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Fuerza de Van der Waals

Flujo de agua de lluvia desde un dosel. Entre las fuerzas que rigen la formación de gotas se encuentran: fuerza de Van der Waals, tensión superficial , cohesión e inestabilidad Plateau-Rayleigh .
El paño de microfibra aprovecha la fuerza de van der Waals para eliminar la suciedad sin dejar arañazos. [1]

En física molecular y química , la fuerza de van der Waals (a veces llamada fuerza de van der Waals ) es una interacción dependiente de la distancia entre átomos o moléculas . A diferencia de los enlaces iónicos o covalentes , estas atracciones no resultan de un enlace electrónico químico ; [2] son ​​comparativamente débiles y, por lo tanto, más susceptibles a perturbaciones. La fuerza de van der Waals desaparece rápidamente a distancias mayores entre moléculas que interactúan.

La fuerza de van der Waals, que recibe su nombre del físico holandés Johannes Diderik van der Waals , desempeña un papel fundamental en campos tan diversos como la química supramolecular , la biología estructural , la ciencia de los polímeros , la nanotecnología , la ciencia de superficies y la física de la materia condensada . También es la base de muchas propiedades de los compuestos orgánicos y los sólidos moleculares , incluida su solubilidad en medios polares y no polares .

Si no hay otra fuerza presente, la distancia entre átomos en la cual la fuerza se vuelve repulsiva en lugar de atractiva a medida que los átomos se aproximan entre sí se denomina distancia de contacto de van der Waals ; este fenómeno resulta de la repulsión mutua entre las nubes de electrones de los átomos . [3]

Las fuerzas de van der Waals [4] se describen generalmente como una combinación de las fuerzas de dispersión de London entre " dipolos inducidos instantáneamente ", [5] las fuerzas de Debye entre dipolos permanentes y dipolos inducidos, y la fuerza de Keesom entre dipolos moleculares permanentes cuyas orientaciones rotacionales se promedian dinámicamente a lo largo del tiempo.

Definición

Las fuerzas de Van der Waals incluyen la atracción y repulsión entre átomos y moléculas , así como otras fuerzas intermoleculares . Se diferencian de los enlaces covalentes e iónicos en que son causadas por correlaciones en las polarizaciones fluctuantes de partículas cercanas (una consecuencia de la dinámica cuántica [6] ).

La fuerza resulta de un cambio transitorio en la densidad electrónica . Específicamente, la densidad electrónica puede cambiar temporalmente para ser mayor en un lado del núcleo. Este cambio genera una carga transitoria que puede atraer o repeler un átomo cercano. La fuerza es repulsiva a distancias muy cortas, llega a cero a una distancia de equilibrio característica para cada átomo o molécula, y se vuelve atractiva para distancias mayores que la distancia de equilibrio. Para átomos individuales, la distancia de equilibrio está entre 0,3  nm y 0,5 nm, dependiendo del diámetro atómico específico. [7] Cuando la distancia interatómica es mayor que 1,0 nm, la fuerza no es lo suficientemente fuerte como para ser observada fácilmente, ya que disminuye en función de la distancia r aproximadamente con la séptima potencia (~ r −7 ). [8]

Las fuerzas de van der Waals se encuentran a menudo entre las fuerzas químicas más débiles. Por ejemplo, la energía de interacción atractiva de van der Waals por pares entre átomos de H ( hidrógeno ) en diferentes moléculas de H 2 es igual a 0,06 kJ/mol (0,6 meV) y la energía de interacción atractiva por pares entre átomos de O ( oxígeno ) en diferentes moléculas de O 2 es igual a 0,44 kJ/mol (4,6 meV). [9] Las energías de vaporización correspondientes de los líquidos moleculares de H 2 y O 2 , que resultan como una suma de todas las interacciones de van der Waals por molécula en los líquidos moleculares, ascienden a 0,90 kJ/mol (9,3 meV) y 6,82 kJ/mol (70,7 meV), respectivamente, y por lo tanto aproximadamente 15 veces el valor de las interacciones interatómicas por pares individuales (excluyendo los enlaces covalentes ).

