INFORME TRABAJO PRÁCTICO N° 2 ESTRUCTURA DE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

...

* Indicar fuente bibliográfica:

Análisis de la tendencia observada

La energía de unión electrónica es aquella que se libera cuando ocurre un cambio de energía, que sucede al agregarle electrones a un átomo neutro que se encuentra en fase gaseosa.

Según los valores obtenidos, puede verse que la energía de unión electrónica disminuye del N2, al O2 triplete, al O2 singulete y por último al F2. Esto se debe en gran parte a que estas moléculas tienen diferentes tipos de enlaces químicos: los átomos de nitrógeno tienen uno triple, los de oxígeno uno doble y los de flúor uno simple. Los que más energía liberan presentan una unión más estable, por lo que el enlace triple, el de dos átomos de nitrógeno, es más estable que el oxígeno y que el flúor. A su vez, el enlace simple entre dos átomos de flúor libera menos energía debido a que su unión no es tan estable en comparación al N2 y al O2.

A su vez, hay una diferencia entre las energías liberadas por el O2 triplete y el O2 singulete. Esta se debe a que el primero tiene sus dos últimos orbitales con electrones desapareados mientras que el segundo tiene, de esos mismos orbitales, sólo uno ocupado con electrones apareados. Esto último hace que libere menos energía debido a que estos electrones apareados se repelen entre sí, desestabilizando más a la molécula en comparación al caso del O2 triplete, y que por lo tanto libere menos energía que este.

Además, se calculó la interacción entre dos moléculas de agua y puede verse que esta unión entre moléculas es la que menos energía libera de todas las analizadas. Es por esto que puede establecerse que su unión química es mucho más estable que las del N2, el O2 triplete, el O2 singulete y el F2, denominada puente de hidrógeno.

Curva de energía potencial

Método utilizado: ab initio

Base: small (3-21G)

En el gráfico de energía potencial en función de la distancia en una molécula de H2 se puede ver cómo, a medida que los átomos van estando cada vez más cerca, la energía va disminuyendo, dado que mientras menos energía haya, el sistema será más estable y por ende los átomos de hidrógeno tendrán un estado más estable cuando forman una molécula que como átomos separados. Pero como se puede observar en el gráfico, si los átomos se siguen acercando más a partir de cierta distancia (el punto mínimo en el Gráfico 1), la energía aumenta gracias a que se genera repulsión electrostática por la cercanía entre átomos.

En el caso del He2 no sucede lo mismo ya que el helio es un gas noble y como tal es muy estable en su forma de átomo libre. Por eso mismo es que la molécula de He2 no existe en la naturaleza y, aunque puede ser sintetizada en un laboratorio, su tiempo de vida es extremadamente corto. Por este motivo no puede verse un punto mínimo en el Gráfico 2.

Gráfico 1: energía potencial en función de la distancia interatómica para el H2

Gráfico 2: energía potencial en función de la distancia interatómica para el He2

Resultados obtenidos en el cálculo de la distribución de probabilidad electrónica en función de la distancia

La distancia entre dos átomos es muy importante para saber si forman o no una unión entre sí. Esto puede verse con las imágenes 1, 2 y 3, en las que se calculó la distribución de probabilidad electrónica en función de la distancia para el H2. En la primera y segunda imagen, con distancias de 1,1 Å y 2,0 Å respectivamente, puede verse que la probabilidad electrónica es una alrededor de ambos átomos. Sin embargo, en la imagen 3, que corresponde a una distancia de 4,0 Å, puede considerarse que los átomos no están unidos ya que la probabilidad electrónica no es una entre ambos átomos sino dos probabilidades claramente separadas por átomo.

Imagen 1: Resultados obtenidos en el cálculo de la distribución de probabilidad electrónica del H2 en función de la distancia (1,1 Å)

Imagen 2: Resultados obtenidos en el cálculo de la distribución de probabilidad electrónica del H2 en función de la distancia (2,0 Å)

Imagen 3: Resultados obtenidos en el cálculo de la distribución de probabilidad electrónica del H2 en función de la distancia (4,0 Å)

Diagramas de OM

Se analizaron los tipos de orbitales moleculares y su energía orbital presentes en la molécula N2 y se obtuvo la siguiente información:

Tipo de orbital molecular

Energía orbital (eV)

σ 1s antienlazante

-424,80

σ 2s enlazante

-26,30

σ 2s antienlazante

-26,05

π 2p enlazante

-12,48

π 2p enlazante

-12,26

σ 2p enlazante

-7,45

Tabla 4: Orbitales moleculares y energía orbital de N2

Anteriormente se había calculado la energía de unión de esta molécula y se obtuvo que es de -214,85 kcal/mol, como puede verse en la tabla 2.

También se calculó el orden de enlace del N2 con la siguiente fórmula:

OE = (eE – eAT) / 2

donde “OE” representa el orden de enlace, “eE” la cantidad de electrones enlazantes y “eAT” la cantidad de electrones antienlazantes.

Como eE = 10 y eAT = 4, entonces:

OE = (10 – 4) / 2 = 3

Por lo tanto, el orden de enlace del N2 es 3.

Un orbital σ es aquel que tiene simetría cilíndrica sobre el eje internuclear. Además, hay dos tipos de orbitales sigma: los enlazantes y los antienlazantes. Los primeros, como puede verse en