ESTRUCTURA MOLECULAR COMPONENTE PRÁCTICO- PRÁCTICA No. 5 – 6 6 ÁTOMO DE HIDRÓGENO Y ORBITALES ATÓMICOS - ORBITALES ATÓMICOS Y MOLECULARES.
PRESENTADO POR: OMAR GOMEZ VASQUEZ COD: 1101682891
GRUPO: 401582_1
TUTORA: DOLFFI RODRIGUEZ
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA COLOMBIA FACULTAD DE INGENIERÍA 2017
OBJETIVOS:
Interpretar los procesos ocurridos en la emisión de luz de los átomos de hidrogeno.
Visualizar los eventos ocurridos con los diferentes del átomo de hidrógeno.
Explicar el nivel nivel de la energía de un electrón en los orbitales. orbitales.
visualizar orbitales híbridos y relacionar su llenado de orbitales enlazantes y antienlazantes.
Determinar propiedades de simetría en las moléculas, mediante la identificación de sus propiedades de vinculación: σ, σ*, π, π*, o n.
MARCO TEÓRICO.
. E. Schrödinger (1927) basado en el concepto de dualidad onda-corpúsculo enunciado por L. de Broglie, formula la Mecánica Ondulatoria, y de W. Heidelberg la Mecánica de Matrices. Es así, como se continúa ampliando el conocimiento de la estructura atómica, con el aporte de científicos de épocas anteriores y de su momento se fue consolidada la Mecánica Cuántica. En la actualidad, el modelo atómico que se admite es el modelo propuesto por la mecánica cuántica (modelo de Schrödinger). El modelo de Bohr utiliza un número cuántico (n) para describir la distribución de electrones en el átomo. El modelo de Schrödinger permite que el electrón ocupe un espacio tridimensional. Por lo tanto requiere tres números cuánticos para describir los orbitales en los que se puede encontrar al electrón. La descripción del átomo mediante la mecánica ondulatoria está basada en el cálculo de las soluciones de la ecuación de Schrödinger. La cual aporta información sobre la posición del electrón, orbitales y se realiza aproximación con las órbitas de los modelos atómicos clásicos. Se representa la probabilidad de encontrar al electrón en un punto del espacio (x, y, z). Las variables de las funciones de onda se denominan números cuánticos: número cuántico principal, (n), angular (l) y número cuántico magnético (ml). Estos números describen el tamaño, la forma y la orientación en el espacio de los orbitales en un átomo. Así, el número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital, el número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico. Cada combinación de los números cuánticos n, l y ml describe una solución de la ecuación de ondas. La solución más simple es aquella en la que n = 1, l = 0 y ml = 0, Ψ(1,0,0), y describe al electrón en el átomo en su estado fundamental (de menor energía). Cada una de estas funciones de onda para el átomo de hidrógeno corresponde a un orbital atómico
Orbitales atómicos Los orbitales atómicos hacen parte del modelo mecano-cuántico del átomo, se basan en la descripción de los números llamados números cuánticos: n: Número cuántico principal. l: Número cuántico secundario o azimutal. m: Número cuántico magnético.
s: Número cuántico de spin El concepto del solapamiento de los orbitales atómicos también se aplica a las moléculas poliatómicas. Sin embargo, un esquema satisfactorio del enlace también debe explicar la geometría molecular. La hibridación es una combinación lineal de Orbitales Atómicos (OA), para formar otros orbitales híbridos. Representa la distorsión de las nubes de carga electrónica de los átomos, para dar una distribución direccional distinta a la que tenían inicialmente.
Orbitales moleculares La teoría del orbital molecular (OM) se centra en dar razón de cómo ocurre la combinación de orbitales atómicos de átomos diferentes y como ellos forman orbitales moleculares (OM) de manera que los electrones en esos orbitales pertenecen a una molécula como un conjunto. Los orbitales son representaciones de las densidades electrónicas donde se indican las regiones de las moléculas con mayor probabilidad de encontrar electrones. Existen:
Orbital enlazante: Al solaparse en fase tiene lugar una interacción constructiva en la región entre los núcleos. La energía del orbital enlazante es más baja o estable que la energía de los orbitales que se combinan.
Orbital antienlazante: Al solaparse en fase de oposición la interacción destructiva reduce la probabilidad de encontrar electrones en la región entre los núcleos. Tiene energía más alta y menos estable que los orbitales atómicos iniciales.
PRACTICA NO. 5 – ÁTOMO DE HIDRÓGENO Y ORBITALES ATÓMICOS. 1. Ingresar a la dirección http://phet.colorado.edu/en/simulation/hydrogen-atom 2. Empleando las herramientas disponibles observe las diferentes características que muestran cada uno de los modelos del átomo.
Modelo
Representación Grafica
Observaciones - El átomo se denotan como una bola de billar.
