Estructura de átomos y moléculas (página 2)




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

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.

número atómico atraen con mayor intensidad a los electrones que los rodean puesto que éstos se encuentran más cerca de aquellos.

            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", 78th  Edition.

Análisis de la tendencia observada:

            Como observamos en la tabla de datos, la energía de unión (en valor absoluto) es mayor para el N2, luego para el O2 triplete, el O2 singlete y por último en orden viene el F2. La diferencia de energía entre las moléculas de nitrógeno, oxígeno y flúor está directamente relacionada con el tipo de unión entre los átomos que componen cada uno de estos compuestos. Los átomos de N se unen mediante un triple enlace, los de O mediante uno doble y finalmente los de F se unen por medio de un simple enlace. Visto

de otra manera, el orden de enlace del N2 es mayor que el del O2 que a su vez es mayor que el de l F2.

            Por otro lado observamos que hay una diferencia entre el oxígeno triplete y el singulete. La energía de unión del O2 triplete es mayor que la del O2 singlete porque posee dos electrones desapareados en los últimos orbitales mientras que el O2 singlete posee esos dos electrones compartiendo un orbital. Esto hace al O2 singlete enérgicamente superior y por ende menos estable.

Sistema

E monómero

E dímero

E unión calc.

E unión tab.

H2O*

       

Citosina

-35082,99

----------

----------

----------

Guanina

-47543,73

----------

----------

----------

Cit - Gua

----------

-82638,30

-11,58

----------

* No fue realizado en clase.

Análisis de la magnitud de las energías de unión:

            Sabemos que el tipo de unión entre la citosina y la guanina es un enlace puente hidrógeno. Esta clase de unión es un tipo especial de interacción dipolo - dipolo pero su energía promedio es demasiado grande para una interacción de ese tipo. Es por ello que esta unión tiene una gran influencia en la estructura de muchos compuestos y en algunas propiedades como por ejemplo el punto de ebullición. Sin embargo, comparando con los datos obtenidos para las uniones moleculares, concluimos en que el nivel energético de esta clase de interacción es menor que el de un enlace covalente.

B.2. Curva de energía potencial

Gráfico de energía potencial en función de la distancia para una molécula de He2

Gráfico de energía potencial en función de la distancia para una molécula de N2

            Analizando el gráfico realizado para la molécula de N2, observamos que, a medida que la distancia entre los átomos disminuye, la energía disminuye, es decir, aumenta la fuerza atractiva. Esto sucede hasta un punto en el que la distancia entre los átomos es la ideal para la formación de la molécula. Luego, si se acercan más, la energía aumenta pues comienza a prevalecer la repulsión electrostática.

            En cambio, en el gráfico de la molécula de He2, observamos que en todo momento gobierna la fuerza repulsiva. La energía es alta para todas las distancias, aumentando a medida que se acercan los átomos. Esto se debe a que la molécula de He2 no existe en la naturaleza ya que el He, por ser un gas noble y como tal muy estable, se presenta como un átomo libre.

B.3. Geometría molecular.

Sistema

Distancias

calculadas

Distancias

tabuladas*

Ángulos

calculados

Ángulos

TRePEV

Ángulos

Tabulados*

NH3

1,010

1,012

109,471

< 109,5

106

CH4

1,090

1,1199

109,471

109,5

109

PCl5

1,971

2,020

90,000

90

90

2,075

2,124

120,001

120

120

4,150

2, 040

180,000

180

180

SF6

1,540

1,561

89,999

90

90

2,178

 

90,000

90

90

CO3 2-

1,297

1.56

120,000

120

119º58"

Las distancias están expresadas en A y los ángulos en ºC.

* Lide, David R.;  "Handbook of Chemistry And Physics", 78th  Edition.

C. Conclusiones

            A partir de los datos obtenidos, concluimos que la Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de Valencia (TRePEV) predice con gran exactitud los ángulos formados por los átomos en todas las moléculas estudiadas (incluso en algunos casos con mayor exactitud que las tablas). Además, el conocimiento de los átomos que componen cada molécula, los ángulos formados por éstos y los pares de electrones libres nos permiten conocer la geometría que presenta cada compuesto en el espacio, siendo éstas:

NH3: piramidal

CH4: tetraédrica

PCl5: bipiramidal trigonal

SF6: octaédrica

CO3 2-: plana triangular.

            Por último, observamos que las distancias de enlace calculadas se aproximan bastante a las tabuladas.

