molécula diatómica

Molécula compuesta por dos átomos cualesquiera.

Un modelo de relleno espacial de la molécula diatómica dinitrógeno, N ₂

Las moléculas diatómicas (del griego di-  'dos') son moléculas compuestas por sólo dos átomos , de elementos químicos iguales o diferentes . Si una molécula diatómica está formada por dos átomos del mismo elemento, como hidrógeno ( H ₂ ) u oxígeno ( O ₂ ), entonces se dice que es homonuclear . En caso contrario, si una molécula diatómica está formada por dos átomos diferentes, como el monóxido de carbono ( CO ) o el óxido nítrico ( NO ), se dice que la molécula es heteronuclear . El enlace en una molécula diatómica homonuclear es apolar .

Una tabla periódica que muestra los elementos que existen como moléculas diatómicas homonucleares en condiciones típicas de laboratorio.

Los únicos elementos químicos que forman moléculas diatómicas homonucleares estables a temperatura y presión estándar (STP) (o en condiciones típicas de laboratorio de 1 bar y 25 °C) son los gases hidrógeno ( H ₂ ), nitrógeno ( N ₂ ), oxígeno ( O ₂ ), flúor ( F ₂ ) y cloro ( Cl ₂ ), y el bromo líquido ( Br ₂ ). ^[1]

Los gases nobles ( helio , neón , argón , criptón , xenón y radón ) también son gases en condiciones STP, pero son monoatómicos . Los gases diatómicos homonucleares y los gases nobles en conjunto se denominan "gases elementales" o "gases moleculares", para distinguirlos de otros gases que son compuestos químicos . ^[2]

A temperaturas ligeramente elevadas, los halógenos bromo ( Br ₂ ) y yodo ( I ₂ ) también forman gases diatómicos. ^[3] Todos los halógenos se han observado como moléculas diatómicas, excepto el astato y la tennessina , que son inciertos.

Otros elementos forman moléculas diatómicas cuando se evaporan, pero estas especies diatómicas se repolimerizan cuando se enfrían. Al calentar ("craquear") el fósforo elemental se obtiene difósforo ( P ₂ ). El vapor de azufre es principalmente disulfuro ( S ₂ ). El dilitio ( Li ₂ ) y el disodio ( Na ₂ ) ^[4] se conocen en fase gaseosa. El diwolframio ( W 2 ₎ y el dimolibdeno ( Mo ₂ ) se forman con enlaces séxtuples en la fase gaseosa. El dirubidio ( Rb ₂ ) es diatómico.

Moléculas heteronucleares

Todas las demás moléculas diatómicas son compuestos químicos de dos elementos diferentes. Muchos elementos pueden combinarse para formar moléculas diatómicas heteronucleares , dependiendo de la temperatura y la presión.

Algunos ejemplos son los gases monóxido de carbono (CO), óxido nítrico (NO) y cloruro de hidrógeno (HCl).

Muchos compuestos binarios 1:1 normalmente no se consideran diatómicos porque son poliméricos a temperatura ambiente, pero forman moléculas diatómicas cuando se evaporan, por ejemplo, MgO, SiO y muchos otros gaseosos.

Ocurrencia

Se han identificado cientos de moléculas diatómicas ^[5] en el entorno de la Tierra, en el laboratorio y en el espacio interestelar . Aproximadamente el 99% de la atmósfera terrestre está compuesta por dos especies de moléculas diatómicas: nitrógeno (78%) y oxígeno (21%). La abundancia natural de hidrógeno (H ₂ ) en la atmósfera terrestre es sólo del orden de partes por millón, pero el H ₂ es la molécula diatómica más abundante del universo. El medio interestelar está dominado por átomos de hidrógeno.

