TRABAJO PRÀCTICO Nº2 ESTRUCTURA DE ÁTOMOS Y MOLÈCULAS

TRABAJO PRÀCTICO Nº2

ESTRUCTURA DE ÁTOMOS Y MOLÈCULAS

I. Parte Computacional

Objetivos: Utilización del programa Hyperchem para calcular Energía de ionización de distintos elementos, energía de unión de moléculas e interacciones intermoleculares. También analizaremos Geometrías moleculares y compararemos lo analizado con el modelo de TREPEV. Por último, podremos entender que es un orbital y podremos diferenciarlos según sus propiedades. Para hacer estos cálculos utilizaremos dos métodos distintos; El AB INITIO y el MÈTODO SEMIEMPÍRICO.

• Átomos. Energía de ionización.

Ele- mento Átomo Ion E.I

Cálculo EI

Tab

Multi-plicidad Carga Energía (kcal/mol) Multi-plicidad Carga Energía

(kcal/mol)

Li 2 0 -4631,97 1 +1 -4509,97 122,00 513,00

Be 1 0 -9090,62 2 +1 -8904,34 186,28 899,00

B 2 0 -15304,81 1 +1 -15120,71 184,10 801,00

C 3 0 -23519,73 2 +1 -23269,50 250,23 1086,00

N 4 0 -33951,65 3 +1 -33629,03 322,62 1402,00

O 3 0 -46682,73 4 +1 -46409,95 272,79 1314,00

F 2 0 -62026,18 3 +1 -61670,85 355,33 1681,00

Tabla 1. Valores registrados de los Elementos con carga 0 y +1 y las energías de ionización.

-Para calcular la energía de ionización utilizamos la fórmula (1).

Eionizaciòn (M)= EM+ - EM (1)

-Análisis de la tendencia observada: Se determina que al calcular y observar las determinadas energías de ionización para los elementos del mismo período de la tabla, al ir avanzando por los grupos se nota un aumento de la energía de ionización salvo en el Boro y en el Oxígeno. Esto se debe a que en el Boro, el electrón diferenciador ocupa el subnivel P. Como ya sabemos, el subnivel P es más débil (energéticamente) que el S. Entonces, el perder ese electrón requerirá mucha menor energía que en el Be cuyo último electrón se encuentra en el subnivel S. En el caso del oxígeno se puede decir que al tener su último electrón apareado con otro electrón en un orbital P, la repulsión entre ellos generará que la energía requerida para que se pierda ese electrón sea menor. También se podría decir que el resultado para el N es tan alto debido a su estado de capa semillena, que le es muy adecuado al N estar en ese estado de tener 3 electrones desapareados en el nivel 2p y se requiere mucha más energía para quitarlo de ese estado estable.

• Moléculas. Energía de unión.

Sistema 2EM

(kcal/mol) EM2

(kcal/mol) Eunión (M2) calc.

(kcal/mol) Eunión (M2) tab. (kcal/mol)

N2 18670,92 -9550,31 9120,61 -

O2 triplete 29158,32 -14726,02 14432,30 -

02 singlete 29158,32 -14716,09 14442,23 -

F2 44488,46 -22304,48 22183,98 -

Tabla 2. Valores registrados de moléculas diatómicas y su energía de unión.

-Para calcular la energía de unión de las moléculas se utilizó la fórmula (2)

Eunión (M2) = EM2 - 2EM (2)

• Se comparará estas uniones con la energía intermolecular entre un dímero de H2O.

Sistema- Emonómero Edímero Eunión calc. Eunión tab.

H2O

-47430,9091

-94872,7899 -10,9717 -

Tabla 3. Valores registrados de una y dos moléculas de agua y su Energía de unión.

-Para calcular la energía de interacción intermolecular del agua se utilizó la fórmula (4).

Einteracción (H2O-H2O)= E (H2O)2 – 2.EH2O (4)

-Análisis de la tendencia observada: Las energías de interacción diatómicas aumentan al ir avanzando en el período. En el caso del oxígeno depende como sea su disposición electrónica, generará una unión ligeramente más fuerte o débil. Al comparar la energía de unión entre átomos con la energía intermolecular podemos afirmar que la fuerza de interacción entre átomos es mucho mayor que la fuerza de interacción entre moléculas. Por ende, es más fácil separar moléculas que interacciones atómicas que están conformando una molécula.

• Curvas de energía potencial para moléculas de H2 y He2

Figura 1. Gráfico de la curva de energía potencial en función de la distancia interatómica del H2

Figura 2. Gráfico de la curva de energía potencial en función de la distancia interatómica del He2

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