Estructura De átomos Y Moléculas
Enviado por lamaoble • 3 de Julio de 2015 • 1.823 Palabras (8 Páginas) • 224 Visitas
ESTRUCTURA DE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
Cynthia Fernandez
cyntuche@hotmail.com
I. Parte Computacional
Objetivos:
• Calcular energías de ionización para átomos del segundo período
• Calcular y analizar la energía de uniones químicas y la curva de energía potencial para
distintas moléculas
• Visualizar geometría y orbitales moleculares
A. Átomos. Energías de ionización.
Elemento Átomo Ion
Multiplicidad
Carga Energía Multiplicidad
Carga Energía
E. I.
calc.
E. I.
tab.*
Li 2 0 -4631,97 1 +1 -4509,97 122,00 124,27
Be 1 0 -9090,62 2 +1 -8904,34 186,28 214,86
B 2 0 -15304,81 1 +1 -15120,71 184,10 191,26
C 3 0 -23519,73 2 +1 -23269,50 250,23 259,53
N 4 0 -33951,65 3 +1 -33629,03 322,62 335,00
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
Las energías están expresadas en kcal / mol.
* Moeller, T.; “Inorganic Chemistry”, Wiley, New York, 1982.
Análisis de la tendencia observada:
“La primera energía de ionización es la energía mínima necesaria para quitar un
electrón de un átomo en estado gaseoso, en sus estado fundamental” 1
. Entendemos entonces
que, a mayor energía de ionización, mayor es la dificultad para quitar un electrón.
Salvo por dos excepciones2
, 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.
1
Chang, R; “Química”, Mc Graw-Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V., Colombia, 2002
2
Cabe aclarar que para analizar el caso del Oxígeno tuvimos en cuenta el dato obtenido de la
tabla ya que la energía de ionización calculada por nosotros no coincide, por motivos que
desconocemos, con los esperado.
1
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. 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. 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,
relativamente estable. 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.
B. Moléculas
B.1. Energías de unión
Sistema 2 E át E moléc E unión calc. E unión tab.*
N2 -9335,46 -9550,3068847 -214,85 -225,83
O2 Triplete -14579,16 -14726,02 -146,86
O2 Singlete -14579,16 -14697,57 -118,41 -119,05
F2 -22244,23 -22304,48 -60,25 -37,93
Las energías están expresadas en kcal/mol
* Lide, David R.; “Handbook of Chemistry And Physics”, 78th Edition.
Análisis de la tendencia observada:
Como observamos en la tabla de datos, la energía de unión (en valor absoluto) es
mayor para el N2, luego para el O2 triplete, el O2 singlete y por último en orden viene el F2. La
diferencia de energía entre las moléculas de nitrógeno, oxígeno y flúor está directamente
relacionada con el tipo de unión entre los átomos que componen cada uno de estos
compuestos. Los átomos de N se unen mediante un triple enlace, los de O mediante uno doble
y finalmente los de F se unen por medio de un simple enlace. Visto
de otra manera, el orden de enlace del N2 es mayor que el del O2 que a su vez es mayor que el
de l F2.
Por otro lado observamos que hay una diferencia entre el oxígeno triplete y el singulete.
La energía de unión del O2 triplete es mayor que la del O2 singlete porque posee dos electrones
desapareados en los últimos orbitales mientras que el O2 singlete posee esos dos electrones
compartiendo un orbital. Esto hace al O2 singlete enérgicamente superior y por ende menos
estable.
Sistema E monómero E dímero E unión calc. E unión tab.
H2O*
Citosina -35082,99 ---------- ---------- ----------
Guanina -47543,73 ---------- ---------- ----------
2
Cit - Gua ---------- -82638,30 -11,58 ----------
* No fue realizado en clase.
Análisis de la magnitud de las energías de unión:
Sabemos que el tipo de unión entre la citosina y la guanina es un enlace puente
hidrógeno. Esta clase de unión es un tipo especial de interacción dipolo – dipolo pero su
energía promedio es demasiado grande para una interacción de ese tipo. Es por ello que esta
unión tiene una gran influencia en la estructura de muchos compuestos y en algunas
propiedades como por ejemplo el punto de ebullición. Sin embargo, comparando con los datos
obtenidos para las uniones moleculares, concluimos en que el nivel energético de esta clase de
interacción es menor que el de un enlace covalente.
B.2. Curva de energía
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