La fuerza de los enlaces de van der Waals aumenta con una mayor polarizabilidad de los átomos participantes. [10] Por ejemplo, la energía de interacción de van der Waals por pares para átomos más polarizables como los átomos de S ( azufre ) en H2S y sulfuros supera 1 kJ/mol (10 meV), y la energía de interacción por pares entre átomos de Xe ( xenón ) aún más grandes y más polarizables es de 2,35 kJ/mol (24,3 meV). [11] Estas interacciones de van der Waals son hasta 40 veces más fuertes que en H2 , que tiene solo un electrón de valencia, y todavía no son lo suficientemente fuertes como para lograr un estado agregado distinto del gas para Xe en condiciones estándar. Las interacciones entre átomos en metales también se pueden describir efectivamente como interacciones de van der Waals y explican el estado agregado sólido observado con fuerzas de enlace comparables a las interacciones covalentes e iónicas. La fuerza de las interacciones de tipo van der Waals por pares es del orden de 12 kJ/mol (120 meV) para Pb de bajo punto de fusión ( plomo ) y del orden de 32 kJ/mol (330 meV) para Pt de alto punto de fusión ( platino ), que es aproximadamente un orden de magnitud más fuerte que en Xe debido a la presencia de un gas de electrones libres altamente polarizable . [12] En consecuencia, las fuerzas de van der Waals pueden variar de interacciones débiles a fuertes y soportar cargas estructurales integrales cuando están presentes multitud de tales interacciones.

Contribuciones de la fuerza

En términos más generales, las fuerzas intermoleculares tienen varias contribuciones posibles. Están ordenadas de más fuerte a más débil:

  1. Un componente repulsivo resultante del principio de exclusión de Pauli que impide el contacto cercano de los átomos o el colapso de las moléculas.
  2. Interacciones electrostáticas atractivas o repulsivas entre cargas permanentes (en el caso de iones moleculares), dipolos (en el caso de moléculas sin centro de inversión), cuadrupolos (todas las moléculas con simetría inferior a la cúbica) y, en general, entre multipolos permanentes . Estas interacciones también incluyen enlaces de hidrógeno , interacciones catión-pi y apilamiento de pi . Las contribuciones promediadas por orientación de las interacciones electrostáticas a veces se denominan interacción de Keesom o fuerza de Keesom en honor a Willem Hendrik Keesom .
  3. Inducción (también conocida como polarización ), que es la interacción atractiva entre un multipolo permanente en una molécula con un multipolo inducido en otra. Esta interacción a veces se denomina fuerza de Debye en honor a Peter JW Debye . Las interacciones (2) y (3) se denominan interacciones polares. [13]
  4. Dispersión (generalmente llamada interacciones de dispersión de London en honor a Fritz London ), que es la interacción atractiva entre cualquier par de moléculas, incluidos los átomos no polares, que surge de las interacciones de multipolos instantáneos.

El momento de aplicar el término "fuerza de van der Waals" depende del texto. Las definiciones más amplias incluyen todas las fuerzas intermoleculares que son de origen electrostático, a saber, (2), (3) y (4). [14] Algunos autores, independientemente de que consideren o no que otras fuerzas son del tipo de van der Waals, se centran en (3) y (4), ya que son estos componentes los que actúan en el rango más amplio. [15]

Todas las fuerzas intermoleculares/de van der Waals son anisotrópicas (excepto las que se dan entre dos átomos de gases nobles ), lo que significa que dependen de la orientación relativa de las moléculas. Las interacciones de inducción y dispersión son siempre atractivas, independientemente de la orientación, pero la interacción electrostática cambia de signo al rotar las moléculas. Es decir, la fuerza electrostática puede ser atractiva o repulsiva, dependiendo de la orientación mutua de las moléculas. Cuando las moléculas están en movimiento térmico, como en la fase gaseosa y líquida, la fuerza electrostática se promedia en gran medida porque las moléculas rotan térmicamente y, por lo tanto, prueban las partes repulsivas y atractivas de la fuerza electrostática. El movimiento térmico aleatorio puede alterar o superar el componente electrostático de la fuerza de van der Waals, pero el efecto de promediación es mucho menos pronunciado para las fuerzas de inducción y dispersión atractivas.

