Espectroscopía: la interacción de la luz y la materia

Cómo podemos usar la radiación UV-Vis y la radiación IR para determinar la estructura química y la concentración de soluciones.

Introducción a la espectroscopía

Los químicos estudian cómo diferentes formas de radiación electromagnética interactúan con átomos y moléculas. Llamamos a esta interacción espectroscopía. Así como hay varias clases de radiación electromagnética, hay varios tipos de espectroscopía, que dependen de la frecuencia de la luz que usemos. Comenzaremos nuestra discusión al considerar la espectroscopía UV-Vis —es decir, lo que ocurre dentro de los átomos y las moléculas cuando fotones en el rango UV y visible del espectro (longitudes de onda de alrededor de 10700 nm10-700\text{ nm}) son emitidos o absorbidos—.

Espectroscopía UV-Vis

Hemos mencionado cómo los átomos y las moléculas pueden absorber fotones, y por consiguiente sus energías. Dependiendo de la energía del fotón absorbido o emitido, diferentes fenómenos pueden ocurrir. Comenzaremos por considerar el caso más simple, en el que un átomo de hidrógeno absorbe luz en la región visible o en la región UV del espectro electromagnético.
Cuando un átomo absorbe un fotón UV o un fotón de luz visible, la energía de ese fotón puede excitar uno de los electrones del átomo de tal forma que alcance un nivel de energía mayor. Este movimiento del electrón, de un menor nivel de energía a uno mayor, o de regreso de un nivel mayor de energía a uno menor, se conoce como transición. Para que ocurra una transición, la energía del fotón absorbido debe ser mayor o igual que la diferencia de energía entre los 22 niveles. Sin embargo, una vez que el electrón es excitado y alcanza un mayor nivel de energía, está en una posición más inestable que en la que estaba cuando se hallaba relajado en su estado base. Así, el electrón rápidamente caerá al estado de menor energía y, al hacerlo, emitirá un fotón con la misma energía que la diferencia entre los niveles energéticos (para ayudarte a visualizar todo esto, este video de Youtube (en inglés) aborda un excelente ejemplo: https://www.youtube.com/watch?v=4jyfi28i928).
Las transiciones de niveles de energía mayores al segundo nivel de energía para el átomo de hidrógeno se conocen como líneas de Balmer. Mientras mayor sea la distancia entre niveles de energía, mayor será la frecuencia del fotón emitido por el electrón conforme cae a un estado de menor energía.
Los electrones excitados que caen de niveles de energía más altos al 2.o2.^{\text{o}} nivel de energía en un átomo de hidrógeno emiten fotones de diferentes frecuencias, y por lo tanto diferentes colores de luz
En el diagrama que se muestra a continuación, tenemos una representación simplificada de algunas de las posibles transiciones de niveles de energía para el átomo de hidrógeno. Observa que mientras más grande es la transición entre niveles de energía, más energía es absorbida o emitida. Por lo tanto, los fotones de mayor frecuencia están asociados con transiciones de mayor energía. Por ejemplo, cuando un electrón cae del tercer nivel de energía al segundo, emite un fotón de luz roja (con una longitud de onda de alrededor de 700 nm700\text { nm}); sin embargo, cuando un electrón cae del sexto nivel de energía al segundo (una transición mucho más grande), emite un fotón de luz violeta (con una longitud de onda de alrededor de 400 nm400\text{ nm}), que es mayor en frecuencia (y por lo tanto en energía) que la luz roja.
Las transiciones de energía para los electrones de cada elemento son únicas, y distintas unas de otras. Por lo tanto, al examinar los colores de la luz emitida por un átomo particular, podemos identificar ese elemento basados en su espectro de emisión. La siguiente figura muestra ejemplos de espectros de emisión para algunos elementos comunes:
Espectros de emisión para los átomos de H, He, N, O, Ar, Ne, Xe y Hg.
Los espectros atómicos de emisión para varios elementos. Cada banda delgada en cada espectro corresponde a una sola transición única entre niveles de energía en un átomo. Imagen tomada del Rochester Institute of Technology (Instituto de Tecnología de Rochester), CC BY-NC-SA 2.0
Ya que cada espectro de emisión es único para cada elemento, podemos pensar en cada uno de estos espectros como su "huella digital". Las bandas delgadas indican las longitudes de onda particulares de luz emitida cuando los electrones de cada elemento caen de un estado excitado a uno de menor energía. Los científicos son capaces de aislar estas distintas longitudes de onda con un prisma, que separa las diferentes longitudes de onda por medio de refracción. Sin embargo, sin un prisma, no observamos las distintas longitudes de onda una a la vez, sino todas mezcladas. Aun así, el color emitido por cada elemento es bastante característico, lo que a menudo es útil en el laboratorio.
En el laboratorio, frecuentemente podemos distinguir elementos utilizando la prueba de la llama. La siguiente fotografía muestra la característica llama verde que aparece cuando se quema cobre o se queman sales que contienen cobre (ten en mente que es la energía térmica —una clase de radiación electromagnética— la que es capaz de excitar los electrones de cada átomo).
Un trozo de metal de cobre expide una llama verde cuando lo exponemos a una flama.
Debido a las transiciones electrónicas exclusivas de cada átomo de cobre, el metal expide una característica flama verde cuando se quema. Imagen tomada de Wikipedia, CC BY-SA 3.0
Si estamos examinando una muestra en el laboratorio cuya composición es desconocida, siempre podemos usar la prueba de la llama y sacar conclusiones con base en el color de la llama que observamos (para más información sobre el uso de este tipo de pruebas, revisa este video (en inglés): https://www.youtube.com/watch?v=9oYF-HxtoYg).

