Espectroscopia ultravioleta-visible

La espectroscopia ultravioleta-visible (UV/VIS) es una técnica de análisis químico basado en la capacidad que tienen algunas sustancias para absorber fotones de radiación electromagnética de las frecuencias características correspondientes a las regiones correspondientes al ultravioleta próximo y luz visible (aproximadamente de 190 a 780 nm de longitud de onda), aunque también es posible trabajar a menor longitud de onda, en la región denominada ultravioleta lejano (aproximadamente entre 120 y 190 nm). En estas regiones del espectro electromagnético, la energía de los fotones es suficiente como para forzar el paso de los electrones situados en orbitales moleculares (σ y π) o en orbitales no enlazantes (p y d), a los denominados niveles excitados de energía.^[1] Como sea que la transición electrónica de los niveles fundamentales de energía a los niveles excitados se produce sólo cuando la energía del fotón es justamente igual a la diferencia de energía entre ambos niveles (fundamental y excitado), cada molécula presenta un espectro de absorción característico, en función del sistema de electrones implicados en cada caso. Esto representa una importante ayuda en la identificación de las diferentes sustancias químicas, por lo que la espectroscopia UV-visible se utiliza para identificar algunos grupos funcionales de moléculas (análisis o elucidación estructural). Por otro lado, la cantidad de energía absorbida es proporcional a la concentración de las sustancias absorbentes, por lo que mediante medidas de absorción de la radiación uv/vis, la técnica puede ser utilizada en el análisis cuantitativo de las sustancias químicas capaces de absorber este tipo de radiación. En este caso, la técnica de análisis se conoce comúnmente como espectrofotometría ultravioleta-visible.

Introducción

La espectroscopía por absorción molecular en las regiones ultravioleta y visible del espectro, es uno de los primeros métodos espectroscópicos utilizados tanto en el análisis cuantitativo, como en la determinación de estructuras de compuestos orgánicos, si bienes cierto, que esta última aplicación es menos potente que otras técnicas espectroscópicas, como la espectroscopia infrarroja o la resonancia magnética nuclear. No obstante y a pesar de sus limitaciones, es una técnica auxiliar útil para la elucidación estructural y a veces se utiliza como apoyo de las otras técnicas.^[2] En lo referente a las aplicaciones cuantitativas de la espectrofotometría UV/vis, esta técnica es de amplio uso en la determinación una gran cantidad de especies inorgánicas, orgánicas y biológicas, que además, por lo general, resulta ser una técnica relativamente barata en cuanto al equipamiento necesario.^[3]

Tanto la radiación ultravioleta como la visible puede ser absorbida por las moléculas que contienen enlaces covalentes, provocando la excitación de los electrones que se encuentran en los orbitales moleculares o de los electrones atómicos situados en orbitales más externos, pero no empleados en la formación del enlace (electrones no enlazantes). Estos electrones una vez excitados, pasan a un estado de mayor energía, que suele corresponder con los niveles de energía de los orbitales pi antienlazantes (π*). Cuanto mayor sea la diferencia de energía entre el orbital enlazante y el orbital antienlazante, mayor deberá ser la energía del fotón que provoque la excitación del electrón; es decir, se requerirán radiaciones de longitud de onda más corta, mientras que los electrones unidos más lábilmente, como los que se encuentran en orbitales moleculares deslocalizados o en enlaces conjugados, requieren menos energía, es decir fotones de radiación con longitud de onda más larga. Esto implica que los electrones de enlace situados en orbitales moleculares σ solo pueden pasar al orbital antienlazante σ* absorbiendo fotones muy energéticos, los correspondientes a la región del ultravioleta lejano (20 a 200 nm), también conocido como ultravioleta a vacío. El nombre "de vacío" se refiere a las condiciones de trabajo, ya que se requiere desalojar el aire, ya que el oxígeno molecular absorbe en esta región, falseando los resultados de la medida. Por encima de los 200 nm (ultravioleta próximo) ya no se requiere trabajar a vacío y la energía de los fotones es suficiente para pasar los electrones que se encuentran en orbitales moleculares π a orbitales π* (antienlazantes), mientras que los electrones que se encuentran en los orbitales no enlazantes más externos (p o d) pueden pasar a un orbital π* (antienlazantes) con fotones de menor energía, por lo que las transiciones entre estados se produce empleando radiación uv muy próxima al visible (300 a 400 nm) o ya dentro de la región del espectro visible. En esta región, sobre todo absorben aquellas moléculas que contienen dobles enlaces conjugados, por lo que estas sustancias suelen presentar colores característicos.^[1] Puesto que cada compuesto químico presenta diferentes tipos de enlaces, (sencillos, dobles o triples) así como su disposición en la estructura molecular y teniendo en cuenta que la presencia de determinados grupos o de elementos atómicos con pares de electrones no enlazantes pueden modificar la diferencia de energía entre niveles, es de esperar que cada compuesto químico presente espectros de absorción uv/vis característico. Así, la quinona es amarilla; la clorofila es verde; los 2,4-derivados del dinitrofenilhidrazona de aldehídos y de cetonas se extienden en color de amarillo brillante a de color rojo oscuro, dependiendo de la conjugación del enlace doble, mientras que la aspirina (ácido acetilsalicílico), es carente de color.