El potencial de Lennard-Jones se utiliza a menudo como modelo aproximado para la parte isótropa de una fuerza de van der Waals total (repulsión más atracción) en función de la distancia.

Las fuerzas de van der Waals son responsables de ciertos casos de ensanchamiento por presión ( ensanchamiento de van der Waals ) de las líneas espectrales y de la formación de moléculas de van der Waals . Las fuerzas de London-van der Waals están relacionadas con el efecto Casimir para medios dieléctricos, siendo la primera la descripción microscópica de la última propiedad en masa. Los primeros cálculos detallados de esto fueron realizados en 1955 por EM Lifshitz . [16] [17] También se ha desarrollado una teoría más general de las fuerzas de van der Waals. [18] [19]

Las principales características de las fuerzas de van der Waals son: [20]

En los alcoholes de bajo peso molecular, las propiedades de enlace de hidrógeno de su grupo hidroxilo polar dominan otras interacciones de van der Waals más débiles. En los alcoholes de mayor peso molecular, las propiedades de la(s) cadena(s) de hidrocarburos no polares dominan y determinan su solubilidad.

Las fuerzas de van der Waals también son responsables de las débiles interacciones de enlaces de hidrógeno entre dipolos no polarizados, particularmente en soluciones acuosas ácido-base y entre moléculas biológicas .

Fuerza de dispersión de Londres

Las fuerzas de dispersión de London , llamadas así por el físico germano-estadounidense Fritz London , son fuerzas intermoleculares débiles que surgen de las fuerzas interactivas entre multipolos instantáneos en moléculas sin momentos multipolares permanentes . En y entre moléculas orgánicas, la multitud de contactos puede conducir a una mayor contribución de atracción dispersiva, particularmente en presencia de heteroátomos. Las fuerzas de dispersión de London también se conocen como ' fuerzas de dispersión ', 'fuerzas de London' o 'fuerzas dipolares instantáneas inducidas por dipolo'. La fuerza de las fuerzas de dispersión de London es proporcional a la polarizabilidad de la molécula, que a su vez depende del número total de electrones y el área sobre la que se extienden. Los hidrocarburos muestran pequeñas contribuciones dispersivas, la presencia de heteroátomos conduce a mayores fuerzas LD en función de su polarizabilidad, por ejemplo, en la secuencia RI>RBr>RCl>RF. [21] En ausencia de disolventes, los hidrocarburos débilmente polarizables forman cristales debido a fuerzas dispersivas; su calor de sublimación es una medida de la interacción dispersiva.

Fuerzas de Van der Waals entre objetos macroscópicos

Para cuerpos macroscópicos con volúmenes conocidos y números de átomos o moléculas por unidad de volumen, la fuerza total de van der Waals se calcula a menudo basándose en la "teoría microscópica" como la suma de todos los pares que interactúan. Es necesario integrar sobre el volumen total del objeto, lo que hace que el cálculo dependa de las formas de los objetos. Por ejemplo, la energía de interacción de van der Waals entre cuerpos esféricos de radios R 1 y R 2 y con superficies lisas fue aproximada en 1937 por Hamaker [22] [ cita completa requerida ] (utilizando la famosa ecuación de London de 1937 para la energía de interacción de dispersión entre átomos/moléculas [23] [ cita completa requerida ] como punto de partida) mediante:

donde A es el coeficiente de Hamaker , que es una constante (~10 −19 − 10 −20 J) que depende de las propiedades del material (puede ser de signo positivo o negativo dependiendo del medio intermedio), y z es la distancia de centro a centro; es decir, la suma de R 1 , R 2 y r (la distancia entre las superficies): .

