UNNE
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Facultad de Ciencias Exactas, Naturales y
Agrimensura
TEMA: ESPECTROFOTOMETRÍA VISIBLE – ULTRAVIOLETA.
Autores:
-Gral, Claudia Rosana
-Pasotti, Natalia Silvina
- Año 2006 -
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(Es una técnica utilizada para medir cuanta luz absorbe una sustancia química.)
Tipo: Diapositivas
2022/2023
1 / 15
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UNNEUNNE
Facultad de Ciencias Exactas, Naturales y
Agrimensura
TEMA: ESPECTROFOTOMETRÍA VISIBLE – ULTRAVIOLETA.
Autores:
-Gral, Claudia Rosana
-Pasotti, Natalia Silvina
- Año 2006 -
ESPECTROFOTOMETRÍA
OBJETIVOS:
- Nociones básicas del espectro electromagnético.
- Comprender los conceptos relativos a la interacción entre la radiación electromagnética y la materia, en los que se basan los métodos espectroscópicos en general.
- Enunciar la ley de Lambert – Beer, comprender el significado de las magnitudes que intervienen en ella e interpretar la naturaleza de las desviaciones de esa ley.
- Describir los componentes básicos de los instrumentos para mediciones de absorción de radiación ultravioleta- visible, espectrofotómetros.
- Aplicaciones de la espectrofotometría visible y ultravioleta.
2.-DESARROLLO: 2.1- El espectro electromagnético: Desde Newton, sabemos que la luz blanca se descompone en los colores que la integran si la hacemos pasar a través de un prisma. Es el efecto que se repite, por ejemplo en el arco iris, el cual se dice es el espectro de la luz visible procedente del sol, son las gotas de lluvia y el aire atmosférico lo que hacen de espectroscopio. La principal emisión de radiación de los cuerpos es la radiación electromagnética en forma de luz visible , de la misma manera cada elemento químico absorbe y emite luz de colores que componen su espectro. La longitud de onda de la radiación puede ser desde muy pequeña, en el caso de la llamada radiación gamma, hasta muy grande en las ondas de radio. Se mide, pues, usando desde nanómetros y ángstroms hasta cientos de metros. Recordemos que un nanómetro es la milmillonésima parte de un metro (1 m = 10^9 nm) y que un Ángstrom es la diez mil millonésima parte de un metro (1 m = 10^10 A), por lo que un nanómetro equivale a 10 Ángstrom (1nm = 10 A) La luz que recibimos del Sol es radiación electromagnética que se desplaza a 300. kms/s, en su totalidad, pero la longitud de onda no es la misma en todos los fotones luminosos, sino que varía entre los 4000 A y los 7000 A, aproximadamente, o lo que es lo mismo, entre los 400 nm y los 700 nm. La luz blanca se descompone, en definitiva, en un espectro de diferentes bandas coloreadas, cada una definida por una longitud de onda distinta. Así, la luz de menor longitud de onda es la luz violeta, que es de alrededor de unos 4000 Ángstroms, y la luz de mayor longitud de onda es la luz roja, que es de alrededor de unos 7000 Ámgstroms. Sin embargo, hay radiaciones de mayor y también de menor longitud de onda, es decir, que tienen una longitud de onda inferior a 4000 Angstroms y que tienen una longitud de onda superior a los 7000 Angstroms. Las radiaciones que van desde el violeta al rojo se dice que forman el espectro visible, pues proceden de la descomposición de la luz blanca. Las radiaciones de longitud de onda inferior al violeta se llaman radiaciones ultravioletas, rayos X y rayos gamma, por orden decreciente en la longitud de onda. Las radiaciones de longitud de onda superior al rojo son las denominadas infrarrojas, microondas y ondas de radio, por orden creciente en longitud de onda.
Colores de la luz visible
Longitud de onda de la Color absorbido Color observado
absorción máxima (nm).
