molecular; forman un enlace químico no covalente en el que participan dos tipos de fuerzas o interacciones, las fuerzas de dispersión (que son fuerzas de atracción) y las fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas de 2 átomos contiguos. 1. Fuerzas de dispersión Todos los átomos, aunque sean apolares, forman pequeños dipolos debidos al giro de los electrones en torno al núcleo. La presencia de este dipolo transitorio hace que los átomos contiguos también se polaricen, de tal manera que se producen pequeñas fuerzas de atracción electrostática entre los dipolos que forman todos los átomos 2. Repulsión electrostática A estas fuerzas de dispersión se opone la repulsión electrostática entre las capas electrónicas de dos átomos contiguos.

La resultante de estas fuerzas opuestas es una distancia mínima permitida entre los núcleos de dos átomos contiguos. Distancia que se conoce como radio de Van der Waals. Es ésta una fuerza muy importante en biología, porque es uno de los enlaces no covalentes que estabilizan la conformación de las proteínas. La energía del enlace de Van der Waals es de 1–2 kcal/mol. Las fuerzas de Van der Waals conforman el tipo más débil de fuerza intermolecular que puede darse en la naturaleza, necesitándose un aporte energético de 0,1 a 35 kJ/mol para romper dicha interacción. Distinguimos tres clases de enlace de Van der Waals: • Orientación: interacción dipolo permanente-dipolo permanente. • Inducción: interacción dipolo permanente-dipolo inducido. • Dispersión (Fuerzas de London): dipolo instantáneo-dipolo instantáneo. FUERZAS DE LONDON: En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente un desplazamiento relativo de los electrones originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas. (El polo positivo de una molécula atrae al polo negativo de la otra, y viceversa).

“Propiedades físicas” es una expresión de significado muy amplio: engloba todas las propiedades de las sustancias relacionadas a fenómenos físicos. No tendría ningún sentido intentar estudiar todas las propiedades físicas a la vez; apenas para enumerarlas todas juntas ya sería consumidas a un espacio enorme. En general establecemos objetivos de naturaleza práctica para delimitar nuestros estudios: las propiedades físicas que nos interesan en este momento son aquellas que utilizamos corrientemente en los trabajos comunes de laboratorio, como punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad. Estas propiedades están fuertemente asociadas con las fuerzas que mantienen las moléculas unidas unas a las otras, las que son llamadas fuerzas intermoleculares. Fuerzas Intermoleculares El enlace que atrapa los átomos dentro de una molécula es el enlace covalente. Las fuerzas de atracción entre las moléculas son de naturaleza eléctrica. Fuerzas gravitacionales también existen, pero podemos despreciarlas por ser mucho menores que las fuerzas eléctricas. Analicemos ahora, las fuerzas que existen entre las moléculas

Estas fuerzas pueden ser divididas en dos tipos: Fuerzas de Van der Waals y Puente de Hidrógeno Fuerzas de Van der Waals Las fuerzas de atracción o repulsión entre entidades moleculares (o entre grupos dentro de la misma entidad molecular) diferentes de aquellas que son debidas a la formación de enlace o la interacción electroestática de iones o grupos iónicos unos con otros o con moléculas neutras. Estudiemos los tipos principales: Fuerza entre dipolos permanentes: Si la molécula de la sustancia contiene un dipolo permanente (debido a la polaridad de uno o más de sus enlaces covalentes), entonces podemos fácilmente ver como esas moléculas se atraen unas a otras: el lado positivo del dipolo de una molécula atrae al lado negativo del dipolo de la otra molécula. Esta fuerza existe, por tanto, entre moléculas polares (μ total ≠ 0). Ejemplo:

Fuerzas de London o fuerzas de dispersión: Es cuando las moléculas no contienen dipolos (son apolares). Entonces, como es que logran atraerse? Pensemos en una molécula como una entidad no estática, pero conteniendo electrones en constante movimiento; es razonable pensar que en un determinado momento la distribución en esa molécula puede no ser perfectamente simétrica y aparecen entonces pequeños dipolos instantáneos en este momento. Esos dipolos desaparecerán en muy poco tiempo, pudiendo llevar a una molécula neutra o a otros dipolos, inclusive contrarios, pero en un corto espacio de tiempo en que ellos existen pueden inducir a la formación de dipolos contrarios en la molécula vecina, llevando a las dos a atraerse mutuamente. Ejemplo:

Enlaces de Hidrógeno o Puentes de Hidrógeno: El átomo de hidrógeno tiene propiedades especiales por ser un átomo muy pequeño, sin electrones en el interior: por dentro de la capa de valencia existen apenas el núcleo del átomo y el protón. Una de las propiedades que solo el átomo de hidrógeno presenta es la capacidad de ejercer una fuerza de atracción intermolecular llamada enlace de hidrógeno, o puente de hidrógeno. El enlace de hidrógeno solo puede ocurrir cuando el hidrógeno estuviese enlazado a un átomo pequeño y muy electronegativo: apenas F, O, N satisface las condiciones necesarias. Cuando el hidrógeno esta enlazado a un átomo muy electronegativo, la densidad electrónica en torno del protón se establece bastante baja, esta parte de la molécula es entonces fuertemente atraída por los pares de electrones del F, O, N de otra molécula, estableciendo el enlace de hidrógeno. Ejemplo:

Los enlaces de hidrógeno representan un importante papel tanto en las propiedades especiales del agua como en moléculas de extrema importancia para los seres vivos: ellas determinan la forma de las proteínas y consitutyen la fuerza que une los hélices del ADN.

Las fuerzas de van der Waals, se conocen también como fuerzas de dispersión, a que se debe esta expresión, es que se encuentran presentes en las moléculas de muy baja polaridad, la podemos ver en los hidrocarburos. Las fuerzas de van der Waals se originan como resultado de diversos movimientos de electrones, cuando una porción de la molécula en cierto instante se torna ligeramente negativa, en tanto que en otras regiones aparecen cargas positivas que son equivalentes a las negativas. De esta manera se forman dipolos no-permanentes, lo que se produce en estos dipolos son atracciones electrostáticas muy débiles en aquellas moléculas de tamaño normal, en el caso de los polímeros que son formados por miles de pequeñas moléculas, dichas fuerzas de atracción se pueden multiplicar hasta llegar a ser enormes, como el ejemplo del polietileno, que tu profe nombra tanto. Te daremos una muestra en la imagen que veras en la parte inferior y superior de este articulo, en esta tabla se puede observar como cambia la densidad, la temperatura de fusión, si observamos detenidamente notaremos que al aumentar el número de átomos de carbono en cuanto a la serie de los hidrocarburos. En cuanto a los más chicos son gases a temperatura ambiente, cuando aumenta de manera progresiva el número de carbonos, los compuestos se vuelven líquidos y después sólidos, de forma sostenida con mayor densidad y más temperatura de fusión, hasta que logre llegar a los polietilenos con una densidad que llegaran desde 0,92 a 0, 96 g / cm3 y temperaturas de fusión entre 105 y 135° C.