La fuerza de van der Waals entre dos esferas de radios constantes ( R 1 y R 2 se consideran parámetros) es entonces una función de separación, ya que la fuerza sobre un objeto es el negativo de la derivada de la función de energía potencial, . Esto da:

En el límite de aproximación, las esferas son suficientemente grandes en comparación con la distancia entre ellas, es decir, o , de modo que la ecuación (1) para la función de energía potencial se simplifica a:

con la fuerza:

Las fuerzas de van der Waals entre objetos con otras geometrías utilizando el modelo de Hamaker se han publicado en la literatura. [24] [25] [26]

De la expresión anterior se desprende que la fuerza de van der Waals disminuye con la disminución del tamaño de los cuerpos (R). Sin embargo, la intensidad de las fuerzas de inercia, como la gravedad y la resistencia/elevación, disminuye en mayor medida. En consecuencia, las fuerzas de van der Waals se vuelven dominantes para conjuntos de partículas muy pequeñas, como polvos secos de grano muy fino (donde no hay fuerzas capilares presentes), aunque la fuerza de atracción es menor en magnitud que para partículas más grandes de la misma sustancia. Se dice que estos polvos son cohesivos, lo que significa que no se fluidizan ni se transportan neumáticamente con tanta facilidad como sus contrapartes de grano más grueso. Generalmente, el flujo libre ocurre con partículas mayores de aproximadamente 250 μm.

La fuerza de adhesión de van der Waals también depende de la topografía de la superficie. Si existen asperezas o protuberancias superficiales que dan lugar a una mayor superficie total de contacto entre dos partículas o entre una partícula y una pared, esto aumenta la fuerza de atracción de van der Waals, así como la tendencia al entrelazamiento mecánico.

La teoría microscópica asume la aditividad por pares. Desprecia las interacciones de muchos cuerpos y el retardo . Un enfoque más riguroso que explica estos efectos, llamado "teoría macroscópica", fue desarrollado por Lifshitz en 1956. [27] [ cita completa requerida ] Langbein derivó una expresión "exacta" mucho más engorrosa en 1970 para cuerpos esféricos dentro del marco de la teoría de Lifshitz [28] [ cita completa requerida ] mientras que Derjaguin había realizado una aproximación de modelo macroscópico más simple ya en 1934. [29] [ cita completa requerida ] También se han publicado expresiones para las fuerzas de van der Waals para muchas geometrías diferentes utilizando la teoría de Lifshitz.

Uso por geckos y artrópodos

Gecko trepando una superficie de vidrio

La capacidad de los geckos (que pueden colgarse de una superficie de vidrio usando un solo dedo) de trepar sobre superficies escarpadas se ha atribuido durante muchos años principalmente a las fuerzas de van der Waals entre estas superficies y las espátulas , o proyecciones microscópicas, que cubren las setas similares a pelos que se encuentran en las almohadillas de sus patas. [30] [31]

En 2008 se intentó crear un pegamento seco que aprovechara este efecto [32] , y en 2011 se logró crear una cinta adhesiva con un principio similar [33] (es decir, basándose en las fuerzas de van der Waals). En 2011 se publicó un artículo que relacionaba el efecto con los pelos tipo velcro y la presencia de lípidos en las huellas de los gecos [34] .

Un estudio posterior sugirió que la adhesión capilar podría desempeñar un papel, [35] pero esa hipótesis ha sido rechazada por estudios más recientes. [36] [37] [38]

Un estudio de 2014 ha demostrado que la adhesión del geco a superficies lisas de teflón y polidimetilsiloxano está determinada principalmente por la interacción electrostática (causada por la electrificación del contacto ), no por fuerzas de van der Waals o capilares. [39]

Entre los artrópodos , algunas arañas tienen setas similares en sus escópulas o almohadillas escópulales, lo que les permite trepar o colgarse boca abajo de superficies extremadamente lisas, como vidrio o porcelana. [40] [41]

