INFORME TRABAJO PRÁCTICO N°2 ESTRUCTURA DE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

...

Curva de energía potencial

Método utilizado: Ab Initio Base: Small (3-21G)

Gráficos

H2[pic 1]

[pic 2]

Comentario del gráfico: A medida que los átomos de H se acercan, la energía va disminuyendo hasta llegar a un mínimo, en el cual la molécula puede existir, ya que los átomos juntos son más estables que separados (con energía más baja y estable), si se siguen acercando más allá de ese mínimo, la energía aumenta al infinito, porque se repelen. En el gráfico de los átomos de He predomina la energía repulsiva, no se encuentra una distancia en la cual la energía sea apta para formar un enlace estable.

[pic 3][pic 4]

[pic 5]

*

Diagramas de OM

- Sigma antienlazante. B) sigma enlazante. C) pi enlazante y D) pi antienlazante

[pic 6]

[pic 7]

[pic 8]

[pic 9]

Geometría Molecular (expresar distancias en Armstrong y ángulos en grados)

Sistema

Distancia calculada Å

Distancia tabulada Å

Ángulos calculados (en grados)

Ángulos TREPEV (en grados)

Ángulos tabulados*

NH3

1.01

1,012

109.47

106,7

PCL5

2.05

120

120

120

180

2.05

180

180

180

120

2.05

90

90

90

90

CO32-

1.28

1,56

120

120

109°98’

*indicar fuente bibliográfica : Handbook of chemistry And Physics 78 Th, Edition

Grafico de distribución de la densidad electrónica del CO3 2-

El CO3 2- posee un doble enlace con uno de sus O y dos electrones de su carga en los otros dos átomos, pero al ser una estructura resonante las distancias se toman como una combinación de todas, por eso es que son todas iguales. En el modelo de enlaces de valencia se puede ver como los enlaces pi forman unas nubes electrónicas en la parte de arriba y abajo de la molécula. La carga negativa esta equitativamente en la molécula.

Conclusiones

Se calculó las energías de ionización con ayuda del programa Hyperchem para distintos átomos desde el Litio hasta el Flúor.

Se calculó la energía de uniones químicas de diferentes moléculas, se analizó las tendencias observadas y creó la curva de energía potencial para la molécula, de la cuál analizamos el significado de su gráfico.

Por último, vimos y comparamos las geometrías de distintos orbitales moleculares.

Parte Experimental

Átomos. Espectros de emisión a la llama.

Objetivos:

Observar los espectros de emisión de diferentes sustancias, identificar el átomo que está emitiendo, y analizar con el color que percibimos, la longitud de onda y con ello calcular las energías de transición.

Función de la llama:

Vaporizar la muestra, disociar las sales, convertir parte de los iones en átomos, y excitar a las especies presentes si la energía necesaria para esta excitación es comparable a la energía térmica disponible en la llama.

Solución

Color de las líneas más intensas

Longitud de onda de las Transiciones (nm)

Energía de las transiciones (KJ/mol)

CuCl2

Verde

490-530

6.51x10˄-28 a 7.04x10˄-28

LiCl

Violeta

380-450

5.06x10˄-28 a 5.98x10˄-28

SrCl2

Rojo

620-750

8.21˄-28 a

9.98x10˄-28

CaCl2

Naranja

590-620

7.84x10˄-28 a

8.21x10˄-28

NaCl

Naranja

590-620

7.58x10˄-28 a 7.84x10˄-28

Pb(NO3)2

Naranja

590-620

7.58x10˄-28