Fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de Van der Waals permiten una estabilización molecular formando un enlace químico no covalente, en el cual toman parte dos tipos de fuerzas: Una atractiva conocida como fuerza de dispersión y una repulsiva, conocida como repulsión electrostática, formando de esta manera una unión intermolecular donde las moléculas polares se unen mediante dipolos.

Fuerzas de Van der Waals
Las fuerzas de Van der Waals son uniones más débiles que los enlaces químicos covalentes, iónicos o metálicos. Imagen de concepto

La diferencia entre este tipo de fuerzas opuestas, es una distancia mínima permitida entre dos átomos contiguos. Esta distancia mínima se conoce como radio de Van der Waals.

La unión o enlace de Van der Waals se lleva a cabo entre las capas electrónicas de dos átomos contiguos. Cabe destacar, que las fuerzas de Van der Waals son mucho más débiles que los enlaces covalentes, iónicos o metálicos que tradicionalmente se estudian, siendo la fuerza intermolecular más débil que se conoce en la naturaleza. Sin embargo, estos enlaces permiten describir y explicar una gran cantidad de fenómenos químicos.


Conceptos básicos

Para entender un poco más la definición de fuerzas de Van der Waals descritas en el párrafo anterior, se deben tener claros una serie de conceptos básicos, los cuales veremos a continuación:


Fuerzas de dispersión


Fuerzas de dispersión de London
Fuerzas de dispersión de London

En todos los átomos aparecen pequeños dipolos, los cuales aparecen gracias al giro de sus electrones alrededor del núcleo del átomo, incluso si este es apolar.

Estos dipolos son temporarios, sin embargo, durante su existencia logran que los átomos que se encuentran en la vecindad también se polaricen, de modo que se crea una fuerza electroestática atractiva muy leve entre los dipolos que se encuentran en los átomos.


Repulsión electrostática

Se trata de una fuerza repulsiva, que es exactamente lo contrario a la fuerza de dispersión. Esta fuerza repulsiva, básicamente repele las capas electrónicas de los átomos vecinos


Moléculas polares

Moléculas de agua, un ejemplo de moléculas polares
Las moléculas de agua, un ejemplo de moléculas polares. Imagen de mnn.com

Están integradas por átomos con una diferencia notable de electronegatividad, por lo tanto, la densidad electrónica se concentra en ciertas regiones de la molécula.

Este tipo de molécula cuenta con dipolos permanentes que actúan como micro imanes, unos con polaridad positiva y otros con polaridad negativa, de modo que cada lado de la molécula tenga una carga.

Dicha carga permite atraer a un lado de carga opuesta de otra molécula polar. Ejemplos de esta atracción son la molécula del agua y la molécula del amoníaco.


Tipos de enlace de Van der Waals

Existen cuatro tipos de enlaces de Van der Waals, los cuales son los siguientes:
  1. Enlace dipolo-dipolo: También conocido como enlace de orientación. Se forma por dos moléculas polares cercanas y es producido por la interacción de sus dipolos.
  2. Enlace dipolo-dipolo inducido: Se le conoce también como inducción. Está conformado por una molécula polar y otra apolar. A esta última, se le induce un dipolo transitorio o temporal para promover la atracción entre ambas moléculas.
  3. Fuerzas de London: Conocidas también como dipolo transitorio. Se trata de un enlace formado por dos moléculas apolares en las cuales se generan dipolos temporarios produciéndose fuerzas muy débiles (llevándose a cabo en todas las moléculas), siendo mucho más fuertes en moléculas con mayor número de electrones.
  4. Ión-dipolo: Este enlace se produce entre iones y moléculas polares y es vital para explicar la disolución de las sales en agua.


Importancia de las Fuerzas de Van der Waals

Si bien las fuerzas de Van der Waals son bastante débiles, son utilizadas para explicar diferentes fenómenos químicos, siendo éstas las responsables de dichos fenómenos, entre los cuales tenemos:
  • El aumento del punto de ebullición y fusión de un compuesto.
  • La difusión.
  • La tensión superficial.
  • La adhesión.
  • La viscosidad.



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