Estructura Molecular

5 ) ESTRUCTURA MOLECULAR

5.1) ENLACES MOLECULARES Sistemas = sistemas de átomos ¿Cómo se ensamblan o unen los átomos?  interacciones eléctricas + →Enlaces

5.1) ENLACES MOLECULARES i)

ENLACES IÓNICOS

 Caracterizados por interacciones eléctricas de iones atómicos.  Molécula +de Cloruro de sodio →NaCl= Na + Cl

5.1) ENLACES MOLECULARES → Enlace medianamente intenso NaCl  Na+ Cl( orden de eV)

+

-

ii) ENLACES COVALENTES Caracterizados por fuerzas eléctricas más intensas debido al acople {apareamiento} de electrones → Compartición de electrones Caso más típico es el H2 H2 = H – H

Son energéticamente más intensos que el enlace ion – ion Cl2 , O2, H2O ,CH4

iii) ENLACES DE VAN DER WALLS Caracterizados por interacciones eléctricas débiles entre dipolos → H20, HCl : Moléculas polares permanentes, por ejemplo,

Son enlaces energéticos débiles respecto de los ION-ION Las fuerzas de Van der Walls pueden ser: → p-p (permanente-permanente)

→ p-p (permanente-inducido)

→ p-p (inducido-inducido)

iv) ENLACE DE H Caracterizado por compartir protones Presentes en macro-moléculas {moléculas orgánicas} Son de intensidad energética baja (– 0.1 eV)

v) ENLACE METALICO → Presente en sólidos metálicos → Las fuerzas de enlace entre los núcleos positivos y el gas de electrones.

5.2) ENERGÍAS Y ESPECTROS MOLECULARES Caracterizaremos energéticamente a los sistemas moleculares. Esta caracterización se efectuará considerando básicamente energías rotacionales y vibracionales, Molécula

Energía eléctrica : e-e , e-p Energía de traslación: CM Energía cinética de rotación √ Energía de vibración √

CM

5.2) ENERGÍAS Y ESPECTROS MOLECULARES ESTADO MOLECULAR CARACTERIZADO POR ENERGIA, Emol

Emol  E elect  E kT  EkR  Evib  ... Compleja , problema de muchos cuerpos

No da mucha información “estructural” de la molécula

i) Estados energéticos rotacionales Caso: Molécula diatómica

r m1

m2

3 grados de libertad rotacional

z X: Rot Y-Z Y: Rot Y y x

Z: Rot X-Y

z

m1

z r

CM

m2

≡

0

r µ

1 2 m1m2 2 EkR  Iw , I   r    2 m1  m2 L  Iw L  J ( J  1)h, J : numero cuantico rotacional Re emplazando EK , R

J ( J  1)h2  , J  0,1, 2,... 2I

Las transiciones posibles rotacionales se muestran en el siguiente diagrama donde la regla de selección esta dada por ∆J = +/- 1, J

EKRi

EKR 3 3 γ

2 1 0

γ

6h2  I

3h2 EKR 2  I h2 EKR1  I EKR 0  0

Las transiciones de los estados rotacionales se ajusta a la regla De selección j= + 1 la cual considera la conservación del L del sistema molécula – fotón. La transiciones rotacionales conducen a espectros de emisión -absorción fotónica en la franja de microondas hasta IR lejano. γ

• Teoría física  modelo  experimentos:

E ij  E j  Ei  f  Ei  kE1  k

h (2 ) I

Caso: CO C

r

O

mc y mo= ok u:uma

M1

M2

u: 1,6 *10(-27)

mc

mo

→r:0,113 nm

ii) Energía vibracional • Modelo k

m1m2  m1  m2

k m2

m1

Sistema µk {sistema m-k: MAS}

w

2 1   T 2

k 

1  Evib  Eoscmascuantico  h  v   2  v : # cuantico vibracional ; v  0,1, 2, ... Evib 

h 2

k 1 (v  )  2

Regla de selección: ∆ν=+/-1 ν

Evib

3

E3  7 E0

γ

2 1

γ

0

E2  5 E0 E1  3E0 h k E0  2 

E12 = E12 : Absorción Eγ 12= ∆E12 = E 2 − E1

E32 = E32 : Emisión Eγ 43= ∆E 43 = E 4 − E 3

A Ts ordinarias: Ev = Ev,v=0 (∆E>>kBT)

E  IR

E   : E  h   

E

h h k E (eV )  Eij  aE0  a 2  Enlaces : k ( informacion diversa)

kCO  1860 N / m k HCl  480 N / m

iii) Espectros moleculares Asumiendo grados de libertad independientes,

Emol ,rot ,vib  Ekr  Evib Emol ,rot ,vib  E j h ( J ( J  1) k 1 E j   h (v  ) 2I  2 2

• Diagramas de nivel de energía:

h2 E  h   J  1 I

2

h E  h  J I

, J  1, J  0,1, 2,K ;   1; J : inicial

; J  1, J  1,2,K ;   1; J : inicial

• Especto del HCl: doblete; concordancia con el modelo

I

I

8.00

8.20

8.40

8.60 8.80 Frecuencia

9.00

9.20 x 1013 Hz

5.3) ENLACES EN SÓLIDOS • Tipos de Enlaces: → Enlace Iónico (NaCl) → E covalente (diamante) → E Metálico (metales): Iónico-covalente

i) Sólidos Iónicos: NaCl • Interacción Coulombiana • Na+ tiene 6 iones Cl- vecinos mas cercanos • Cl- tiene 6 iones Na+ vecinos mas cercanos

 Na  : E p ,elect Na   6Cl   6ke e 2 / r ; r : Na   Cl  : atractiva

 Na  : E p ,elect Na   12 Na  : repulsivo; r%: Na   Na  :

2r

 12ke e 2 /( 2r ) M

 E p ,elect ,atractiva ,res   ke e / r , : cte de Madelung 2

    (estructura del cristal)   NaCl  1,7476

La energía potencial total se puede modelar de esta forma,

E pot ,total

A B  n  m r r

 U total

 ke e B  A   ke e   m r r  n 1 2

2

UT

r U0

 Grafica U total (r ),U 0 : mínimo (separación de equilibrio, r  r0 )

e2  1  U 0   ke  1   r0  m • U0 Energía cohesiva Iónica del sólido

 U 0 : solido  iones aislados  U 0, NaCl  7,84 eV / Na   Cl 

•

Energía cohesiva Atómica:

NaCl 

E

  Na  Cl

NaCl  

 E1

  Na   Cl  , E1  7,84



Na  Cl 

 E2

  Na  Cl , E2  5,14  3,61



Na  Na  5,14eV 

E=?

Cl  3,61eV  Cl

E% 7,84  5,14  3,61  6,31

 Na  Cl 

  NaCl : E% 6,31

 E%

E=6,31

•

Propiedades Generales: → Duros y estables → Pobres conductores de I y Q → Transparentes en la zona visible → Absorbentes en zonas IR medio y lejano → Solubles en líquidos polares: H2O