Geometría molecular

Todas las moléculas diatómicas son lineales y se caracterizan por un único parámetro que es la longitud del enlace o la distancia entre los dos átomos. El nitrógeno diatómico tiene un triple enlace, el oxígeno diatómico tiene un doble enlace y el hidrógeno, el flúor, el cloro, el yodo y el bromo diatómicos tienen enlaces simples. ^[6]

Significado historico

Los elementos diatómicos jugaron un papel importante en el esclarecimiento de los conceptos de elemento, átomo y molécula en el siglo XIX, porque algunos de los elementos más comunes, como el hidrógeno, el oxígeno y el nitrógeno, se presentan como moléculas diatómicas. La hipótesis atómica original de John Dalton suponía que todos los elementos eran monoatómicos y que los átomos de los compuestos normalmente tendrían las proporciones atómicas más simples entre sí. Por ejemplo, Dalton asumió que la fórmula del agua era HO, dando el peso atómico del oxígeno ocho veces mayor que el del hidrógeno, ^[7] en lugar del valor moderno de aproximadamente 16. Como consecuencia, existía confusión con respecto a los pesos atómicos y las fórmulas moleculares de aproximadamente medio siglo.

Ya en 1805, Gay-Lussac y von Humboldt demostraron que el agua está formada por dos volúmenes de hidrógeno y un volumen de oxígeno, y en 1811 Amedeo Avogadro había llegado a la interpretación correcta de la composición del agua, basándose en lo que hoy se llama ley de Avogadro. y la suposición de moléculas elementales diatómicas. Sin embargo, estos resultados fueron ignorados en su mayoría hasta 1860, en parte debido a la creencia de que los átomos de un elemento no tendrían afinidad química con los átomos del mismo elemento, y también en parte debido a aparentes excepciones a la ley de Avogadro que no fueron explicadas hasta más tarde en términos de moléculas disociadas.

En el Congreso de Karlsruhe sobre pesos atómicos de 1860, Cannizzaro resucitó las ideas de Avogadro y las utilizó para producir una tabla consistente de pesos atómicos, que en su mayoría concuerda con los valores modernos. Estos pesos fueron un requisito previo importante para el descubrimiento de la ley periódica por parte de Dmitri Mendeleev y Lothar Meyer . ^[8]

Estados electrónicos excitados

Las moléculas diatómicas normalmente se encuentran en su estado más bajo o fundamental, que convencionalmente también se conoce como estado. Cuando un gas de moléculas diatómicas es bombardeado por electrones energéticos, algunas de las moléculas pueden excitarse a estados electrónicos superiores, como ocurre, por ejemplo, en la aurora natural; explosiones nucleares a gran altitud; y experimentos con cañones de electrones a bordo de cohetes. ^[9] Dicha excitación también puede ocurrir cuando el gas absorbe luz u otra radiación electromagnética. Los estados excitados son inestables y naturalmente se relajan hasta el estado fundamental. Durante varias escalas de tiempo breves después de la excitación (normalmente una fracción de segundo, o a veces más de un segundo si el estado excitado es metaestable ), se producen transiciones de estados electrónicos superiores a inferiores y, en última instancia, al estado fundamental, y en cada transición se obtienen resultados. se emite un fotón . Esta emisión se conoce como fluorescencia . Los estados electrónicos sucesivamente superiores se denominan convencionalmente , , , etc. (pero esta convención no siempre se sigue y, a veces, se utilizan letras minúsculas y letras alfabéticamente fuera de secuencia, como en el ejemplo que se da a continuación). La energía de excitación debe ser mayor o igual a la energía del estado electrónico para que se produzca la excitación. ${\displaystyle X}$ ${\displaystyle A}$ ${\displaystyle B}$ ${\displaystyle C}$

En teoría cuántica, un estado electrónico de una molécula diatómica está representado por el símbolo del término molecular.

${\displaystyle ^{2S+1}\Lambda (v)_{(g/u)}^{+/-}}$

donde es el número cuántico de espín electrónico total, es el número cuántico de momento angular electrónico total a lo largo del eje internuclear y es el número cuántico de vibración. toma valores 0, 1, 2, ..., que están representados por los símbolos de estados electrónicos , , ,.... Por ejemplo, la siguiente tabla enumera los estados electrónicos comunes (sin números cuánticos vibratorios) junto con la energía de el nivel vibratorio más bajo ( ) del nitrógeno diatómico (N ₂ ), el gas más abundante en la atmósfera terrestre. ^[10] ${\displaystyle S}$ ${\displaystyle \Lambda }$ ${\displaystyle v}$ ${\displaystyle \Lambda }$ ${\displaystyle \Sigma }$ ${\displaystyle \Pi }$ ${\displaystyle \Delta }$ ${\displaystyle v=0}$