Principio físico

El principio de la espectroscopia ultravioleta-visible involucra la absorción de radiación ultravioleta – visible por una molécula. Cuando esto ocurre, la energía de la molécula aumenta hasta el punto de que algunos electrones pueden pasar desde el estado basal o fundamental, en el que se encuentran habitualmente, a un estado o nivel de mayor energía, conocido como estado excitado.^[4] En general, esta situación se puede dar tanto en átomos como en moléculas. La energía necesaria para pasar un electrón atómico desde un orbital atómico interior a otro más externo requiere el empleo de radiación electromagnética de longitud de onda muy corta, típica de los rayos X. Sin embargo, en las moléculas en las que los átomos se unen covalentemente, los electrones que intervienen en él se sitúan en orbitales moleculares, de menor energía que los orbitales atómicos, por lo que el paso de los electrones desde orbitales fundamentales a orbitales excitados se produce con menor energía fotónica, habitualmente las correspondientes a las radiaciones características de las regiones del espectro ultravioleta y visible; es decir, para longitudes de onda ( $\lambda$ ) comprendidas entre 20 y 800 nm.

Por otro lado, según la teoría cuántica, los niveles energéticos en los que se pueden situar los electrones no son infinitos, sino que solamente están disponibles una cantidad reducida y discreta de estos niveles energéticos. Esto hace que para que se produzca la absorción de un fotón de energía electromagnética, su energía debe ser exactamente la misma que la diferencia de energía entre el estado fundamental y uno de los estados excitados de la especie absorbente. En consecuencia, partiendo del hecho de que dichas diferencias son únicas y características de cada especie química, el estudio de las frecuencias radiactivas absorbidas provee información sobre la sustancias o sustancias presentes en una muestra objeto de estudio. En consecuencia, cada sustancia química debería generar un espectro de absorción único y característico. Este espectro no es más que una representación gráfica de la absorbancia en función de la longitud de onda o de la frecuencia. En la práctica, los espectros pueden variar en apariencia, debido a la influencia de determinadas variables como la complejidad de la especie, el estado físico en el que se encuentre (sólido, líquido o gas) o el entrono (si se encuentra en disolución y el tipo de disolvente).^[5]

Modos de excitación electrónica

La radiación electromagnética puede ser descrita tanto en términos de partículas como de ondas (teoría dual onda-corpúsculo); es decir, las propiedades de la radiación electromagnética pueden ser explicadas tanto si se considera que está formada por ondas, como si está formada por pequeños corpúsculos, conocidos como fotones, que se mueven a la velocidad característica de este tipo de radiación ( 2,998 x 10⁸ m/s en el vacío). Esto implica que cada fotón de luz al tratarse de una partícula en movimiento lleva asociado a su movimiento una cantidad energía, que en el caso de la radiación electromagnética, depende de la frecuencia de la radiación y viene expresada mediante la conocida como ecuación de Plank:

$E=h\nu$

donde $h$ es la constante de Plank (6,626 x 10^-34 J·s) y $\nu$ es la frecuencia de la radiación en Hz. Cuando un fotón UV-Visible de energía adecuada incide en una especie absorbente, un electrón es promovido desde su estado fundamental a un estado electrónico excitado, pudiendo darse diferentes posibilidades de transiciones electrónicas, dependiendo de en qué orbital molecular se encuentre el electrón de enlace que es promocionado al estado electrónico excitado: σ→σ*, n→σ*, π→π* y n→π*. Estos tipos de transiciones pueden identificarse por la zona del espectro electromagnético en que aparecen los máximos de absorción. En la siguiente tabla se muestran las longitudes de onda aproximadas a las que se produce el máximo de absorción, según el tipo de trasmisión electrónica entre orbitales.^[1]

