Fuerzas de van der Waals

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Fuerzas de van der Waals es el nombre conjunto que se le da a las interacciones intermoleculares responsables de las atracciones débiles entre especies químicas neutras como los átomos y las moléculas. Son fuerzas relativamente débiles y de muy corto alcance y que están constituidas por la suma de tres tipos diferentes de fuerzas que pueden o no estar presentes de manera simultánea. Estas tres fuerzas son las fuerzas de Keesom, las fuerzas de Debye y las fuerzas de dispersión de London.

A pesar de ser interacciones mucho más débiles que las fuerzas de unión presentes en los enlaces iónicos, metálicos y covalentes, pueden llegar a ser considerables cuando las moléculas involucradas son lo suficientemente grandes.

Las fuerzas de van der Waals son las responsables de la capacidad del geco y de los artrópodos de escalar superficies muy lisas como el vidrio y la cerámica.

También son responsables de las fuerzas de adhesión entre distintas superficies y la cinta pegante, así como de otras sustancias pegajosas. De hecho, la cinta adhesiva existe gracias a las fuerzas de van der Waals. Estas fuerzas son lo suficientemente intensas a corta distancia como para mantener unidas las piezas que queremos unir (como las tapas de una caja de cartón, por ejemplo), pero a la vez son lo suficientemente débiles como para que podamos despegarlas fácilmente.

ejemplo de fuerzas de van der Waals

Características de las fuerzas de van der Waals

  • Como todas las interacciones entre átomos y moléculas, las fuerzas de van der Waals son de origen electrostático.
  • Son fuerzas de muy corto alcance, lo que significa que solo son significativas cuando las moléculas se encuentran muy cercanas entre sí y desaparecen rápidamente a medida que se alejan.
  • Cuando dos moléculas se acercan, por debajo de cierta distancia mínima las fuerzas de van der Waals se tornan repulsivas. Esto asegura que no colapsen los átomos y las moléculas entre sí.
  • Son fuerzas débiles en comparación con los enlaces iónicos y covalentes. Esto se debe a que las fuerzas atractivas se dan entre cargas parciales pequeñas, algunas de las cuales solo existen durante períodos de tiempos muy cortos.
  • Algunas de las componentes de las fuerzas de van der Waals no tienen direccionalidad. Esto quiere decir que dos moléculas que estén lo suficientemente cerca siempre sentirán una fuerza de atracción entre sí sin importar la orientación que tenga una con relación a la otra.
  • Son aditivas, lo que, combinado con su falta de direccionalidad, hace que puedan llegar a ser considerablemente intensas si la superficie de contacto entre dos moléculas es lo suficientemente grande.
  • Todas las componentes de las fuerzas de van der Waals excepto las fuerzas de Keesom, son independientes de la temperatura.
  • Se pueden dar entre cualquier átomo o molécula sin importar su estructura o composición.

Componentes de las fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de Van der Waals corresponden a la suma de tres tipos distintos de fuerzas atractivas. Algunas de estas componentes están siempre presentes independientemente de los átomos o moléculas de los que se trate, mientras que otras solo se presentan en los casos de las moléculas polares. Estas tres componentes son:

Las fuerzas de Keesom o interacciones dipolo-dipolo

De las tres componentes de las fuerzas de Van der Waals, las interacciones más intensas son las que provienen de la atracción entre los polos opuestos de moléculas polares, es decir, aquellas que posean un dipolo permanente. A este tipo de fuerzas o interacciones entre dos dipolos permanentes se les denomina fuerzas de Keesom, en honor al físico holandés Willem Hendrik Keesom quien las estudió a principios del siglo XX.

En estos casos, la carga parcial positiva (δ+) del dipolo de una molécula polar es atraída (y viceversa) por la carga parcial negativa (δ-) del dipolo de una segunda molécula, también polar. Estas moléculas pueden ser iguales entre sí o no.

Fuerzas de Keesom - interacciones dipolo-dipolo

Las fuerzas de Keesom son las principales responsables de la solubilidad de las sustancias polares en solventes polares. Además, por razones obvias, solo se dan entre moléculas polares.

Las fuerzas de Debye o interacciones dipolo-dipolo inducido

Cuando una molécula que posee un dipolo permanente (una molécula polar) se acerca a una molécula neutra que no es polar, o se acerca a la parte apolar de una molécula amfipática (que posee una cabeza polar y una cola apolar), la carga parcial del dipolo atraerá a los electrones de la superficie de la segunda molécula (si es parcialmente positiva) o los repelerá (si es parcialmente negativa). El efecto es que se distorsionará en la molécula apolar la distribución de electrones en su superficie, induciendo la formación de un pequeño dipolo. Este dipolo inducido luego es atraído por el dipolo de la molécula polar.