380 – 420 Violeta Amarillo - verdoso 420 – 440 Azul - violeta Amarillo 440 – 470 Azul Naranja 470 – 500 Verde - azuloso Rojo 500 – 520 Verde Púrpura 520 – 550 Verde amarillento Violeta 550 – 580 Amarillo Azul - violeta 580 – 620 Naranja Azul 620 – 680 Rojo Verde - azuloso 680 – 780 Púrpura Verde TIPO DE RADIACION Intervalos de las longitudes de onda
proporcionan un marco de referencia conveniente para describir las interacciones entre la radiación electromagnética y la materia. Estas interacciones a su vez son el fundamento de las aplicaciones espectroscópicas. La energía radiante se encuentra constituida por fotones cada uno de los cuales tiene como característica una longitud de onda. Toda la radiación electromagnética se mueve a la misma velocidad en el vacío y esa velocidad de desplazamiento en el vacío es la máxima observada en el universo. En algún medio material, la interacción entre los campos eléctricos y magnéticos que existen en la materia y los correspondientes de la radiación pueden llegara a reducir esa velocidad de propagación; por esta razón es solamente en el vacío en donde se observa esa velocidad máxima Si se asigna una longitud de onda característica a cada tipo de radiación, la propagación de esa onda se hará con una frecuencia tal que al multiplicarla por su longitud debe dar la velocidad de propagación.
Esto es: λ = c / γ , de manera que: γ = c / λ
La letra griega lambda ( λ ), representa la longitud de onda. La letra griega nu ( γ ), representa la frecuencia de esa onda. La letra “ c” representa la velocidad de la luz en el vacío y su valor es: 2,99792458×10^8 m·s-1. La radiación electromagnética que constituyen las ondas de radio de banda AM, de la frecuencia 1000 kHz (kilohercios) tiene, en consecuencia, una longitud de 2,99792458×10^8 m·s-1/1,0×10^6 s-1^ = 299,8 m. Esta onda se convierte en señal, la cual se interpreta mediante el uso de un circuito apropiado que se encuentra en el aparato receptor de radio. Ondas más cortas que la referida antes son las que se interpretan con los ojos, sin ayuda de ningún traductor construido artificialmente. La radiación electromagnética que se percibe como color rojo tiene una longitud del orden de los 700 nm, por lo tanto su frecuencia debe ser 2,99792458×10^8 m·s-1/7,0×10-7^ m = 4,28×10^14 s-1. Es decir 428 THz (terahercios). La energía asociada con cada una de esas ondas, se obtiene mediante la ecuación de Planck: Para las dos ondas descritas antes las energías respectivas serán: ERF = 6,6260755×10-34^ J·s×1,0×10^6 s-1^ = 6,626×10-28^ J [0,0006626 yJ (yoctoJulios)] Eroja = 6,6260755×10-34^ J·s×4,28×10^14 s-1^ = 2,836×10-19^ J [0,2836 aJ (attoJulios)]
E = h. v
2.2.1-Absorción y emisión de radiación por parte de la materia. Una descripción simplificada de la estructura de la materia permite explicar los enlaces entre los átomos para formar moléculas en términos de la localización de ciertas partículas subatómicas, los electrones, entre esos átomos. Esas “partículas” evidencian sus características ondulatorias ya que interactúan con la radiación electromagnética. La molécula en su forma estable bajo las condiciones ambientales corrientes se encuentra en un determinado nivel energético. Si se logra hacer incidir sobre esa molécula un fotón de radiación electromagnética con la energía apropiada, la molécula incrementa su contenido energético absorbiendo ese fotón. Se dice entonces que la molécula pasó a un estado excitado. La molécula energizada se encuentra en un estado que no es estable en las condiciones ambientales corrientes; por lo tanto tiende a regresar a la condición estable y para lograrlo emite un fotón con la energía que logró excitarla antes; por lo tanto cuando un elemento irradia energía no lo hace en todas las longitudes de onda. Solamente en aquellas de las que está “provisto”. Esas longitudes de onda sirven para caracterizar, a cada elemento. También ocurre que cuando un elemento recibe energía no absorbe todas las longitudes de onda, sino solo aquellas de las que es capaz de “proveerse”. Coinciden por tanto, las bandas del espectro en las que emite radiación con los huecos o líneas negras del espectro de absorción de la radiación, como si un espectro fuera el negativo del otro. 2.3-Ley de Bourguer-Lambert- Beer: Bourguer, Lambert y Beer, a través de sus observaciones establecieron relaciones de la variación de la intensidad de luz transmitida por una muestra con el espesor de ella o con la concentración de la sustancia, para materiales translúcidos. Estas relaciones se conocen como la ley de Bourguer-Lambert-Beer o ley general de la espectrofotometría que permite hallar la concentración de una especie química a partir de la medida de la intensidad de luz absorbida por la muestra. Esta ley se puede expresar en términos de potencia de luz o de intensidad de luz, asumiendo luz monocromática, como:
It / I 0 = 10
-e bc Donde: It , es la intensidad de la luz transmitida por la muestra. I 0 , es la intensidad de la luz que incide sobre la muestra y que proviene de la fuente. e , es el coeficiente de absortividad molar en unidades de M-3. cm- b , es la longitud de la trayectoria del haz de luz a través de la muestra o el espesor de la celda en cm o lo que se conoce como paso óptico.