Espectroscopía infrarroja (IR): vibraciones moleculares

Hasta ahora hemos hablado de transiciones electrónicas, que ocurren cuando fotones en el rango UV-Visible del espectro son absorbidos por átomos. Sin embargo, la radiación de menor energía en la región infrarroja (IR) del espectro también puede producir cambios dentro de átomos y moléculas. Este tipo de radiación no es lo suficientemente energética para excitar electrones, pero sí para provocar que los enlaces químicos entre moléculas vibren de distintas maneras. Así como la energía necesaria para excitar un electrón de un átomo particular es fija, la energía requerida para cambiar la vibración de un enlace químico particular también es fija. Al usar equipo especial en el laboratorio, los químicos pueden observar el espectro de absorción IR para una molécula particular y utilizarlo para determinar qué tipos de enlaces químicos están presentes en dicha molécula. Por ejemplo, un químico puede deducir de un espectro IR que una molécula cuenta con enlaces simples de carbono-carbono, enlaces dobles de carbono-carbono, enlaces simples de carbono-nitrógeno y enlaces dobles de carbono-oxígeno, por nombrar algunos. Puesto que cada uno de estos enlaces es diferente, vibrará de forma distinta, y absorberá radiación IR de diferentes longitudes de onda. Así, al estudiar un espectro de absorción IR, un químico puede hacer deducciones importantes sobre la estructura química de una molécula.

