Estructuras Quimicas

Informe N°2: Estructuras de átomos y moléculas

Objetivos:

- Conocer los órdenes de magnitud de parámetros atómicos y moleculares como: frecuencias de excitaciones electrónicas, excitaciones vibracionales, energía de ionización, energía de disociación molecular, energías de interacción intermoleculares.

-Visualizar orbitales y geometrías moleculares.

-Analizar una curva de energía potencial.

-Interpretar las diferencias cualitativas observadas entre los espectros atómicos y moleculares.

-Determinar la relación que existe entre la absorbancia y la concentración de una sustancia y su uso para cuantificación.

A. Parte Computacional

1.Átomos. Energías de ionización.

Introducción:

La primera energía de ionización es la energía mínima necesaria para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. En otras palabras, la energía de ionización es la cantidad de energía necesaria para desprender un mol de electrones de 1 mol de átomos en estado gaseoso. Se específica en estado gaseoso, porque de este modo no hay influencia de los átomos vecinos y no existen fuerzas intermoleculares, que deban tomarse en cuenta al realizar la medición de la energía de ionización. Entendemos entonces que, a mayor energía de ionización, mayor es la dificultad para quitar un electrón. Para los átomos polielectrónicos, la cantidad de energía requerida para desprender el primer electrón del átomo en su estado fundamental se denomina primera energía de ionización.

Salvo por dos excepciones, la primera energía de ionización aumenta a medida que aumenta el número atómico en un mismo período. Esto se debe a que, al desplazarse “hacia la derecha” en la tabla periódica, disminuye el radio atómico y en consecuencia aumenta la carga nuclear efectiva. Los núcleos de los átomos de mayor número atómico atraen con mayor intensidad a los electrones que los rodean puesto que éstos se encuentran más cerca de aquellos.

Resultados:

Elemento átomo ión E. I. Calc E. I. tab.

Multiplicidad Carga Energía Multiplicidad Carga Energía

Li 2 0 -4631,97 1 1+ -4509,97 122 124,27

Be 1 0 -9090,62 2 1+ -8904,34 186,28 214,86

B 2 0 -15304,81 1 1+ -15120,71 184,1 191,26

C 3 0 -23519,73 2 1+ -23269,5 250,23 259,53

N 4 0 -33951,65 3 1+ -33629,03 322,62 335

O 3 0 -46682,73 2 1+ -46294,44 388,29 313,88

F 2 0 -62026,18 1 1+ -61573,53 452,65 401,58

Análisis de la tendencia observada:

Salvo por dos excepciones, la primera energía de ionización aumenta a medida que aumenta el número atómico en un mismo período. Esto se debe a que, al desplazarse “hacia la derecha” en la tabla periódica, disminuye el radio atómico y en consecuencia aumenta la carga nuclear efectiva. Los núcleos de los átomos de mayor número atómico atraen con mayor intensidad a los electrones que los rodean puesto que éstos se encuentran más cerca de aquellos.

La primera energía de ionización del Litio es muy baja. Esto se debe a que es un metal alcalino que, al perder un electrón, adquiere la configuración electrónica del gas noble anterior (Helio) y sabemos que este último grupo de elementos se caracteriza por la estabilidad de los átomos que lo conforman. Luego, al pasar al Berilio, la primera energía de ionización aumenta, tal como lo habíamos adelantado en los párrafos anteriores.

Pero al llegar al Boro se produce la primera excepción a la tendencia: la primera energía de ionización disminuye con respecto a la del Be. De todos modos podemos explicar lo que ocurre: la configuración electrónica externa del Berilio es 2s2 y la del Boro es 2s2 2p1. Quitarle un electrón al Boro es más fácil puesto que tiene un solo electrón en el orbital p a diferencia del Berilio que tiene el orbital s lleno. También se puede decir que el Boro tiene más apantallamiento. Luego, al pasar al Carbono y al Nitrógeno, observamos que se respeta la tendencia. Pero al llegar al Oxígeno nos encontramos con la segunda irregularidad que puede ser entendida nuevamente si tenemos en cuenta la configuración electrónica. La C.E.E. del Nitrógeno es 2s2 2p3 y la del Oxígeno es 2s2 2p4. Los electrones del N se encuentran en tres orbitales p diferentes de acuerdo con la regla de Hund, conformando una capa semillena, tiene una distribución más estable que el oxigeno. En cambio, el O posee un electrón adicional que debe estar apareado con uno de los tres electrones que antes estaban solos en los orbitales p. La proximidad entre estos dos electrones en el mismo orbital produce cierta repulsión, facilitando así la ionización del átomo. Por último, al pasar al Flúor, observamos que la 1era energía de ionización aumenta.

2. Moléculas

Introducción

Existen diferentes tipos de moléculas. Las Ditomicas, que son las formadas por 2 átomos (en este caso, iguales), y a las que puede calculársele fácilmente y sin perdidas de tiempo, su Energía de unión; las Poliatomicas formadas por varios átomos, en este caso el Agua; y las Poliatomicas mas complejas, en este caso la citosina y la guanina. A todos estos tipos de moléculas, gracias a los programas computacionales, pueden calcularse con facilidad, las energía de unión molecular, y las energías de interacción entre diferentes moléculas (en este caso, el dímero de agua, y la citosina y guanina).

Si observamos las curvas de Energía potencial, estas nos indican la distancia óptima en la que se ubican los átomos para formar las moléculas (en este caso N2 y He2). Esto se debe a las fuerzas de atracción (cuando están alejadas de la distancia óptima), y las fuerzas de repulsión (cuando están demasiado cerca).

También, puede verse claramente, la distancia y ángulos entre átomos, siguiendo el modelo de TREPEV, presentando de esta manera, distintas alternativas de hibridación. Además, si se lo pide al programa, puede visualizarse cada orbital molecular, basado en la teoría de los orbitales moleculares.

2.1) Energías de unión

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