Estructura De átomos Y Moleculas

INFORME TRABAJO PRACTICO Nº2

ESTRUCTURA DE ATOMOS Y MOLECULAS

A la hora de hablar sobre las estructuras atómicas y moleculares hacemos alusión a diferentes conceptos que quizás creemos saber, pero que en realidad no tenemos una verdadera noción de su significado y lo que implica. Por ejemplo nosotros bien sabemos que existen energías e interacciones entre los átomos y moléculas pero en muchos casos no tenemos idea de las magnitudes de las mismas, no tenemos idea de que sucede dentro de un átomo cuando pierde/gana un electrón, que sucede cuando un átomo/molécula interactúa con otro átomo/molécula o cuando estos son expuestos a distintas fuentes de energía y así con otros tipos de hechos.

A lo largo de este informe veremos estos conceptos y otros más en dos partes: una computacional y otra experimental.

Primera parte: Dentro de la química existe una rama que se llama Química computacional, gracias a esta rama y mediante distintos programas se pueden “dibujar” átomos, modelos de moléculas y a partir de estas se puede conocer las magnitudes de las energías de ionización, de unión, se puede conocer como se encuentran ubicados los orbitales atómicos, la disposición de los electrones en los mismos, la “probabilidad de hallar” un electrón, se pueden conocer cuanto valen los ángulos entres dos enlaces de una molécula y determinar curvas de energía potencial. Básicamente predeciremos y modelaremos sistemas a escala molecular en cuestión de segundos y solo mediante unos cálculos computacionales basados en la ecuación de Schrödinger.

Segunda parte: En esta parte experimental, observaremos y analizaremos los espectros de absorción y emisión atómica y molecular. Un espectro de emisión/absorción atómica se produce gracias a que un electrón se ha excitado mediante una determinada energía (ya sea lumínica o térmica, en nuestro caso será mediante el calor de la llama) que coindice con la diferencia de energía entre un orbital atómico y otro. Este electrón pasa de su estado de menor energía a uno de mayor, pero no se mantiene en este último sino que luego “cae” y emite ondas electromagnéticas que caen en la zona visible del espectro electromagnético para así volver a su estado inicial. El espectro es característico de cada elemento y sirve para reconocer ciertas sustancias.

En cuanto al espectro de absorción molecular este se basa en la cantidad de energía absorbida por una sustancia a determinada longitud de onda. Gracias a un espectrofotómetro, podremos determinar la absorbancia a distintas concentraciones de tres soluciones (CuSO4, KMnO4 y Azul de timol) a un máximo de longitud de onda y luego realizar una curva de calibración.

Finalmente mediante esa curva, podremos averiguar la concentración de una solución incógnita, calculando primero la absorbancia de la misma y remplazándola en la ecuación de la curva. Y a su vez corroboraremos la Ley de Lambert-Beer.

1. Parte Computacional

Objetivos

• Calcular energías de ionización

• Determinar ordenes de magnitud de energías de uniones químicas

• Determinar curvas de energía potencial

• Visualizar orbitales moleculares (OM)

• Visualizar geometrías moleculares

A. Átomos

• Energía de ionización

Observamos que a medida que el número de electrones aumenta en el segundo nivel de cada átomo la energía de ionización va a aumentando, exceptuando el Berilio y el Nitrógeno que requieren de mayor energía . Esto se debe a que el Berilio tiene la capa 2s llena y el Nitrógeno tiene capa 2p semillena haciendo más estables a estos que a los demás.

B. Moléculas

• Energías de unión

Si analizamos los valores de las uniones de cada molécula, vemos que van aumentando, esto se debe a que la fuerza del enlace disminuye según el tipo de enlace. Los enlaces triples son más cortos que los dobles y los dobles son más cortos que los simples. El N2 posee un triple enlace, el O2 uno doble y el F2 uno simple.

La energía de unión de la citosina y guanina superan a la fuerza de dipolo inducido que posee el agua, gracias a que estas dos moléculas son muy polarizables (tiene mayor capacidad de deformar su nube electrónica), con lo cual la sumatoria de todos las uniones de los átomos que comparten los electrones estabilizan la unión. Y la fuerza intermolecular de puente de hidrogeno que tiene el H2O hace que sea mucho más débil que la de la guanina y citosina.

Los puentes de hidrógeno ejercen entre los dímeros una mayor estabilidad en los compuestos, por lo que sus energías son más pequeñas que las de los monómeros, en este caso la de la citosina-guanina en comparación con la citosina y guanina por separado.

• Curvas de energías potencial

La energía potencial de la “molécula de He2” se comporta de forma creciente a medida que disminuye la distancia entre los átomos, esto se debe a que este gas ya es muy estable como átomo. Entonces al acercarse cada vez más ambos átomos estables se genera una fuerza de repulsión que va en aumento. Y al alejarse (aumentar la distancia) la energía potencial disminuye, no hay atracción.

Por otro lado en la molécula de N2 pasa lo contrario al disminuir la distancia se va tornando más estable (hasta llegar aproximadamente a 1,1 Armstrong, momento de máxima estabilidad), luego comienza la fuerza repulsiva. Y al alejarlas vemos que se genera una atracción paulatina.

• Diagrama de OM (Orbitales moleculares)

En los distintos diagramas de orbitales moleculares se pudo observar que hay una diferencia entre las moléculas de F2 y O2 con la molécula de N2 .Esto ocurre debido que mezcla de orbitales moleculares, en la molécula de N2 se caracteriza por tener un orden de enlace de tipo 3, y ser diamagnética (electrones no desapareados) resultando de que la molécula sea más ligera y el sigma 2Px tenga mayor energía de relación que con 2PY Y 2PZ. Esto ocurre distinto con las moléculas de O2 y F2, en este caso el sigma 2Px va a hacer de menor energía que los orbitales 2PY y 2PZ. Por lo tanto ocurre que el orden de enlace sea menor y que la molécula N2 sea paramagnética (electrones desapareados), de orden tipo 2 y el F2 diamagnética de orden tipo 1.

Los enlaces dobles, triples y dativas se toman como un solo enlace.

• Geometría molecular (Angstrom y grados)

Sistema Distancias calc. (Å) Distanciastab. (Å) Ángulos calc. (°) Ángulos

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