Grado 9
  1. La materia y su naturaleza  1.1. Introducción a la materia  1.2. Propiedades físicas y químicas de la materia  1.3. Estados de la materia  1.3.1. Estado sólido  1.3.2. Estado líquido  1.3.3. Estado gaseoso  1.3.4. Plasma y condensado de Bose-Einstein  1.4. Cambios en los estados de la materia  1.4.1. Fusión y congelación  1.4.2. Evaporación y Condensación  1.4.3. Sublimación y deposición  1.5. Clasificación de la materia  1.6. Elementos, Compuestos y Mezclas  1.7. Sustancias puras e impurezas  1.8. Técnicas de Separación  1.8.1. Filtración  1.8.2. Destilación  1.8.3. Cristalización  1.8.4. Cromatografía  1.8.5. Centrifugación  1.8.6. Sublimación  1.8.7. Decantación y sedimentación
  2. Estructura Atómica  2.1. Descubrimiento de los átomos  2.2. Teoría atómica de Dalton  2.3. Estructura del átomo  2.4. Partículas subatómicas  2.5. Número atómico y número de masa  2.6. Isótopos e Isóbaros  2.7. Configuración electrónica  2.8. Modelo atómico de Bohr  2.9. Modelo Atómico Moderno (Modelo Mecánico Cuántico - Introducción)  2.10. Valencia y enlace químico
  3. Reacciones y ecuaciones químicas  3.1. Introducción a las Reacciones Químicas  3.2. Formulación de ecuaciones químicas  3.3. Balanceo de Ecuaciones Químicas  3.4. Tipos de Reacciones Químicas  3.4.1. Reacciones de Combinación  3.4.2. Reacciones de descomposición  3.4.3. Reacciones de desplazamiento  3.4.4. Reacciones de doble desplazamiento  3.4.5. Reacciones redox  3.4.6. Reacciones Endotérmicas y Exotérmicas  3.5. Efectos de las reacciones químicas  3.6. Cambios de Energía en Reacciones Químicas  3.7. Catalizadores y su papel en las reacciones
  4. Tabla periódica y periodicidad  4.1. Historia de la Clasificación Periódica  4.2. La tabla periódica de Mendeleev  4.3. Modern Periodic Table  4.4. Períodos y grupos en la tabla periódica y periodicidad  4.5. Tendencias en la Tabla Periódica  4.5.1. Tamaño atómico  4.5.2. Energía de Ionización  4.5.3. Electron affinity  4.5.4. Electronegatividad  4.5.5. Propiedades Metálicas y No Metálicas  4.6. Gases nobles y sus propiedades
  5. Enlace químico  5.1. Introducción a los Enlaces Químicos  5.2. Tipos de enlaces químicos  5.2.1. Enlace iónico  5.2.2. Enlace covalente  5.2.3. Enlace metálico  5.2.4. Enlace de hidrógeno  5.2.5. Fuerza de Van der Waals  5.3. Propiedades de los compuestos iónicos y covalentes  5.4. Estructura y geometría molecular (Teoría VSEPR - Conceptos básicos)
  6. Ácidos, Bases y Sales  6.1. Introducción a Ácidos y Bases  6.2. Propiedades de los Ácidos  6.3. Propiedades de las bases  6.4. Escala de pH y su importancia  6.5. Indicadores y sus usos  6.6. Reacciones de neutralización  6.7. Fuerza de Ácidos y Bases (Fuertes vs. Débiles)  6.8. Preparación de sales  6.9. Uses of acids, bases and salts in daily life
  7. Metales y No Metales  7.1. Propiedades Físicas de los Metales  7.2. Propiedades físicas de los no metales  7.3. Propiedades químicas de los metales  7.4. Propiedades Químicas de los No Metales  7.5. Serie de Reactividad de Metales  7.6. Extracción de metales  7.7. Corrosión y su prevención  7.8. usos de metales y no metales
  8. El carbono y sus compuestos  8.1. Introducción al Carbono  8.2. Alótropos de carbono (diamante, grafito, fullereno)  8.3. Hidrocarburos  8.3.1. Hidrocarburos  8.3.2. Alqueno  8.3.3. Alquinos  8.4. Grupos funcionales en química orgánica  8.5. Isomería en compuestos orgánicos  8.6. Alcoholes y Ácidos Carboxílicos  8.7. Jabones y detergentes  8.8. Polímeros (Introducción a los Polímeros Naturales y Sintéticos)
  9. Soluciones y Mezclas  9.1. Tipos de mezclas  9.2. Mezclas Homogéneas y Heterogéneas  9.3. Concentración de soluciones  9.4. Solubilidad y factores que afectan la solubilidad  9.5. Suspensiones y Coloides  9.6. Soluciones saturadas, no saturadas y sobresaturadas
  10. Aire y atmósfera  10.1. Composición del aire  10.2. El papel de los gases en la atmósfera  10.4. Lluvia ácida y sus efectos  10.5. Efecto invernadero y calentamiento global  10.6. Ozone layer and its depletion  10.7. Medidas de control de la contaminación del aire
  11. Agua y su importancia  11.1. Composición y propiedades del agua  11.2. Dureza del agua (dureza temporal y permanente)  11.3. Causas de la contaminación del agua  11.4. Efectos de la Contaminación del Agua  11.5. Métodos de purificación de agua (filtración, ebullición, cloración)
  12. Química Industrial  12.1. Introducción a la Química Industrial  12.2. Productos químicos industriales importantes (ácido sulfúrico, amoníaco, hidróxido de sodio)  12.3. Procesos químicos en la industria  12.4. Usos de la Química Industrial en la Vida Diaria  12.5. Impacto ambiental de los procesos químicos industriales

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Fuerza de Van der Waals


Las fuerzas de Van der Waals llevan el nombre del científico holandés Johannes Diderik van der Waals, quien propuso por primera vez su existencia en 1873. Estas fuerzas son un tipo de fuerza intermolecular que mantiene unidas a las moléculas. Son más débiles que los enlaces covalentes e iónicos, pero son esenciales para comprender el comportamiento de las moléculas, especialmente los compuestos no polares.

