Estructura De átomos Y Moléculas

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

Multiplicidad

Carga Energía Multiplicidad

Carga Energía

E. I.

calc.

E. I.

tab.*

Li 2 0 -4631,97 1 +1 -4509,97 122,00 124,27

Be 1 0 -9090,62 2 +1 -8904,34 186,28 214,86

B 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

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 mayor

intensidad 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

2

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.

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 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, 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 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 ionización aumenta.

B. Moléculas

B.1. Energías de unión

Sistema 2 E át E moléc E unión calc. E unión tab.*

N2 -9335,46 -9550,3068847 -214,85 -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 Chemistry And Physics”,

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