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Objetivos:
Familiarizarse con el uso de programas de química computacional
Calcular de los elementos del segundo período frecuencias energías de ionización
Analizar el orden de magnitud de uniones químicas de determinadas moléculas, y comparar energías de interacción intermoleculares de H2O.
Calcular los diagramas de OM de algunas moléculas, visualizar orbitales y geometríasmoleculares.
Graficar y analizar curvas de energía de potencial.

A. Átomos. Energías de Ionización
Elemento
Átomo
Ion
E.I. calc
E.I.Tab*

Multiplicidad
Carga
Energía
Multiplicidad
Carga
Energía


Li
2
0
-4632,97
1
1
-4510,97
122
124,27
Be
1
0
-9090,62
2
1
-8904,34
186
214,86
B
2
0
-15304,81
1
1
-15120,71
184
191,26
C
3
0
-23520,73
2
1
-23269,5250
259,53
N
1
0
-33952,65
2
1
-33629,03
323
335,00
O
3
0
-46682,73
2
1
-46409,95
273
313,88
F
1
0
-62026,18
2
1
-61670,85
355
401,58
*Moeller, T.; ¨Inorganic Chemistry¨, Wiley, New York, 1982.
Análisis de la tendencia observada:
Como puede observarse la energía de ionización aumenta a lo largo del período. Esta tendencia general puede explicarse teniendo encuenta que al aumentar el número atómico aumenta la carga nuclear efectiva, atrayendo a los electrones hacia el núcleo con más intensidad, por lo que se necesita una mayor energía para remover un electrón.
Sin embargo hay dos excepciones a esta tendencia. El Boro tiene una energía de ionización menor que el Berilio, esto se puede explicar analizando las configuraciones electrónicas, el Boro cuentacon un electrón desapareado en el orbital P (1s22s22p1), por lo que es más fácil quitárselo, lo que implica una menor energía de ionización, en cuanto al boro que tiene su orbital S completo y ningún electrón desapareado (1s22s2), tiene una mayor estabilidad por lo que necesita una mayor energía de ionización. Al llegar al Oxígeno aparece la segunda anomalía, que se puede explicar observando laconfiguración electrónica del Nitrógeno, que cuenta con una capa semillena, lo que le proporciona una gran estabilidad y por ende una alta energía de ionización.

B. Moléculas.
I. Energías de unión:
Sistema
2EM
EM2
Eunión (M2) calc.
Eunión (M2) tabla*
N2
-9335,45
-9550,31
-214,86
-255,83
O2 triplete
-14579,14
-14726,02
-146,87
-146,07
O2 singulete
-14579,14
-14697,57-118,40
118,40
F2
-22244,21
-22304,47
-60,27
-37,93
*Lide, David R.; “Handbook of Chemistry And Physics”, 78th Edition. (Energías en kcal/mol.)

Análisis de la tendencia observada

La diferencia en los valores de la energía de unión de las moléculas de flúor, Nitrógeno y Oxígeno se puede explicar muy fácilmente por el tipo de enlace que se da entre los átomos. En el caso del Nitrógenose forma un enlace triple, en la molécula de Oxígeno hay un enlace doble, y en la de flúor se forma un enlace simple. En el caso particular del oxígeno triplete y singulete la diferencia se da porque en el caso del singulete los átomos tienen un par de electrones apareados por lo que pierde estabilidad la molécula siendo así la energía de la unión menor. Con estos datos entonces se puede inferirque el estado fundamental del Oxígeno es el triplete, ya que es el más estable de los dos.

Sistema
Emonómero
Edímero
Eunión calc.
Eunión tab.
H2O
-47430,88
-94871,92
-10,159


De los datos obtenidos para el cálculo de la energía de unión del dímero de agua, se puede hacer una comparación en cuanto a la magnitud de la energía de los enlaces covalentes en las moléculas diatómicas.La energía de unión de dos moléculas de agua es en este caso según las energías calculadas 6 veces menor que la del enlace simple del Flúor, y comparándola con las otros enlaces es de un orden de magnitud menor.


II. Curva de energía potencial



Gráfico 1: Energía potencial en función de la distancia entre átomos para la molécula de Hidrógeno....