Comprender estas fuerzas es importante en química porque también desempeñan un papel clave en fenómenos cotidianos. Las fuerzas de Van der Waals involucran las atracciones y repulsiones entre átomos, moléculas y superficies. Son causadas por correlaciones en las polarizaciones fluctuantes de partículas cercanas.

Tipos de fuerzas de Van der Waals

Hay principalmente tres tipos de fuerzas de Van der Waals: interacciones dipolo-dipolo, fuerzas de dispersión de London (también llamadas interacciones dipolo inducido-dipolo inducido) e interacciones dipolo-dipolo inducido. Cada una tiene diferentes características y ocurre en diferentes condiciones.

Interacción dipolo-dipolo

Las interacciones dipolo-dipolo ocurren entre moléculas que tienen dipolos permanentes. Una molécula con un dipolo permanente tiene un lado que está ligeramente cargado positivamente y el otro lado que está ligeramente cargado negativamente. El agua (H 2 O) es un ejemplo clásico de una molécula con un dipolo permanente. En estas interacciones, el polo positivo de una molécula atrae al polo negativo de la otra molécula.

Ejemplo: Considere dos moléculas de agua: los átomos de oxígeno de una molécula atraerán a los átomos de hidrógeno de la molécula adyacente.


δ-O δ+ H δ+ H

Fuerza de dispersión de London

Las fuerzas de dispersión de London son el tipo más débil de fuerza de Van der Waals. Son fuerzas atractivas temporales que surgen cuando los electrones en dos átomos adyacentes ocupan posiciones que hacen que los átomos se conviertan en dipolos temporales. Estas fuerzas existen en todas las moléculas, sean polares o no polares.

Ejemplo: En una molécula no polar como el gas argón (Ar), pueden formarse dipolos temporales.


AR AR

Dado que los electrones están en movimiento constante, en cualquier momento la densidad de electrones en un extremo de un átomo puede aumentar, lo que resulta en un dipolo temporal. Esto induce un dipolo similar en el átomo vecino, provocando una atracción entre los dos.

Interacciones dipolo-dipolo inducido

Las interacciones dipolo-dipolo inducido ocurren cuando una molécula con un dipolo permanente se acerca a una molécula no polar. El campo eléctrico del dipolo puede causar una distorsión en la nube de electrones de la molécula no polar, haciendo que tenga un momento dipolar.

Ejemplo: Considere una situación donde una molécula de cloro (Cl 2) se acerca a una molécula de agua (H 2 O).


Cloro δ-O δ+ H δ+ H

En esta interacción, el campo eléctrico generado por el agua (molécula polar) induce un dipolo en la molécula de cloro (no polar), lo que lleva a la interacción entre ellos.

El papel de las fuerzas de Van der Waals en la naturaleza

Las fuerzas de Van der Waals están en todas partes de nuestra vida diaria. Pueden ser débiles, pero son importantes y son responsables de muchos fenómenos.

Pies del gecko

Un ejemplo clásico y a menudo citado de cómo funcionan las fuerzas de Van der Waals es la capacidad de los geckos para caminar sobre paredes y techos. Los pequeños pelos en los pies de los geckos les permiten usar las fuerzas de Van der Waals para adherirse a las superficies.

Las fuerzas entre los átomos en las setas de los pies del gecko y la superficie son suficientes para soportar su peso corporal. Esta adherencia se debe al efecto acumulativo de fuerzas de Van der Waals muy débiles en millones de contactos de pelos.

Condensación de gases

Otro ejemplo de fuerzas de Van der Waals es la condensación de gases en líquidos. Cuando las moléculas de gas se acercan entre sí al reducir la temperatura, las débiles fuerzas de Van der Waals se vuelven lo suficientemente fuertes como para mantener a las moléculas cerca una de otra, resultando en la condensación en un líquido.

Fuerza de las fuerzas de Van der Waals

La fuerza de las fuerzas de Van der Waals depende de varios factores:

  • Tamaño de las moléculas: Las moléculas más grandes tienen más electrones y son más polarizables, por lo que tienen interacciones de Van der Waals más fuertes.
  • Área de superficie: Las moléculas con mayor área de superficie pueden formar fuerzas de Van der Waals más fuertes debido al aumento de puntos de contacto.
  • Distancia: Estas fuerzas son altamente dependientes de la distancia, disminuyen rápidamente a medida que las moléculas se alejan.

Conclusión

Si bien las fuerzas de Van der Waals son más débiles que los enlaces iónicos y covalentes, su presencia es indispensable para entender una variedad de procesos en química y biología. Desempeñan un papel clave en las propiedades físicas de las moléculas, afectando puntos de ebullición y fusión, solubilidad y propiedades mecánicas. Aunque son difíciles de observar directamente debido a su naturaleza débil, su fuerza colectiva puede ser a menudo significativa, haciéndolas esenciales para las interacciones a niveles moleculares y más grandes. Este entendimiento resalta la complejidad e intrincación de las interacciones que rigen el mundo natural.


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