Absorción de radiación electromagnética por cromóforos sencillos no conjugados
Cromóforo	Transición electrónica	λ del máx. de absorción
Enlace sencillo -C-C- o -C-H	σ→σ*	~ 150 nm
Heteroátomos con electrones n
-O-	n→σ*	~ 185 nm
-N<	n→σ*	~ 195 nm
-S-	n→σ*	~ 195 nm
Carbonilo
>C=Ö	n→π*	~ 300 nm
>C=Ö	n→σ*	~ 190 nm
Enlaces dobles aislados
>C=C<	π→π*	~ 190 nm

El sistema de enlaces moleculares y átomos causantes de la transición electrónica entre orbitales recibe el nombre de cromóforo. Estos cromóforos, cuando se encuentran aislados presentan absorción en la región electromagnética del ultravioleta. A continuación se detallan las características y particularidades de cada una de estas transmisiones electrónicas.

Transiciones σ→σ*

Los orbitales moleculares σ se forman a partir de los orbitales atómico s o p_x. La diferencia de energía entre el orbital enlazante (σ) y el antienlazante (σ*), por lo general es muy superior a la correspondiente a otros orbitales moleculares,^[6] por lo que cuando un electrón de enlace se encuentra en un orbital σ necesita más energía que los que se encuentran en otros orbitales moleculares, para pasar al nivel excitado. Los fotones de energía electromagnética con la energía suficiente para generar una transición σ→σ* corresponden a los de longitudes de onda comprendidas entre aproximadamente 50 y 170 nm, presentando el máximo de absorción hacia λ ≈ 150 nm que es la región del ultravioleta conocida como ultravioleta lejano.^[2] Este tipo de transiciones se dan sobre todo en hidrocarburos, ya que únicamente poseen enlaces sencillos, C-H o C-C.

Transiciones n→σ*

Algunas moléculas contienen átomos, como nitrógeno, oxígeno, azufre, etc. en los que no todos los electrones de la capa de valencia están implicados en la formación del enlace. Estos electrones están situados en uno de los orbitales atómicos, generalmente denominados orbitales n o no enlazantes. Cuando estos átomos se encuentran unidos, mediante enlace simple, a otros en los que todos los electrones de valencia están implicados en la formación de enlaces, caso del carbono saturado en los compuestos orgánicos, si reciben la cantidad de energía adecuada, pueden pasar a un estado excitado de energía, que sería el correspondiente a un orbital σ*. La transición n→σ* requiere energías que están comprendidas entre el ultravioleta lejano y el ultravioleta próximo; es decir, fotones con longitudes de onda comprendidas entre 150-220 nm aproximadamente, con un máximo de absorción alrededor de λ ≈190 nm. Estas transiciones suelen darse en hidrocarburos que poseen heteroátomos con pares de electrones no compartidos (electrones de no enlace), como los haluros orgánicos. La energía necesaria para que se produzca esta transición sigue siendo alta (aunque menor que en las σ→σ* ).

Transiciones n→π* y π→π*

Las transiciones de este tipo se dan en aquellos grupos funcionales que tienen enlaces múltiples y es corriente tratarlos de forma conjunta, ya que son las transiciones de mayor utilidad en el análisis espectral, tanto cualitativo como cuantitativo. Estas transiciones son las que requieren menor energía electromagnética, generalmente fotones de λ entre 200-700 nm. La mayoría de las aplicaciones de espectroscopia UV-Visible están basadas en transiciones que ocurren en esta zona. Todos los enlace múltiples (C = C; C ≡ C, C = N, etc.) poseen electrones en orbitales moleculares π y todos los elementos que están situado a la derecha del carbono en la tabla periódica, poseen pares de electrones no utilizados en el enlace (electrones n). Esto quiere decir que cuando el carbono se une mediante enlace múltiple a estos elemento, se pueden producir tanto transiciones electrónicas π→π*, como n→π*. Las energías de excitación en las transiciones π→π* son moderadamente altas, correspondiendo a la región UV Lejano y Próximo, mientras que las n→π* son considerablemente menores, correspondiendo a la región visible del espectro. En la tabla se muestran las longitudes de onda aproximadas a las que se produce el máximo de absorción en algunos grupos funcionales muy habituales.

