Modelos Atómicos y Moleculares: De Bohr a la Teoría de Orbitales Moleculares
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El Átomo de Bohr: Un Modelo para el Hidrógeno
El modelo atómico de Bohr fue una propuesta revolucionaria que explicaba el comportamiento del átomo de hidrógeno. Sus postulados clave incluyen:
Postulados del Modelo de Bohr
- Los electrones se mueven en órbitas circulares alrededor del núcleo, atraídos por fuerzas electrostáticas.
- Solo ciertas órbitas son permitidas, cada una con un nivel de energía específico y constante.
- Los electrones pueden saltar entre órbitas absorbiendo o emitiendo energía en forma de fotones. La energía del fotón determina la diferencia de energía entre las órbitas involucradas.
Cada órbita se asocia a un número cuántico principal (n), que define su energía. Por ejemplo:
- n = 1: Estado fundamental (de menor energía)
- n = 2, 3, 4...: Estados excitados (de mayor energía)
Limitaciones del Modelo de Bohr
A pesar de su éxito inicial, el modelo de Bohr presentaba limitaciones importantes:
- No explicaba la existencia de espectros de emisión más complejos en átomos con más de un electrón.
- No proporcionaba una justificación teórica sólida para la cuantización del momento angular del electrón.
Teoría Cinético Molecular (TCM)
La TCM es un modelo que describe el comportamiento de la materia a nivel molecular. Sus hipótesis principales son:
Hipótesis de la TCM
- La materia está compuesta por partículas en constante movimiento (átomos, moléculas o iones).
- El espacio entre las partículas es vacío.
- La energía cinética promedio de las partículas es proporcional a la temperatura absoluta del sistema.
Teoría de Lewis: Enlaces Covalentes
La teoría de Lewis se centra en la formación de enlaces químicos. Propone que los átomos buscan alcanzar la configuración electrónica de un gas noble (regla del octeto) compartiendo electrones en su capa de valencia.
Tipos de Enlaces Covalentes
- Enlaces Covalentes Apolares: Los electrones se comparten equitativamente entre átomos con la misma electronegatividad.
- Enlaces Covalentes Polares: Los electrones se comparten de manera desigual debido a la diferencia de electronegatividad entre los átomos, generando polos con cargas parciales.
Teoría de Orbitales Moleculares (TOM)
La TOM proporciona una descripción más completa y precisa de los enlaces químicos. Sus principios fundamentales son:
Principios de la TOM
- Los electrones se describen mediante orbitales moleculares (OM), que son funciones matemáticas que representan la probabilidad de encontrar un electrón en una región específica alrededor de la molécula.
- Los OM pertenecen a la molécula en su conjunto, no a átomos individuales (deslocalización).
- Los electrones ocupan los OM de menor energía disponibles, siguiendo el principio de Aufbau.
- Los OM se clasifican en enlazantes (estabilizan la molécula) y antienlazantes (desestabilizan la molécula).
- Cada OM puede albergar un máximo de dos electrones con espines opuestos (principio de exclusión de Pauli).
- En OM con la misma energía (degenerados), los electrones se distribuyen individualmente con espines paralelos antes de aparearse (regla de Hund).
- El orden de enlace se calcula como la mitad de la diferencia entre el número de electrones en OM enlazantes y antienlazantes. Un orden de enlace mayor indica un enlace más fuerte y una distancia de enlace menor.
La TOM permite explicar la geometría molecular, la energía de enlace y las propiedades magnéticas de las moléculas de forma más precisa que los modelos anteriores.