fuerza de dispersión de Londres

Las fuerzas de dispersión de London ( LDF , también conocidas como fuerzas de dispersión , fuerzas de London , fuerzas dipolo-dipolo inducido instantáneas, enlaces dipolo inducido fluctuantes ^{[ 1 ]} o, de forma informal, como fuerzas de van der Waals ) son un tipo de fuerza intermolecular que actúa entre átomos y moléculas que normalmente son eléctricamente simétricos; es decir, los electrones están distribuidos simétricamente con respecto al núcleo. ^{[ 2 ]} Son parte de las fuerzas de van der Waals . Las LDF reciben su nombre del físico alemán Fritz London . Son las más débiles de las fuerzas intermoleculares .

La distribución de electrones alrededor de un átomo o molécula experimenta fluctuaciones en el tiempo. Estas fluctuaciones crean campos eléctricos instantáneos que son percibidos por otros átomos y moléculas cercanos, los cuales, a su vez, ajustan la distribución espacial de sus propios electrones. El efecto neto es que las fluctuaciones en las posiciones de los electrones en un átomo inducen una redistribución correspondiente de electrones en otros átomos, de modo que los movimientos de los electrones se correlacionan. Si bien la teoría detallada requiere una explicación cuántico-mecánica (véase la teoría cuántico-mecánica de las fuerzas de dispersión ) , el efecto se describe frecuentemente como la formación de dipolos instantáneos que (cuando están separados por el vacío ) se atraen entre sí. La magnitud de la fuerza de dispersión de London se describe frecuentemente en términos de un único parámetro llamado constante de Hamaker , típicamente simbolizado${\displaystyle A}$Para átomos ubicados a una distancia menor que la longitud de onda de la luz , la interacción es prácticamente instantánea y se describe mediante una constante de Hamaker "no retardada". Para entidades más distantes, el tiempo finito necesario para que la fluctuación en un átomo se sienta en un segundo átomo ("retardo") requiere el uso de una constante de Hamaker "retardada". ^{[ 3 ] [ 4 ] [ 5 ]}

Si bien la fuerza de dispersión de London entre átomos y moléculas individuales es bastante débil y disminuye rápidamente con la separación${\displaystyle R}$como${\displaystyle 1/R^{6}}$En la materia condensada (líquidos y sólidos), el efecto es acumulativo sobre el volumen de los materiales, ^{[ 6 ]} o dentro y entre las moléculas orgánicas, de modo que las fuerzas de dispersión de London pueden ser bastante fuertes en sólidos y líquidos a granel y decaen mucho más lentamente con la distancia. Por ejemplo, la fuerza total por unidad de área entre dos sólidos a granel disminuye en${\displaystyle 1/R^{3}}$^{[ 7 ]} donde${\displaystyle R}$es la separación entre ellos. Los efectos de las fuerzas de dispersión de London son más evidentes en sistemas muy apolares (por ejemplo, que carecen de enlaces iónicos ), como los hidrocarburos y moléculas altamente simétricas como el bromo (Br₂ _, un líquido a temperatura ambiente) o el yodo (I₂ _, un sólido a temperatura ambiente). En hidrocarburos y ceras , las fuerzas de dispersión son suficientes para causar condensación de la fase gaseosa a la fase líquida o sólida. Los calores de sublimación de, por ejemplo, los cristales de hidrocarburos reflejan la interacción de dispersión. La licuefacción de gases de oxígeno y nitrógeno a fases líquidas también está dominada por las fuerzas de dispersión de London atractivas.

Cuando los átomos o moléculas están separados por un tercer medio (en lugar del vacío), la situación se vuelve más compleja. En disoluciones acuosas , los efectos de las fuerzas de dispersión entre átomos o moléculas suelen ser menos pronunciados debido a la competencia con las moléculas polarizables del disolvente . Es decir, las fluctuaciones instantáneas de un átomo o molécula afectan tanto al disolvente (agua) como a otras moléculas.

