Tp 2 De Quimica GeneralInorganica

Estructura de átomos y moléculas

I Parte computacional

Objetivos:

• Conocer órdenes de magnitud de parámetros atómicos y moleculares, y así poder calcular: energías de ionización, para los átomos; energías de disociación molecular, energías de interacción intermoleculares.

• Determinar la distancia de separación entre átomos e interpretar y analizar la curva de energía potencial que se desprende de esta interacción.

• Visualizar orbitales y geometrías moleculares.

Introducción:

La química computacional es una disciplina que se extiende más allá de los limites tradicionales que separan la química, la física, la biología y la ciencia de la computación, permitiendo la investigación de átomos, moléculas y macromoléculas mediante computadoras, cuando la investigación de laboratorio sea inapropiada, impracticable o imposible. La química computacional incluye aspectos como:

 El modelado molecular.

 Los métodos computacionales.

 El diseño molecular asistido por ordenador.

 Las bases de datos químicas.

 El diseño de síntesis orgánica.

 La búsqueda de datos en bases químicas.

Mientras el modelado molecular nos da un modelo en 2D o 3D de la estructura de una molécula y sus propiedades, los métodos computacionales calculan la estructura y los datos apropiados necesarios para realizar el modelo.

Dentro de la química computacional se pueden definir dos categorías:

• La mecánica molecular: que aplica las leyes de la física clásica al núcleo molecular sin considerar explícitamente a los electrones.

• La mecánica cuántica: se basa en la ecuación de Schrödinger para describir una molécula con un tratamiento directo de la estructura electrónica y que se subdivide a su vez en dos clases, según el tratamiento realizado, métodos semiempíricos, utilizan parámetros derivados de resultados experimentales para simplificar cálculos; y métodos

ab initio ("desde el principio"), que no incluyen parámetros empíricos en sus ecuaciones, siendo derivadas de principios teóricos, sin la exclusión de datos experimentales.

No todos los tipos de cálculos son posibles en todos los métodos, ni hay un método que sea el mejor para todo. La elección del método de una serie de factores como son:

 La naturaleza de la molécula con la que vamos a trabajar.

 El tipo de información que necesitemos.

 La disponibilidad para poder aplicar parámetros experimentales determinados.

 Recursos de computación.

Mediante el programa Hyperchem 7 se calcularon para los átomos:

• Energía ionización, energía mínima necesaria (en kj/mol) para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. Esta propiedad refleja la estabilidad de los electrones externos. A mayor energía de ionización, más difícil será quitar un electrón del átomo.

X(g) + Energía X+ (g)+ e- (Energía de primera ionización)

Eionización(M) = EM+ - EM

Y para las moléculas:

• Energía de Unión, cambio de entalpía necesario para romper un enlace específico de un mol de moléculas gaseosas. Es una medida que refleja la estabilidad de una molécula. A mayor estabilidad de una molécula, más energía se requerirá para romper los enlaces covalentes que la conforman.

• Energía de Interacción intermolecular, cambio de entalpía necesario para separar dos o más moléculas. Las fuerzas intermoleculares son más débiles que las intramoleculares, por eso se requiere menor energía para separar dos (o más) moléculas, que para separa dos átomos (o más) de una molécula.

• Curva de Energía Potencial, la teoría del enlace de valencia indica que una molécula estable se forma a partir de la reacción de los átomos, cuando la energía potencial del sistema (los átomos enlazantes) ha disminuido al mínimo. Esta condición, corresponde al máximo solapamiento de los orbitales atómicos.

• Geometría Molecular, según el modelo de la repulsión de los pares de electrónicos de la capa de valencia (RPECV), la disposición tridimensional que adoptarán los átomos de una molécula, será aquella en que la repulsión entre los pare de electrones de la capa de valencia (capa externa que contiene a los electrones generalmente involucrados en el enlace) del átomo central sea mínima. La disposición geométrica dependerá también, de si los pares de electrones de valencia están libres o enlazados a los pares de electrones del otro átomo que participa de la molécula.

• Diagrama de Orbitales Moleculares, la teoría del orbital molecular, describe los enlaces covalentes en términos de orbitales moleculares, que son el resultado de la interacción de los orbitales atómicos que se enlazan y están relacionados con la molécula entera, dando lugar a la formación de OM de enlace(más estables, y de menor energía), resultado de una interacción constructiva entre electrones; y OM de antienlace(menos estables y de mayor energía), resultado de una interferencia destructiva.

I. Cálculo de Energías de Ionización

 Fuente bibliográfica: “Química, 7ma edición”, R.Chang, W. College,(2002)

Observaciones: Se aprecia como a medida que se avanza en el período, es decir, a medida que aumenta Z, la E.I. también aumenta. Sin embargo, se observan irregularidades en las energías de ionización del B y del O, las cuales se esperaría mayores que las E.I de los elementos menores que ellos.

II. A. Energía de Unión

Intramolecular

Intermolecular

(tabla en Excel) no estoy segura de que este bien. Así que no hice ninguna observación. Hay que acoplar el gráfico de potencial electrostático de dímero de cit-gua

III. Curva energía potencial

Observaciones: El gráfico superior representa los cambios de energía potencial en la molécula de N2, según la distancia de los átomos que la componen.

Se observa que el punto en el que la energía es mínima se encuentra a aproximadamente 1.0 de distancia entre los átomos, lo que corresponde al máximo solapamiento de los orbitales, que indica la distancia más estable para la formación de la molécula. Si la distancia es menor entre ellos, se aprecia que la energía potencial aumenta rápidamente, como resultado de las repulsiones electrón- electrones y núcleo-núcleo. Por otro lado, si la distancia entre los

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