Especrofotometría UV-visible (I): El color de los objetos

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El color no es una característica intrínseca de una sustancia. Los objetos presentan color cuando se les ilumina (o, en general, se les somete a una irradiación electromagnética). Además, “su” color depende del tipo de luz que se utilice.

clip_image004Cada objeto lo vemos de un color determinado porque absorbe parte de la radiación que lo ilumina, reflejando o transmitiendo la restante. Lo que ve el ojo es la suma de las radiaciones no absorbidas. Por ejemplo, el licopeno contenido en el tomate absorbe fuertemente fotones de la región central del espectro luminoso  y refleja los restantes. Por eso vemos un tomate de color rojo (aunque en realidad es una mezcla de rojo, naranja, amarillo y violeta). Se dice que el ojo ve el color complementario al absorbido. Para conocer cuál es el color complementario a otro, es útil recurrir al llamado círculo cromático; en él los colores diametralmente opuestos son complementarios entre sí.

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Los compuestos químicos que no tienen color a la luz “blanca” (como el alcohol etílico) deben esta circunstancia a que no absorben radiación visible (o absorben muy poca); al contrario, la reflejan o transmiten en su totalidad. Pero eso no implica que no puedan absorber radiación no visible. De hecho, muchos compuestos químicos absorben radiación ultravioleta (UV).

Estados de energía electrónica molecular

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La imagen anterior ilustra muy esquemáticamente la configuración electrónica de una molécula de O2 según la Teoría de Orbitales Moleculares. En la parte superior izquierda se muestran los dos átomos O con sus orbitales atómicos. Estos orbitales se “funden” y dan lugar a orbitales moleculares (que pueden ser enlazantes o antienlazantes, mostrándose estos últimos en el esquema con línea discontinua). El recuadro central superior representa un diagrama energético de los orbitales moleculares; cuanto más alejados de los núcleos, más energéticos (los π2py y π2pz tienen la misma energía entre sí, e igualmente los π*2py y π*2pz). Cada flecha de la parte inferior del esquema es un electrón.

La configuración electrónica molecular esquematizada en la figura anterior es la que la molécula de oxígeno tiene en su estado fundamental. Pero puede ocurrir que un electrón (o varios) de esta molécula reciba energía del exterior y “salte” a orbitales superiores (no dibujados en la figura). Por ejemplo, se podría producir un salto σ → σ*. En ese caso, la molécula O2 en conjunto pasará a un estado energético excitado. Son posibles muchos estados excitados para la molécula O2, cada uno con un valor de energía perfectamente especificado. Lo más interesante es que cada especie química se caracteriza por un conjunto de valores de energía del estado fundamental y de los estados excitados diferente a los de las demás especies.

Un electrón de una molécula no puede absorber cualquier fotón sino solo aquellos fotones cuyas energías coincidan con alguna de las diferencias de energía entre estados energéticos de la molécula absorbente. Tales diferencias de energía corresponden típicamente a fotones en la región ultravioleta y visible del espectro electromagnético. Por ello, la técnica espectroscópica que se basa en este efecto se denomina de absorción UV-visible.

Una molécula excitada por absorción de un fotón podrá relajarse posteriormente perdiendo energía en forma de calor o emitiendo radiación. (Si la energía absorbida es muy grande, la molécula puede, incluso, romperse.) Existen dos modos de emisión de la radiación UV-visible de gran interés analítico: por fluorescencia y por fosforescencia. En estos fenómenos se basan las técnicas llamadas, respectivamente, de fluorescencia y de fosforescencia. Ambas se suelen conocer conjuntamente por el nombre de luminiscencia, o, más precisamente, fotoluminiscencia. También se puede emitir radiación UV-visible cuando se producen ciertas reacciones químicas; la técnica basada en dicho fenómeno se llama quimioluminiscencia.

Espectroscopía de absorción UV-vis

Lo que se ha ejemplificado para la molécula de oxígeno puede generalizarse para cualquier otra. Aunque el tratamiento de moléculas de más de dos átomos es mucho más complicado porque tienen más orbitales y enlaces, en general en todas las moléculas existen niveles energéticos σ, π, σ*, n y π* en los que se distribuyen los electrones moleculares. Entre estos niveles son posibles transiciones electrónicas cuyas energías implicadas están en la región electromagnética UV-visible. La figura siguiente es un diagrama esquemático de las transiciones más habituales. (Algunas transiciones están prohibidas por motivos cuánticos.)

