Parte computacional: Estructura de Átomo y moléculas

COMISIÓN: 199

INTEGRANTES: CATERINA IRAZOQUI, JUAN PABLO KVASINA

T.P. N°2:

Parte computacional:

Estructura de Átomo y moléculas

Objetivos:

• Familiarización con el uso de programas de computadora destinados a la química.
• Observar por medio de simulaciones computacionales el comportamiento y energía asociada a átomos y moléculas varias, y compararlos entre sí.
• Calcular ángulos de enlace y compararlos con el modelo TREPEV.
• Ver la tendencia que siguen los elementos del segundo período en energía de ionización.
• Realizar y analizar curvas de energía potencial.

Átomos: Energía de Ionización

• Método utilizado: AB initio
• Base: Small (3-21G)

Tabla 1: energía de los elementos del segundo período en su estado fundamental y como iones, la diferencia es la energía de ionización. Fuente de E. I. tabulada: https://www.lenntech.es/tabla-peiodica/energia-de-ionizacion.html

[pic 1]

Gráfico 1: energía de ionización calculada y tabulada, correspondiente a cada átomo (ordenados según n°Z creciente)

Análisis de la tendencia observada:

Se observa que la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en el período 2 de la tabla periódica. Esto se debe al aumento de la carga nuclear efectiva, lo que tiene como consecuencia que los electrones más internos no se apantallen entre sí con mucha intensidad, por lo tanto estarán más ligados al núcleo.

El boro y el oxígeno no siguen esta tendencia debido al orden de sus electrones. El boro posee un solo electrón en el subnivel externo p que se encuentra bien apantallado por los electrones internos. El oxígeno tiene un electrón adicional en la última capa que está apareado con uno de los electrones p. Como la configuración electrónica más estable es la de 3 electrones desapareados, este último electrón apareado es más fácil de ionizar.

Moléculas. Energía de unión:

• Método de optimización: AM1

Tabla 2: energía de unión del  N2, O2  ( singlete y  triplete) y F2 comparado con datos tabulados. sacados del libro Lange's handbook of Chemistry

tabla 3: energía de enlace de la molécula de H2 O aislada y como dímero.

Análisis de la tendencia observada:

Se observa que los valores obtenidos para N2 no concuerdan con la tendencia de la tabla debido a que N2  tiene mayor estabilidad cuando presenta un triple enlace.

El O2  en su estado triplete es conocido como su estado fundamental. Cuenta con dos electrones desapareados y por es su E.U.E es más negativa que en el caso del singlete. El singlete corresponde a un estado excitado de el O2 , lo que hace perder su estabilidad y tener una E.U.E en módulo mayor a su estado fundamental.

Finalmente el H2O presenta la E.U.E más alta de la tabla gracias a los distintos tipos de  interacciones que presentan las moléculas. La más importante es puente hidrógeno.

Curvas de energia potencial

• Método utilizado: AB initio
• Base: Small (3-21G)

H2:

Cada átomo de hidrógeno aislado tiene un solo electrón situado en un orbital 1s. Cuando la distancia entre los dos átomos de hidrógeno es muy grande, no hay ninguna interacción entre ellos. La energía potencial de este sistema formado por dos átomos de hidrógeno muy alejados entre sí es cero. Pero si la distancia entre los dos átomos de hidrógeno (HAy H B) disminuye, el electrón del átomo H B siente la atracción del núcleo del átomo HA y el electrón del HA siente la del núcleo H B. Esto hace que la energía potencial del sistema disminuya. Poco a poco la atracción entre los orbitales 1s de los átomos aumenta. Si la distancia sigue disminuyendo, la energía potencial se hace cada vez más negativa hasta alcanzar un valor mínimo, que ocurre a la distancia del enlace en el H2.

A distancias muy pequeñas las moléculas de hidrógeno se acercan lo suficiente y sus nubes electrónicas comienzan a ocupar la misma región del espacio, produciéndose la repulsión. La causa de ello no es solo electrostática si no también cuántica, por el principio exclusión de Pauli que prohíbe a los electrones que tengan todos los números cuánticos iguales ocupar la misma región del espacio. Esto se refleja un aumento abrupto de la energía potencial.

[pic 2]

Imágen 1: curva de la energía potencia de una molécula de H2

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