En física molecular , la fuerza de Van der Waals , llamada así por el físico holandés Johannes Diderik van der Waals , es una interacción dependiente de la distancia entre átomos o moléculas . A diferencia de los enlaces iónicos o covalentes , estas atracciones no son el resultado de un enlace químico electrónico; son comparativamente débiles y, por lo tanto, más susceptibles a perturbaciones. La fuerza de Van der Waals desaparece rápidamente a distancias más largas entre las moléculas que interactúan.
La fuerza de Van der Waals juega un papel fundamental en campos tan diversos como la química supramolecular , la biología estructural , la ciencia de los polímeros , la nanotecnología , la ciencia de superficies y la física de la materia condensada . También subyace en muchas propiedades de compuestos orgánicos y sólidos moleculares , incluida su solubilidad en medios polares y apolares .
Si no hay otra fuerza presente, la distancia entre átomos a la que la fuerza se vuelve repulsiva en lugar de atractiva cuando los átomos se acercan entre sí se denomina distancia de contacto de Van der Waals ; este fenómeno es el resultado de la repulsión mutua entre las nubes de electrones de los átomos . [1] La fuerza de Van der Waals tiene el mismo origen que el efecto Casimir , que surge de interacciones cuánticas con el campo de punto cero . [2]
Las fuerzas de Van der Waals [3] se describen generalmente como una combinación de las fuerzas de dispersión de London entre " dipolos inducidos instantáneamente ", [4] las fuerzas de Debye entre dipolos permanentes y dipolos inducidos, y la fuerza de Keesom entre dipolos moleculares permanentes cuyas orientaciones de rotación son promediado dinámicamente a lo largo del tiempo.
Definición
Las fuerzas de Van der Waals incluyen atracción y repulsiones entre átomos, moléculas y superficies, así como otras fuerzas intermoleculares. Se diferencian de los enlaces covalentes e iónicos en que son causados por correlaciones en las polarizaciones fluctuantes de partículas cercanas (una consecuencia de la dinámica cuántica [5] ).
A pesar de ser la más débil de las fuerzas químicas débiles, con una resistencia entre 0,4 y 4 kJ / mol (4 a 40 meV por enlace), aún pueden soportar una carga estructural integral cuando están presentes multitud de tales interacciones.
La fuerza resulta de un cambio transitorio en la densidad de electrones. Específicamente, la densidad de electrones puede desplazarse temporalmente más hacia un lado del núcleo. Esto genera una carga transitoria a la que un átomo cercano puede ser atraído o repelido. Cuando la distancia interatómica de dos átomos es superior a 0,6 nm, la fuerza no es lo suficientemente fuerte como para ser observada. Del mismo modo, cuando la distancia interatómica es inferior a 0,4 nm, la fuerza se vuelve repulsiva. La transición de la atracción de Van der Waals a través de la repulsión de Pauli al enlace químico discutida por Lennard-Jones en 1933 ha sido observada por microscopía de fuerza atómica en 2019 por Huber, Berwanger, Polesya, Mankovskyy, Ebert y Giessibl [6].
Las fuerzas intermoleculares tienen cuatro contribuciones principales:
- Componente repulsivo resultante del principio de exclusión de Pauli que evita el colapso de moléculas.
- Interacciones electrostáticas atractivas o repulsivas entre cargas permanentes (en el caso de iones moleculares), dipolos (en el caso de moléculas sin centro de inversión), cuadrupolos (todas moléculas con simetría menor que cúbica) y en general entre multipolos permanentes . La interacción electrostática a veces se denomina interacción de Keesom o fuerza de Keesom en honor a Willem Hendrik Keesom .
- Inducción (también conocida como polarización ), que es la interacción atractiva entre un multipolo permanente en una molécula con un multipolo inducido en otra. Esta interacción a veces se llama fuerza de Debye en honor a Peter JW Debye .
- Dispersión (generalmente llamada interacciones de dispersión de London en honor a Fritz London ), que es la interacción atractiva entre cualquier par de moléculas, incluidos los átomos no polares, que surge de las interacciones de multipolares instantáneos.
Volviendo a la nomenclatura, diferentes textos se refieren a diferentes cosas usando el término "fuerza de Van der Waals". Algunos textos describen la fuerza de Van der Waals como la totalidad de fuerzas (incluida la repulsión); otros significan todas las fuerzas atractivas (y luego a veces distinguen a Van der Waals-Keesom, Van der Waals-Debye y Van der Waals-London).
