Visita Wikilingue.com

Forces de van der Waals

De Wikipedia, l'enciclopèdia lliure

(S'ha redirigit des de: Forces de Van der Waals)

En química física, la força de van der Waals (o interacció de van der Waals), denominada així en honor al científic holandès Johannes Diderik van der Waals, és la força atractiva o repulsiva entre molèculas (o entre parts d'una mateixa molècula) diferents a aquelles degudes al enllaç covalent o a la interacció electrostàtica de ionés amb uns altres o amb molècules neutres.[1] El terme inclou:

També s'usa en ocasions com un sinònim per a la totalitat de les forces intermoleculars. Les forces de van der Waals són relativament febles comparades amb els enllaços químics normals, però juguen un rol fonamental en camps tan diversos com a química supramolecular, biologia estructural, ciència de polímers, nanotecnologia, ciència de superfícies, i física de matèria condensada. Les forces de van der Waals defineixen el caràcter químic de molts compostos orgànics. També defineixen la solubilitat de substàncies orgàniques en mitjos polars i no polars. En els alcohols inferiors, les propietats del grup polar hidróxilo dominen a les febles forces intermoleculars de van der Waals. En els alcohols superiors, les propietats del radical alquílico apolar (R) dominen i defineixen la solubilitat. Les forces de van der Waals creixen amb la longitud de la part no polar de la substància.

Les forces de van der Waals inclouen a atraccions entre àtoms, molècules, i superfícies. Difereixen del enllaç covalent i del enllaç iònic en què estan causats per correlacions en les polaritzacions fluctuants de partícules properes (una conseqüència de la dinàmica quàntica). Les forces intermoleculars tenen quatre contribucions importants. En general, un potencial intermolecular té un component repulsivo (que evita el col·lapse de les molècules a causa que en apropar-se les entitats unes a unes altres les repulsions dominen). També té un component atractiu que, al seu torn, consisteix de tres contribucions diferents:

Les interaccions electrostàticas entre les càrregues (en el cas de ions moleculars), dipols (en el cas de molècules sense centre d'inversió), cuadrupolos (totes les molècules amb simetria menor a la cúbica), i en general entre multipolos permanents) La interacció electrostàtica també és denominada interacció de Keesom o força de Keesom, en honor a Willem Hendrik Keesom.

  1. La segona font d'atracció és la inducció (també denominada polarització), que és la interacció entre un ultipolo permanent en una molècula, amb un multipolo induït en una altra. Aquesta interacció es mesura algunes vegades en debyes, en honor a Peter Debye.
  2. La tercera atracció sol ser denominada en honor a Fritz London que la denominava dispersió. És l'única atracció experimentada per àtoms no polars, però opera entre qualsevol parell de molècules, sense importar la seva simetria.

Totes les forces intermoleculars de van der Waals presenten anisotropia (excepte aquelles entre àtoms de dos gasos nobles), la qual cosa significa que depenen de l'orientació relativa de les molècules. Les interaccions d'inducció i dispersió són sempre atractives, sense importar la seva orientació, però el signe de la interacció canvia amb la rotació de les molècules. Això és, la força electrostàtica pot ser atractiva o repulsiva, depenent de l'orientació mútua de les molècules. Quan les molècules tenen moviment tèrmic, com quan estan en fase gasosa o líquida, la força electrostàtica es redueix significativament, a causa que les molècules rotan tèrmicament i experimenten les parts repulsiva i atractiva de la força electrostàtica. Algunes vegades, aquest efecte s'expressa indicant que el "moviment tèrmic aleatori a temperatura ambienti pot imposar-ho o anul·lar-ho" (referint-se al component electrostàtic de la força de van der Waals). Clarament, l'efecte tèrmic mitjana és molt menys pronunciat per a les forces atractives d'inducció i dispersió.

El potencial de Lennard-Jones s'usa freqüentment com un model aproximat per a la part isòtropa d'una força de van der Waals total (repulsió més atracció) com una funció de la distància.

Contingut

Força de dispersió de London

Energia d'interacció del dímer de argón. La part long-range es deu a les forces de dispersió de London

Les forces de dispersió de London, denominades així en honor al físic germà-americà Fritz London, són forces intermoleculars febles que sorgeixen de forces interactives entre multipolos temporals en molèculas sense moment multipolo permanent. Les forces de dispersió de London també són conegudes com a forces de dispersió, forces de London o forces dipol-dipol induït.

Les forces de London poden ser exhibides per molècules no polars a causa que la densitat electrònica es mou al voltant de la molècula d'una manera probabilística (veure teoria mecànic quàntica de les forces de dispersió). Hi ha una gran probablidad que la densitat electrònica no estigui distribuïda per igual en una molècula apolar. Quan els electrons estan desigualment distribuïts, existeix un multipolo temporal. Aquest multipolo interactuarà amb altres multipolos propers i induirà a les molèculas, però només són una petita part de la força d'interacció total.

La densitat electrònica en una molècula pot ser redistribuïda per la proximitat d'un altre multipolo. Els electrons s'acumularan en el costat de la molècula que encara a la càrrega positiva i es retiraran de la càrrega negativa. Llavors, pot produir-se un multipolo transiente per una molècula polar propera, o fins i tot per un multipolo transiente en una altra molècula apolar.

En el buit, les forces de London són més febles que altres forces intermoleculars tals com les interaccions iòniques, el enllaç d'hidrogen, o les interaccions permanents dipol-dipol.

Aquest fenomen és l'única força intermolecular atractiva a grans distàncies, present entre àtoms neutres (vg. un gas noble), i és la principal força atractiva entre molècules no polars (vg. dinitrógeno o metà). 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 halogens (del més petit al més gran: F2, Cl2, Br2, I2). El diflúor i el dicloro són gasés a temperatura ambienti, el dibromo és un líquid, i el diyodo és un sòlid. Les forces de London també es fan fortes amb grans quantitats de superfície de contacte. Una major àrea superficial significa que poden donar-se més interaccions properes entre diferents molècules.

Relació amb l'efecte Casimir

Les forces de van der Waals-London estan relacionades al efecte Casimir per als mitjans dielèctrics, que és la descripció microscòpica de les propietats dels últims. Els primers càlculs detallats van ser fets en 1955 per I. M. Lifshitz.[2]

Notes

  1. ↑ International Union of Pure and Applied Chemistry (1994). "van der Waals forces". Compendium of Chemical Terminology Internet edition.(en anglès)
  2. ↑ IE Dzyaloshinskii, EM Lifshitz, LP Pitaevskii: General theory of van der Waals' forces

Fuentes

Obtingut de «http://ca.wikilingue.com/es/Forces_de_van_der_Waals»