Billiard Ball
- El átomo nunca se divide, aun cuando es golpeado por las otras partículas. - No se observa una estructura atómica bien definida. - Se observa un modelo atómico bastante irregular en su forma.
Plum pudding
- El electrón solo fluctúa, sin un patrón definido de movimiento. - Este modelo carece de un núcleo definido, por ellos no se aprecian partículas como protones y neutrones. - Se observa un modelo atómico bastante irregular en su forma.
Classical Solar Sistem
- El electrón oscila alrededor del núcleo. - El electrón atraído por la fuerza de gravedad del núcleo, choca con este y se libera una gran cantidad de energía.
Bohr
De Broglie
Schrödinger
- Se observa un modelo atómico bien definido con un núcleo y diferentes niveles de energía. - Los electrones están dispuestos alrededor del nucleó, en órbitas o niveles de energía. - Los saltos de los electrones entre los niveles, supone una emisión o absorción de energía.
- Se observa capacidad ondulatoria del electrón. - Según de Broglie esta capacidad ondulatoria, es la responsable de la estabilidad del átomo. -Se observa un modelo atómico, con partículas bien definidas. -Se muestran los electrones como ondas de materia que se distribuyen en el espacio según la función de ondas. -Se observan orbitas elípticas, que son espacios con una alta probabilidad de encontrar un electrón.
3. Determine la energía que puede ser liberada en los niveles energéticos y las diferencias posibles a partir de la modificación del tipo de luz.
Modelo de Broglie:
Tipo de Luz
Niveles de energía 1,2,3,4,5 y 6
1
1
1
1
1
4. Ingresa a la dirección http://iesbinef.educa.aragon.es/fiqui/Matomicos/orbitales.htm Con este applet, podrás dibujar todos los orbitales atómicos (s, p, d y f) y verás como medida que “n” aumenta, también lo hace el orbital, así 1s < 2s <3s.... ; 2p<3p<4p etc. Se puede ver a los orbitales de tres formas distintas: radial, angular y mapa de densidad electrónica (nube de carga). Desde un punto de vista mecano-cuántico, los números cuánticos son soluciones de la ecuación de Schrödinger.
nº cuántico
posibles valores
n Principal. l secundario m magnético
1,2,3... 0,..(n-1), -l, ...,0,...,+l
Modifica los tres números cuánticos y observa su representación. En la columna o tabla puedes modificar los valores de los números cuánticos (n,l.m) del átomo de Hidrógeno. Al hacer clic sobre "Dibuja" o “Plot” y se representaran: Después de familiarizarte con el funcionamiento del applet, re aliza las siguientes actividades:
1. Indica cuántos orbitales pueden existir a) en el primer nivel de energía; b) en el segundo nivel de energía. Escribe como se denominan, dibujadlos e indicar los tres números cuánticos que caracterizan a cada uno de ellos. Comprueba tus respuestas por medio del applet y realiza un informe con los resultados obtenidos.
Nivel de Energía Número Orbitales Denominación
1
2
3
4
1
1 3
1 3 5
1 3 5 7
1s 2s 2p 3s 3p 3d Combinaciones Permitidas en Números cuánticos Números Cuánticos n l m 1 0 0 0 0 1 2 1 0 -1
Funciones de onda 1s 2s 2p
4s 4p 4d 4f
2. Describe la forma geométrica y el número de orbitales s, p y d que hay en el tercer nivel de energía. Describe los tres números cuánticos que caracterizan a cada uno de ellos. Compruébalo mediante el applet.
s
p
d
1
2
3
3. Indica razonadamente si las siguientes ternas de números cuánticos (n,l,m) pueden representar a un orbital. Indica en cada caso a cual y compruébalo mediante el applet: a) (1,0,0); b) (0,0,0) c) (1,1,1) d) (2,0,0) e) (2,0,1), f)(2,1,0) g) (2,1,1);h) (2,1,-1) ; i) (2,2,0); j)(3,1-1); k) (3,2,1); l) (1,2,3). Comprueba tus respuestas mediante el applet y justifica los resultados obtenidos. -
a) (1, 0,0). R: Si, representa un orbital ya que n, puede tomar valores desde 1, 2,3,….
-
b) (0, 0,0). R: No, representa un orbital ya que n, no puede tomar valores de cero (0).
-
c) (1, 1,1). R: No, representa un orbital ya que l tiene que tomar valores n-1.
-
d) (2, 0,0). R: Si, representa un orbital ya que n, puede tomar valores desde 1, 2,3,…….
-
e) (2, 0,1).
R: No, representa un orbital ya que l, tiene que tomar valores n-1.
