Molécula diatómica

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Las moléculas diatómicas (del griego di- 'dos') son moléculas compuestas de sólo dos átomos, del mismo o de diferentes elementos químicos. Si una molécula diatómica consta de dos átomos del mismo elemento, como hidrógeno (H ₂) u oxígeno (O ₂), entonces se dice que es homonuclear. De lo contrario, si una molécula diatómica consta de 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 no polar.

Los únicos elementos químicos que forman moléculas diatómicas homonucleares estables a temperatura y presión estándar (STP) (o 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).

Los gases nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) también son gases en 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.

A temperaturas ligeramente elevadas, los halógenos bromo (Br ₂) y yodo (I ₂) también forman gases diatómicos. 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 vuelven a polimerizar cuando se enfrían. Calentar ("craquear") el fósforo elemental da difósforo (P ₂). El vapor de azufre es principalmente disulfuro (S ₂). El dilitio (Li ₂) y el disodio (Na ₂) se conocen en fase gaseosa. El ditungsteno (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 gaseoso, SiO y muchos otros.

Ocurrencia

Se han identificado cientos de moléculas diatómicas en el entorno de la Tierra, en el laboratorio y en el espacio interestelar. Alrededor del 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 en el universo. El medio interestelar está dominado por átomos de hidrógeno.

Geometría molecular

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

Significado historico

Los elementos diatómicos desempeñaron un papel importante en la elucidación 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 asumía que todos los elementos eran monoatómicos y que los átomos en los compuestos normalmente tendrían las proporciones atómicas más simples entre sí. Por ejemplo, Dalton supuso que la fórmula del agua era HO, dando el peso atómico del oxígeno como ocho veces el del hidrógeno, en lugar del valor moderno de alrededor de 16. Como consecuencia, existió confusión con respecto a los pesos atómicos y las fórmulas moleculares durante 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, basada en lo que ahora se llama la ley de Avogadro. y la suposición de moléculas elementales diatómicas. Sin embargo, estos resultados se ignoraron 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 las aparentes excepciones a la ley de Avogadro que no se explicaron hasta más tarde en términos de moléculas disociadas.

En el Congreso de Karlsruhe de 1860 sobre pesos atómicos, Cannizzaro resucitó las ideas de Avogadro y las usó para producir una tabla consistente de pesos atómicos, que en su mayoría concuerdan 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.

Estados electrónicos excitados

Las moléculas diatómicas normalmente se encuentran en su estado más bajo o fundamental, que convencionalmente también se conoce como el $X$ estado. Cuando un gas de moléculas diatómicas es bombardeado por electrones energéticos, algunas de las moléculas pueden ser excitadas a estados electrónicos superiores, como ocurre, por ejemplo, en la aurora natural; explosiones nucleares a gran altura; y experimentos con cañones de electrones transportados por cohetes.Tal excitación también puede ocurrir cuando el gas absorbe luz u otra radiación electromagnética. Los estados excitados son inestables y naturalmente se relajan de regreso al estado fundamental. En varias escalas de tiempo breves después de la excitación (típicamente 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 produce se emite un fotón. Esta emisión se conoce como fluorescencia. Los estados electrónicos sucesivamente superiores se denominan convencionalmente $A$ , $B$ , $C$ , etc. (pero esta convención no siempre se sigue y, a veces, se usan letras minúsculas y letras fuera de secuencia alfabéticamente, 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 ocurra la excitación.

En la teoría cuántica, un estado electrónico de una molécula diatómica se representa mediante el símbolo del término molecular ${displaystyle ^{2S+1}Lambda (v)_{(g/u)}^{+/-}}$

donde $S$ es el número cuántico de espín electrónico total, $Lambda$ es el número cuántico de momento angular electrónico total a lo largo del eje internuclear y $v$ es el número cuántico vibracional. $Lambda$ toma valores 0, 1, 2,..., que se representan mediante los símbolos de estado electrónico $Sigma$ , $Pi$ , $Delta$ ,.... Por ejemplo, la siguiente tabla enumera los estados electrónicos comunes (sin números cuánticos vibratorios) junto con la energía de el nivel vibracional más bajo ( $v=0$ ) del nitrógeno diatómico (N ₂), el gas más abundante en la atmósfera terrestre.

