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| Fuerzas de Van der Waals entre moléculas de agua (H2O) al crearse dipolos por la diferencia de concentración electrónica |
El Enlace de Van der Waals es un tipo de Enlaceintermolecular en el que las moléculas polares se unen unas con otras por la existencia de dipolos.
Son fuerzas mucho más débiles que los enlaces moleculares (del orden de 100 veces menores a los enlaces iónico, covalente y metálico) pero fundamentales para explicar muchos fenómenos.
Moléculas Polares: son aquellas formadas por átomos con grandes diferencias de electronegatividad, por lo que la densidad electrónica se concentrará en ciertas regiones de la molécula.
Las moléculas polares tienen un dipolo permanente como si fueran imanes con un polo positivo (δ+) y otro negativo (δ-). Así, la región positiva de la molécula atraerá la región negativa de otras moléculas cercanas y viceversa.
Ejemplos de moléculas polares son: el agua H2O, el amoníaco NH3 o el fluoruro de Hidrógeno HF.
Tipos de Enlaces de Van der Waals:
- Dipolo - Dipolo: enlace formado por dos moléculas polares cercanas entre las que se produce una atracción entre sus dipolos positivos (δ+) y negativos (δ-). Ejemplos: enlaces dipolo-dipolo de las moléculas del agua.
- Dipolo - Dipolo Inducido: enlace formado por una molécula polar y otra no polar sobre la que se induce un dipolo transitorio. Ejemplo: enlace dipolo-dipolo inducido de las moléculas del agua con las de oxígeno (O2).
- Dipolos Transitorios o Fuerzas de London: enlace formado entre dos moléculas no polares en las que se producen dipolos transitorios. Son fuerzas muy débiles. Se producen en todas las moléculas, con más intensidad cuanto mayor sea el número de electrones.
- Ión - Dipolo: se producen entre iones y moléculas polares. Explica la disolución de las sales en el agua.
Las Fuerzas de Van der Waals son responsables de fenómenos muy importantes:
- Aumento de los puntos de fusión y ebullición de un compuesto
- Viscosidad
- Tensión superficial
- Difusión
- Adhesión
las fuerzas de Van der Waals o interacciones de Van der Waals, son las fuerzas atractivas o repulsivas entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas a un enlace intramolecular (Enlace iónico, Enlace metálico y enlace covalente de tipo reticular) o a la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras.1 El término incluye:
- Fuerza entre dos dipolos permanentes. Si las interacciones son entre moléculas que están polarizadas de manera permanente (por ejemplo, las moléculas de agua que atraen otras moléculas de agua u otras moléculas polares), se conocen como fuerzas de Keesom.
- Fuerza entre un dipolo permanente y un dipolo inducido. Cuando un dipolo inducido (esto es, un dipolo que se induce en un átomo o una molécula que de otra manera sería no polar) interactúa con una molécula que tiene un momento dipolar permanente, esta interacción se conoce como fuerza de Debye. Un ejemplo de esta interacción serían las fuerzas entre las moléculas de agua y las de tetracloruro de carbono.
- Fuerza entre dos dipolos inducidos instantáneamente. Si las interacciones son entre dos dipolos que están inducidos en los átomos o moléculas, se conocen como fuerzas de London (por ejemplo, el tetracloruro de carbono).
También se usa en ocasiones como un sinónimo para la totalidad de las fuerzas intermoleculares.
Estas fuerzas fueron nombradas en honor al físico neerlandés Johannes Diderik van der Waals (1837—1923), premio Nobel de Física en 1910, que en 1873 fue el primero en introducir sus efectos en las ecuaciones de estado de un gas (véase ecuación de Van der Waals).
Introducción
Las fuerzas de Van der Waals son relativamente débiles comparadas con los enlaces químicos normales, pero desempeñan un papel fundamental en campos tan diversos como química supramolecular, biología estructural, ciencia de polímeros, nanotecnología, ciencia de superficies y física de la 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 hidroxilo 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, consta de tres contribuciones distintas:
- La primera fuente de atracción es la interacción electrostática, también denominada interacción de Keesom o fuerza de Keesom en honor a Willem Hendrik Keesom.
- La segunda fuente de atracción es la inducción (también denominada polarización electroquímica), que es la interacción entre un multipolo permanente en una molécula, con un multipolo inducido en otra. Esta interacción se mide algunas veces en debyes, en honor a Peter Debye.
- La tercera atracción suele ser denominada en honor a Fritz London que la llamaba dispersión. Es la única atracción experimentada por moléculas no polares, pero opera entre cualquier par de moléculas, sin importar su simetría.