Máximos de absorción correspondientes a transiciones **π→π* y** n→π* de algunos grupos funcionales
Grupo funcional	π→π* (absorción intensa)	n→π* (absorción débil)
> C= C <	~170 nm	no absorbe
- C ≡ C -	~170 nm	no absorbe
> C = O	~166 nm	~280 nm
> C = N	~190 nm	~195 nm
- N = N -		~340 nm
> C = S		~500 nm
- N = O		~665 nm

Como puede apreciarse, la posición de λ_max en las transiciones es prácticamente independiente en las transiciones π→π* , mientras que las transiciones n→π* están muy influidas por el tipo de átomos implicados en el doble enlace, pues, dependiendo de la electronegatividad de estos, las transiciones al orbital π* puede darse más fácilmente o requerir mayor energía, si el par de electrones es fuertemente atraído por el núcleo (elementos más electronegativos y con menos capas de electrones), como puede verse si se compara el grupo C = O con el grupo C = S.^[2] Estos valores son aproximados, pues un mismo cromóforo puede presentar la λ_max de una transición determinada a diferentes longitudes de onda, dependiendo de la posición en que se encuentre en la molécula y de los sustituyentes unidos al cromóforo. Así, por ejemplo, el grupo carbonilo, C = O, en la acetona presenta la λ_max para la transición n→π* a 272 nm, mientras que para el acetaldehído, lo hace a 294 nm. También se producen desplazamientos de las λ_max por efecto del disolvente en el que se encuentra la muestra. En general, cuando aumenta la polaridad del disolvente se produce un desplazamiento hipsocrómico, hacia longitudes de onda más cortas, en las transiciones n→π* y batocrómico, hacia longitudes de onda mayores, en las π→π*. Estos desplazamientos son todavía más acusados cuando existe conjugación con otros cromóforos, aunque en estos casos, los desplazamientos siempre son batocrómicos.

Sistemas con electrones π conjugados

Cuando en la estructura de la molécula existe alternancia entre dobles enlaces y sencillos (p. e. C = C - C = C, C = C - C = O, etc.) se dice que existe conjugación. En estos casos se produce un desplazamiento batocrómico, tanto en las transiciones n→π* como en las π→π*, que suele ir acompañado de un importante aumento de la intensidad de la absorción (efecto hipercrómico), mayor cuanto mayor es el grado de conjugación. Por lo general, la banda más intensa, la correspondiente a las transiciones π→π* se desplazan hasta posiciones del ultravioleta próximo, mientras que las de absorción débil, las correspondientes a transiciones n→π*, lo hacen hasta posiciones próximas al espectro visible o dentro de este, por lo que los compuestos con muchos enlaces conjugados, suelen presentar coloración. La siguiente tabla muestra algunos ejemplos de desplazamientos batocrómicos debido a la conjugación:^[2]

Máximos de absorción correspondientes a transiciones **π→π* y** n→π* de algunos grupos funcionales conjugados
Grupo funcional	π→π* (absorción intensa)	n→π* (absorción débil)
> C= C <	~170 nm	no absorbe
- C = C - C = C -	~220 nm	no absorbe
- C = C - C = C - C = C -	~260 nm	-
- C = O	~166 nm	~280 nm
- C = C - C = O	~240 nm	~320 nm
- C = C - C = C - C = O	~270 nm	~350 nm
	~245 nm	~435 nm

Transferencia de carga

Los fotones de energía electromagnética no solo son absorbidos por las moléculas para promover el paso de electrones desde los estados basales de energía a los estados excitados. En algunas ocasiones la energía del fotón es utilizada por la molécula para producir transferencias de cargas electrónicas desde una parte de la molécula a otra. Cuando se producen absorciones de este tipo, se producen bandas intensas de absorción en la región del ultravioleta lejano y comienzos del espectro visible, entre, aproximadamente 190 y 450 nm. Este tipo de absorción electromagnética tiente especial interés en el análisis químico, tanto cualitativo como cuantitativo, ya que la absorción por transferencia de carga tiene lugar tras la formación de determinados compuestos , por reacción entre el analito y una sustancia que actúa como reactivo generador de color. Un caso característico es la reacción de identificación del hierro(III) con el tiocianato (SCN^-). El Fe(III) apenas presenta coloración en disolución acuosa y el SCN^- es incoloro. Sin embargo, cuando reaccionan entre sí para formar el complejo [Fe(NCS)]²⁺, aparece una coloración rojiza muy intensa en la que se produce una transferencia de electrones desde el ion metálico al ligando. Esta situación es relativamente frecuente en determinados complejos químicos y en algunas moléculas orgánicas sustituidas.^[7]

