Tp 2 estructuras de atomos y moleculas

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Trabajo Práctico № 2
Estructura de Átomos y Moléculas

* Parte Computacional
Objetivos:
* Calcular energías de ionización para átomos del segundo período
* Determinación de órdenes de magnitud de la energía de uniones químicas y de curvas de energía potencial para distintas moléculas
* Visualizar geometría y orbitales moleculares (OM)
A.Átomos. Energías de ionización.
Elemento | Z | Átomo | Ion | E. I.Calc. | E. I.Tab. * |
| | Multiplicidad | Carga | Energía | Multiplicidad | Carga | Energía | | |
Li | 3 | 2 | 0 | -4631.97 | 1 | +1 | -4509.97 | 122 | 123,96 |
Be | 4 | 1 | 0 | -9090,62 | 2 | +1 | -8904,34 | 186,28 | 214,86 |
B | 5 | 2 | 0 | -15304,81 | 1 | +1 | -15120,71 | 184,10 | 190,84 |
C | 6 | 3 | 0 | -23519.73 |2 | +1 | -23183.93 | 335,8 | 260,34 |
N | 7 | 4 | 0 | -33851,65 | 3 | +1 | -33629,03 | 322,62 | 335,00 |
O | 8 | 3 | 0 | --46682,72 | 2 | +1 | -46294,44 | 388,28 | 312,89 |
F | 9 | 2 | 0 | -62026,18 | 3 | +1 | -61670,85 | 355,33 | 401,26 |

Las energías están expresadas en kcal / mol.

* http://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/sinmarcos/graficos/energiaionizacion/ionizacion.htmlAnálisis de la tendencia observada:
       La energía de ionización es la energía mínima necesaria para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. Entendemos entonces que, a mayor energía de ionización, mayor es la dificultad para quitar un electrón.
       La primera energía de ionización aumenta a medida que aumenta el número atómico en un mismo período. Esto sedebe 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 éstos se encuentran más cerca de aquellos.
   La energía de ionización del Litio es muy baja. Esto se debe a que es un Metalalcalino 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 energía de ionización aumenta, tal como lo habíamos adelantado. Pero al llegar al Boro se produce la primera excepción a la tendencia: la energíade ionización disminuye. De todos modos podemos explicar lo que ocurre: la configuración electrónica externa del Berilio es 2s 2 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, al pasar al Carbono y al Nitrógeno, observamos que se respeta la tendencia. Pero al llegaral 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, conformando una capa semillena, relativamente estable. En cambio, el O posee un electrón adicional que debe estar apareado conuno 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 ionización aumenta. 
Las dos desviaciones de esta tendencia, correspondientes al B y al O, se deben a que estos, al perder un electrón,adquieren una configuración electrónica más estable que la que tienen en su estado natural, por lo que se necesita una energía para “arrancarle” un electrón menor a la esperada.
B. Moléculas
B.1. Energías de unión

Sistema | 2 EM | EM2 | E unión (M2) calc. | E unión tab.* |
N2 | -9335,46 | -9550,30 | -214,85 | -225,83 |
O2 Triplete | -14579,16 | -14726,02 | -146,86 | -141,55 |
O2...
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