TRABAJO PRÁCTICO N° 2.1: SIMULACIONES COMPUTACIONALES

TRABAJO PRÁCTICO N° 2.1: SIMULACIONES COMPUTACIONALES

Objetivos:

- Calcular la energía de ionización para los elementos del segundo período, utilizando el programa Hyperchem.

- Trabajar con magnitudes atómicas y moleculares (energía de ionización, longitudes de enlace, energías de interacciones intermoleculares, etc).

Tabla 1:

ELEMENTO atomo ion E. Ion. Calc E.i Tab

multip. carga Energia mult. carga Energia

(Kcal/mol) (Kcal/mol)

LI 2 0 4631,96972 1 1 4509,97012 121,99959 124,4

Be 1 0 9090,61748 2 1 8904,34225 186,27522 215,1

B 2 0 15304,80754 1 1 15120,70520 184,10233 191,45

C 3 0 23519,72803 2 1 23269,50152 250,22651 259,8

N 4 0 33951,64745 3 1 33629,03385 322,61359 335,33

O 3 0 46682,72816 4 1 46409,94702 272,78113 314,19

F 2 0 62026,18000 3 1 61670,85440 355,33011 401,98

Análisis de la tendencia observada:

En primer lugar, podemos señalar que las energías de ionización calculadas para cada átomo son semejantes a las presentadas en la tabla 1, siendo todas ellas positivas ya que es necesario entregarle energía al átomo para extraerle un electrón.

Arriba se puede observar que el aumento de la energía de ionización no aumenta de manera continua en un mismo periodo, de izquierda a derecha. Ya que el Boro (B) presenta una energía de ionización menor a la del Berilio (Be) a pesar de que su número atómico aumente; lo mismo sucede con el Nitrógeno (N) y Oxígeno (O).

La CE del Be es 1s2,2s2, mientras que la del B es 1s2,2s2,2p1. Los orbitales p tienen más energía, y por lo tanto, son menos estables que el orbital s del mismo nivel. Esto explica lo que señalamos anteriormente. Además, el orbital 2s del Be está completo, siendo esta configuración más estable que la del B que tiene el orbital p incompleto. En el segundo caso, la configuración electrónica del nitrógeno es 1s2,2s2,2p3. Esto les otorga una mayor estabilidad al átomo.

La CE del oxígeno es 1s2,2s2,2p4. EN este caso, se observa un aumento de las energías de repulsión, ya que el último átomo de la capa 2p comparte el orbital con otro. Esto genera una menor estabilidad de la molécula.

Tabla 2:

Sistemas 2EM Em2 E.union cal E.union tabla

(Kcal/mol) (Kcal/mol) (Kcal/mol) (Kcal/mol)

N2 9335,46177 9550,30652 214,84475 225,8

O2 sing. 14579,1642 14716,0886 136,9244 141,71

O2 trip. 14579,1642 14726,0217 146,85746 119,05

F2 22244,2255 22304,4764 60,25087 37,02

Análisis de la tendencia observada:

Al comparar la magnitud de energías de unión, de la tabla 2, calculadas para cada molécula diatómica se observó que E.unión (N2) < E.unión (02 triplete) < E.unión (O2 singulete) < E.unión (F2). Podemos ver entonces, que la energía de unión aumenta según el número atómico. Debido a que es la energía necesaria para romper la molecula.

La molécula de N2 es la que posee menor energía de unión, por ende será la más propensa a formarse. Por ello posee un enlace covalente triple, el cual será más difícil de romper. El segundo más estable, sería el O2, ya que tiene un enlace doble. En último lugar está el F2, que cuenta solo con un enlace covalente simple.

En el caso del O2 triplete y singulete, la cantidad de electrones a ubicar en los OM es la misma, Pero el O2 triplete, al poseer menor energía es el estado fundamental de la molécula, y los electrones se encuentran desapareados uno en cada orbital (es una molécula paramagnética).

Curva de Energía Potencial.

N2

Diagramas de OM

Orbital 1S, Ligante, Simetría: sigma, Nodos: 0

Orbital 2S Ligante, Simetría: sigma, Nodos: 1

Orbital 2P Ligante, Simetría: pi.

Orbital 2P Ligante, Simetría: pi.

Orbital 2P Antiligante, Simetría: sigma.

Orbital 2P, antiligante, Simetría: pi.

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