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  • 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
    • 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 H 2
    • H 2 = H – H
  • 6.
    • Son energéticamente más intensos que el enlace ion – ion
    • Cl 2 , O 2 , H 2 O ,CH 4
  • 7.
    • iii) ENLACES DE VAN DER WALLS
    • Caracterizados por interacciones eléctricas débiles entre dipolos
    •  H 2 0, 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,
    • Energía eléctrica : e-e , e-p
    • Energía de traslación: CM
    • Energía cinética de rotación 
    • Energía de vibración 
    Molécula CM
  • 13. 5.2) ENERGÍAS Y ESPECTROS MOLECULARES ESTADO MOLECULAR CARACTERIZADO POR ENERGIA, E mol Compleja , problema de muchos cuerpos No da mucha información “estructural” de la molécula
  • 14. i) Estados energéticos rotacionales Caso : Molécula diatómica 3 grados de libertad rotacional X: Rot Y-Z Y: Rot Y Z: Rot X-Y m 1 m 2 r z x y
  • 15. m 1 z m 2 CM  z 0 r r 
  • 16. Las transiciones posibles rotacionales se muestran en el siguiente diagrama donde la regla de selección esta dada por  J = +/- 1, E KRi J 3 2 1 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.  Teoría física  modelo  experimentos: Caso : CO r C O M1 mc M2 mo mc y mo= ok u:uma u: 1,6 *10 (-27)  r:0,113 nm
  • 18. ii) Energía vibracional
    • Modelo
    m1 m2 k k Sistema  k {sistema m-k: MAS}
  • 19. Regla de selección:  =+/-1 E 12 = E 12 : Absorción E 32 = E 32 : Emisión A T s ordinarias: E v = E v,v=0 (  E>>k B T) E vib  3 2 1 0
  • 20.  
  • 21. iii) Espectros moleculares Asumiendo grados de libertad independientes,
  • 22.
    • Diagramas de nivel de energía:
    • Especto del HCl: doblete; concordancia con el modelo
  • 23. I 8.00 8.20 8.40 8.60 8.80 9.00 9.20 x 10 13 Hz Frecuencia I
  • 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
  • 26.  
  • 27. La energía potencial total se puede modelar de esta forma,
  • 28. U T r U 0
  • 29.
    • U 0 Energía cohesiva Iónica del sólido
  • 30.
    • Energía cohesiva Atómica:
    E=?
  • 31. 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: H 2 O
  • 33.