molécula diatómica

Molécula compuesta por dos átomos cualesquiera.

Un modelo de llenado de espacio 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 hacia 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

Diatomic molecules are normally in their lowest or ground state, which conventionally is also known as the ${\displaystyle X}$ state. When a gas of diatomic molecules is bombarded by energetic electrons, some of the molecules may be excited to higher electronic states, as occurs, for example, in the natural aurora; high-altitude nuclear explosions; and rocket-borne electron gun experiments.^[9] Such excitation can also occur when the gas absorbs light or other electromagnetic radiation. The excited states are unstable and naturally relax back to the ground state. Over various short time scales after the excitation (typically a fraction of a second, or sometimes longer than a second if the excited state is metastable), transitions occur from higher to lower electronic states and ultimately to the ground state, and in each transition results a photon is emitted. This emission is known as fluorescence. Successively higher electronic states are conventionally named ${\displaystyle A}$, ${\displaystyle B}$, ${\displaystyle C}$, etc. (but this convention is not always followed, and sometimes lower case letters and alphabetically out-of-sequence letters are used, as in the example given below). The excitation energy must be greater than or equal to the energy of the electronic state in order for the excitation to occur.

In quantum theory, an electronic state of a diatomic molecule is represented by the molecular term symbol

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

where ${\displaystyle S}$ is the total electronic spin quantum number, ${\displaystyle \Lambda }$ is the total electronic angular momentum quantum number along the internuclear axis, and ${\displaystyle v}$ is the vibrational quantum number. ${\displaystyle \Lambda }$ takes on values 0, 1, 2, ..., which are represented by the electronic state symbols ${\displaystyle \Sigma }$, ${\displaystyle \Pi }$, ${\displaystyle \Delta }$,.... For example, the following table lists the common electronic states (without vibrational quantum numbers) along with the energy of the lowest vibrational level ( ${\displaystyle v=0}$) of diatomic nitrogen (N₂), the most abundant gas in the Earth's atmosphere.^[10]

The subscripts and superscripts after ${\displaystyle \Lambda }$ give additional quantum mechanical details about the electronic state. The superscript ${\displaystyle +}$ or ${\displaystyle -}$ determines whether reflection in a plane containing the internuclear axis introduces a sign change in the wavefunction. The sub-script ${\displaystyle g}$ or ${\displaystyle u}$ applies to molecules of identical atoms, and when reflecting the state along a plane perpendicualr to the molecular axis, states that does not change are labelled ${\displaystyle g}$ (gerade), and states that change sign are labelled ${\displaystyle u}$ (ungerade).

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 se produce 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