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Hay que mencionar que también pueden absorber fotones UV-visibles algunos átomos que poseen orbitales atómicos d y f, en particular los metales de transición, los lantánidos y los actínidos. Dentro de estos orbitales son posibles transiciones cuya magnitud energética es del mismo orden que la de la radiación ultravioleta o la visible, lo que explica que muchos compuestos de estos metales sean coloreados.

De las transiciones de la figura anterior, las que más utilidad tienen en espectroscopía de absorción UV-visible son las n → π* y π → π*, que dan señales relativamente intensas en la región visible y UV próxima. Las otras implican diferencias de energía tan altas que las longitudes de onda correspondientes quedan por debajo de 200 nm, región que en la práctica resulta difícil de estudiar.

Ley de Beer

Como cada molécula (o átomo, en su caso) es capaz de absorber un conjunto de fotones UV-visible característico, la técnica se presta al análisis cualitativo. Sin embargo, por razones que más abajo se explican, no es esta su principal aplicación, sino el análisis cuantitativo, basado en el hecho de que el número de fotones absorbidos es proporcional al número de moléculas absorbentes, de acuerdo con la ley de Beer:

A ε c l

donde A es la absorbancia, que es una medida relativa de la cantidad de radiación absorbida a una determinada longitud de onda, ε es el coeficiente de absorción molar, que depende de la longitud de onda a la que se mida la absorbancia; c es la concentración del analito y l es la longitud del camino óptico que recorre la radiación dentro de la muestra. Es fácil entender que ε es el valor de la absorbancia de una muestra de espesor unidad y concentración unidad. El valor de ε varía mucho de una banda a otra, según el tipo de transición. Así, las transiciones n → π*suelen presentar valores de ε entre 10 y 102 Lmol-1cm-1 y las tipo π → π* entre 103 y 104 Lmol-1cm-1 o más.

El espectro de absorción UV-visible

En la figura siguiente se muestra el espectro UV-visible entre 200 y 600 nm de un compuesto orgánico aromático, observándose claramente dos bandas de absorción que, según se sabe, corresponden a transiciones n → π* y π → π*. En ordenadas se representa la absorbancia.

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Algo que llama la atención desde el primer momento en un espectro de absorción UV-visible es la gran anchura de las bandas, varios órdenes de magnitud mayores que las de los picos o líneas que se observan en espectroscopía atómica. Para entender la razón de este hecho debe tenerse en cuenta que una molécula no solo tiene energía electrónica (que depende de cómo estén distribuidos los electrones en sus orbitales moleculares), sino otros tipos de energía adicional. Efectivamente, como la molécula se desplaza, vibra y gira es preciso que estos movimientos lleven asociadas las correspondientes energías de traslación, vibración y rotación. Se sabe que la energía de traslación esencialmente no está cuantizada (es decir, puede tomar cualquier valor), pero sí lo están las de vibración y rotación.

Una molécula que se halle en algún estado de energía electrónico (ya sea el fundamental o alguno de los excitados) se puede encontrar en cualquiera de una serie de estados vibracionales asociados a cada estado electrónico y en cualquiera de una serie de estados rotacionales asociados a cada estado vibracional. La figura siguiente esquematiza estos tres tipos de estados energéticos de una molécula y su magnitud relativa. De la figura se deduce que las transiciones entre estados electrónicos implican cambios de energía mucho mayores que los que se dan en transiciones vibracionales, y a su vez estas son mucho más energéticas que las rotacionales.

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Dado un gran conjunto de moléculas, la mayoría de ellas se encontrará en el estado vibracional fundamental del estado electrónico fundamental, E0. Si el conjunto se irradia con un haz de fotones policromáticos de energía suficiente, las moléculas podrán pasar al primer estado electrónico excitado (E*), pero cada una de ellas puede alcanzar un estado de vibración diferente dentro de ese estado electrónico E*, e incluso niveles de rotación diferentes dentro de un nivel de vibración dado. Todo depende de la cantidad de energía que hayan absorbido. Es decir, pueden darse múltiples transiciones, como estas:

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Esto explica las grandes diferencias que se suelen observar entre los espectros de gases y los de especies en estado líquido o en disolución. Esta figura lo ilustra:

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En ella se compara el espectro UV-visible del vapor de benceno con el del benceno disuelto en hexano. En el espectro del vapor, los picos corresponden a transiciones como las esquematizadas más arriba e incluso a transiciones hasta distintos estados rotacionales dentro de un estado vibracional dado. (La intensidad de cada pico es proporcional a la probabilidad cuántica de la transición correspondiente.) Sin embargo, en los líquidos puros y disoluciones, esta estructura fina se pierde debido a diversos factores, sobre todo las interacciones entre las moléculas. Los picos de rotación están tan próximos entre sí que suelen coalescer (fundirse), mostrando como resultado una única curva envolvente o banda bajo la que quedan dichos picos indiferenciados. A veces coalescen también los picos debidos a transiciones vibracionales. En ese caso, la consecuencia será que solo se observe una ancha banda de absorción por cada transición electrónica. El efecto de ensanchamiento es mayor cuanto más polar es el disolvente.