- 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
Las fuerzas de dispersión de London, denominadas así en honor al físico germano-estadounidense Fritz London, sonfuerzas intermoleculares débiles que surgen de fuerzas interactivas entre multipolos temporales en moléculas sinmomento multipolar permanente. Las fuerzas de dispersión de London también son conocidas como fuerzas dedispersión, 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 solo 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 contacto. Una mayor área superficial significa que pueden darse más interacciones cercanas entre diferentes moléculas.
Relación con el efecto Casimir
Las fuerzas de Van der Waals-London están relacionadas al efecto Casimir para los medios dieléctricos, que es la descripción microscópica de las propiedades de los últimos. Los primeros cálculos detallados fueron hechos en 1955 por E. M. Lifshitz.
Las fuerzas de Van der Waals se llaman así en honor al físico holandés Johannes van der Waals. Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, rozamiento, difusión, tensión superficial y la viscosidad.
¿Qué son las Fuerzas de Van Der Waals?
Lo primero que hay que saber es que las substancias químicas son formadas por moléculas compuestas de átomos, unidos entre si por medio de enlaces químicos (covalente, iónico o metálico).
La energía almacenada por estos enlaces, sumada a la red molecular de todo el conjunto de moléculas, determina la estabilidad de estos enlaces.
Piensa que si en varias moléculas, por ejemplo con enlaces covalente, no hubiera ninguna fuerza de unión entre ellas, estarían moviéndose libremente y por lo tanto siempre estarían en estado gaseoso. Como eso no es así, por que pueden estar también en estado sólido o líquido, quiere decir que habrá algún tipo de conexión entre las moléculas. Ha este tipo de interacción o fuerza es lo que se conoce fuerzas de interacción intermoleculares o de van der Waals.
Las fuerzas de van der Waals son fuerzas de estabilización molecular (dan estabilidad a la unión entre varias moléculas), también conocidas como atracciones intermoleculares o de largo alcance y son las fuerzas entre moléculas (fuerzas entre molecula-molecula).
Son mas débiles que las internas en una molécula ya que dependen exclusivamente del tamaño y forma de la molécula pudiendo ser de atracción o de repulsión. Son tan débiles que no se las puede considerar un enlace, como el enlace covalente o iónico, solo se las considera una atracción.
Para tener una idea de la poca fuerza que tienen, si un enlace covalente tuviera una fuerza de 100, las de van der Waals serían de valor 1 (100 veces menor).
De hecho las fuerzas de van der Waals son las fuerzas atractivas o repulsivas entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas a un enlace (covalente, iónico o metálico). Incluyen a atracciones entre átomos, moléculas y superficies fuera de los enlaces normales.
Antes de explicar cada una de las fuerzas posibles de van der Waals es importante conocer que hay moléculas polares y no polares.
Moléculas Polares y NO Polares
Moléculas Polares son aquellas cuyos enlaces son formados por átomos distintos con grandes diferencias de electronegatividad, formando moléculas polares. La molécula es eléctricamente neutra en su conjunto por tener igual de partículas positivas y negativas, pero no existe simetría en la distribución de la electricidad. La distribución de las cargas eléctricas no es simétrica respecto a un centro.
Las moléculas están formadas por átomos diferentes y la carga eléctrica está más concentrada en una zona de la molécula que en otra. En este caso ocurre igual que en una pila, se forman polos eléctricos, con una pequeña carga negativa y otra positiva separadas, por eso se llaman polares.
Aquellas en las que no hay esa diferencia de zonas eléctricas positiva y negativa en la molécula se llaman NO polares.
Las moléculas polares tienen distorsionada su nube electrónica con respecto a su centro.
Este tipo de moléculas, las polares, tiene lo que se llama un dipolo permanente, es decir es como un imán pequeñito pero molecular, por eso, la parte negativa atraerá a la zona positiva de otras moléculas cercanas y viceversa.
Ejemplos de moléculas Polares: Agua H2O , Amoníaco NH3 , Fluoruro de Hidrógeno HF , Fosfina PH3 , Cloformo CHCl3.
Moléculas NO Polares o también llamadas Apolares: Cuando se forman en un enlace covalente entre átomos iguales, la molécula es neutra, es decir, tiene carga eléctrica cero. Estas moléculas no tienen esas zonas de carga eléctrica separadas y por lo tanto no forman dipolos permanentes.
Ejemplos de Moléculas No Polares: Tetracloruro de Carbono CCl4 , Dióxido de Carbono CO2 , Cloro Cl2 , Trióxido de Azufre SO3 , Hidrógeno H2.
Resumiendo, las MOLÉCULAS POLARES son las que tienen una zona con una pequeña carga negativa y otra zona con una pequeña carga positiva. (la parte negativa atraerá a la zona positiva de otras moléculas y viceversa).
Las MOLÉCULAS NO POLARES son las que no tienen esas zonas de carga eléctrica separadas.
¿Cómo saber si una sustancia es polar o no?