Todas las fuerzas intermoleculares / de Van der Waals son anisotrópicas (excepto aquellas entre dos átomos de gas noble), lo que significa que dependen de la orientación relativa de las moléculas. Las interacciones de inducción y dispersión son siempre atractivas, independientemente de la orientación, pero la interacción electrostática cambia de signo con la rotación de las moléculas. Es decir, la fuerza electrostática puede ser atractiva o repulsiva, dependiendo de la orientación mutua de las moléculas. Cuando las moléculas están en movimiento térmico, como lo están en la fase gaseosa y líquida, la fuerza electrostática se promedia en gran medida, porque las moléculas rotan térmicamente y, por lo tanto, sondean las partes repulsivas y atractivas de la fuerza electrostática. A veces, este efecto se expresa mediante la afirmación de que "el movimiento térmico aleatorio alrededor de la temperatura ambiente generalmente puede superarlos o interrumpirlos" (que se refiere al componente electrostático de la fuerza de Van der Waals). Claramente, el efecto de promedio térmico es mucho menos pronunciado para las fuerzas atractivas de inducción y dispersión.
El potencial de Lennard-Jones se utiliza a menudo como modelo aproximado para la parte isotrópica de una fuerza de Van der Waals total (repulsión más atracción) en función de la distancia.
Las fuerzas de Van der Waals son responsables de ciertos casos de ensanchamiento de la presión (ensanchamiento de Van der Waals ) de las líneas espectrales y la formación de moléculas de Van der Waals . Las fuerzas de London-Van der Waals están relacionadas con el efecto Casimir para los medios dieléctricos, siendo la primera la descripción microscópica de la última propiedad de volumen. Los primeros cálculos detallados de esto fueron hechos en 1955 por EM Lifshitz . [7] También se ha desarrollado una teoría más general de las fuerzas de Van der Waals. [8] [9]
Las principales características de las fuerzas de Van der Waals son: [10]
- Son más débiles que los enlaces iónicos y covalentes normales.
- Las fuerzas de Van der Waals son aditivas y no pueden saturarse.
- No tienen característica direccional.
- Todas son fuerzas de corto alcance y, por lo tanto, solo deben considerarse las interacciones entre las partículas más cercanas (en lugar de todas las partículas). La atracción de Van der Waals es mayor si las moléculas están más cerca.
- Las fuerzas de Van der Waals son independientes de la temperatura, excepto en las interacciones dipolo-dipolo.
En los alcoholes de bajo peso molecular, las propiedades de enlace de hidrógeno de su grupo hidroxilo polar dominan otras interacciones de Van der Waals más débiles. En los alcoholes de mayor peso molecular, las propiedades de las cadenas de hidrocarburos apolares dominan y determinan su solubilidad.
Fuerza de dispersión de Londres
Las fuerzas de dispersión de Londres, que llevan el nombre del físico germano-estadounidense Fritz London , son fuerzas intermoleculares débiles que surgen de las fuerzas interactivas entre multipolares instantáneos en moléculas sin momentos multipolares permanentes . En y entre moléculas orgánicas, la multitud de contactos puede conducir a una mayor contribución de atracción dispersiva, particularmente en presencia de heteroátomos. Las fuerzas de dispersión de Londres también se conocen como " fuerzas de dispersión ", "fuerzas de Londres" o "fuerzas dipolares instantáneas inducidas por dipolos". La fuerza de las fuerzas de dispersión de London es proporcional a la polarizabilidad de la molécula, que a su vez depende del número total de electrones y del área sobre la que se extienden. Los hidrocarburos presentan pequeñas contribuciones dispersivas, la presencia de heteroátomos conduce a un aumento de las fuerzas LD en función de su polarizabilidad, por ejemplo, en la secuencia RI> RBr> RCl> RF. [11] En ausencia de disolventes, se forman hidrocarburos débilmente polarizables debido a fuerzas dispersivas, cristales; su calor de sublimación es una medida de la interacción dispersiva.
Fuerzas de Van der Waals entre objetos macroscópicos
Para cuerpos macroscópicos con volúmenes conocidos y números de átomos o moléculas por unidad de volumen, la fuerza total de Van der Waals a menudo se calcula basándose en la "teoría microscópica" como la suma de todos los pares que interactúan. Es necesario integrar sobre el volumen total del objeto, lo que hace que el cálculo dependa de las formas de los objetos. Por ejemplo, la energía de interacción de Van der Waals entre cuerpos esféricos de radios R 1 y R 2 y con superficies lisas fue aproximada en 1937 por Hamaker [12] (utilizando la famosa ecuación de 1937 de Londres para la energía de interacción de dispersión entre átomos / moléculas [13 ] como punto de partida) por:
( 1 )
donde A es el coeficiente de Hamaker , que es una constante (~ 10 -19 - 10 -20 J) que depende de las propiedades del material (que puede ser positivo o negativo en la muestra en función del medio que interviene), y z es el centro- distancia al centro; es decir, la suma de R 1 , R 2 , y r (la distancia entre las superficies):.
