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CAPITULO I



La naturaleza de las fuerzas intermoleculares.

Fuerzas de van der Waals y Repulsivas.



















I.1 Introducción.

La idea de la constitución de la materia en átomos y moléculas y la naturaleza de las fuerzas entre ellas, se remonta a los tiempos de los Griegos y Romanos quienes ya suponían la posibilidad de interaccionesentre partículas. En el siglo XIX comienzan a emerger las ideas de estructura molecular y se sugiere que las interacciones moleculares juegan un rol importantísimo para determinar propiedades en la materia.
La derivación de la ecuación de estado de gas ideal usando un modelo de moléculas puntuales no interactuantes, sugirió que para gases reales, líquidos y sólidos existen fuerzas entre moléculas.Al final de la centuria, se postularon modelos nuevos para esas fuerzas, señalando la existencia de fuerzas de repulsión y atracción de distinta naturaleza física. Clausius, en 1857 fue uno de los pioneros en este sentido. Estos conceptos y el estudio del dióxido de carbono y su punto crítico investigado por Andrews y las contribuciones desarrolladas por van der Waals en 1873 con su famosaecuación de estado, que supone un modelo de esferas rígidas que se atraen entre si:
(1)
presenta el parámetro que refleja la acción de fuerzas atractivas entre moléculas y , un parámetro proporcional al volumen de las moléculas. es la constante de los gases, es la presión y es el volumen molar del fluido. Está ecuación permite establecer algunas características de un gas real, determina laposición del punto crítico gas-líquido y define el rango de existencia de líquidos. A principios del siglo XX se comienza a especular sobre el origen y la forma de estas interacciones intermoleculares, lo cual se comienza a dilucidar con la aparición y establecimiento de los principios de la mecánica cuántica que permite una mejor comprensión de la naturaleza de estas fuerzas, derivando nuevos modeloshacia 1925. En los siguientes 40 años, se presenta una mejor descripción y estudio de estos modelos de fuerzas para moléculas simples y gases inertes. Las definiciones dadas anteriormente nos permiten estudiar estas interacciones, sin considerar por una parte las llamadas fuerzas químicas (resultantes de la interpretación de densidades de carga y del Principio de Exclusión de Pauli) y por otraparte las llamadas interacciones iónicas. Estos dos tipos de fuerzas químicas e iónicas son por cierto importantes, sin embargo, los métodos de cálculo de ellas son distintos a los que utilizaremos para las consideraciones de las fuerzas de Van der Waals.
Al referirnos a fuerzas intermoleculares, resulta conveniente establecer la interacción entre dos moléculas en términos de una energíapotencial intermolecular, , que resulta de su interacción dada una separación . Pensando en interacciones de corto alcance, es conveniente pensar que el valor de referencia “cero” para el potencial en cuestión se encuentra a la separación entre moléculas a distancia infinito. El potencial permite conocer la fuerza intermolecular de acuerdo a la expresión:
Se puede también expresar una ecuaciónpara la energía:
En general, la energía intermolecular y la fuerza podrían depender de orientaciones relativas entre las moléculas y de su separación. Si las moléculas son esféricas sólo depende de la distancia . Una forma general que grafica las curvas de energía potencial y la fuerza para moléculas separadas a una distancia se presentan en la figura 1. El potencial se modela en términosde unos pocos parámetros, entre los cuales se considera usualmente el diámetro de colisión , la separación a la que y la separación a la cual la energía tiene su valor mínimo, . Se infiere de lo anterior, que la fuerza intermolecular es atractiva cuando y será repulsiva en caso contrario (). Se debe notar que para , la fuerza intermolecular es repulsiva siendo la energía negativa. Si las...