Canvis

[[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:

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]].

* 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:Forces intermoleculars]]

[[Categoria:Forces intermoleculars]]

[[Categoria:Enllaç químic]]

[[Categoria:Enllaç químic]]