Las fuerzas de Van der Waals ‘es un término general utilizado para definir la atracción de fuerzas intermoleculares entre moléculas. Hay dos tipos de fuerzas de Van der Waals: fuerzas de dispersión de Londres débiles y fuerzas dipolares-dipolos más fuertes.
Introducción
La posibilidad de que un electrón de un átomo se encuentre en un área determinada de la nube de electrones en un momento específico se denomina “densidad de carga de electrones”. Como no hay forma de saber exactamente dónde se encuentra el electrón y dado que no todos permanecen en la misma área el 100 por ciento del tiempo, si todos los electrones van a la misma área a la vez, se forma momentáneamente un dipolo. Incluso si una molécula es no polar, este desplazamiento de electrones hace que una molécula no polar se vuelva polar por un momento.
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Como la molécula es polar, esto significa que todos los electrones están concentrados en un extremo y la molécula está parcialmente cargada negativamente en ese extremo. Este extremo negativo hace que las moléculas circundantes también tengan un dipolo instantáneo, atrayendo los extremos positivos de las moléculas circundantes. Este proceso se conoce como la Fuerza de atracción de dispersión de Londres.
La capacidad de una molécula para volverse polar y desplazar sus electrones se conoce como “polarización” de la molécula. Cuantos más electrones contiene una molécula, mayor es su capacidad de volverse polar. La polarización aumenta en la tabla periódica desde la parte superior de un grupo hasta la parte inferior y de derecha a izquierda dentro de los períodos. Esto se debe a que cuanto mayor es la masa molecular, más electrones tiene un átomo. Con más electrones, los electrones externos se desplazan fácilmente porque los electrones internos protegen la carga positiva del núcleo de los electrones externos que normalmente los mantendrían cerca del núcleo.
Cuando las moléculas se vuelven polares, los puntos de fusión y ebullición se elevan porque se necesita más calor y energía para romper estos enlaces. Por lo tanto, cuanto mayor es la masa, más electrones están presentes y cuantos más electrones están presentes, mayores son los puntos de fusión y ebullición de estas sustancias.
Las fuerzas de dispersión de Londres son más fuertes en aquellas moléculas que no son compactas, sino largas cadenas de elementos. Esto se debe a que es más fácil desplazar los electrones porque las fuerzas de atracción entre los electrones y los protones en el núcleo son más débiles. El desplazamiento más fácil de los electrones significa que la molécula también es más “polarizable”.
Fuerzas dipolo-dipolo
Estas fuerzas son similares a las fuerzas de dispersión de Londres, pero ocurren en moléculas que son permanentemente polares versus momentáneamente polares. En este tipo de interacción intermolecular, una molécula polar como el agua o H
2
O atrae el extremo positivo de otra molécula polar con su extremo negativo de su dipolo. La atracción entre estas dos moléculas es la fuerza dipolo-dipolo.
Ecuación de Van der Waals
La ecuación de Van der Waals se requiere para casos especiales, como gases no ideales (reales), que se utilizan para calcular un valor real. La ecuación consiste en:
(P + n2aV2) (V − nb) = nRT (1) [matemática] (1) (P + n2aV2) (V − nb) = nRT [/ matemática]
La V en la fórmula se refiere al volumen de gas, en moles n . Las fuerzas de atracción intermoleculares se incorporan a la ecuación con el término n2aV2 [matemática] n2aV2 [/ matemática] donde a es un valor específico de un gas en particular. P representa la presión medida, que se espera que sea más baja que en los casos habituales. La variable b expresa el volumen eliminado por mol , que representa el volumen de las moléculas de gas y también es un valor de un gas en particular. R es una constante conocida, 0.08206 L atm mol
-1
K
-1
, y T significa temperatura.
A diferencia de la mayoría de las ecuaciones utilizadas para el cálculo de gases reales o ideales, la ecuación de van der Waals tiene en cuenta y corrige el volumen de las moléculas participantes y las fuerzas de atracción intermoleculares.
