Fuerzas de Van der Waals
Las fuerzas de Van der Waals son interacciones eléctricas débiles entre moléculas neutras que influyen en los puntos de fusión y ebullición.
Las fuerzas de Van der Waals son interacciones intermoleculares débiles de naturaleza eléctrica que atraen entre sí a moléculas o átomos neutros. Son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes, pero determinan propiedades tan cotidianas como que el nitrógeno se licúe a baja temperatura, que el gas noble argón pueda convertirse en líquido o que un geco se agarre a una pared lisa.
¿Qué son las fuerzas de Van der Waals?
Reciben el nombre del físico neerlandés Johannes Diderik van der Waals (1837-1923), que en 1873 propuso una ecuación de estado para gases reales que incluía la atracción entre moléculas y su volumen propio; por ese trabajo recibió el Premio Nobel de Física en 1910. En sentido amplio, el término agrupa todas las atracciones intermoleculares no iónicas y no covalentes; en sentido estricto, se refiere a tres tipos principales de interacciones, que se estudian a continuación.
Su origen es siempre electrostático: la distribución de carga de una molécula no es uniforme, y las zonas con ligera carga positiva y negativa de moléculas vecinas se atraen. Su energía suele estar en el orden de 0,1 a 10 kJ/mol, frente a los 150-1000 kJ/mol de un enlace covalente.
Tipos de fuerzas de Van der Waals
Fuerzas de orientación o dipolo-dipolo (Keesom)
Se dan entre moléculas polares, que tienen un dipolo permanente. El extremo positivo de una molécula atrae al extremo negativo de otra. Ejemplos: HCl, acetona, SO₂. Son más intensas cuanto mayor es la polaridad.
Fuerzas de inducción o dipolo-dipolo inducido (Debye)
Aparecen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de una molécula apolar vecina y le induce un dipolo temporal. Explica, por ejemplo, la solubilidad del oxígeno (O₂) en agua.
Fuerzas de dispersión de London
Existen entre todas las moléculas, también las apolares. El movimiento de los electrones crea, en un instante dado, un dipolo temporal que induce otro en la molécula vecina, produciéndose una atracción fugaz pero constante. Son las únicas fuerzas presentes en los gases nobles y en las moléculas apolares como el metano (CH₄) o el dioxígeno (O₂). Aumentan con el tamaño de la molécula y con el número de electrones, porque su nube es más fácil de deformar (mayor polarizabilidad).
| Tipo | Moléculas implicadas | Intensidad relativa | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| Dipolo-dipolo (Keesom) | Polar – polar | Media | HCl |
| Dipolo-dipolo inducido (Debye) | Polar – apolar | Débil | H₂O con O₂ |
| Dispersión (London) | Cualquier molécula | Débil, creciente con el tamaño | He, CH₄, I₂ |
El enlace de hidrógeno
Es un caso especial de interacción dipolo-dipolo especialmente fuerte (de 10 a 40 kJ/mol) que se da cuando un átomo de hidrógeno unido a F, O o N interacciona con un par de electrones libres de otro átomo de F, O o N. A menudo se estudia por separado de las fuerzas de Van der Waals, aunque se trata de una atracción intermolecular. Explica el punto de ebullición anómalo del agua o la estructura en doble hélice del ADN.
Efecto sobre las propiedades de las sustancias
Cuanto más intensas son las fuerzas intermoleculares, más energía hace falta para separar las moléculas y mayores son el punto de fusión y el punto de ebullición, la viscosidad y la tensión superficial. Un ejemplo claro es la serie de los halógenos, donde la fuerza de dispersión crece con el tamaño de la molécula.
| Sustancia | Masa molar (g/mol) | Estado a 25 °C | Punto de ebullición aprox. |
|---|---|---|---|
| F₂ | 38 | Gas | −188 °C |
| Cl₂ | 71 | Gas | −34 °C |
| Br₂ | 160 | Líquido | 59 °C |
| I₂ | 254 | Sólido | 184 °C |
Ejemplos y aplicaciones
- Los geckos: las diminutas cerdas de sus patas establecen fuerzas de Van der Waals con la superficie, suficientes para sostener su peso.
- Licuefacción de gases: los gases nobles y el nitrógeno solo se licúan a temperaturas muy bajas porque sus fuerzas de dispersión son débiles.
- Materiales laminares: las capas del grafito, unidas por estas fuerzas, se deslizan fácilmente entre sí.
- Adhesivos secos: se investigan cintas inspiradas en el gecko.
Ejercicios resueltos
1. ¿Qué fuerzas intermoleculares actúan en el metano (CH₄)?
El metano es apolar y no tiene enlaces H–F, H–O ni H–N. Solo actúan fuerzas de dispersión de London.
2. ¿Cuál tendrá mayor punto de ebullición, el Br₂ o el Cl₂? Justifícalo.
Ambas son apolares, solo con fuerzas de dispersión. El Br₂ tiene más electrones y mayor polarizabilidad, así que sus fuerzas son más intensas: tiene mayor punto de ebullición el Br₂ (59 °C frente a −34 °C).
3. Identifica las fuerzas presentes en el HCl líquido.
El HCl es polar: hay fuerzas dipolo-dipolo y también fuerzas de dispersión. No hay enlace de hidrógeno porque el cloro no es F, O ni N.
Preguntas frecuentes
¿Qué son las fuerzas de Van der Waals?
Son atracciones eléctricas débiles entre moléculas o átomos neutros, originadas por dipolos permanentes o temporales.
¿Cuál es la fuerza intermolecular más débil?
La de dispersión de London, aunque en moléculas grandes puede llegar a ser la dominante.
¿Son enlaces químicos las fuerzas de Van der Waals?
No en sentido estricto: se llaman interacciones intermoleculares y son mucho más débiles que los enlaces iónicos, covalentes o metálicos.
¿Por qué los gases nobles se pueden licuar?
Gracias a las fuerzas de dispersión: al enfriar mucho, la energía cinética baja lo suficiente para que dichas fuerzas mantengan unidos los átomos.
¿Quién descubrió estas fuerzas?
Johannes van der Waals las postuló en 1873 al corregir la ley de los gases ideales; la explicación cuántica de las fuerzas de dispersión la aportó Fritz London en 1930.
Referencias
- Atkins, P. y de Paula, J. Química física. Editorial Médica Panamericana.
- Brown, T. L., LeMay, H. E. y Bursten, B. E. Química: la ciencia central. Pearson.
- Israelachvili, J. N. Intermolecular and Surface Forces. Academic Press.
Cómo citar este artículo
Equipo de Conceptualia. (2026). «Fuerzas de Van der Waals». Conceptualia. https://conceptualia.es/ciencias-naturales/quimica/fuerzas-de-van-der-waals/