En el límite del acercamiento cercano, las esferas son suficientemente grandes en comparación con la distancia entre ellas; es decir, o , de modo que la ecuación (1) para la función de energía potencial se simplifica a:
( 2 )
La fuerza de Van der Waals entre dos esferas de radios constantes ( R 1 y R 2 se tratan como parámetros) es entonces una función de separación, ya que la fuerza sobre un objeto es el negativo de la derivada de la función de energía potencial,. Esto produce:
( 3 )
Las fuerzas de Van der Waals entre objetos con otras geometrías utilizando el modelo de Hamaker se han publicado en la literatura. [14] [15] [16]
De la expresión anterior, se ve que la fuerza de Van der Waals disminuye al disminuir el tamaño de los cuerpos (R). Sin embargo, la fuerza de las fuerzas inerciales, como la gravedad y la resistencia / sustentación, disminuye en mayor medida. En consecuencia, las fuerzas de Van der Waals se vuelven dominantes para colecciones de partículas muy pequeñas, como polvos secos de grano muy fino (donde no hay fuerzas capilares presentes), aunque la fuerza de atracción es de menor magnitud que para partículas más grandes del misma sustancia. Se dice que tales polvos son cohesivos, lo que significa que no se fluidizan o transportan neumáticamente tan fácilmente como sus contrapartes de grano más grueso. Generalmente, el flujo libre ocurre con partículas mayores de aproximadamente 250 µm.
La fuerza de adhesión de Van der Waals también depende de la topografía de la superficie. Si hay asperezas superficiales, o protuberancias, que dan como resultado una mayor área total de contacto entre dos partículas o entre una partícula y una pared, esto aumenta la fuerza de atracción de Van der Waals, así como la tendencia al enclavamiento mecánico.
La teoría microscópica asume aditividad por pares. Descuida las interacciones de muchos cuerpos y el retraso . Lifshitz desarrolló un enfoque más riguroso que tiene en cuenta estos efectos, llamado la " teoría macroscópica " en 1956. [17] Langbein derivó una expresión "exacta" mucho más engorrosa en 1970 para los cuerpos esféricos dentro del marco de la teoría Lifshitz [18]. mientras que Derjaguin había realizado una aproximación de modelo macroscópico más simple ya en 1934. [19] También se han publicado expresiones para las fuerzas de Van der Waals para muchas geometrías diferentes utilizando la teoría de Lifshitz.
Utilizado por geckos y artrópodos.
La capacidad de los geckos , que pueden colgarse de una superficie de vidrio con un solo dedo del pie, para trepar sobre superficies escarpadas se ha atribuido durante muchos años principalmente a las fuerzas de Van der Waals entre estas superficies y las espátulas , o proyecciones microscópicas, que cubren el cabello. -como setas que se encuentran en las almohadillas de sus pies. [20] [21] Un estudio posterior sugirió que la adhesión capilar podría desempeñar un papel, [22] pero esa hipótesis ha sido rechazada por estudios más recientes. [23] [24] [25]
Sin embargo, un estudio reciente ha demostrado que la adhesión del gecko a superficies lisas de teflón y PDMS está determinada principalmente por la interacción electrostática (causada por la electrificación por contacto), no por Van der Waals o fuerzas capilares. [26]
En 2008 se hicieron esfuerzos para crear un pegamento seco que explotara el efecto, [27] y en 2011 se logró el éxito para crear una cinta adhesiva por motivos similares. [28] En 2011, se publicó un artículo en el que se relacionaba el efecto de los pelos con velcro y la presencia de lípidos en las huellas de los geckos. [29]
Entre los artrópodos , algunas arañas tienen setas similares en sus escopulas o almohadillas de escopulas , lo que les permite trepar o colgarse boca abajo de superficies extremadamente lisas como el vidrio o la porcelana. [30] [31]
En tecnología moderna
En mayo de 2014, DARPA demostró la última versión de su tecnología "Geckskin" al hacer que un investigador de 100 kg (cargado con 20 kg de equipo de grabación) escalara una pared de vidrio de 8 metros de altura (26 pies) usando solo dos paletas de escalada. Las pruebas están en curso, pero DARPA espera que algún día la tecnología esté disponible para uso militar, dando a los soldados habilidades similares a las de Spider-Man en el combate urbano. [32]
Ver también
- Adhesión de artrópodos
- Dispersión (química)
- Pies de gecko
- Potencial de Lennard-Jones
- Interacciones no covalentes
- Setas sintéticas
- Molécula de Van der Waals
- Radio de Van der Waals
- Cepa Van der Waals
- Superficie de Van der Waals
- Escurrido de bloques patrón utilizados en el mecanizado.
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Referencias
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