Imagina que tienes dos partículas o moléculas, solas en un espacio vacío. No hay ninguna interacción entre ellas a primera vista, pero si acercamos lo suficiente nuestra lupa microscópica y observamos de cerca, algo increíble empieza a suceder: una danza invisible comienza a conectarlas.
No, no es magia, son fuerzas fundamentales de la naturaleza que juegan su papel en las cosas más cotidianas, desde el simple hecho de que puedas tomar un vaso de agua sin que se te escape entre los dedos, hasta el comportamiento de materiales a nivel atómico.
¿Qué sucede realmente entre esas moléculas y cómo influye esto en nuestro día a día?
Pues bien, es momento de adentrarnos un poco más en el fascinante mundo de la física.
Hoy hablamos de las fuerzas de Van der Waals.
Johannes Diderik van der Waals
Johannes Diderik van der Waals (1837-1923) fue un físico holandés célebre por su trabajo en la teoría de los gases y los líquidos. Su mayor contribución fue la formulación de la ecuación de estado que lleva su nombre, la ecuación de Van der Waals, que describe el comportamiento de los gases reales, teniendo en cuenta el volumen de las moléculas y las fuerzas de atracción entre ellas. Esto fue un avance crucial sobre las leyes de los gases ideales, que no consideraban tales factores. Por este trabajo, Van der Waals recibió el Premio Nobel de Física en 1910.
También se le atribuye el descubrimiento de las fuerzas de Van der Waals, que comentamos en este artículo y que están presentes en su trabajo de premio Nobel, ya que son muy importantes en la explicación sobre el comportamiento de los gases.
¿Qué son las fuerzas de Van der Waals?
Las fuerzas de Van der Waals son interacciones atractivas o repulsivas de corta distancia que actúan entre moléculas o átomos. Aunque son mucho más débiles que otros tipos de interacciones, como los enlaces covalentes o iónicos, su importancia es enorme en la naturaleza, ya que son responsables de la cohesión entre moléculas y afectan fenómenos como la adhesión entre superficies, el comportamiento de los gases, y la estructura de sólidos y líquidos.
Para entender mejor estas interacciones, es útil conocer el concepto de dipolo. Un dipolo ocurre cuando hay una separación de cargas dentro de una molécula. Esto significa que una parte de la molécula tiene una ligera carga positiva y otra parte tiene una ligera carga negativa. Un buen ejemplo de dipolo es la molécula de agua (H₂O). En ella, el átomo de oxígeno atrae más los electrones que los átomos de hidrógeno, lo que provoca que la región cercana al oxígeno tenga una carga negativa parcial y la región cercana a los hidrógenos, una carga positiva parcial. Esta diferencia en la distribución de cargas es lo que crea el momento dipolar.
Ahora que entendemos qué es un dipolo, podemos desglosar los tipos de fuerzas de Van der Waals:
Fuerzas de dispersión (o de London):
Estas fuerzas son las más generales y ocurren entre todas las moléculas, independientemente de que sean polares o no, aunque no tenganun dipolo permanente. ¿Cómo es posible que haya una atracción entre ellas? La mecánica cuántica nos da la respuesta. Los electrones dentro de una molécula están en movimiento constante, y en cualquier momento, este movimiento puede causar una distribución asimétrica de los electrones, generando un dipolo temporal. Este dipolo instantáneo puede inducir un dipolo en una molécula cercana, creando una atracción entre las dos. Aunque una molécula pueda ser, en promedio, eléctricamente neutra, en un instante dado puede formarse un dipolo temporal debido a un desequilibrio en la nube electrónica. Este dipolo momentáneo puede inducir un dipolo en una molécula vecina, creando una atracción mutua.
A nivel técnico, las fuerzas de dispersión tienen una relación inversa con la sexta potencia de la distancia entre las moléculas, lo que significa que la atracción decrece rápidamente a medida que aumenta la separación entre ellas. Estas interacciones también dependen de la polarizabilidad de las moléculas, es decir, de la facilidad con la que se puede distorsionar la nube electrónica alrededor de un átomo o molécula.
Ejemplo: En los gases nobles, como el helio (He) o el argón (Ar), las fuerzas de dispersión son responsables de que estos gases puedan licuarse a temperaturas extremadamente bajas. Aunque estos átomos no tengan dipolos permanentes, los dipolos temporales inducidos por las fluctuaciones cuánticas permiten que se atraigan lo suficiente como para formar un líquido cuando la temperatura baja lo suficiente.
Fuerzas dipolo-dipolo:
Estas fuerzas actúan entre moléculas que tienen dipolos permanentes, aquellas en las que la distribución de la carga es asimétrica,es decir, moléculas donde las cargas no están distribuidas de manera uniforme.