II. Parte experimental

A. Átomos. Espectros de emisión a la llama.

Objetivos:

Función de la llama:

Solución

Color de la(s) línea(s) más intensa(s)

Longitud de onda de la(s) transición(es) l (nm.)*

Energía de la(s) transición(es) (KJ/mol)

CuCl2

Azul, verde, amarillo, rojo

450, 520, 590, 650

4,42 . 10-19, 3,82 . 10-19,  3,37 . 10-19, 3,06 . 10-19

LiCl

Rojo

670

2.97 . 10-19

CuSO4

Azul, verde, Amarillo, rojo

450, 520, 590, 650

4,42 . 10-19, 3,82 . 10-19,  3,37 . 10-19, 3,06 . 10-19

KCl

Violeta

410

4,85 . 10-19

KNO3

Violeta

410

4,85 . 10-19

SrCl2

Rojo

670

2.97 . 10-19

CaCl2

Verde, rojo

490, 645

4,06 . 10-19, 3,08 . 10-19

Na2SO4

Amarillo

588

3,38 . 10-19

NaCl

Amarillo

588

3,38 . 10-19

Pb(NO3)2

Azul claro

460

4.42 10-19

* Lange"s handbook of chemistry, Revised Tenth Edition

Chang, R; "Química", Mc Graw-Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V.,  Colombia, 2002

B. Moléculas

Objetivos:

   B.1. Determinación de espectros de absorción

Solución empleada: CoSO4                      Concentración (M): 0,1                      l (cm.): 1

l (nm.)

A

%T

l (nm.)

A

%T

l (nm.)

A

%T

340

-0,012

102,80

420

0,047

89,74

500

0,421

37,93

350

-0,011

102,57

430

0,081

82,99

510

0,471

33,81

360

-0,011

102,57

440

0,132

73,79

520

0,453

35,24

370

-0,006

101,39

450

0,200

63,10

530

0,394

40,36

380

0,001

99,77

460

0,269

53,83

540

0,300

50,12

390

0,007

98,40

470

0,316

48,31

550

0,207

62,09

400

0,018

95,94

480

0,357

43,95

560

0,132

73,79

410

0,028

93,76

490

0,392

40,55

570

0,079

83,37

   B.2. Variación de la absorbancia con la concentración.

      B.2.a. Verificación de la Ley de Lambert - Beer

Solución: CoSO4                             l del máximo (nm.): 510                              l (cm.): 1

Concentración (M)

A

1 . 10 -2

0,048

2 . 10 -2

0,103

5 . 10 -2

0,238

7 . 10 -2

0,342

   

εl = 4,8209 M -1 . cm.-1

      B.2.b. Determinación de la concentración de una muestra de concentración incógnita

Dilución empleada: solución de CoSO4

Absorbancia medida: 0,152

Concentración determinada: 3,15 . 10 -2 M

C. Conclusiones

            En la parte de átomos pudimos comprobar que aquellos absorben energía (en este caso calórica) para luego liberarla producto de su desexitación. Además, verificamos que los átomos de distintos elementos emiten también en diferentes longitudes de onda que le son características y que se manifestaron en este caso en el color tomado por la llama y en las líneas que observamos con el espectrofotómetro. Por último, observamos mediante este experimento que las especies que emiten son los cationes metálicos por lo que concluimos que es más fácil exitar a estos últimos que a los aniones.

            En la parte de moléculas comenzamos analizando el espectro de absorbancia del CoSO4. Observamos que al ir aumentando la longitud de onda, la absorbancia fue aumentando hasta llegar a un máximo y luego caer nuevamente.

            En una segunda parte, analizamos la absorbancia en función de la concentración, dejando una longitud de onda fija (sacada del máximo del gráfico de la parte anterior) y verificamos la Ley de Lambert - Beer: efectivamente, a mayor concentración, mayor absorbancia (pues son magnitudes directamente proporcionales)

            Para finalizar, logramos calcular exitosamente la concentración de una muestra de concentración desconocida interpolando en el gráfico de A = f (C).

Apéndice:

Cálculo de energía de la transición (emisión)

E = h . C / l

Cálculo del porcentaje de transmitancia

A = -log (T)

-A = log (T)

T = 10 -A

%T = (10 -A) . 100

Cálculo de la concentración de la muestra incógnita

A (l) = ε (l) . l . C

C = A (l) / ε (l) . l

C = 0,152 / 4,8209 M -1 . cm.-1 . 1 cm

C = 3,15 . 10 -2                                                      



 

 

Autor:

Cynthia Fernandez