El coeficiente de absortividad molar “e” es función de la longitud de onda, del índice de refracción de la solución y es característico de cada sistema soluto-solvente. Es una propiedad intensiva, que no depende de la concentración de la sustancia y representa la absorción de luz por parte de un mol de soluto para una longitud de onda dada. Si no se conoce el peso molecular de la sustancia la ley de Beer se puede expresar como: A = a. b. c Donde “ a” se denomina coeficiente de absortividad y sus unidades dependen de las unidades de concentración utilizadas, que pueden estar en g/L o g/100mL. El registro de la variación del coeficiente de absortividad molar e , o de la absorbancia A, o de la transmitancia T, en función de la longitud de onda da origen a lo que se denomina "espectro" o curva espectral de una sustancia química e indica las características de absorción de dicha sustancia con relación a la longitud de onda. En muchas ocasiones la curva espectral se presenta como Absorbancia vs longitud de onda y el espectro se denomina espectro de absorción, o en función de la transmitancia, denominándose el espectro, espectro de transmisión. De igual forma cuando se registra la emisión de radiación en función de la longitud de onda, los espectros se denominan como espectros de emisión, o espectros de fluorescencia. 2.4-Espectrofotómetro: La absorbancia y la transmitancia de una sustancia en disolución se miden con un aparato denominado espectrofotómetro , el cual consta básicamente de los siguientes componentes: Fuente de luz : Lámpara que emite una mezcla de longitudes de onda. Colimador : Conjunto de lentes que enfocan la luz convirtiéndola en un haz de rayos paralelos. Monocromador : Dispositivo que selecciona luz de una única longitud de onda. Detector fotoeléctrico : Transductor de luz en electricidad. La luz provoca el desplazamiento de electrones en el metal del detector, produciendo una corriente eléctrica que es proporcional a la intensidad de la luz recibida. Registrador : Mide la señal del detector, la compara y genera una medida en una escala determinada.
A) Esquema de un espectrofotómetro de un solo haz B) Esquema de un espectrofotómetro de doble haz, en el cual se corrigen las variaciones espectrales de los diferentes elementos ópticos que lo componen Espectrofotómetro uv – visible. 2.4.1-DEFINICION DE ESPECTROFOTOMETRÍA
La espectrofotometría es un método analítico que utiliza los efectos de la interacción
de las radiaciones electromagnéticas con la materia (átomos y moléculas) para medir la absorción o la transmisión de luz por las sustancias.
O La espectrofotometría se refiere a los métodos, cuantitativos, de análisis químico
que utilizan la luz para medir la concentración de las sustancias químicas. Se
La espectrofotometría es el método más usado, debido a que es sencillo, específico y sensible.- 4 -INDICE :
Página
1.- Introducción ………………………………………………………………... 3 2.- Desarrollo …………………………………………………............................. 4
2.1- El espectro electromagnético………………………………….................. 4
2.1.1- La luz visible…………………………………………………………..... 6 2.1.2- Radiación ultravioleta............................................................................... 6
2.2- La radiación electromagnética y su interacción con la materia:....6-
2.2.1-Absorción y emisión de radiación por parte de la materia......................7-
2.3- Ley de Bourguer-Lambert- Beer…………………………………….8-9-
2.4- Espectrofotómetro......................................................................................
2.4.1 Definición de Espectrofotometría. ........................................................
2.5- Aplicaciones de la espectrofotometría visible y ultravioleta............
3.-Conclusión …………………………………………………………………… 13 4.- Índice ………………………………………………………………………….. 14 5.- Bibliografía …………………………………………………………………. 15 5.-BIBLIOGRAFÍA: Skoog, Douglas A. – West, James F. “QUÍMICA ANALÍTICA”, Editorial Mc Graw Hill. Morrison – Boyd. “QUÍMICA ORGÁNICA”