TP 2.1 ESTRUCTURA DE ATOMOS Y MOLECULAS

TRABAJO PRÁCTICO 2.1

ESTRUCTURA DE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

Objetivo:

Utilizar el programa Hyperchem® como herramienta computacional que emplea la mecánica cuántica para describir a nivel atómico las propiedades y fenómenos de la materia como energía de ionización, uniones químicas, interacciones intermoleculares e intramoleculares, energía potencial, diagramas de orbitales atómicos y moleculares y geometría molecular.

Átomos. Energías de Ionización.

Tabla 1. Energía (Kcal/mol) de los átomos de los elementos del Periodo II de la tabla periódica.

Elemento Átomo

Multiplicidad Carga Energía

Li 2 0 -4631,97

Be 1 0 -9090,02

B 2 0 -15304,81

C 3 0 -23519,73

N 4 0 -33951,65

O 3 0 -46603,53

F 2 0 -62026,18

Tabla 2. Energía (Kcal/mol) de los cationes correspondientes a los elementos del Periodo II de la tabla periódica y su respectiva primera energía de ionización.

Elemento Ión E.I. Calc.

(Kcal/mol) E.I. Tab.♦

(Kcal/mol)

Multiplicidad Carga Energía

Li 1 +1 -4509,97 122,00 124.30

Be 2 +1 -8904,34 185,68 214.90

B 1 +1 -15120,70 184,11 191.40

C 2 +1 -23269,50 250,70 259.56

N 3 +1 -33629,03 322,62 335.09

O 2 +1 -46294,44 309,09 314.05

F 1 +1 -61573,53 452,65 401.77

Análisis de la tendencia observada: Los elementos tienen dos niveles de energía para sus electrones y por lo tanto pertenecen al segundo periodo de la tabla periódica, pero varía el número de electrones y protones a medida que aumenta su número atómico. Su carga nuclear efectiva es cada vez mayor y la fuerza de atracción que ejerce el núcleo sobre un electrón externo aumenta requiriéndose más energía para extraerlo.

En la tendencia general, que es de aumento en la energía de ionización, cuando aumenta el número atómico (aumento de izquierda a derecha en la tabla periódica) vemos dos excepciones: 1) El Berilio tiene una energía de ionización mayor que el Boro, esto se debe a que el Berilio tiene su última capa de electrones totalmente ocupada, por lo que es muy estable y por ello para arrancarle un electrón es necesario aplicarle más energía que al Boro, que si pierde un electrón se transforma en B+ con una configuración electrónica similar a la del Berilio, más estable, por lo que es necesario aplicarle menos energía para transformarlo en B+. 2) El Nitrógeno tiene una energía de ionización mayor que el Oxígeno, ya que el Nitrógeno tiene los orbitales p semiocupados por lo que es muy estable, por ello para arrancar un electrón es necesario aplicarle más energía que al Oxígeno que si pierde un electrón se transforma en O+, con una configuración electrónica similar a la del Nitrógeno, más estable, por lo que es necesario aplicarle menos energía para transformarlo en O+.

Moléculas

Tabla 3. Energías (Kcal/mol) de unión para diferentes sistemas.

Sistema 2E M E M2 E unión (M2) calc. E unión (M2) tab.♣

N2 -9335,46 -9550,31 -214,85 -225,83

O2 triplete -14579.16 -14697.57 -118.41 -119,05

O2 singulete -14579.16 -14725.23 -146.07 -141,05*

F2 -22244.22 -22304.48 -60.25 -37,93

Tabla 4. Energía (Kcal/mol) de interacción intermolecular entre las moléculas de un dímero formado por dos moléculas de agua.

Sistema E momómero E dímero E unión calc. E unión tab.♦

H 2O --- --- --- -23

--- Hubo problemas con el pendrive y no se pudieron recuperar los datos y hay problemas para acceder a los computadores de la biblioteca con lo que no se pudo rehacer.

Análisis de la tendencia observada:

La energía de unión presenta una tendencia de mayor a menor de la siguiente forma: N2 ˃ O2 singulete ˃ O2 triplete ˃ F2. Esto lo podemos explicar por el orden de enlace que presentan las moléculas y el tipo de enlaces que nos dan mayor o menor fortaleza del enlace.

En el N2 la unión es más fuerte porque tiene todos los orbitales moleculares enlazantes llenos, con dos orbitales π enlazantes y un orbital σ enlazante. En el O2 singulete tenemos un estado éxitado del oxígeno, en el que hay en un orbital π antienlazante dos electrones apareados y por estar lleno el orbital, tienen una unión más fuerte que el O2 triplete pero menos fuerte que el N2 ; por eso está en un estado excitado el oxígeno. El O2 triplete tiene en dos orbitales π antienlazantes un electrón desapareado, entonces como tiene dos orbitales π antienlazantes semiocupados tiene una unión menos fuerte, siendo este el estado fundamental del O2 . El F2 tiene intensas fuerzas repulsivas entre los electrones de los dos orbitales π antienlazantes llenos, haciendo la unión menos fuerte.

En orden de magnitud la fuerza del puente de hidrógeno formado en el agua es similar al enlace covalente del fluor, pero muchísimo menor que en las otras moléculas, siendo considerable para entender aumentos de punto de ebullición, presiones de vapor, entre otros.

Curva de energía potencial.

Figura 1. Curva de energía potencial del H2.

D

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