Informe de laboratorio: Estructur de átomos y moléculas
Páginas: 9 (2067 palabras)
Publicado: 7 de septiembre de 2015
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
Átomo
Ion
CargaEnergía
-4631,97
Multiplicidad
1
E. I.
calc.
+1
-4509,97
122,00
124,27
0
-9090,62
2
+1
-8904,34
186,28
214,86
2
0
-15304,81
1
+1
-15120,71
184,10
191,26
C
3
0
-23519,73
2
+1
-23269,50
250,23
259,53
N
4
0
-33951,65
3
+1
-33629,03
322,62
335,00
O
3
0
-46682,73
2
+1
-46294,44
388,29
313,88
F
2
0
-62026,18
1
+1
-61573,53
452,65
401,58
CargaEnergía
Li
Multiplicidad
2
0
Be
1
B
E. I.
tab.*
Las energías están 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 dos excepciones2, 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 mayorintensidad a los electrones que los rodean puesto que éstos se 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 losesperado.
2
1
La primera energía de ionización del Litio 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 lohabíamos 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 delBerilio que tiene el
orbital s lleno. Luego, al pasar 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 pdiferentes 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 ionización aumenta.
B. Moléculas
B.1. Energías de unión
Sistema
N2
2 E át
-9335,46
E moléc
-9550,3068847
E unión calc.
-214,85
E unión tab.*
-225,83
O2 Triplete
-14579,16
-14726,02
-146,86
O2 Singlete
-14579,16
-14697,57
-118,41
-119,05
F2
-22244,23
-22304,48
-60,25
-37,93
Las energías están expresadas en kcal/mol
* Lide, David R.; “Handbook of...
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
Átomo
Ion
CargaEnergía
-4631,97
Multiplicidad
1
E. I.
calc.
+1
-4509,97
122,00
124,27
0
-9090,62
2
+1
-8904,34
186,28
214,86
2
0
-15304,81
1
+1
-15120,71
184,10
191,26
C
3
0
-23519,73
2
+1
-23269,50
250,23
259,53
N
4
0
-33951,65
3
+1
-33629,03
322,62
335,00
O
3
0
-46682,73
2
+1
-46294,44
388,29
313,88
F
2
0
-62026,18
1
+1
-61573,53
452,65
401,58
CargaEnergía
Li
Multiplicidad
2
0
Be
1
B
E. I.
tab.*
Las energías están 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 dos excepciones2, 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 mayorintensidad a los electrones que los rodean puesto que éstos se 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 losesperado.
2
1
La primera energía de ionización del Litio 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 lohabíamos 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 delBerilio que tiene el
orbital s lleno. Luego, al pasar 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 pdiferentes 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 ionización aumenta.
B. Moléculas
B.1. Energías de unión
Sistema
N2
2 E át
-9335,46
E moléc
-9550,3068847
E unión calc.
-214,85
E unión tab.*
-225,83
O2 Triplete
-14579,16
-14726,02
-146,86
O2 Singlete
-14579,16
-14697,57
-118,41
-119,05
F2
-22244,23
-22304,48
-60,25
-37,93
Las energías están expresadas en kcal/mol
* Lide, David R.; “Handbook of...
Leer documento completo
Regístrate para leer el documento completo.