Véase también

Referencias

  1. ^ Woodford, Chris (2 de julio de 2008). "¿Cómo funcionan los paños de microfibra? | La ciencia de la limpieza". Explain that Stuff . Consultado el 11 de febrero de 2022 .
  2. ^ IUPAC , Compendio de terminología química , 2.ª edición (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) "fuerzas de van der Waals". doi :10.1351/goldbook.V06597
  3. ^ Garrett, Reginald H.; Grisham, Charles M. (2016). Bioquímica (6.ª ed.). Universidad de Virginia. págs. 12-13.
  4. ^ Tschumper, Gregory S. (20 de octubre de 2008). "Cálculos fiables de la estructura electrónica para interacciones no covalentes débiles en cúmulos". En Lipkowitz, Kenny B.; Cundari, Thomas R. (eds.). Reseñas en química computacional . Vol. 26. John Wiley & Sons. págs. 39–90. doi :10.1002/9780470399545.ch2. ISBN . 9780470399545.
  5. ^ Mahan, Gerald D. (2009). La mecánica cuántica en pocas palabras. Princeton: Princeton University Press. ISBN 978-0-691-13713-1.OCLC 226037727  .
  6. ^ Abrikosov, AA; Gorkov, LP; Dzyaloshinsky, IE (1963–1975). "6: Radiación electromagnética en un medio absorbente". Métodos de la teoría cuántica de campos en física estadística . Publicaciones de Dover . ISBN 978-0-486-63228-5.
  7. ^ Batsanov, SS (2001). "Radios de elementos de Van der Waals". Materiales Inorgánicos . 37 (9): 871–885. doi :10.1023/A:1011625728803. S2CID  52088903.
  8. ^ Hirschfelder, Joseph O.; Curtiss, Charles F.; Bird, R. Byron (1954). Teoría molecular de gases y líquidos. Nueva York: Wiley. ISBN 0-471-40065-3.OCLC 534717  .
  9. ^ Wang, Shiyi; Hou, Kaiyi; Heinz, Hendrik (10 de agosto de 2021). "Campos de fuerza precisos y compatibles para oxígeno molecular, nitrógeno e hidrógeno para simular gases, electrolitos e interfaces heterogéneas". Revista de teoría y computación química . 17 (8): 5198–5213. doi : 10.1021/acs.jctc.0c01132 . ISSN  1549-9618. PMID  34255965. S2CID  235823673.
  10. ^ Heinz, Hendrik; Lin, Tzu-Jen; Kishore Mishra, Ratan; Emami, Fateme S. (12 de febrero de 2013). "Campos de fuerza termodinámicamente consistentes para el ensamblaje de nanoestructuras inorgánicas, orgánicas y biológicas: el campo de fuerza INTERFACE". Langmuir . 29 (6): 1754–1765. doi :10.1021/la3038846. ISSN  0743-7463. PMID  23276161.
  11. ^ Halgren, Thomas A. (septiembre de 1992). "La representación de las interacciones de van der Waals (vdW) en campos de fuerza de mecánica molecular: forma potencial, reglas de combinación y parámetros vdW". Journal of the American Chemical Society . 114 (20): 7827–7843. doi :10.1021/ja00046a032. ISSN  0002-7863.
  12. ^ Heinz, Hendrik; Vaia, RA; Farmer, BL; Naik, RR (6 de noviembre de 2008). "Simulación precisa de superficies e interfaces de metales cúbicos centrados en las caras utilizando potenciales de Lennard-Jones 12−6 y 9−6". The Journal of Physical Chemistry C . 112 (44): 17281–17290. doi :10.1021/jp801931d. ISSN  1932-7447.
  13. ^ Leite, Fabio L.; Bueno, Carolina C.; Da Róz, Alessandra L.; Ziemath, Ervino C.; Oliveira, Osvaldo N. (8 de octubre de 2012). "Modelos teóricos para fuerzas superficiales y adhesión y su medición mediante microscopía de fuerza atómica". Revista Internacional de Ciencias Moleculares . 13 (10): 12773–12856. doi : 10.3390/ijms131012773 . ISSN  1422-0067. PMC 3497299 . PMID  23202925. 
