Edició de «Forces de Van der Waals»

[[File:Gecko on My Window 2 (17729540).jpg|thumb|250px|Els [[Gekkonidae|fardachos gecko]] poden adherir-se a les parets i sostres, per les forces de Van der Waals.]]

En [[fisicoquímica]], les '''forces de Van der Waals''' o '''interaccions de Van der Waals''', són les forces atractives o repulsives entre [[molècula]]s (o entre parts d'una mateixa molècula) distintes a aquelles degudes a un enllaç intramolecular ([[Enllaç iònic]], [[Enllaç metàlic]] i  [[Enllaç_covalent#Tipos_de_substàncies_covalents|enllaç covalent de tipo reticular]]) o a l'[[interacció electrostàtica]] d'[[ió]]ns en uns atres o en molècules neutres.<ref>{{GoldBookRef |file=V06597 |title=Van der Waals forces |year=1994}}</ref>

El terme inclou:

* Força entre dos dipols permanents. Si les interaccions són entre molècules que estan polarisades de manera permanent (per eixemple, les molècules d'aigua que atrauen atres molècules d'aigua o atres molècules polars), es coneixen com [[forces de Keesom]].
* Força entre un dipol permanent i un dipol induït. Quan un dipol induït (açò és, un dipol que s'induïx en un àtom o una molècula que d'una atra manera seria no polar) interactua en una molècula que té un moment dipolar permanent, esta interacció es coneix com [[força de Debye]]. Un eixemple d'esta interacció serien les forces entre les molècules d'aigua i les de tetraclorur de carbono.
* Força entre dos dipols induïts instantàneament. Si les interaccions són entre dos dipols que estan induïts en els àtoms o molècules, es coneixen com [[forces de London]] (per eixemple, el tetraclorur de carbono).

També s'usa en ocasions com un sinònim per a la totalitat de les forces intermoleculars. 

Estes forces varen ser nomenades en honor al físic neerlandés [[Johannes Diderik van der Waals]] ([[1837]]—[[1923]]), [[premi Nobel de Física]] en l'any [[1910]], que en l'any [[1873]] va ser el primer en introduir els seus efectes en les equacions d'estat d'un gas (vore [[equació de Van der Waals]]).

== Introducció ==
Les forces de Van der Waals són relativament dèbils comparades en els enllaços químics normals, pero eixerciten un paper fonamental en camps tan diversos com [[química supramolecular]], [[biologia estructural]], [[ciència de polímero]], [[nanotecnología]], [[ciència de superfícies]] i [[física de la matèria condensada]]. Les forces de Van der Waals definixen el caràcter químic de molts [[química orgànica|composts orgànics]]. També definixen la solubilitat dels alcohols inferiors. Les propietats del grup polar [[hidroxil]] dominen a les dèbils forces intermoleculars de Van der Waals. En els alcohols superiors, les propietats del radical alquílic apolar (R) dominen i definixen la solubilitat. Les forces de Van der Waals creixen en la llongitut de la part no polar de la substància.

Les forces de Van der Waals inclouen a atraccions entre àtoms, molècules i superfícies. Diferixen del [[enllaç covalent]] i del [[enllaç iònic]] en que estan causats per correlació en les polarisació fluctuants de partícules propenques (una conseqüència de la [[Teoria quàntica de camps|dinàmica quàntica]]). Les [[forces intermoleculars]] tenen quatre contribucions importants. En general, un potencial intermolecular té un component repulsiu que evita el colapse de les molècules, degut a que en acostar-se les entitats unes a unes atres les repulsions dominen. També té un component atractiu que, a la seua volta, consta de tres contribucions distintes:

# La primera font d'atracció és l'interacció electrostàtica, també denominada [[interacció de Keesom]] o força de Keesom en honor a [[Willem Hendrik Keesom]].
# La segona font d'atracció és l'inducció (també denominada [[polarisació electroquímica]]), que és l'interacció entre un multipol permanent en una molècula, en un [[multipol]] induït en una atra. Esta interacció es medix algunes voltes en [[debye]]s, en honor a [[Peter Debye]].
# La tercera atracció sol ser denominada en honor a [[Fritz London]] que la cridava [[forces intermoleculars#forces de dispersió de London|dispersió]]. És l'única atracció experimentada per molècules no polars, pero opera entre qualsevol parell de molècules, sense importar la seua simetria.
# A distàncies de [[Radi de Van der Waals|radis de Van der Waals]].