Los subíndices y superíndices posteriores brindan detalles mecánicos cuánticos adicionales sobre el estado electrónico. El superíndice o determina si la reflexión en un plano que contiene el eje internuclear introduce un cambio de signo en la función de onda. El subíndice o se aplica a moléculas de átomos idénticos, y cuando se refleja el estado a lo largo de un plano perpendicular al eje molecular, los estados que no cambian se etiquetan (gerade) y los estados que cambian de signo se etiquetan (ungerade). ${\displaystyle \Lambda }$ ${\displaystyle +}$ ${\displaystyle -}$ ${\displaystyle g}$ ${\displaystyle u}$ ${\displaystyle g}$ ${\displaystyle u}$

1. Las unidades de "energía" aquí son en realidad el recíproco de la longitud de onda de un fotón emitido en una transición al estado de energía más bajo. La energía real se puede encontrar multiplicando la estadística dada por el producto de c (la velocidad de la luz) y h (la constante de Planck); es decir, aproximadamente 1,99 × 10 ⁻²⁵ julios-metro y luego multiplicar por un factor adicional de 100 para convertir de cm ⁻¹ a m ⁻¹ .

La mencionada fluorescencia ocurre en distintas regiones del espectro electromagnético , llamadas " bandas de emisión ": cada banda corresponde a una transición particular desde un estado electrónico y nivel vibratorio superior a un estado electrónico y nivel vibratorio inferior (normalmente, muchos niveles vibratorios están involucrados en un gas excitado de moléculas diatómicas). Por ejemplo, las bandas de emisión N ₂ (también conocidas como bandas de Vegard-Kaplan) están presentes en el rango espectral de 0,14 a 1,45 µm (micrómetros). ^[9] Una banda determinada puede extenderse a lo largo de varios nanómetros en el espacio de longitud de onda electromagnética, debido a las diversas transiciones que ocurren en el número cuántico rotacional de la molécula . Estos se clasifican en distintas ramas de subbanda, según el cambio en . ^[11] La rama corresponde a , la rama a , y la rama a . Las bandas se extienden aún más debido a la resolución espectral limitada del espectrómetro que se utiliza para medir el espectro . La resolución espectral depende de la función de dispersión de puntos del instrumento . ${\displaystyle A}$ ${\displaystyle X}$ ${\displaystyle J}$ ${\displaystyle J}$ ${\displaystyle R}$ ${\displaystyle \Delta J=+1}$ ${\displaystyle P}$ ${\displaystyle \Delta J=-1}$ ${\displaystyle Q}$ ${\displaystyle \Delta J=0}$

Niveles de energía

El término molecular símbolo es una expresión abreviada de los momentos angulares que caracterizan los estados cuánticos electrónicos de una molécula diatómica, que también son estados propios del hamiltoniano molecular electrónico . También es conveniente y común representar una molécula diatómica como masas de dos puntos conectadas por un resorte sin masa. Las energías involucradas en los diversos movimientos de la molécula se pueden dividir en tres categorías: energías de traslación, rotación y vibración. El estudio teórico de los niveles de energía rotacional de las moléculas diatómicas se puede describir utilizando la siguiente descripción de la rotación. niveles de energía. Mientras que el estudio del nivel de energía vibratoria de las moléculas diatómicas se puede describir utilizando la aproximación del oscilador armónico o utilizando los potenciales de interacción vibratoria cuántica. ^{[12] [13]} Estos potenciales proporcionan niveles de energía más precisos porque tienen en cuenta múltiples efectos vibratorios.