Las fuerzas dipolo-dipolo actúan de forma que las zonas de carga opuesta de diferentes moléculas se atraen entre sí.
Estas fuerzas son especialmente importantes en sustancias donde predominan las moléculas polares. La intensidad de la interacción dipolo-dipolo depende del momento dipolar de las moléculas y disminuye con el aumento de la distancia entre ellas. Además, estas interacciones están influenciadas por el medio en el que se encuentran, ya que la constante dieléctrica del entorno puede amortiguar la atracción.
Ejemplo: Las moléculas de agua (H₂O) son polares y se alinean de tal manera que los átomos de hidrógeno, que tienen una carga positiva parcial, se orientan hacia los átomos de oxígeno de otras moléculas, que tienen una carga negativa parcial.
Cuando varias moléculas de agua están cerca, las zonas de cargas opuestas se atraen, lo que genera una interacción que es más fuerte que las fuerzas de dispersión, aunque sigue siendo más débil que los enlaces covalentes.
Esta interacción entre los dipolos permanentes de las moléculas de agua es responsable de muchos de sus comportamientos únicos, como su punto de ebullición inusualmente alto en comparación con otras moléculas de tamaño similar.
Fuerzas dipolo inducido-dipolo
En este caso, una molécula polar (con un dipolo permanente) puede inducir un dipolo en una molécula no polar cercana. La molécula polar distorsiona la nube electrónica de la molécula no polar, generando una separación temporal de cargas en esta última, lo que permite que las dos moléculas se atraigan.
Un ejemplo lo podemos ver en la disolución de oxígeno (O₂) en agua. Aunque el oxígeno es una molécula no polar, el dipolo permanente del agua puede inducir un dipolo en las moléculas de oxígeno, permitiendo que interactúen débilmente.
Este tipo de interacción es más débil que las interacciones dipolo-dipolo o las fuerzas de dispersión, pero sigue siendo importante en ciertos fenómenos. La magnitud de estas fuerzas depende tanto de la polarizabilidad de la molécula no polar como de la intensidad del dipolo permanente de la molécula polar.
Ejemplo: Un buen ejemplo es la interacción entre moléculas de agua (H₂O) y oxígeno molecular (O₂). El oxígeno, siendo una molécula no polar, no tendría una fuerte interacción con otras moléculas. Sin embargo, en contacto con el agua, la polaridad de las moléculas de H₂O induce un dipolo temporal en las moléculas de O₂, lo que permite que estas se disuelvan en el agua en pequeñas cantidades. Sin las fuerzas de Van der Waals no habría oxígeno en el agua, y por lo tanto, no habría animales en el mar.
Modelo de Lennard-Jones
Para describir matemáticamente estas interacciones, el modelo de Lennard-Jones es muy útil. Esta ecuación representa la energía potencial entre dos moléculas en función de la distancia entre ellas, yes ampliamente utilizada para modelar las fuerzas de interacción de Van der Waals (atractivas) y las fuerzas repulsivas que aparecen a muy corta distancia, debido a la repulsión entre los electrones de las moléculas.
La ecuación se expresa de la siguiente forma:
\(V(r) = 4 \varepsilon \left[ \left(\frac{\sigma}{r}\right)^{12} - \left(\frac{\sigma}{r}\right)^{6} \right]\)
Donde:
- V(r): Es la energía potencial en función de la distancia r entre dos partículas.
- r: Es la distancia entre las dos partículas.
- ε (épsilon): Representa la profundidad del pozo de energía, es decir, la cantidad de energía en la que las dos moléculas se atraen fuertemente. Este parámetro está relacionado con la intensidad de la atracción de Van der Waals.
- σ (sigma): Es la distancia a la que la energía potencial entre las dos moléculas es cero. En otras palabras, es la distancia a la cual la repulsión y la atracción se equilibran.
- El término \(\left(\frac{\sigma}{r}\right)^{12}\): Representa la fuerza repulsiva, que aumenta rápidamente cuando los átomos o moléculas están muy cerca entre sí debido a la repulsión entre los electrones.
- El término \(\left(\frac{\sigma}{r}\right)^{6}\): Representa la fuerza atractiva (fuerzas de Van der Waals), que actúa cuando las moléculas están a cierta distancia y decrece más lentamente.
Interpretación de la ecuación:
- A distancias muy pequeñas (r menor que σ), domina la repulsión entre los átomos, lo que hace que la energía potencial aumente rápidamente debido a la exclusión de Pauli.
- A distancias intermedias (cercanas a σ), se alcanza el equilibrio entre la atracción y la repulsión, donde la energía potencial es mínima, lo que indica que las partículas están en una posición estable.
- A mayores distancias (r mayor que σ), domina la atracción de Van der Waals, pero esta disminuye rápidamente con la distancia, reduciendo el potencial a cero.