== Vore també ==
* [[Força intermolecular]]
* [[Interacció dipol-dipol]]
== Referències ==
{{listaref}}

== Bibliografia ==
* Iver Brevik, V. N. Marachevsky, Kimball A. Milton, ''Identity of the van der Waals Force and the Casimir Effect and the Irrelevance of these Phenomena to Sonoluminescence'', [http://arxiv.org/abs/hep-th/9901011 hep-th/9901011]
* I. D. Dzyaloshinskii, E. M. Lifshitz, and L. P. Pitaevskii, ''Usp. Fiz. Nauk'' '''73''', 381 (1961) 
** Traducción al inglés: ''Soviet Phys. Usp.'' '''4''', 153 (1961)
* L. D. Landau and E. M. Lifshitz, Electrodynamics of Continuous Media, Pergamon, Oxford, 1960, pp. 368–376.
* Mark Lefers, "''[http://www.biochem.northwestern.edu/holmgren/Glossary/Definitions/Def-V/Van_der_Waals_force.html Van der Waals dispersion force]''". Holmgren Lab.
* E. M. Lifshitz, ''Zh. Eksp. Teor. Fiz.'' '''29''', 894 (1955) 
** Traducción al inglés: ''Soviet Phys. JETP'' '''2''', 73 (1956)
* Western Oregon University's "''[http://www.wou.edu/las/physci/ch334/lecture/intermol/london.htm London force]''". [http://www.wou.edu/las/physci/ch334/lecture/intermol/ Intermolecular Forces]. (animación)
* J. Lyklema, Fundamentals of Interface and Colloid Science, p. 4.43
* Donald R. Askeland, Pradeep P. Fulay, Wendelin J. Wright "''Ciencia e ingeniería de materiales''", Cengage Learning

[[Categoria:Química]]
[[Categoria:Forces intermoleculars]]
[[Categoria:Enllaç químic]]
[[Categoria:Ciència dels anys 1870]]
[[Categoria:1873]]

{{Traduït de|es|Fuerzas de Van der Waals}}
@@ Llínea 23: / Llínea 23: @@
 # A distàncies de [[Radi de Van der Waals|radis de Van der Waals]].
-Totes les forces intermoleculars de Van der Waals presenten [[anisotropia]], llevat aquelles entre àtoms de dos gasos nobles, lo que significa que depenen de l'orientació relativa de les molècules. Les interaccions d'inducció i dispersió són sempre atractives, sense importar la seua orientació, pero el signe de l'interacció canvia en la rotació de les molècules. Açò és, la força electrostàtica pot ser atractiva o repulsiva, depenent de l'orientació mútua de les molècules. Quan les molècules tenen moviment tèrmic, com quan estan en fase gaseosa o líquida, la força electrostàtica es reduïx significativament, degut a que les molècules rotan tèrmicament i experimenten les parts repulsiva i atractiva de la força electrostàtica. Algunes voltes, este efecte s'expressa indicant que el «moviment tèrmic aleatori a temperatura ambiente pot impondre-ho o anular-ho», referint-se al component electrostàtic de la força de Van der Waals. Clarament, l'efecte tèrmic promig és molt manco pronunciat per a les forces atractives d'inducció i dispersió.
-El [[potencial de Lennard-Jones]] s'usa freqüentment com un model aproximat per a la part isòtrop d'una força de Van der Waals total (repulsió més atracció) com una funció de la distància.
 == Vore també ==