En cuanto a la historia, el primer tratamiento de moléculas diatómicas con mecánica cuántica fue realizado por Lucy Mensing en 1926. ^[14]

Energías traslacionales

La energía de traslación de la molécula viene dada por la expresión de energía cinética :

${\displaystyle E_{\text{trans}}={\frac {1}{2}}mv^{2}}$

donde es la masa de la molécula y su velocidad. ${\displaystyle m}$ ${\displaystyle v}$

Energías rotacionales

Clásicamente, la energía cinética de rotación es

${\displaystyle E_{\text{rot}}={\frac {L^{2}}{2I}}\,}$

dónde

${\displaystyle L\,}$es el momento angular

${\displaystyle I\,}$es el momento de inercia de la molécula

Para sistemas microscópicos a nivel atómico como una molécula, el momento angular solo puede tener valores discretos específicos dados por

${\displaystyle L^{2}=\ell (\ell +1)\hbar ^{2}\,}$

donde es un número entero no negativo y es la constante de Planck reducida . ${\displaystyle \ell }$ ${\displaystyle \hbar }$

Además, para una molécula diatómica el momento de inercia es

${\displaystyle I=\mu r_{0}^{2}\,}$

dónde

${\displaystyle \mu \,}$es la masa reducida de la molécula y

${\displaystyle r_{0}\,}$es la distancia promedio entre los centros de los dos átomos de la molécula.

Entonces, sustituyendo el momento angular y el momento de inercia en E _rot , los niveles de energía rotacional de una molécula diatómica vienen dados por:

${\displaystyle E_{\text{rot}}={\frac {l(l+1)\hbar ^{2}}{2\mu r_{0}^{2}}}\ \ \ \ \ l=0,1,2,...\,}$

Energías vibratorias

Otro tipo de movimiento de una molécula diatómica es que cada átomo oscile (o vibre) a lo largo de la línea que conecta los dos átomos. La energía vibratoria es aproximadamente la de un oscilador armónico cuántico :

${\displaystyle E_{\text{vib}}=\left(n+{\frac {1}{2}}\right)\hbar \omega \ \ \ \ \ n=0,1,2,....\,}$

dónde

${\displaystyle n}$es un numero entero

${\displaystyle \hbar }$es la constante de Planck reducida y

${\displaystyle \omega }$es la frecuencia angular de la vibración.

Comparación entre espaciamientos de energía rotacional y vibratoria.

El espacio y la energía de una transición espectroscópica típica entre niveles de energía vibratoria es aproximadamente 100 veces mayor que el de una transición típica entre niveles de energía rotacional .

Los casos de Hund

Los buenos números cuánticos de una molécula diatómica, así como buenas aproximaciones de los niveles de energía rotacional, se pueden obtener modelando la molécula utilizando los casos de Hund .

Mnemotécnica

Los mnemónicos BrINClHOF , pronunciado "Brinklehof", ^[15] HONClBrIF , pronunciado "Honkelbrif", ^[16] “HOBrFINCl”, pronunciado “Hoberfinkel”, y HOFBrINCl , pronunciado “Hofbrinkle”, se han acuñado para ayudar a recordar la lista de diatómicas. elementos. Otro método, para los angloparlantes, es la frase: " Never Have Fear of Ice Cold Beer " como representación de nitrógeno, hidrógeno, flúor, oxígeno, yodo, cloro y bromo.

Ver también

• Simetría de moléculas diatómicas.
• método hacha
• elemento octatómico
• Enlace covalente
• gases industriales