-
f ) (2, 1,0). R: Si, representa un orbital ya que n, si puede tomar valores desde 1, 2,3,……., l tiene valor de n-1 y m entre -l,..., 0,...,+l
-
g) (2, 1,1). R: Si, representa un orbital ya que n, puede tomar valores desde 1, 2,3,……., l tiene valor de n-1 y m entre -l,..., 0,...,+l
-
h) (2, 1,-1). R: Si, representa un orbital ya que n, puede tomar valores desde 1, 2,3,……., l tiene valor de n-1 y m entre -l,..., 0,...,+l Sólo que el -1 en el número cuántico m magnético invierte los colores en el applet
-
i) (2,2,0): R: No, representa un orbital ya que l, tiene que tomar valores n-1.
-
j)(3,1-1): R: Si, representa un orbital ya que n, puede tomar valores desde 1, 2,3,……., l tiene valor de n-1 y m entre -l,..., 0,...,+l Sólo que el -1 en el número cuántico m magnético invierte los colores en el applet.
-
k) (3,2,1): R: Si, representa un orbital ya que n, puede tomar valores desde 1, 2,3,……., l tiene valor de n-1 y m entre -l,..., 0,...,+l
-
l) (1, 2,3). R: No, representa un orbital ya que l, tiene que tomar valores n-1.
PRACTICA NO. 6 – ORBITALES ATÓMICOS Y MOLECULARES. Procedimiento: 1. Ingresar a la dirección http://www.chm.davidson.edu/vce/AtomicOrbitals/hybrid.html
2. Revisar la información presentada en el simulador 3. Explique el significado de la existencia de orbitales híbridos en una molécula? R/. Si partimos de la conclusión de que la molécula es una colección de átomos unidos entre sí por pares de electrones compartidos, los que provienen de los Orbitales Atómicos locales dentro de la capa de valencia de cada átomo. Estos nos permiten predecir la geometría molecular. Los orbitales atómicos híbridos son los que se superponen en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, y explican la forma en que se disponen los electrones en la formación de los enlaces, estos nos demuestra la geometría y propiedades de algunas moléculas, si de acuerdo con la teoría de máxima repulsión del enlace de valencia, los pares electrónicos y los electrones solitarios alrededor del núcleo de un átomo, se repelen formando un ángulo lo más grande posible. 4. Revise las imágenes suministradas por el simulador y describa las diferencias entre los diferentes orbitales híbridos.
Podemos observar un orbital híbrido sp está orientado a lo largo del eje z positivo; mientras que el otro está orientado en la dirección opuesta. ahora los orbitales px y py, no se ven afectados en el proceso de hibridación mientras que los orbitales s y pz se convierten en dos nuevos orbitales degenerados de energía intermedia.
Se denotan tres orbitales híbridos. Un orbital híbrido sp2 está orientado a lo largo del eje z positivo, uno está orientado 120º hacia la izquierda y el otro orientado 120º hacia la derecha.
Observamos orbitales muy similares y donde en que la mayoría donde en la mayoría de los casos el orbital está orientado en una misma dirección. Ahora hay un p orbital se distribuye igualmente en dos direcciones opuestas. También se aprecia que a medida que la cantidad de p caracteres en el híbrido orbital aumenta, el híbrido orbital también desarrolla una distribución más simétrica.
Se observan dos orbitales híbridos dsp3, con una geometría bipiramidal trigonal, como también orbitales axiales, que están orientados a lo largo del eje z. 5. Ingrese a la dirección http://www.chm.davidson.edu/vce/AtomicOrbitals/hybridOrbitals.html 6. En este simulador desarrolle las actividades propuestas. A partir de ellas explique la relación de los orbitales híbridos y la geometría molecular. Realizar este ejercicio siguiendo estos pasos.
1. seleccionar una geometría: lineal (dos posiciones), trigonales plana (tres posiciones) y tetraédricas (cuatro posiciones).
2. identificar el conjunto de orbitales que es consistente con esta geometría.
• El conjunto 1 son los orbitales atómicos no hibridados. • El conjunto 2 es dos orbitales híbridos sp más dos orbitales p no hibridados.
• El conjunto 3 tiene tres orbitales híbridos sp2 y un p orbitario no hibridado. • El conjunto 4 es cuatro orbitales híbridos sp3. Cuando haya elegido el conjunto correcto de orbitales y alineado correctamente los orbitales, podrá saltar de un orbital híbrido al siguiente, y cada orbital híbrido apuntará directamente a una de las bolas. Debido a que los orbitales son relativamente grandes, puede ser difícil identificar claramente la dirección de cada orbital. Una flecha que apunte en la dirección correcta puede ser sustituida por la misma isosuperface orbital.
Lineal (dos posiciones) 180° Orbitales atómicos no hibridados. Sp
Trigonales planar (tres posiciones) 120° sp2
Dos orbitales híbridos sp más dos orbitales p no hibridados
Tetraédricas (cuatro posiciones). 109,5 sp3 Cuatro orbitales híbridos sp3.