  14. ^ "Fuerza intermolecular de Van der Waals". NT-MDT . Consultado el 30 de mayo de 2024 .
  15. ^ Tao, Jian Min; Perdew, John; Ruzsinszky, Adrienn (2013). "Interacción de Van der Waals de largo alcance" (PDF) . Revista Internacional de Física Moderna B. 27 (18): 1330011–1330032. Código Bib : 2013IJMPB..2730011T. doi :10.1142/S0217979213300119.
  16. ^ "Descubren una nueva forma de hacer levitar objetos". Science Daily . 6 de agosto de 2007.
  17. ^ Leonhardt, Ulf; Philbin, Thomas G. (2007). "Levitación cuántica mediante metamateriales zurdos". New Journal of Physics . 9 (8): 254. arXiv : quant-ph/0608115 . Código Bibliográfico :2007NJPh....9..254L. doi :10.1088/1367-2630/9/8/254. S2CID  463815.
  18. ^ Dzyaloshinskii, IE; Lifshitz, EM; Pitaevskii, Lev P. (1961). "Teoría general de las fuerzas de van der Waals". Física soviética Uspekhi . 4 (2): 153. Bibcode :1961SvPhU...4..153D. doi :10.1070/PU1961v004n02ABEH003330.
  19. ^ Zheng, Y.; Narayanaswamy, A. (2011). "Teoría de Lifshitz de la presión de van der Waals en medios disipativos". Physical Review A . 83 (4): 042504. arXiv : 1011.5433 . Código Bibliográfico :2011PhRvA..83d2504Z. doi :10.1103/PhysRevA.83.042504. S2CID  64619547.
  20. ^ Sethi, MS; Satake, M. (1992). Enlace químico . Nueva Delhi: Discovery Publishing House. ISBN 978-81-7141-163-4.OCLC 912437861  .
  21. ^ Schneider, Hans-Jörg (2015). "Interacciones dispersivas en complejos en solución". Accounts of Chemical Research . 48 (7): 1815–1822. doi :10.1021/acs.accounts.5b00111. PMID  26083908.
  22. ^ HC Hamaker, Física , 4(10), 1058–1072 (1937)
  23. ^ Londres, F. Transacciones de la Faraday Society 33, 8–26 (1937)
  24. ^ Tadmor, R. (marzo de 2001). "La energía de interacción de London–Van der Waals entre objetos de varias geometrías". Journal of Physics: Condensed Matter . 13 (9): L195–L202. Bibcode :2001JPCM...13L.195T. doi :10.1088/0953-8984/13/9/101. S2CID  250790137.
  25. ^ Israelachvili J. (1985–2004). Fuerzas intermoleculares y de superficie . Academic Press . ISBN 978-0-12-375181-2.
  26. ^ Parsegian, VA (2006). Fuerzas de Van der Waals: Manual para biólogos, químicos, ingenieros y físicos . Cambridge University Press . ISBN 978-0-521-83906-8.
  27. ^ EM Lifshitz, Física soviética—JETP , 2, 73 (1956)
  28. ^ D. Langbein, Revista física B , 2, 3371 (1970)
  29. ^ BV Derjaguin, Kolloid-Zeitschrift , 69, 155-164 (1934)
  30. ^ Russell, Anthony P.; Higham, Timothy. E. (2009). "Un nuevo ángulo sobre la adherencia en los geckos: la inclinación, no el sustrato, desencadena el despliegue del sistema adhesivo". Actas de la Royal Society B: Ciencias Biológicas . 276 (1673): 3705–3709. doi :10.1098/rspb.2009.0946. ISSN  0962-8452. PMC 2817305 . PMID  19656797. 
  31. ^ Otoño, Kellar; Sitti, Metin; Liang, Yiching A.; Peattie, Anne M.; Hansen, Wendy R.; Sponberg, Simon; Kenny, Thomas W.; Fearing, Ronald; Israelachvili, Jacob N.; Full, Robert J. (2002). "Evidencia de adhesión de van der Waals en setas de geco". Actas de la Academia Nacional de Ciencias . 99 (19): 12252–6. Bibcode :2002PNAS...9912252A. doi : 10.1073/pnas.192252799 . PMC 129431 . PMID  12198184. 
  32. ^ Steenhuysen, Julie (8 de octubre de 2008). "Se dice que el pegamento tipo geco es el más pegajoso hasta ahora". Reuters . Consultado el 5 de octubre de 2016 .
