- Interaccions elèctriques intermoleculars
- Interacció entre dipols permanents
- Interacció entre un dipol permanent i un dipol induït
- Forces de London o dispersió
- Ràdios de Van der Waals
- Forces i energia de la interacció elèctrica entre àtoms i entre molècules
- referències
Les forces de Van der Waals són forces intermoleculars de naturalesa elèctrica que poden ser atractives o repulsives. Hi ha una interacció entre les superfícies de les molècules o àtoms, diferent en essència dels enllaços iònics, covalents i metàl·lics que es formen a l'interior de les molècules.
Encara febles, aquestes forces són capaços d'atreure les molècules dels gasos; també la dels gasos liquats, solidificats i les de tots els líquids i sòlids orgànics. Johannes Van der Waals (1873) va ser qui va desenvolupar una teoria per explicar el comportament dels gasos reals.
En l'anomenada equació de Van der Waals per als gasos reals - (P + an 2 / V 2) (V - nb)) = nRT- s'introdueixen dues constants: la constant b (és a dir, el volum ocupat per les molècules de l' gas) i «a», que és una constant empírica.
La constant «a» corregeix la desviació de l'comportament esperat dels gasos ideals a baixes temperatures, precisament on s'expressa la força d'atracció entre les molècules dels gasos. La capacitat d'un àtom de polaritzar augmenta en la taula periòdica el límit d'un grup a el fons d'aquest, i de dreta a esquerra en un període.
A l'augmentar el nombre atòmic -i per tant, el nombre de electrons- els que se situen en les capes externes són més fàcils de desplaçar per formar elements polars.
Interaccions elèctriques intermoleculars
Interacció entre dipols permanents
Hi ha molècules elèctricament neutres, que són dipols permanents. Això és degut a una pertorbació en la distribució electrònica que produeix una separació espacial de les càrregues positives i negatives cap als extrems de la molècula, constituint-se un dipol (com si fos un imant).
L'aigua està formada per 2 àtoms d'hidrogen en un extrem de la molècula i un àtom d'oxigen en l'altre extrem. L'oxigen té més afinitat pels electrons que l'hidrogen i els atrau.
Això produeix un desplaçament dels electrons cap al oxigen, quedant aquest carregat negativament i l'hidrogen amb càrrega positiva.
La càrrega negativa d'una molècula d'aigua pot interaccionar electrostàticament amb la càrrega positiva d'una altra molècula d'aigua provocant una atracció elèctrica. Així, aquest tipus d'interacció electrostàtica rep el nom de forces de Keesom.
Interacció entre un dipol permanent i un dipol induït
El dipol permanent presenta el que s'anomena un moment dipolar (μ). La magnitud de moment dipolar ve donada per l'expressió matemàtica:
μ = qx
q = càrrega elèctrica.
x = distància espacial entre els pols.
El moment dipolar és un vector que, per convenció, es representa orientat de el pol negatiu cap al pol positiu. La magnitud de μ es dol expressar en debye (3,34 × 10 -30 Cm
El dipol permanent pot interaccionar amb una molècula neutra provocant una alteració en la seva distribució electrònica, originant-se en aquesta molècula un dipol induït.
El dipol permanent i el dipol induït poden interaccionar elèctricament, produint una força elèctrica. Aquest tipus d'interacció és coneguda com inducció i les forces que actuen en aquesta reben el nom de forces de Debye.
Forces de London o dispersió
La naturalesa d'aquestes forces atractives és explicada per la mecànica quàntica. London va postular que, en un instant, en les molècules elèctricament neutres el centre de les càrregues negatives dels electrons i el centre de les càrregues positives dels nuclis podrien no coincidir.
Llavors, la fluctuació de la densitat electrònica permet que les molècules es comportin com dipols temporals.
Això no és per si sola una explicació per a les forces atractives, però els dipols temporals poden induir la polarització degudament alineada de molècules adjacents, resultant en la generació d'una força d'atracció. Les forces d'atracció generades per les fluctuacions electròniques reben el nom de forces de London o dispersió.
Les forces de Van der Waals presenten anisotropia, pel que estan influenciades per l'orientació de les molècules. No obstant això, les interaccions de l'tipus dispersió són sempre predominantment atractives.
Les forces de London es fan més forts a mesura que augmenta la mida de les molècules o dels àtoms.
En els halògens, les molècules de F 2 i Cl 2 de nombres atòmics baixos són gasos. El Br 2 de major nombre atòmic és un líquid i el I 2, l'halogen de major nombre atòmic, és un sòlid a temperatura ambient.
A l'augmentar el nombre atòmic augmenta el nombre d'electrons presents, el que facilita la polarització dels àtoms i, per tant, les interaccions entre aquests. Això determina l'estat físic dels halògens.
Ràdios de Van der Waals
Les interaccions entre les molècules i entre els àtoms poden ser atractives o repulsives, depenent d'una distància crítica entre els seus centres, a la qual es denomina r v.
A distàncies entre les molècules o els àtoms majors ar v, predomina l'atracció entre els nuclis d'una molècula i els electrons de l'altra sobre les repulsions entre els nuclis i els electrons de les dues molècules.
En el cas descrit la interacció és atractiva, però què passa si les molècules s'acosten a una distància entre els seus centres menor a RV? Llavors predomina la força repulsiva sobre la atractiva, la qual s'oposa a un major acostament entre els àtoms.
El valor de r v ve donat pels anomenats radis de Van der Waals (R). Per molècules esfèriques i idèntiques r v és igual a 2R. Per dues molècules diferents de radis R 1 i R 2: r v és igual a R 1 + R 2. Els valors dels radis de Van der Waals es donen a la taula 1.
El valor donat a la taula 1 indica un radi de Van der Waals de 0,12 nm (10 -9 m) per a l'hidrogen. Llavors, el valor de r v per a aquest àtom és de 0,24 nm. Per a un valor de r v menor a 0,24 nm es produirà una repulsió entre els àtoms d'hidrogen.
Taula 1. Ràdios de Van der Waals d'alguns àtoms i grups d'àtoms.
Forces i energia de la interacció elèctrica entre àtoms i entre molècules
La força entre un parell de càrregues q 1 i q 2, separades en el buit per la distància r, ve donada per la llei de Coulomb.
F = k. q 1.q 2 / r 2
En aquesta expressió k és una constant el valor depèn de les unitats utilitzades. Si el valor de la força -atès per l'aplicació de la llei de Coulomb- és negatiu, indica una força d'atracció. Per contra, si el valor donat per la força és positiu, és indicatiu d'una força de repulsió.
Com les molècules solen estar en un medi aquós que apantalla les forces elèctriques exercides, cal introduir el terme constant dielèctrica (ε). Així, aquesta constant corregeix el valor donat per les forces elèctriques per l'aplicació de la llei de Coulomb.
F = kq 1.q 2 /ε.r 2
De la mateixa manera, l'energia per a la interacció elèctrica (U) ve donada per l'expressió:
O = k. q 1.q 2 /ε.r
referències
- The Editors of Encyclopaedia Britannica. (2018). Van der Waals forces. Recuperat el 27 de maig de 2018, de: britannica.com
- Wikipedia. (2017). Forces de Van der Waals. Recuperat el 27 de maig de 2018, de: es.wikipedia.org
- Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals Forces. Recuperat el 27 de maig de 2018, de: chem.libretexts.org
- Morris, JG (1974) A Biologist`s Physical Chemistry. 2and edition. Edward Arnold (Publishers) Limited.
- Mathews, CK, Van Holde, KE i Ahern, KG (2002) Biochemistry. Third edition. Addison Wesley Longman, Inc.