2744
edicions
Canvis
sense resum d'edició
Estes forces varen ser nomenades en honor al físic neerlandés [[Johannes Diderik van der Waals]] (1837—1923), [[premi Nobel de Física]] en 1910, que en 1873 va ser el primer en introduir els seus efectes en les equacions d'estat d'un gas (vore [[equació de Van der Waals]]).
Estes forces varen ser nomenades en honor al físic neerlandés [[Johannes Diderik van der Waals]] (1837—1923), [[premi Nobel de Física]] en 1910, que en 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 #repulsió 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]].