El documento describe los diferentes tipos de enlaces moleculares, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, de Van der Waals y metálicos. Explica cómo se forman estos enlaces a través de interacciones eléctricas entre átomos y moléculas. También analiza las energías rotacionales y vibracionales de las moléculas, y cómo estas contribuyen a los espectros moleculares. Por último, discute la naturaleza de los enlaces en sólidos iónicos como NaCl.

1. 5 ) ESTRUCTURA
MOLECULAR

2. 5.1) ENLACES MOLECULARES
Sistemas = sistemas de átomos
¿Cómo se ensamblan o unen los átomos?
 interacciones eléctricas
+
→Enlaces

3. 5.1) ENLACES MOLECULARES
i)
ENLACES IÓNICOS
 Caracterizados por interacciones
eléctricas de iones atómicos.
 Molécula +de Cloruro de sodio
→NaCl= Na + Cl

4. 5.1) ENLACES MOLECULARES
→ Enlace medianamente intenso
NaCl  Na+ Cl( orden de eV)
+
-

5. 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

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

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

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

9. → p-p (permanente-inducido)
→ p-p (inducido-inducido)

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

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

12. 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

13. 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

14. 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

15. 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

16. 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

17. 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

18. 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

19. 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

20. 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

21. 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

22. • 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

23. I
I
8.00
8.20
8.40
8.60
8.80
Frecuencia
9.00
9.20 x 1013 Hz

24. 5.3) ENLACES EN SÓLIDOS
• Tipos de Enlaces:
→ Enlace Iónico (NaCl)
→ E covalente (diamante)
→ E Metálico (metales): Iónico-covalente

25. 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

26. %
 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

27. 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

28. UT
r
U0

29.  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 

30. •
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

31. %
E  7,84  5,14  3,61  6,31
 Na  Cl 
%
  NaCl : E  6,31
%
E
E=6,31

32. •
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