Responde las siguientes preguntas:
1. ¿Cuáles órbitas híbridas proporcionan la geometría correcta para un sistema lineal? Cuando los átomos son colocados a lo largo de una línea recta, a 180° decimos que la geometría de la molécula es lineal y la hibridación es sp.
2. ¿Cuáles órbitas híbridas proporcionan la geometría correcta para un sistema planar trigonal? Debemos orientar las moléculas hacia los vértices de un triángulo, ya que así estarán separados 120° entre ellos. La hibridación del átomo es sp2
3. ¿Cuáles órbitas híbridas proporcionan la geometría correcta para un sistema tetraédrico? Al orientar las moléculas hacia los vértices de un tetraedro, ya que en este caso, los átomos estarán separados entre ellos 109,5°. La hibridación del átomo es sp3
4. Para un sistema que emplea orbitales híbridos sp o sp2, ¿qué papel desempeñan los orbitales p no hibridados? (Sugerencia: Piense en los entornos de los electrones que no sean los enlaces sigma y los orbitales no enlazantes). En tales casos, debemos considerar a los pares libres para sabe r la orientación que tendrán los orbitales. Sin embargo, cuando determinamos la geometría, los pares libres no se deben considerar, ya que la geometría sólo está determinada por los átomos que conforman u na molécula. 7. Ingresar a la dirección http://www.chm.davidson.edu/vce/MolecularOrbitals/MO.html 8. Examinar cuidadosamente la información relacionada con los orbitales moleculares, seleccionar algunas moléculas y con ayuda del simulador analizar:
Para cada orbital molecular, indicar si el orbital es σ, σ*, π, π*... MO 1 es un orbital de unión sigma (σ). MO 2 es un sigma anti-unión orbital (σ *).
Para cada orbital molecular, identificar el orbital atómico u orbitales que formar el orbital molecular.
La superposición de los dos orbitales de hidró geno 1s produce dos orbitales moleculares MO 1 y MO 2. El orbital de menor energía es el orbital de unión; El orbital de energía más alta es el orbital anti-unión.
Para cada orbital molecular, identificar el átomo en qué el orbital es principalmente localizado. Si el orbital es igualmente distribuido alrededor de varios átomos, identificar cada átomo. Cada átomo de H aporta un electrón y cada electrón se coloca en los orbitales atómicos de idéntica energía. σ y σ * están uniformemente distribuidos entre los dos átomos. Para MO 1 muestra que la densidad electrónica está concentrada en la región inmediatamente entre los dos núcleos. Para MO 2 muestra que la densidad de electrones se concentra lejos de la región inmediatamente entre los dos núcleos.
Escribir la configuración electrónica para la molécula. Indicando la configuración del MO apropiados: σ1s,σ*1s ,σ2s…, de acuerdo al orden de llenado apropiado. La configuración electrónica para H2 es (σ) 2. La orden de enlace es, por lo tanto, 1,0. Lo cual indica que el orbital σ enlazante formado por combinación de dos orbitales atómicos 1s contiene en total dos electrones.
Comparar la representación orbital molecular de la vinculación con el Lewis estructura y determinar el orden de enlace en cada caso.
CONCLUSIONES
Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s.
Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.
Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)
El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel de energía más bajo, es decir, n=1
A partir de dos orbitales atómicos p puede originarse otro tipo de orbitales moleculares. El solapamiento o interacción entre los dos orbitales atómicos p puede tener lugar lateralmente para dar lugar a dos orbitales moleculares del tipo p (pi), uno enlazante, de menor energía que los atómicos de partida, y otro antienlazante, de mayor energía y con un nodo. El orbital molecular enlazante descrito para la molécula de hidrógeno, que tiene forma elipsoidal. Los orbitales moleculares de tipo p también p oseen zonas de distinto signo separadas por un plano nodal. El orbital molecular p enlazante está formado por dos lóbulos de distinto signo en los que la probabilidad de encontrar a los electrones es máxima, separados por un plano nodal que pasa por los dos núcleos.
REFERECIAS BIBLIOGRAFICAS
Alcañiz, E. (2003). Enlace Químico y Estructura Atómica. Orbitales y enlaces químicos. Recuperado de http://hdl.handle.net/10596/7590
Hibridación de orbitales. (s.f). E-ducatica. Recuperado de http://educativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/4750/4844/html/3_hibridacin_de_or bitales.html Martínez, M. (2016, Abril 14). Moléculas diatómicas homonucleares. Recuperado de http://hdl.handle.net/10596/7701 Martínez, M. (2016, Abril 14). Moléculas diatómicas Heteronucleares. Recuperado de http://hdl.handle.net/10596/7707