Cromóforos y auxócromos

Cada especie química molecular tiene su propio espectro UV-visible, constituido, en general, por pocas y anchas bandas. Pero se ha comprobado que lo que a menudo define los rasgos principales del espectro UV-visible de una especie molecular no es la naturaleza de la molécula completa en sí, sino uno o varios grupos de átomos de esa molécula que se llaman cromóforos y que son los responsables de la principal o principales absorciones observadas. Es decir, se puede considerar que la transición electrónica que da lugar a una banda determinada está localizada en orbitales moleculares formados básicamente por el grupo de átomos que constituyen el cromóforo. Por ejemplo la agrupación de átomos –COOH (grupo funcional característico de los llamados ácidos carboxílicos) es un cromóforo que absorbe radiación UV en torno a 210 nm debido a una transición n®p* esencialmente localizada en ese grupo de átomos. De este modo, cualquier molécula que posea un grupo –COOH experimentará una absorción a aproximadamente esa longitud de onda. Son también cromóforos el grupo carbonilo (C=O), el anillo bencénico o los dobles enlaces C=C, N=N, N=O y C=S.

Es de esperar que todas las moléculas que contengan un determinado cromóforo presenten la banda o bandas de absorción características de él, las cuales están tabuladas. La tabla siguiente muestra algunos cromóforos típicos, las transiciones implicadas y las longitudes de onda en el máximo de absorción. Nótese que la última columna de la tabla indica el disolvente en el que se ha disuelto la especie química. Este dato es importante porque el disolvente suele tener un efecto considerable en el valor de la longitud de onda del máximo de una banda de absorción. En general, los disolventes polares (agua, etanol…) tienden a desplazar el máximo de las bandas correspondientes a transiciones n → π* a más bajas longitudes de onda –el desplazamiento se denomina entonces hipsocrómico–, y, sin embargo, suelen producir desplazamientos a mayores longitudes de ondabatocrómicos– en las bandas de las transiciones π → π*.

Cromóforo Ejemplo Transición λmáx /nm ε / Lmol-1cm-1 Disolvente
C=C Eteno π→π* 171 15000 Hexano
C≡C 1-hexino π→π* 180 10000 Hexano
C=O Etanal n→π*
π→π*
290
180
15
10000
hexano
hexano
N=O Nitrometano n→π*
π→π*
275
200
17
5000
etanol
etanol
C-Br
C-I
bromuro de metilo
yoduro de metilo
n→σ*
n→σ*
205
255
200
360
hexano
hexano

Como se acaba de decir, las longitudes de onda de las bandas de absorción de los cromóforos de la tabla son aproximadas. Su valor exacto depende de la presencia de ciertos grupos llamados auxócromos que, según se ha comprobado, alteran la longitud de onda y la intensidad de la banda del cromóforo (generalmente, aumentándolas). Son auxócromos, por ejemplo, los grupos químicos –OH y –NH2 y los átomos de elementos halógenos (Cl, Br…), todos los cuales disponen de pares de electrones sin compartir que pueden influir en la distribución electrónica del cromóforo.

Un fenómeno que produce cambios considerables en la longitud de onda de la radiación UV-visible absorbida por una molécula es la conjugación de cromóforos. Un sistema conjugado es aquel en el que existen determinadas interacciones entre ciertos orbitales de átomos o grupos de átomos separados por un enlace simple. Uno de los tipos de conjugación más estudiados es el que se da entre orbitales de enlaces múltiples separados por un enlace simple en moléculas en las que se alternan estos enlaces como CH2=CH–CH=CH2 o CH2=CH–C≡N.

La conjugación de cromóforos produce normalmente un desplazamiento batocrómico y un aumento de la intensidad de la banda (este efecto se denomina hipercrómico; el contrario se llama hipocrómico). La figura siguiente ilustra cómo se desplazan las bandas debidas al cromóforo –C=C– según estén conjugados 3, 4 o 5 de estos grupos.

