Espectroscopía UV-Visible Y LUMINISCENCIA





1. CONCEPTO DE COLOR
Los objetos deben su color a que absorben parte de la radiación que los ilumina, reflejando o transmitiendo la restante. Se dice que el ojo ve el color complementario al absorbido. Los colores complementarios son los diametralmente opuestos en el círculo cromático.
Círculo cromático escalonado
Los compuestos químicos que no tienen color, no absorben radiaciónvisible, la reflejan o transmiten en su totalidad. Si pueden absorber radiación no visible. De hecho muchos absorben radiación ultravioleta (UV). Esta radiación es más energética que la visible.

2. ESTADOS ELECTRÓNICOS MOLECULARES
2.1. Orbitales moleculares (OM) Los electrones de un átomo se distribuyen según su energía en capas constituidas de orbitales. Existen diversos tipos de orbitales condistintas formas geométricas. Cada orbital tiene un nivel de energía característico y distinto a los demás. Cuanto mas cerca del núcleo menos energía. En estado fundamental solo están ocupados los orbitales de más baja energía posible. La capa mas externa de un átomo se llama valencia.
2.2. Distribución de los electrones en los posibles OM
Teoría de los orbitales moleculares.
Dos átomos seunen cuando ambos funden sus orbitales atómicos para dar orbitales moleculares.
Solo pueden fundirse dos orbitales que cumplan cierto condicionante energético. (energías de magnitud parecida y orientación espacial)
Dos orbitales atómicos dan lugar a dos orbitales moleculares.
Orbital enlazante (tiende a unir los átomos) y antienlazante.
Dos átomos formaran enlace si es mayor el número deorbitales enlazantes que se ocupan.
Dependiendo de en cuanto supere el número de orbitales enlazantes ocupados a los antienlazantes tendremos un enlace simple, doble,…
Los orbitales no enlazantes no contribuyen ni a la formación ni a la ruptura de la molécula.
2.3. Estados electrónicos moleculares. Niveles de energía Cada especie química se caracteriza por un conjunto de valores de energía del estadofundamental y de los estados excitados diferente a los de las demás especies. Un electrón solo puede absorber ciertos fotones cuyas energías coincidan con alguna de las diferencias de energía entre estados. Tales diferencias corresponden a fotones en la región ultravioleta visible del espectro electromagnético. La técnica espectroscópica que se basa en este efecto se denomina de absorción UV-VIS.Una molécula excitada por la absorción de un fotón podrá relajarse posteriormente perdiendo energía en forma de calor o emitiendo radiación.
Existen dos modos de emisión de radiación UV-visible de gran interés analítico: por fluorescencia (molecular) y por fosforescencia. Conocidos conjuntamente como luminiscencia o fotoluminiscencia. (Quimioluminiscencia cuando se producen reacciones químicas)3. ESPECTROSCOPÍA UV-VISIBLE
3.1. Transiciones entre estados electrónicos En general, en todas las moléculas existen niveles energéticos 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.
Diagrama de transiciones más habituales
También pueden absorberfotones UV-visible algunos átomos con orbitales d y f. En particular los metales de transición.
3.2. Ley de Beer Su principal aplicación es el análisis cuantitativo. El número de fotones absorbidos es proporcional al número de moléculas absorbentes. c l
3.3. Espectro de absorción UV-visible. Estructura de vibración-rotación Una molécula que se halle en algún estado de energía electrónico se puedeencontrar 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.
En estado líquido los picos de rotación están tan próximos que suelen coalescer. De ahí que solo se observe una banda ancha de absorción.
3.4. Grupos cromóforos y auxócromos
Cromóforos es el grupo de...