Los átomos y moléculas más grandes y pesados ​​exhiben fuerzas de dispersión más fuertes que los más pequeños y ligeros. ^{[ 8 ]} Esto se debe a la mayor polarizabilidad de las moléculas con nubes electrónicas más grandes y dispersas . La polarizabilidad es una medida de la facilidad con que los electrones pueden redistribuirse; una polarizabilidad alta implica que los electrones se redistribuyen más fácilmente. Esta tendencia se ejemplifica con los halógenos (de menor a mayor: F ₂ , Cl ₂ , Br ₂ , I ₂ ). El mismo aumento de la atracción dispersiva ocurre dentro y entre moléculas orgánicas en el orden RF, RCl, RBr, RI (de menor a mayor) o con otros heteroátomos más polarizables . ^{[ 9 ]} El flúor y el cloro son gases a temperatura ambiente, el bromo es un líquido y el yodo es un sólido. Se cree que las fuerzas de London surgen del movimiento de los electrones.

La primera explicación de la atracción entre átomos de gases nobles fue dada por Fritz London en 1930. ^{[ 10 ] [ 11 ] [ 12 ]} Utilizó una teoría cuántico-mecánica basada en la teoría de perturbación de segundo orden . La perturbación se debe a la interacción de Coulomb entre los electrones y los núcleos de las dos partes (átomos o moléculas). La expresión de perturbación de segundo orden de la energía de interacción contiene una suma sobre estados. Los estados que aparecen en esta suma son productos simples de los estados electrónicos estimulados de los monómeros . Por lo tanto, no se incluye ninguna antisimetrización intermolecular de los estados electrónicos, y el principio de exclusión de Pauli se satisface solo parcialmente.

Londres escribió una expansión en serie de Taylor de la perturbación en${\displaystyle 1/R}$, dónde${\displaystyle R}$es la distancia entre los centros de masa nucleares de las fracciones. Esta expansión se conoce como expansión multipolar porque los términos de esta serie pueden considerarse como energías de dos multipolos interactuantes, uno en cada monómero. La sustitución de la forma expandida multipolar de V en la energía de segundo orden produce una expresión que se asemeja a una expresión que describe la interacción entre multipolos instantáneos (véase la descripción cualitativa anterior). Además, debe introducirse una aproximación, que lleva el nombre de Albrecht Unsöld , para obtener una descripción de la dispersión de London en términos de volúmenes de polarizabilidad .${\displaystyle \alpha '}$y energías de ionización ,${\displaystyle I}$.

De esta forma, se obtiene la siguiente aproximación para la interacción de dispersión.${\displaystyle E_{AB}^{\rm {disp}}}$entre dos átomos${\displaystyle A}$y${\displaystyle B}$. Aquí${\displaystyle \alpha '_{A}}$y${\displaystyle \alpha '_{B}}$son los volúmenes de polarizabilidad de los átomos respectivos. Las cantidades${\displaystyle I_{A}}$y${\displaystyle I_{B}}$son las primeras energías de ionización de los átomos, y${\displaystyle R}$es la distancia intermolecular.

${\displaystyle E_{AB}^{\rm {disp}}\approx -{3 \over 2}{I_{A}I_{B} \over I_{A}+I_{B}}{\alpha '_{A}\alpha '_{B} \over {R^{6}}}}$

Cabe destacar que esta ecuación final de London no incluye dipolos instantáneos (véase dipolos moleculares ). La «explicación» de la fuerza de dispersión como la interacción entre dos de estos dipolos se ideó después de que London desarrollara la teoría cuántica propiamente dicha. La obra de referencia ^{[ 13 ]} contiene una crítica del modelo de dipolo instantáneo ^{[ 14 ]} y una exposición moderna y exhaustiva de la teoría de las fuerzas intermoleculares.

La teoría de London guarda mucha similitud con la teoría cuántica de la dispersión de la luz , razón por la cual London acuñó la expresión "efecto de dispersión". En física, el término "dispersión" describe la variación de una magnitud con la frecuencia, que en el caso de la dispersión de London es la fluctuación de los electrones.

Las fuerzas de dispersión suelen predominar sobre las tres fuerzas de van der Waals (orientación, inducción y dispersión) entre átomos y moléculas, con la excepción de las moléculas pequeñas y altamente polares, como el agua. Se ha dado la siguiente contribución de la dispersión a la energía total de interacción intermolecular: ^{[ 15 ]}

• Dispersión (química)
• Fuerza de van der Waals
• molécula de van der Waals
• Interacciones no covalentes