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Especies que pueden ser estudiadas por absorción UV-visible

Las especies químicas que mejor se pueden estudiar por esta técnica son los compuestos orgánicos con insaturaciones (es decir, enlaces dobles o triples). Sus absorciones principales, debidas a transiciones π → π*, aparecen entre 160 y 220 nm si el cromóforo está aislado y entre 200 y 360 nm si está conjugado, pudiendo dar también bandas muy intensas en la zona visible (380-700 nm) si la conjugación se extiende mucho a lo largo de la molécula. Es el caso de muchos pigmentos naturales que presentan colores muy intensos como el b-caroteno de las zanahorias, el licopeno de los tomates y las sandías, la crocetina del azafrán, el índigo de las leguminosas del género indigofera o el ácido carmínico de la cochinilla y otros insectos. La figura siguiente muestra las estructuras químicas de estos compuestos. Puede advertirse la gran extensión de la conjugación del doble enlace en todos ellos.

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Los compuestos cuyas moléculas solo contienen enlaces simples dan absorciones σ → σ* a longitudes de onda demasiado bajas (menos de 150 nm) para ser estudiadas mediante esta técnica de forma rutinaria. Esto es así porque a esos valores de longitud de onda también absorben los gases atmosféricos, por lo que se necesitaría hacer vacío para estudiar los analitos de interés. Los hidrocarburos saturados son un caso.

Las moléculas orgánicas e inorgánicas que contienen átomos de O o N con dobles enlaces dan absorciones n → π* entre 200 y 350 nm (y valores más altos si los cromóforos están conjugados), pero su intensidad es más bien baja. Como ejemplo, los nitratos inorgánicos. Otras moléculas saturadas (sin dobles enlaces) que contienen estos y otros heteroátomos (O, N, S, halógenos) suelen experimentar transiciones n → σ* entre 150 y 250 nm de muy bajo coeficiente de absorción.

También absorben radiación UV-visible los iones de la mayoría de los metales de transición (Cr, Mn, Co,…, lantánidos, actínidos), tanto libres como formando aniones (MnO4, Cr2O72-…) o complejos (moléculas en que estos iones están enlazados con otros grupos de átomos llamados ligandos). Como ya se ha adelantado, dentro de los orbitales d y f de estos iones pueden producirse transiciones cuya energía queda dentro de la región UV y a menudo en la visible, lo que explica el color de muchas de estas especies (por ejemplo, el violeta intenso del MnO4).

En los complejos organometálicos (un metal unido a un ligando orgánico) pueden darse fuertes absorciones d → d, n → π* y π → π*. En particular, los compuestos de este tipo cuyo metal es un lantánido o un actínido suelen presentan picos de absorción bien definidos y estrechos cuya posición se ve poco afectada por el tipo de ligando o por el disolvente. Sin embargo, los demás metales de transición forman complejos cuyos espectros consisten en bandas anchas y cuyo valor de longitud de onda en el máximo de absorción resulta muy influido por factores químicos (por ejemplo, el Cu acuoso es azul pálido, pero con amoniaco produce un complejo azul muy oscuro).

Otros compuestos que pueden ser estudiados por esta técnica son los complejos de transferencia de carga. Se trata de moléculas que se pueden considerar divididas en dos partes, una de las cuales puede ceder electrones a la otra mediante absorción de radiación UV-visible. Sucede, por ejemplo, en el hexacianoferrato (II) de hierro (III) (comúnmente conocido como ferrocianuro férrico), de intenso color azul de Prusia.

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3 Respuestas a "Especrofotometría UV-visible (I): El color de los objetos"

  1. Victoria   5 - febrero - 2014 at 4:43

    hola buenas noches

    me gustaria saber si podrian poner algunas referencias de donde sacaron la información para seguir leyendo mas

    gracias

    Responder
    • Triplenlace   5 - febrero - 2014 at 7:12

      Por supuesto. Este artículo es un extracto del libro “Técnicas Fisicoquímicas en Medio Ambiente” (http://tfqma.wordpress.com/), del que un servidor (editor de Triplenlace.com) es coautor. Y en el capítulo de bibliografía de ese libro se dan todas las referencias utilizadas. Saludos. JMG.

      Responder
  2. rezaakbari   4 - mayo - 2014 at 1:42

    Si pueden permitirse el lujo de comprar a mi querido amigo capítulos de libros Randarm Rabraym UV email ahora

    Responder

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