Gráfica del potencial de Lennard-Jones:
En una gráfica de V(r) frente a r, la curva tiene una forma característica: una caída pronunciada en la región atractiva seguida de un aumento rápido en la región repulsiva. La energía potencial mínima ocurre en un punto donde las moléculas se encuentran a una distancia óptima entre sí.
Esta ecuación es fundamental en la simulación de sistemas moleculares y se utiliza ampliamente en campos como la química computacional y la física de materiales.
Conclusiones:
Aunque las fuerzas de Van der Waals puedan parecer débiles y triviales en comparación con otras interacciones moleculares, son de enorme importancia en el diseño y estudio de materiales, la biología estructural y la química. Estas interacciones son claves en la comprensión del mundo molecular y aunque no las veamos, su presencia es constante, manteniendo el equilibrio en todo lo que nos rodea.
¿Dónde encontramos estas fuerzas en el mundo real?
- Geckos: Estos pequeños reptiles pueden caminar verticalmente o incluso boca abajo en superficies lisas como el vidrio, utilizan las fuerzas de Van der Waals para adherirse a esas superficies. Las almohadillas de sus patas están cubiertas por millones de diminutos pelos llamados setas, que aumentan la superficie de contacto con las superficies, permitiendo que las fuerzas de Van der Waals entre las moléculas del gecko y la superficie proporcionen una fuerte adhesión.
- Condensación de gases nobles: Los gases nobles como el neón (Ne), argón (Ar) y helio (He) no tienen dipolos permanentes, pero aún así pueden licuarse a bajas temperaturas debido a las fuerzas de dispersión vistas anteriormente. Estas interacciones débiles son suficientes para que los átomos de los gases nobles se atraigan entre sí y se condensen en líquidos cuando la temperatura es lo suficientemente baja.
- Interacción entre proteínas y ADN: Las proteínas se unen al ADN a través de interacciones débiles como las fuerzas de Van der Waals. Estas interacciones ayudan a que las proteínas reconozcan y se unan a determinados aminoácidos del ADN, lo que es crucial para procesos como la replicación y la transcripción y son esenciales para estabilizar su estructura tridimensional. crucial para su función biológica.
- Adhesión de polímeros (pegamentos):En los plásticos y materiales sintéticos, las cadenas de polímeros pueden interactuar a través de fuerzas de Van der Waals, lo que contribuye a su cohesión y resistencia. Esto es clave en la fabricación de productos plásticos y adhesivos, donde estas fuerzas ayudan a mantener juntas las capas de material.
- Interacción entre hojas de grafeno: En el campo de la nanociencia, las fuerzas de Van der Waals son cruciales para la estabilidad de materiales como el grafeno, una forma de carbono extremadamente delgada, como ya comentamos en este artículo. Las hojas individuales de grafeno están unidas entre sí por fuerzas de Van der Waals, lo que permite que estos materiales mantengan su estructura en capas y sean útiles en la fabricación de dispositivos electrónicos.
- Sólidos moleculares como el yodo: El yodo es un sólido molecular a temperatura ambiente. Sus moléculas se mantienen juntas en una estructura cristalina gracias a las fuerzas de Van der Waals. Aunque las moléculas de yodo no tienen dipolos permanentes, las fuerzas de dispersión entre ellas son lo suficientemente fuertes como para mantener el sólido en su forma cristalina.
- Interacciones en líquidos no polares: En líquidos como el hexano, un hidrocarburo no polar, las moléculas no tienen dipolos permanentes, pero aún se atraen mediante las fuerzas de dispersión (London). Estas fuerzas permiten que el hexano sea un líquido a temperatura ambiente y explican muchas de sus propiedades físicas, como su punto de ebullición y su viscosidad.
- Cuando agarramos objetos de vidrio: Cuando sostienes un vaso, las fuerzas de Van der Waals ayudan a crear una leve adhesión entre las moléculas de tu piel y las del material del vaso. Aunque la fricción y la fuerza muscular juegan el papel principal en mantener el vaso en tu mano, las fuerzas de Van der Waals contribuyen a evitar que se resbale, estableciendo interacciones sutiles entre las superficies en contacto.
- Cristales de naftalina (C₁₀H₈): La naftalina, comúnmente utilizada en productos como las bolas de naftalina, es un sólido molecular que se mantiene unido mediante fuerzas de Van der Waals. Sus moléculas no son polares, pero se agrupan debido a las fuerzas de dispersión que permiten que el material forme un sólido a temperatura ambiente. Estas mismas fuerzas son las que permiten que la naftalina sublime lentamente, pasando de sólido a gas sin pasar por el estado líquido.
Y se acabó el artículo :(
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