Referencias

1. Hammond, CR (2012). «Sección 4: Propiedades de los elementos y compuestos inorgánicos» (PDF) . Manual de química y física . Archivado (PDF) desde el original el 11 de noviembre de 2011.
2. Emsley, J. (1989). Los elementos . Oxford: Prensa de Clarendon. págs. 22-23. ISBN 9780198555681.
3. Whitten, Kenneth W.; Davis, Raymond E.; Peck, señor Larry; Stanley, George G. (2010). Química (9ª ed.). Brooks/Cole, Cengage Aprendizaje. págs. 337–338. ISBN 9780495391630.
4. Lu, ZW; Wang, Q.; Él, WM; Ma, ZG (julio de 1996). "Nuevas emisiones paramétricas en moléculas diatómicas de sodio". Física Aplicada B. 63 (1): 43–46. Código bibliográfico : 1996ApPhB..63...43L. doi :10.1007/BF01112836. S2CID  120378643.
5. Huber, KP; Herzberg, G. (1979). Espectros moleculares y estructura molecular IV. Constantes de Moléculas Diatómicas . Nueva York: Van Nostrand: Reinhold. ISBN 978-0-442-23394-5.
6. Marrón, Catrín; Ford, Mike (2014). Química de nivel estándar (2ª ed.). Prentice Hall. págs. 123-125. ISBN 9781447959069.
7. Langford, Cooper Harold ; Beebe, Ralph Alonzo (1 de enero de 1995). El desarrollo de principios químicos. Corporación de mensajería. ISBN 9780486683591.
8. Ihde, Aaron J. (1961). "El Congreso de Karlsruhe: una retrospectiva del centenario". Revista de Educación Química . 38 (2): 83–86. Código Bib : 1961JChEd..38...83I. doi :10.1021/ed038p83. Archivado desde el original el 28 de septiembre de 2007 . Consultado el 24 de agosto de 2007 .
9. Gilmore, Forrest R.; Laher, Russ R.; Espy, Patrick J. (1992). "Factores de Franck-Condon, r-centroides, momentos de transición electrónica y coeficientes de Einstein para muchos sistemas de bandas de nitrógeno y oxígeno". Revista de datos de referencia físicos y químicos . 21 (5): 1005-1107. Código Bib : 1992JPCRD..21.1005G. doi : 10.1063/1.555910. Archivado desde el original el 9 de julio de 2017.
10. Laher, Russ R.; Gilmore, Forrest R. (1991). "Ajustes mejorados para las constantes de vibración y rotación de muchos estados de nitrógeno y oxígeno". Revista de datos de referencia físicos y químicos . 20 (4): 685–712. Código Bib : 1991JPCRD..20..685L. doi : 10.1063/1.555892. Archivado desde el original el 2 de junio de 2018.
11. Levine, Ira N. (1975), Espectroscopia molecular , John Wiley & Sons, págs. 508–9, ISBN 0-471-53128-6
12. Mishra, Swati (2022). "Transiciones de comportamiento guiadas por la temperatura en helio confinado: efectos de la interacción gas-pared sobre la dinámica y el transporte en el límite criogénico". Termodinámica Química y Análisis Térmico . 7 (agosto): 100073. doi : 10.1016/j.ctta.2022.100073 .
13. Al-Raeei, Marwan (2022). "Volumen de enlace específico potencial de Morse: una fórmula simple con aplicaciones a dímeros y control deslizante de losa blanda-dura". Revista de Física: Materia Condensada . 34 (28): 284001. Código bibliográfico : 2022JPCM...34B4001A. doi : 10.1088/1361-648X/ac6a9b . PMID  35544352.
14. Mensing, Lucy (1 de noviembre de 1926). "Die Rotations-Schwingungsbanden nach der Quantenmechanik". Zeitschrift für Physik (en alemán). 36 (11): 814–823. Código Bib : 1926ZPhy...36..814M. doi :10.1007/BF01400216. ISSN  0044-3328. S2CID  123240532.
15. "Mnemónico BrINClHOF (pronunciado Brinklehoff) en Química" . Consultado el 1 de junio de 2019 .
16. Sherman, Alan (1992). La química y nuestro mundo cambiante. Prentice Hall. pag. 82.ISBN​ 9780131315419.

Otras lecturas

• Huber, KP; Herzberg, G. (1979). Espectros moleculares y estructura molecular IV. Constantes de Moléculas Diatómicas . Nueva York: Van Nostrand: Reinhold.
• Tipler, Paul (1998). Física para científicos e ingenieros: vol. 1 (4ª ed.). WH Freeman. ISBN 1-57259-491-8.

enlaces externos

• Hiperfísica: espectros rotacionales de moléculas de rotor rígido
• Hiperfísica: oscilador armónico cuántico
• Química 3D: química, estructuras y moléculas 3D
• IUMSC - Centro de Estructura Molecular de la Universidad de Indiana