A este tipo de interacciones entre un dipolo permanente y un dipolo inducido se les denomina fuerzas de Debye y corresponden a la segunda componente en intensidad a las fuerzas de van derWaals.

Las fuerzas de dispersión de London o interacciones dipolo inducido-dipolo inducido

En aquellos casos en los que una molécula no posea ningún momento dipolar permanente o en los casos de átomos neutros los cuales no pueden poseer dipolos, aún existe la posibilidad de que aparezca una fuerza de atracción denominada fuerza de dispersión de London, nombrada así en honor a Fritz London quien la caracterizó en 1930.

En este caso, la atracción se da entre pequeños dipolos instantáneos que aparecen y desaparecen en la superficie de todos los átomos y de todas las moléculas como consecuencia del hecho que los electrones son partículas que no pueden estar en todos lados al mismo tiempo. Debido a su movimiento constante, hay momentos en los que hay más electrones de un lado de un átomo o de una molécula que del otro. Esta distribución no uniforme de las cargas eléctricas da origen a un pequeño dipolo que desaparece tan pronto los electrones, que nunca se quedan quietos, vuelven a pasar para el otro lado de la molécula.

Fuerzas de van der Waals - fuerzas de dispersión de London

Su corta duración hace que se les llame dipolos instantáneos y estos aparecen y desaparecen con sorprendente frecuencia en la superficie de absolutamente todas las sustancias químicas, sean estas moléculas, átomos o iones. Siempre que dos moléculas se acerquen se darán fuerzas atractivas entre los dipolos instantáneos de una molécula con los de la otra. Cuando uno de estos dipolos desaparece, aparece otro por otro lado, y siempre habrá cierto número de dipolos atrayéndose en ambas moléculas en cualquier momento determinado.

Fuerzas de dispersión de London en un alcano

Las fuerzas de London son las únicas interacciones intermoleculares presentes en los compuestos apolares y, además, son las componentes más débiles de todas a las fuerzas de van der Waals. Sin embargo, mientras mayor sea la superficie de contacto entre dos moléculas, mayor será el número de dipolos instantáneos atrayéndolas entre sí, por lo que las fuerzas de London pueden llegar a ser considerables en los casos de macromoléculas apolares como los polímeros que forman a los plásticos.

Ejemplos de fuerzas de van der Waals

  • Las interacciones dipolo-dipolo entre dos moléculas de agua.
  • La fuerza adhesiva de la cinta de embalar.
  • Al condensar los gases nobles como el argón o el criptón, las fuerzas que mantienen unidos a los átomos son fuerzas de dispersión de London.
  • Las interacciones dipolo-dipolo inducido entre una molécula de metanol y la cola alifática de un triglicérido.
  • Las fuerzas dipolo-dipolo inducido que se dan entre las moléculas de agua (que es polar) y las moléculas de oxígeno gaseoso (que son apolares) cuando este gas se disuelve en agua.
  • En el caso de los plásticos como el polietileno, las fuerzas de London que se dan entre las largas cadenas apolares de grupos –CH2-.
  • La adhesión de las almohadillas del geco a superficies pulidas como el vidrio.
  • Las fuerzas que mantienen unidas las moléculas de bromo (Br2) en el estado líquido y al yodo (I2) en el estado sólido a temperatura ambiente.

Referencias

Heltzel, Carl E. (Octubre 2020). How Sticky Innovations Changed the World. ChemMatters. Recuperado de https://www.acs.org/content/dam/acsorg/education/resources/highschool/chemmatters/issues/2020-2021/october-2020/sticky-chemistry-pages.pdf

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Adaira, J.H., Suvacib, E., Sindela, J. (2001) Surface and Colloid Chemistry. En Encyclopedia of Materials: Science and Technology. 1-10. Elsevier. Recuperado de https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/B0080431526016223

Fuerzas de Van der Waals. (s. f.). Recuperado de https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unidad2/tiposdeenlaces/vanderwaals

EcuRed. (s. f.). Fuerzas de Van der Waals – EcuRed. Recuperado de https://www.ecured.cu/Fuerzas_de_Van_der_Waals

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Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

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