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• Alexis Cruz Zabalegui

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UNIVERSIDAD VERACRUZANA INSTITUTO DE INGENIERÍA

Alumno: Alexis Cruz Zabalegui

Materia: Corrosión Localizada

Tema: 

Fuerzas de Van Der Waals 

Ecuación de Nernst 

Pila Daniell

Profesor: Dr. Gonzalo Galicia Aguilar

Universidad Veracruzana - Instituto de ingeniería Boca del rio, Ver. A jueves, 15 de septiembre de 2016

Dentro

de

una

molécula,

los

átomos

están

unidos

mediante

fuerzas

intermoleculares (enlaces iónicos, covalentes y metálicos, principalmente), estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas por lo tanto las que determinan las propiedades químicas de las sustancias. Sin embargo, existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que estos se atraigan o repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo. Estado de agregación, punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.

Dentro de las fuerzas intermoleculares se encuentran las fuerzas de Van der Waals se llaman así en honor al físico holandés Johannes Van der Waals. Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, rozamiento, difusión, tensión superficial y la viscosidad. Las fuerzas de van der Waals son fuerzas de estabilización molecular (dan estabilidad a la unión entre varias moléculas), también conocidas como atracciones

intermoleculares o de largo alcance y son las fuerzas entre moléculas (fuerzas entre molécula - molécula). Son fuerzas más débiles que las internas que unen la molécula ya que dependen exclusivamente del tamaño y forma de la molécula pudiendo ser de atracción o de repulsión. Son tan débiles que no se las puede considerar un enlace, como el enlace covalente o iónico, solo se las considera una atracción. Para tener una idea de la poca fuerza que tienen, si un enlace covalente tuviera una fuerza de 100, las de Van der Waals serían de valor 1 (100 veces menor). De hecho, las fuerzas de van der Waals son las fuerzas atractivas o repulsivas entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas a un enlace (covalente, iónico o metálico). Incluyen a atracciones entre átomos, moléculas y superficies fuera de los enlaces normales. En este tipo de fuerzas que se presentan entre las moléculas se han determinado 4 tipos de fuerzas. 

Orientación



Inducción.



Dispersión.



Repulsión.

Para que podamos entender un poco sobre la clasificación de las fuerzas de Van Der Waals es necesario definir ciertos conceptos: Moléculas polares y no polares Moléculas Polares son aquellas cuyos enlaces son formados por átomos distintos con grandes diferencias de electronegatividad, formando moléculas polares. La molécula es eléctricamente neutra en su conjunto por tener igual número de partículas positivas y negativas, pero no existe simetría en la distribución de la electricidad. La distribución de las cargas eléctricas no es simétrica respecto a un centro.

Las moléculas están formadas por átomos diferentes y la carga eléctrica está más concentrada en una zona de la molécula que en otra. En este caso ocurre igual que en una pila, se forman polos eléctricos, con una pequeña carga negativa y otra positiva separada, por eso se llaman polares. Aquellas en las que no hay esa diferencia de zonas eléctricas positiva y negativa en la molécula se llaman NO polares. Las moléculas polares tienen distorsionada su nube electrónica con respecto a su centro. Ejemplos de moléculas Polares: Agua H2O, Amoníaco NH3, Fluoruro de Hidrógeno HF, Fosfina PH3, Cloformo CHCl3. Moléculas NO Polares o también llamadas Apolares: Cuando se forman en un enlace covalente entre átomos iguales, la molécula es neutra, es decir, tiene carga eléctrica cero. Estas moléculas no tienen esas zonas de carga eléctrica separadas y por lo tanto no forman dipolos permanentes. Ejemplos de Moléculas No Polares: Tetracloruro de Carbono CCl4, Dióxido de Carbono CO2, Cloro Cl2, Trióxido de Azufre SO3, Hidrógeno H2.

FUERZAS DIPOLO-DIPOLO: Cuando dos moléculas polares (dipolo) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Se forma entre un dipolo positivo de una molécula polar con el dipolo negativo de otra polar. Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculas polares. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra. Podríamos decir que es similar al enlace iónico, pero mucho más débil. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares.

Ejemplos podrían ser el sulfuro de hidrógeno H2S, el metanol CH3OH y la glucosa C6H12O6. Los Puentes de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno que está formando un enlace polar, tal como N—H, O—H, ó F—H, y un átomo electronegativo como O, N ó F. INTERACCIONES IONICAS O DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido o interacción iónica. Son interacciones que ocurren a nivel de catión-anión, entre distintas moléculas cargadas, y que por lo mismo tenderán a formar una unión electrostática entre los extremos de cargas opuestas debido a la atracción entre ellas. Un ejemplo: El agua cuya molécula es un dipolo, produce una pequeña polarización en la molécula no polar de oxígeno, la cual se transforma en un dipolo inducido.

Esto hace que el oxígeno y el dióxido de carbono, que son no polares presenten cierta solubilidad en solventes polares, como el agua. FUERZAS DE LONDON O DISPERSIÓN En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente un desplazamiento relativo de los electrones, originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas (el polo positivo de una molécula atrae al polo negativo de la otra, y viceversa). Son dipolos instantáneos, desaparecerán en muy poco tiempo. Pensemos en una molécula en movimiento, pero además conteniendo electrones en constante movimiento. Es razonable pensar que en un determinado momento la distribución en esa molécula puede no ser perfectamente simétrica y aparecen entonces pequeños dipolos instantáneos en este momento.

Estas fuerzas de atracción son muy débiles y se denominan fuerzas de London. Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. En general, cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrá polarizarse. Así, las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones.

Importancia de las fuerzas de Van Der Waals gracias a ellas podemos explicar la adhesión, el rozamiento, la difusión, la tensión superficial y la viscosidad. por ejemplo, sabemos porque la nafta es líquida, el metano es un gas y el polietileno (que es un polímero compuesto por c y por h únicamente) es un sólido. Las fuerzas de Van Der Waals, aun siendo tan débiles, definen el carácter químico de muchos compuestos orgánicos. Ecuación de Van Der Waals Van der Waals introdujo correcciones a la ecuación de estado de un gas ideal, que tenían en cuenta el volumen finito de las moléculas y las fuerzas atractivas que una molécula ejercía sobre otra a distancias muy cercanas entre ellas. La ley de gas ideal trata a las moléculas de un gas, como partículas puntuales con colisiones perfectamente elásticas. Esto funciona bien en muchas circunstancias experimentales, con gases diluidos. Pero las moléculas de gas no son masas puntuales, y hay circunstancias donde las propiedades de las moléculas, tienen un efecto medible experimentalmente. Johannes D. van der Waals en 1873 propuso una modificación de la ley de gas ideal, para tener en cuenta el tamaño molecular y las fuerzas de interacción moleculares. Se la refiere normalmente como la ecuación de estado de van der Waals.

Las constantes a y b tiene valores positivos y son características del gas individual. La ecuación de estado de van der Waals, se aproxima a la ley de gas ideal PV=nRT a medida que los valores de estas constantes se acercan a cero. La constante a da una corrección para las fuerzas intermoleculares. La constante b es una corrección para el tamaño molecular finito y su valor es el volumen de una mol de átomos o moléculas.