Forzas de van der Waals

Representación esquemática da forza de van der Waals

As forzas de van der Waals son forzas intermoleculares de pequena intensidade existentes entre os átomos e as moléculas próximos. Son chamadas así na honra do científico holandés Johannes Diderik van der Waals.

Formulación

As forzas de Van der Waals teñen orixes diversos. Principalmente descompóñense en tres efectos:

• As forzas de Keesom ou efectos de orientación (forzas de carácter electrostático entre moléculas cargadas, dipolos...)
• As forzas de Debye ou efectos de indución dun dipolo permanente a un inducido.
• As forzas de London ou efectos de dispersión (actúa entre moléculas de calquera tipo, incluídos os gases nobres).

A enerxía correspondente á forza de van der Waals E_VdW pódese formular como:

$E_{\text{VdW}}=-\frac{1}{r^6}[\frac{{\mu }_1\cdot {\mu }_2}{3(4\pi \cdot {ϵ}_0\cdot ϵ)\cdot k\cdot T}+\frac{{\mu }_1^2\cdot {\alpha }_2+{\mu }_2^2\cdot {\alpha }_1}{(4\pi \cdot {ϵ}_0\cdot ϵ{)}^2}+\frac{3}{4}\cdot \frac{h\cdot \nu \cdot {\alpha }_1\cdot {\alpha }_2}{(4\cdot \pi \cdot {ϵ}_0{)}^2}]$

Onde :

• $E_{\text{Keesom}}=-\frac{1}{r^6}\left[\frac{{\mu }_1\cdot {\mu }_2}{3(4\pi \cdot {ϵ}_0\cdot ϵ)\cdot k\cdot T}\right]$ Enerxía das forzas de Keesom entre moléculas polares.

• $E_{\text{Debye}}=-\frac{1}{r^6}\left[\frac{{\mu }_1^2\cdot {\alpha }_2+{\mu }_2^2\cdot {\alpha }_1}{(4\pi \cdot {ϵ}_0\cdot ϵ{)}^2}\right]$ Enerxía das forzas de Debye entre moléculas polares e dipolos inducidos.

• $E_{\text{London}}=-\frac{1}{r^6}[\frac{3}{4}\cdot \frac{h\cdot \nu \cdot {\alpha }_1\cdot {\alpha }_2}{(4\cdot \pi \cdot {ϵ}_0{)}^2}]$ Enerxía das forzas de dispersión de London entre dipolos instantáneos.

Onde ${ϵ}_0$, constante diélectrica do baleiro; $k$, constante de Boltzmann ; $T$, a temperatura absoluta, $r$ a distancia media entre as molecules consideradas, $\mu$ os momentos dipolares das moléculas consideradas, $\alpha$ as polarizabilidades eléctricas, $h$ constante de Plank e $\nu$ a frecuencia electrónica de absorción.