Los subíndices y superíndices siguientes $Lambda$ dan 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 $gramo$ o $tu$ se aplica a moléculas de átomos idénticos, y al reflejar el estado a lo largo de un plano perpendicular al eje molecular, los estados que no cambian se etiquetan $gramo$ (gerade) y los estados que cambian de signo se etiquetan $tu$ (ungerade).

Estado	Energía ( $T_{0}$ , cm)
$X^{1}Sigma_{g}^{+}$	0.0
$A^{3}Sigma _{u}^{+}$	49754.8
$B^{3}Pi_{g}$	59306.8
$W^{3}Delta _{u}$	59380.2
$B'^{3}Sigma _{u}^{-}$	65851.3
$a'^{1}Sigma _{u}^{-}$	67739.3
$a^{1}Pi_{g}$	68951.2
$w^{1}Delta _{u}$	71698.4

^ 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 (constante de Planck); es decir, alrededor de 1,99 × 10 Joule-metros, y luego multiplicando por un factor adicional de 100 para convertir de cm a m.

La fluorescencia antes mencionada ocurre en distintas regiones del espectro electromagnético, llamadas "bandas de emisión": cada banda corresponde a una transición particular de un estado electrónico y un nivel vibratorio más altos a un estado electrónico y un nivel vibratorio más bajos (típicamente, muchos niveles vibratorios están involucrados en un gas excitado de moléculas diatómicas). Por ejemplo, las bandas de emisión de N ₂ (también conocidas como bandas de Vegard-Kaplan) están presentes en el rango espectral de 0,14 a 1,45 μm (micrómetros). Una banda dada puede extenderse en varios nanómetros en el espacio de longitud de onda electromagnética, debido a las diversas transiciones que ocurren en el número cuántico de rotación de la molécula,. Estos se clasifican en distintas ramas de sub-banda, dependiendo del cambio en. $A$ $X$ $j$ $j$ La $R$ rama corresponde a $Delta J=+1$ , la $PAGS$ rama a $Delta J=-1$ y la $q$ rama a $Delta J = 0$ . Las bandas se extienden aún más por 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.

Niveles de energía

El símbolo del término molecular 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: las energías de traslación, rotación y vibración.

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

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 $metro$ es la masa de la molécula y $v$ es su velocidad.

Energías de rotación

Clásicamente, la energía cinética de rotación es ${displaystyle E_{text{rot}}={frac{L^{2}}{2I}},}$ dónde $L,$ es el momento angular $YO ,$ 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 $ana$ es un número entero no negativo y $hbar$ es la constante de Planck reducida.

Además, para una molécula diatómica el momento de inercia es $yo=mu r_{{0}}^{2},$ dónde $mu ,$ es la masa reducida de la molécula y $r_{{0}},$ es la distancia promedio entre los centros de los dos átomos en la molécula.

Entonces, sustituyendo el momento angular y el momento de inercia en E _rot, los niveles de energía rotacional de una molécula diatómica están dados por: ${displaystyle E_{text{rot}}={frac {l(l+1)hbar ^{2}}{2mu r_{0}^{2}}} l= 0,1,2,...,}$

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 $norte$ es un entero $hbar$ es la constante de Planck reducida y $omega$ es la frecuencia angular de la vibración.

Comparación entre espaciamientos de energía rotacional y vibracional

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

Casos de Hund

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

Mnemotécnica

Los mnemotécnicos BrINClHOF, pronunciado "Brinklehof", HONClBrIF, pronunciado "Honkelbrif" y HOFBrINCl, pronunciado "Hofbrinkle", se han acuñado para ayudar a recordar la lista de elementos diatómicos. Otro método, para los angloparlantes, es la oración: " Nunca tengas miedo de la cerveza helada " como una representación de nitrógeno, hidrógeno, flúor, oxígeno, yodo, cloro, bromo.