  33. ^ Quick, Darren (6 de noviembre de 2011). «La cinta adhesiva de inspiración biológica se puede reutilizar miles de veces». New Atlas . Consultado el 5 de octubre de 2016 .
  34. ^ Hsu, Ping Yuan; Ge, Liehui; Li, Xiaopeng; Stark, Alyssa Y.; Wesdemiotis, Chrys; Niewiarowski, Peter H.; Dhinojwala, Ali (24 de agosto de 2011). "Evidencia directa de fosfolípidos en huellas de gecko y en la interfaz de contacto espátula-sustrato detectada mediante espectroscopia sensible a la superficie". Journal of the Royal Society Interface . 9 (69): 657–664. doi :10.1098/rsif.2011.0370. ISSN  1742-5689. PMC 3284128 . PMID  21865250. 
  35. ^ Huber, Gerrit; Mantz, Hubert; Spolenak, Ralph; Mecke, Klaus; Jacobs, Karin; Gorb, Stanislav N.; Arzt, Eduard (2005). "Evidencia de contribuciones de la capilaridad a la adhesión del geco a partir de mediciones nanomecánicas con una sola espátula". Actas de la Academia Nacional de Ciencias . 102 (45): 16293–16296. Bibcode :2005PNAS..10216293H. doi : 10.1073/pnas.0506328102 . PMC 1283435 . PMID  16260737. 
  36. ^ Chen, Bin; Gao, Huajian (2010). "Una explicación alternativa del efecto de la humedad en la adhesión de los gecos: la reducción de la rigidez mejora la adhesión en una superficie rugosa". Revista Internacional de Mecánica Aplicada . 2 (1): 1–9. Bibcode :2010IJAM....2....1C. doi :10.1142/s1758825110000433.
  37. ^ Puthoff, Jonathan B.; Prowse, Michael S.; Wilkinson, Matt; Autumn, Kellar (2010). "Los cambios en las propiedades de los materiales explican los efectos de la humedad en la adhesión de los gecos". Journal of Experimental Biology . 213 (21): 3699–3704. doi : 10.1242/jeb.047654 . PMID  20952618.
  38. ^ Prowse, Michael S.; Wilkinson, Matt; Puthoff, Michael; Mayer, George; Autumn, Kellar (febrero de 2011). "Efectos de la humedad en las propiedades mecánicas de las setas del geco". Acta Biomaterialia . 7 (2): 733–738. doi :10.1016/j.actbio.2010.09.036. PMID  20920615.
  39. ^ Izadi, H.; Stewart, KME; Penlidis, A. (9 de julio de 2014). "El papel de la electrificación por contacto y las interacciones electrostáticas en la adhesión de los gecos". Journal of the Royal Society Interface . 11 (98): 20140371. doi :10.1098/rsif.2014.0371. PMC 4233685 . PMID  25008078. Hemos demostrado que son las interacciones electrostáticas impulsadas por CE las que determinan la fuerza de la adhesión de los gecos, y no las fuerzas de van der Waals o capilares que se consideran convencionalmente como la principal fuente de adhesión de los gecos. 
  40. ^ Kesel, Antonia B.; Martin, Andrew; Seidl, Tobias (19 de abril de 2004). "Control de la adhesión de las arañas: un enfoque AFM para la adhesión de la microestructura en artrópodos". Materiales y estructuras inteligentes . 13 (3): 512–518. Bibcode :2004SMaS...13..512K. doi :10.1088/0964-1726/13/3/009. ISSN  0964-1726. S2CID  250841250.
  41. ^ Wolff, Jonas O.; Gorb, Stanislav N. (7 de enero de 2012). "La influencia de la humedad en la capacidad de adhesión de la araña Philodromus dispar (Araneae, Philodromidae)". Actas de la Royal Society B . 279 (1726): 139–143. doi :10.1098/rspb.2011.0505. PMC 3223641 . PMID  21593034. 

Lectura adicional

Enlaces externos