Espectrofotometría: la ley de Beer-Lambert

La última clase de espectroscopía que consideraremos es aquella que se utiliza para determinar la concentración de soluciones que contienen compuestos coloreados. Si alguna vez pusiste colorante para alimento en el agua, entonces ya sabes que mientras más colorante añades, más oscura y coloreada se vuelve tu solución.
Las soluciones de permanganato de potasio muestran un intenso y característico color morado. Mientras mayor es la concentración de (KMnO4)(\text{KMnO}_4), más oscura es la solución y mayor es su absorbancia.
Soluciones de permanganato de potasio (KMnO4)(\text{KMnO}_4) con distintas concentraciones. Mientras más concentrada está la solución, más oscura es y mayor es su absorbancia. Imagen tomada de Flickr, CC BY 2.0
Cuando una solución se oscurece, significa que está absorbiendo más luz visible. Una de las técnicas analíticas que se utilizan comúnmente en la química es colocar la solución de concentración desconocida en un espectrofotómetro, un aparato que mide la absorbancia de la solución. La absorbancia se mide del 00 al 11, donde cero significa que la luz pasa totalmente a través de la solución y 11que no pasa luz a través de ella (es completamente opaca). La absorbancia se relaciona con la concentración de la especie coloreada en la solución por medio de la ley de Beer-Lambert, que es:
A=ϵlcA=\epsilon lc
Donde AA es la absorbancia (una cantidad adimensional), ϵ\epsilon es la constante molar de absortividad (una constante única de cada compuesto, dada en unidades de M1cm1\text{M}^{-1}\text{cm}^{-1}), ll es la longitud que debe atravesar la luz en el contenedor (en cm\text{cm}) y cc es la concentración molar del absorbente (M\Big(\text{M}, o molL)\dfrac{\text{mol}}{\text{L}}\Big).

Ejemplo: usar la ley de Beer-Lambert para encontrar la concentración de una solución

Colocamos una solución de sulfato de cobre (II) de concentración desconocida en un espectrofotómetro. Un estudiante encuentra que la absorbancia es 0.4620.462. La constante de absortividad del sulfato de cobre (II) es 2.81 M1cm12.81\text{ M}^{-1}\text{cm}^{-1}, y la longitud que debe atravesar la luz en el contenedor es de 1.00 cm1.00\text{ cm}.
¿Cuál es la concentración de la solución?
Primero, aplicamos la ley de Beer-Lambert.
A=ϵlcA=\epsilon lc
Después, rearreglamos la ecuación para despejar la concentración, cc.
c=Aϵlc=\dfrac{A}{\epsilon l}
Por último, sustituimos nuestros valores y determinamos cc.
c=0.462(2.81 M1cm1)×(1.00 cm)=0.164 Mc=\dfrac{0.462}{(2.81\text{ M}^{-1}\cancel{\text{cm}^{-1}})\times (1.00\cancel{\text{ cm}})}=0.164\text{ M}

Conclusión

Los fotones cargan cantidades discretas de energía llamadas cuantos, que pueden transferir a átomos y moléculas cuando son absorbidos. Dependiendo de la frecuencia de la radiación electromagnética, los químicos pueden explorar diferentes partes de la estructura de un átomo o de una molécula con distintos tipos de espectroscopía. Los fotones en los rangos UV y visible del espectro electromagnético pueden tener suficiente energía para excitar electrones. Una vez que estos electrones se relajan, emiten fotones, y el átomo o molécula emite luz visible con frecuencias específicas. Podemos usar estos espectros atómicos de emisión (a menudo informalmente usando la prueba de la llama) para obtener información sobre la estructura electrónica y la identidad de un elemento.
Los átomos y las moléculas también pueden absorber y emitir frecuencias más bajas de radiación IR. El espectro de absorción IR es útil para los químicos, pues exhibe la estructura química de una molécula y los tipos de enlaces que contiene. Por último, por medio de la ley de Beer-Lambert, también podemos usar la espectroscopía en un laboratorio para determinar las concentraciones de soluciones desconocidas.

Créditos

  1. Electromagnetic Radiation (Radiación electromagnética)” (en inglés), tomado de la ChemWiki de UC Davis (Universidad de California en Davis), CC BY-NC-SA 3.0
El artículo modificado está autorizado bajo una licencia CC-BY-NC-SA 4.0.

Referencias complementarias

Zumdahl, S.S., y Zumdahl S.A. (2003). Atomic Structure and Periodicity (Estructura atómica y periodicidad). En Chemistry (Química) (6th ed., pp. 290-94), Boston, MA: Houghton Mifflin Company.
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