Atomos y moleculas

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ESTRUCTURA DE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Cynthia Fernandez cyntuche@hotmail.com I. Parte Computacional Objetivos: • • • Calcular energías de ionización para átomos del segundo período Calcular y analizar la energía de uniones químicas y la curva de energía potencial para distintas moléculas Visualizar geometría y orbitales moleculares

A. Átomos. Energías de ionización. Elemento Multiplicidad 2 1 2 34 3 2 Átomo Carga 0 0 0 0 0 0 0 Energía -4631,97 -9090,62 -15304,81 -23519,73 -33951,65 -46682,73 -62026,18 Multiplicidad 1 2 1 2 3 2 1 Ion Carga +1 +1 +1 +1 +1 +1 +1 Energía -4509,97 -8904,34 -15120,71 -23269,50 -33629,03 -46294,44 -61573,53 E. I. calc. 122,00 186,28 184,10 250,23 322,62 388,29 452,65 E. I. tab.* 124,27 214,86 191,26 259,53 335,00 313,88 401,58

Li Be B C N O F

Las energíasestán expresadas en kcal / mol. * Moeller, T.; “Inorganic Chemistry”, Wiley, New York, 1982. Análisis de la tendencia observada: “La primera energía de ionización es la energía mínima necesaria para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en sus estado fundamental” 1. Entendemos entonces que, a mayor energía de ionización, mayor es la dificultad para quitar un electrón. Salvo por dosexcepciones2, la primera energía de ionización aumenta a medida que aumenta el número atómico en un mismo período. Esto se debe a que, al desplazarse “hacia la derecha” en la tabla periódica, disminuye el radio atómico y en consecuencia aumenta la carga nuclear efectiva. Los núcleos de los átomos de mayor número atómico atraen con mayor intensidad a los electrones que los rodean puesto que éstosse encuentran más cerca de aquellos.

1

Chang, R; “Química”, Mc Graw-Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V., Colombia, 2002

Cabe aclarar que para analizar el caso del Oxígeno tuvimos en cuenta el dato obtenido de la tabla ya que la energía de ionización calculada por nosotros no coincide, por motivos que desconocemos, con los esperado.
2

1

La primera energía de ionización delLitio es muy baja. Esto se debe a que es un metal alcalino que, al perder un electrón, adquiere la configuración electrónica del gas noble anterior (Helio) y sabemos que este último grupo de elementos se caracteriza por la estabilidad de los átomos que lo conforman. Luego, al pasar al Berilio, la primera energía de ionización aumenta, tal como lo habíamos adelantado en los párrafos anteriores.Pero al llegar al Boro se produce la primera excepción a la tendencia: la primera energía de ionización disminuye. De todos modos podemos explicar lo que ocurre: la configuración electrónica externa del Berilio es 2s2 y la del Boro es 2s2 2p1. Quitarle un electrón al Boro es más fácil puesto que tiene un solo electrón en el orbital p a diferencia del Berilio que tiene el orbital s lleno. Luego, alpasar al Carbono y al Nitrógeno, observamos que se respeta la tendencia. Pero al llegar al Oxígeno nos encontramos con la segunda irregularidad que puede ser entendida nuevamente si tenemos en cuenta la configuración electrónica. La C.E.E. del Nitrógeno es 2s2 2p3 y la del Oxígeno es 2s2 2p4. Los electrones del N se encuentran en tres orbitales p diferentes de acuerdo con la regla de Hund,conformando una capa semillena, relativamente estable. En cambio, el O posee un electrón adicional que debe estar apareado con uno de los tres electrones que antes estaban solos en los orbitales p. La proximidad entre estos dos electrones en el mismo orbital produce cierta repulsión, facilitando así la ionización del átomo. Por último, al pasar al Flúor, observamos que la 1era energía de ionizaciónaumenta. B. Moléculas B.1. Energías de unión Sistema N2 O2 Triplete O2 Singlete F2 2 E át -9335,46 -14579,16 -14579,16 -22244,23 E moléc -9550,3068847 -14726,02 -14697,57 -22304,48 E unión calc. -214,85 -146,86 -118,41 -60,25 -119,05 -37,93 E unión tab.* -225,83

Las energías están expresadas en kcal/mol * Lide, David R.; “Handbook of Chemistry And Physics”, 78th Edition. Análisis de la tendencia...
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