Hay una forma sencilla, que nos vale para la mayoría de casos. LOS DISOLVENTES POLARES DISUELVEN A SUSTANCIAS POLARES, LOS DISOLVENTES APOLARES A SUSTACIAS APOLARES.
La regla química de que "lo semejante disuelve a lo semejante". Es decir, ya sabemos que el agua es un disolvente polar. Si echas en ella azúcar, ¿se disuelve?...si ¿verdad?. Pues ya sabes que el azúcar sería una sustancia Polar.
Pero, ¿y si echas aceite en el agua?. El aceite queda flotando, no se disuelve en el agua. Por tanto el aceite sería una sustancia No Polar.
Fuerzas de Van der Waals
Ahora que ya sabemos que hay moléculas polares y no polares explicaremos los 3 tipos de fuerzas diferentes de van der Waals que pueden darse entre moléculas.
DIPOLO-DIPOLO: Cuando dos moléculas polares (dipolo) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra . Se forma entre un dipolo positivo de una molécula polar con el dipolo negativo de otra polar. Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculas polares. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra. Podríamos decir que es similar al enlace iónico pero mucho más débil. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares.
Ejemplos podrían ser el sulfuro de hidrógeno H2S , el metanol CH3OH y la glucosa C6H12O6.
Los Puentes de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno que está formando un enlace polar, tal como N—H, O—H, ó F—H, y un átomo electronegativo como O, N ó F.
INTERACCIONES IONICAS O DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO: En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido o interacción iónica. Son interacciones que ocurren a nivel de catión-anión, entre distintas moléculas cargadas, y que por lo mismo tenderán a formar una unión electrostática entre los extremos de cargas opuestas debido a la atracción entre ellas.
Un ejemplo: El agua cuya molécula es un dipolo, produce una pequeña polarización en la molécula no polar de oxígeno, la cual se transforma en un dipolo inducido.
Esto hace que el oxígeno y el dioxido de carbono, que son no polares presenten cierta solubilidad en solventes polares, como el agua.
FUERZAS DE LONDON O DISPERSIÓN: En las moléculas no polares puede producirsetransitoriamente 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). Son dipolos instantáneos, desaparecerán en muy poco tiempo.
Pensemos en una molécula como en algo no estático, sino en movimiento, pero además 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.
Estas fuerzas de atracción son muy débiles y se denominan fuerzas de London. Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. En general, cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrá polarizarse. Así, las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones.
Importancia de las Fuerzas de Van der Waals
Gracias a ellas podemos explicar la adhesión, el rozamiento, la difusión, la tensión superficial y la viscosidad. Por ejemplo, porque por la nafta es liquida, el metano es un gas y el polietileno (que es un polímero compuesto por C y por H únicamente) es un solido. Las fuerzas de Van der Waals, aún siendo tan débiles, definen el carácter químico de muchos compuestos orgánicos.
Lo primero que hay que saber es que las substancias químicas son formadas por moléculas compuestas de átomos, unidos entre si por medio de enlaces químicos (covalente, iónico o metálico).
La energía almacenada por estos enlaces, sumada a la red molecular de todo el conjunto de moléculas, determina la estabilidad de estos enlaces.
Piensa que si en varias moléculas, por ejemplo con enlaces covalente, no hubiera ninguna fuerza de unión entre ellas, estarían moviéndose libremente y por lo tanto siempre estarían en estado gaseoso. Como eso no es así, por que pueden estar también en estado sólido o líquido, quiere decir que habrá algún tipo de conexión entre las moléculas. Ha este tipo de interacción o fuerza es lo que se conoce fuerzas de interacción intermoleculares o de van der Waals.
Las fuerzas de van der Waals son fuerzas de estabilización molecular (dan estabilidad a la unión entre varias moléculas), también conocidas como atracciones intermoleculares o de largo alcance y son las fuerzas entre moléculas (fuerzas entre molecula-molecula).
Son mas débiles que las internas en una molécula ya que dependen exclusivamente del tamaño y forma de la molécula pudiendo ser de atracción o de repulsión. Son tan débiles que no se las puede considerar un enlace, como el enlace covalente o iónico, solo se las considera una atracción.
Para tener una idea de la poca fuerza que tienen, si un enlace covalente tuviera una fuerza de 100, las de van der Waals serían de valor 1 (100 veces menor).
De hecho las fuerzas de van der Waals son las fuerzas atractivas o repulsivas entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas a un enlace (covalente, iónico o metálico). Incluyen a atracciones entre átomos, moléculas y superficies fuera de los enlaces normales.
Antes de explicar cada una de las fuerzas posibles de van der Waals es importante conocer que hay moléculas polares y no polares.
Moléculas Polares y NO Polares
Moléculas Polares son aquellas cuyos enlaces son formados por átomos distintos con grandes diferencias de electronegatividad, formando moléculas polares. La molécula es eléctricamente neutra en su conjunto por tener igual de partículas positivas y negativas, pero no existe simetría en la distribución de la electricidad. La distribución de las cargas eléctricas no es simétrica respecto a un centro.
