¿Por qué dos átomos se atraen de lejos y se repelen de cerca?

¿Por qué los átomos se atraen y se repelen?

Los átomos de gases nobles como el neón y el argón no tienen carga y no forman enlaces químicos entre sí. Aun así, el neón se vuelve líquido a −246 °C y el argón a −186 °C. Un líquido solo puede formarse si existe una fuerza de atracción entre los átomos.

Esta atracción débil se llama fuerza de Van der Waals. Los electrones de un átomo se mueven sin parar, así que en algunos momentos hay más electrones en un lado del átomo. El átomo adquiere un lado positivo y un lado negativo temporales, y atrae a un átomo vecino. Si dos átomos se acercan demasiado, sus capas electrónicas se solapan y se repelen con fuerza.

¿Cómo se lee la curva de energía potencial?

El simulador dibuja la curva con la fórmula de Lennard-Jones: V(r) = 4ε[(σ/r)¹² − (σ/r)⁶]. Aquí r es la distancia entre los átomos. El primer término del corchete representa la repulsión, y el segundo, la atracción.

• σ (sigma): la distancia a la que la energía potencial es cero. Cuanto mayor es el átomo, mayor es σ.
• ε (épsilon): la profundidad de la parte más baja de la curva, también llamada profundidad del pozo de potencial. Cuanto más profundo es el pozo, con más fuerza se atraen los átomos.
• Distancia de equilibrio: la distancia a la que las dos fuerzas se equilibran. Es 1.12 veces σ. Un átomo oscila alrededor de esta distancia.

¿Cómo se usa el simulador?

1. Elige una pareja en la lista ÁTOMOS de la derecha. En cada pareja, el primer átomo es fijo y el segundo es el átomo móvil.
2. En la zona inferior, desliza el dedo a la derecha o a la izquierda para cambiar la distancia entre los dos átomos. Cuando levantas el dedo, el átomo móvil empieza a oscilar.
3. En la gráfica de arriba, observa el punto que tiene el mismo color que el átomo móvil. El punto se mueve por la curva y muestra la distancia y la energía actuales. Los botones + y − del lateral acercan y alejan el eje de energía.
4. Activa la opción Mostrar fuerzas. Una flecha roja que se aleja del átomo fijo indica repulsión, y una flecha azul que apunta hacia él indica atracción.
5. Usa el botón de reproducción para detener el movimiento y elige la velocidad con los botones Normal y Lenta.
6. Si seleccionas la fila Ajustar, aparece el control deslizante Fuerza de atracción y puedes cambiar ε tú mismo.

Retos para probar en el simulador

• Compara las curvas de las parejas Ne – Ne y Ar – Ar. El argón tiene un σ mayor y un pozo más profundo. Por eso el argón se vuelve líquido a una temperatura más alta que el neón.
• Arrastra el átomo más cerca que σ y levanta el dedo. El átomo sale empujado con fuerza y llega al borde derecho de la zona.
• Mueve el átomo un poco más lejos que la distancia de equilibrio y levanta el dedo. El átomo oscila dentro del pozo de potencial. Observa cómo se mueve el punto en el modo Lenta.
• Selecciona la fila Ajustar y arrastra el control Fuerza de atracción hacia la derecha. El pozo se hace más profundo, pero σ no cambia.

Ideas equivocadas frecuentes

• La fuerza de Van der Waals no es un enlace químico. Los enlaces covalentes dentro de una molécula son mucho más fuertes. Por eso, cuando un líquido hierve, solo se rompe la atracción entre las moléculas, y las moléculas no se separan en átomos.
• La pareja O – O no es una molécula de O₂. En realidad, dos átomos de oxígeno forman un doble enlace. Esta curva no muestra ese enlace. Solo muestra la atracción y la repulsión débiles.
• Los ejes de la gráfica no tienen números. El simulador muestra solo valores relativos, así que compara las parejas por la forma de sus curvas.

Fuentes

• Chemistry LibreTexts: Lennard-Jones Potential
• OpenStax Chemistry 2e: Intermolecular Forces
• PhET: Atomic Interactions