Forces de Van der Waals - Historial de revisions

Lluísm en 12:24 18 ago 2024

2024-08-18T12:24:25Z

← Revisió anterior		Revisió de 12:24 18 ago 2024
Llínea 30:		Llínea 30:
	* [[Força intermolecular]]		* [[Força intermolecular]]
	* [[Interacció dipol-dipol]]		* [[Interacció dipol-dipol]]

	== Referències ==		== Referències ==
	{{listaref}}		{{listaref}}

Reval en 11:51 6 ago 2024

2024-08-06T11:51:59Z

← Revisió anterior		Revisió de 11:51 6 ago 2024
Llínea 32:		Llínea 32:
	== Referències ==		== Referències ==
	{{listaref}}		{{listaref}}

	== Bibliografia ==		== 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]		* 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]

Jose2 en 12:16 18 jun 2024

2024-06-18T12:16:04Z

← Revisió anterior		Revisió de 12:16 18 jun 2024
Llínea 43:		Llínea 43:
	* 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)		* 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		* 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		* Donald R. Askeland, Pradeep P. Fulay, Wendelin J. Wright "''Ciencia e ingeniería de materiales''", Cengage Learning

	[[Categoria:Química]]		[[Categoria:Química]]

Jose2 en 11:22 23 feb 2019

2019-02-23T11:22:53Z

← Revisió anterior		Revisió de 11:22 23 feb 2019
Llínea 11:		Llínea 11:
	També s'usa en ocasions com un sinònim per a la totalitat de les forces intermoleculars.		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 [[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 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 ==		== Introducció ==
Llínea 26:		Llínea 26:

	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.		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 ==		== Vore també ==

Jose2 en 09:54 3 nov 2016

2016-11-03T09:54:31Z

EirVal en 23:24 2 nov 2016

2016-11-02T23:24:30Z

← Revisió anterior		Revisió de 23:24 2 nov 2016
Llínea 23:		Llínea 23:
	# A distàncies de [[Radi de Van der Waals\|radis de Van der Waals]].		# 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.

EirVal en 23:22 2 nov 2016

2016-11-02T23:22:27Z

← Revisió anterior		Revisió de 23:22 2 nov 2016
Llínea 12:		Llínea 12:

	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]].

EirVal en 23:19 2 nov 2016

2016-11-02T23:19:28Z

← Revisió anterior		Revisió de 23:19 2 nov 2016
Llínea 16:		Llínea 16:









			== 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:Forces intermoleculars]]		[[Categoria:Forces intermoleculars]]
	[[Categoria:Enllaç químic]]		[[Categoria:Enllaç químic]]

EirVal en 23:17 2 nov 2016

2016-11-02T23:17:59Z

← Revisió anterior		Revisió de 23:17 2 nov 2016
Llínea 6:		Llínea 6:

	* 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 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 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).		* 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).

EirVal: Pàgina nova, en el contingut: «fardachos gecko poden adherir-se a les parets i sostres, per les forces de Van der Waa...»

2016-11-02T23:17:15Z

Pàgina nova, en el contingut: «thumb|250px|Los [[Gekkonidae|fardachos gecko poden adherir-se a les parets i sostres, per les forces de Van der Waa...»

Pàgina nova

[[File:Gecko on My Window 2 (17729540).jpg|thumb|250px|Los [[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 la [[interacció electrostàtica]] de [[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 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]]).

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

{{Traduït de|es|Fuerzas de Van der Waals}}

← Revisió anterior		Revisió de 09:54 3 nov 2016
Llínea 1:		Llínea 1:
	[[File:Gecko on My Window 2 (17729540).jpg\|thumb\|250px\|~~Los~~ [[Gekkonidae\|fardachos gecko]] poden adherir-se a les parets i sostres, per les 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 la [[interacció electrostàtica]] de [[ió]]ns en uns atres o en molècules neutres.<ref>{{GoldBookRef \|file=V06597 \|title=Van der Waals forces \|year=1994}}</ref>		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:		El terme inclou:
Llínea 11:		Llínea 11:
	També s'usa en ocasions com un sinònim per a la totalitat de les forces intermoleculars.		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 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 ==		== 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 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:		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 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 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.		# 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]].		# A distàncies de [[Radi de Van der Waals\|radis de Van der Waals]].
Llínea 54:		Llínea 54:
	* J. Lyklema, Fundamentals of Interface and Colloid Science, p. 4.43		* 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		* Donald R. Askeland, Pradeep P. Fulay, Wendelin J. Wright "''Ciencia e ingeniería de materiales''", Cengage Learning

			[[Categoria:Química]]
	[[Categoria:Forces intermoleculars]]		[[Categoria:Forces intermoleculars]]
	[[Categoria:Enllaç químic]]		[[Categoria:Enllaç químic]]