Las moléculas están formadas por átomos diferentes y la carga eléctrica está más concentrada en una zona de la molécula que en otra. En este caso ocurre igual que en una pila, se forman polos eléctricos, con una pequeña carga negativa y otra positiva separadas, por eso se llaman polares.
Aquellas en las que no hay esa diferencia de zonas eléctricas positiva y negativa en la molécula se llaman NO polares.
Las moléculas polares tienen distorsionada su nube electrónica con respecto a su centro.
Este tipo de moléculas, las polares, tiene lo que se llama un dipolo permanente, es decir es como un imán pequeñito pero molecular, por eso, la parte negativa atraerá a la zona positiva de otras moléculas cercanas y viceversa.
Ejemplos de moléculas Polares: Agua H2O , Amoníaco NH3 , Fluoruro de Hidrógeno HF , Fosfina PH3 , Cloformo CHCl3.
Moléculas NO Polares o también llamadas Apolares: Cuando se forman en un enlace covalente entre átomos iguales, la molécula es neutra, es decir, tiene carga eléctrica cero. Estas moléculas no tienen esas zonas de carga eléctrica separadas y por lo tanto no forman dipolos permanentes.
Ejemplos de Moléculas No Polares: Tetracloruro de Carbono CCl4 , Dióxido de Carbono CO2 , Cloro Cl2 , Trióxido de Azufre SO3 , Hidrógeno H2.
Resumiendo, las MOLÉCULAS POLARES son las que tienen una zona con una pequeña carga negativa y otra zona con una pequeña carga positiva. (la parte negativa atraerá a la zona positiva de otras moléculas y viceversa).
Las MOLÉCULAS NO POLARES son las que no tienen esas zonas de carga eléctrica separadas.
¿Cómo saber si una sustancia es polar o no?
Hay una forma sencilla, que nos vale para la mayoría de casos. LOS DISOLVENTES POLARES DISUELVEN A SUSTANCIAS POLARES, LOS DISOLVENTES APOLARES A SUSTACIAS APOLARES.
La regla química de que "lo semejante disuelve a lo semejante". Es decir, ya sabemos que el agua es un disolvente polar. Si echas en ella azúcar, ¿se disuelve?...si ¿verdad?. Pues ya sabes que el azúcar sería una sustancia Polar.
Pero, ¿y si echas aceite en el agua?. El aceite queda flotando, no se disuelve en el agua. Por tanto el aceite sería una sustancia No Polar.
Fuerzas de Van der Waals
Ahora que ya sabemos que hay moléculas polares y no polares explicaremos los 3 tipos de fuerzas diferentes de van der Waals que pueden darse entre moléculas.
DIPOLO-DIPOLO: Cuando dos moléculas polares (dipolo) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra . Se forma entre un dipolo positivo de una molécula polar con el dipolo negativo de otra polar. Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculas polares. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra. Podríamos decir que es similar al enlace iónico pero mucho más débil. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares.
Ejemplos podrían ser el sulfuro de hidrógeno H2S , el metanol CH3OH y la glucosa C6H12O6.
Los Puentes de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno que está formando un enlace polar, tal como N—H, O—H, ó F—H, y un átomo electronegativo como O, N ó F.
INTERACCIONES IONICAS O DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO: En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido o interacción iónica. Son interacciones que ocurren a nivel de catión-anión, entre distintas moléculas cargadas, y que por lo mismo tenderán a formar una unión electrostática entre los extremos de cargas opuestas debido a la atracción entre ellas.
Un ejemplo: El agua cuya molécula es un dipolo, produce una pequeña polarización en la molécula no polar de oxígeno, la cual se transforma en un dipolo inducido.
Esto hace que el oxígeno y el dioxido de carbono, que son no polares presenten cierta solubilidad en solventes polares, como el agua.
FUERZAS DE LONDON O DISPERSIÓN: En las moléculas no polares puede producirsetransitoriamente 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). Son dipolos instantáneos, desaparecerán en muy poco tiempo.
Pensemos en una molécula como en algo no estático, sino en movimiento, pero además 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.
Estas fuerzas de atracción son muy débiles y se denominan fuerzas de London. Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. En general, cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrá polarizarse. Así, las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones.
Importancia de las Fuerzas de Van der Waals
Gracias a ellas podemos explicar la adhesión, el rozamiento, la difusión, la tensión superficial y la viscosidad. Por ejemplo, porque por la nafta es liquida, el metano es un gas y el polietileno (que es un polímero compuesto por C y por H únicamente) es un solido. Las fuerzas de Van der Waals, aún siendo tan débiles, definen el carácter químico de muchos compuestos orgánicos.
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