El origen del color en la naturaleza. Una introducción a la química ...

1 Ricardo Rafael Contreras
igual a la diferencia de energía entre el orbital molecular enlazante que
ocupa y un orbital molecular antienlazante adecuado. Cuando se utiliza
O.M. para explicar las absorciones de la luz por las moléculas es útil
hacer énfasis en dos orbitales moleculares en particular: el orbital molecular
ocupado (que contiene electrones) de más alta energía HOMO,
por su nombre en lengua inglesa (higher occupied molecular orbital),
y el orbital molecular no ocupado de más baja energía LUMO (lower
unoccupied molecular orbital). La promoción de un electrón, por la absorción
de energía de un fotón de luz, desde el HOMO al LUMO, constituye
la absorción electrónica más común, especialmente entre ciertas
moléculas o, mejor, grupos funcionales.
Como se aprecia en la Figura 1.14, la molécula de monóxido de
carbono puede experimentar
una transición HOMO→
LUMO y otras moléculas o
grupos funcionales similares
lo pueden hacer. A esta clase
de grupos, capaces de absorber
fotones en la región del ultravioleta
y visibles, se les denomina
cromóforos (de chromo
= color y foros = portador). Por
definición, un grupo cromóforo,
según la teoría de orbitales
moleculares, absorbe fotones
de ciertas longitudes de onda
que pueden provocar transiciones
electrónicas interorbitales.
Los principales cromóforos
son: -C=C- (alqueno), C=O
(aldehído o cetona), -N=N-
(azo), -N=O (nitro) y combinaciones
de estos. Por esta razón
es muy importante conocer la
diferencia de energía entre el Figura 1.14 Descripción general de orbitales
HOMO y el LUMO, que definirá
la longitud de onda del diatómica heteronuclear tipo monóxido de
moleculares (O.M.) σ y π, para una molécula
fotón capaz de causar la tran- carbono.
E L O R I G E N D E L C O L O R E N L A N A T U R A L E Z A . . .
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