Absorción de campo ligando

Los compuestos de coordinación, además de las bandas de absorción ya comentadas, presentan bandas débiles de absorción en el campo ligando. En este tipo de absorción molecular están implicados los electrones colocados en los orbitales d del ion central que se encuentra formado complejos de coordinación, por lo que es muy frecuente entre los complejos de coordinación de metales de transición, la mayoría de los cuales presentan coloraciones características. Esto es debido a que la absorción en el campo ligando se produce porque la presencia de los ligandos crea un campo electrostático que desdobla los orbitales d, en principio todos de igual energía, en niveles de diferente energía, aunque muy próximos entre sí. Esto implica que fotones de baja energía, como los correspondientes al espectro visible, pueden promover electrones presentes en orbitales d (también en orbitales f) de menor energía a otros de los desdoblados, de mayor energía. Al tratarse de fotones de longitud de onda larga, los fotones absorbidos corresponden a la radiación visible, aunque ocasionalmente pueden, incluso absorberse fotones correspondientes a la zona espectral del infrarrojo próximo. ^[2]

Aspectos cuantitativos de la Espectroscopia ultravioleta-visible

El empleo de la espectroscopia ultravioleta-visible con fines cualitativos, para identificar compuestos químicos, tiene un uso muy limitado, ya que los espectros de absorción presentan bandas muy anchas en posiciones muy similares cuando las sustancias pertenecen a una misma familias de compuestos. Su uso habitual es como método de apoyo de otros análisis realizados por técnicas más específicas, como la espectroscopía infrarroja o de resonancia magnética nuclear. En lo relativo al análisis estructural orgánico, tiene algunas aplicaciones útiles para detectar determinados grupos cromóforos, pues debido a que la mayor parte de las moléculas apenas absorben en el ultravioleta próximo (λ > 190 nm), la aparición de bandas entre 200 y 400 nm es un indicio de la presencia de heteroátomos sustituyentes (azufre, halógenos, etc.), la presencia de insaturaciones o la conjugación de dobles enlaces entre carbonos o de carbonos y heteroátomos. Para identificar estos grupos absorbentes, se suelen comparar los espectros obtenidos para la sustancia desconocida, con otros de moléculas sencillas con uno o varios grupos que actúan como cromóforos.^[8]

En contrapartida, las aplicaciones cuantitativas de la absorción molecular ultravioleta-visible constituyen una de las herramientas disponibles más útiles para el análisis cuantitativo debido a la simplicidad de la técnica y a su amplia aplicabilidad, pues son muchas las especies químicas (orgánicas, inorgánicas y bioquímicas que absorben en radiación ultravioleta o visible. A ello hay que añadir su relativamente alta sensibilidad, aunque esta depende de la longitud de onda escogida para el análisis. En el máximo de un banda intensa de absorción, pueden ser detectadas concentraciones del orden de 10^-5 M, pudiendo ser más bajas, de hasta 10^-7 M mediante modificaciones de los procedimientos de análisis que implican concentración de muestra o reacciones derivativas previas para formar compuestos relacionados más sensibles.^[9]

Ley de Beer-Lambert

Artículo principal: Ley de Beer-Lambert

Cuando una muestra absorbe luz, la irradiancia del haz de luz disminuye. La irradiancia, P, es la energía por segundo y por unidad de área del haz de luz. La luz monocromática, es decir de una determinada longitud de onda, se hace pasar a través de la muestra, la irradiancia del haz que emerge por el lado opuesto de la muestra es P. Si se ha producido absorción, esta irradiancia será menor que la irradiancia inicial, Es decir P ≤ P₀. Manteniendo constante el área del haz de radiación electromagnética, la irradiancia puede expresarse en términos de intensidad luminosa (I) y de acuerdo con la ley de Beer-Lambert, la relación entre la intensidad luminosa saliente y la intensidad entrante es una función exponencial que depende de una constate característica de cada especie y de cada longitud de onda (ε), de la longitud de paso óptico o recorrido de la radiación electromagnética (l) y de la concentración de la especie absorbente (c).

{\frac {I}{I_{0}}}=e^{-\epsilon \ l\ c}=T

La relación de irradiancias se denomina transmitancia (T), y su logaritmo negativo, absorbancia (A), por lo que la expresión anterior queda:^[10]

-\log T=A=\epsilon \,l\,c

donde:

A\,

es la absorbancia

\epsilon \,

es el coeficiente de extinción (Característico de cada sustancia y de cada longitud de onda).

l\,

es la longitud del paso de la cuba (cm).

c\,

es la concentración (moles/l).

Es decir, la absorbancia de una disolución que contiene una sustancia química con cromóforos, mediada a una longitud de onda determinada, ɛ_λ(nm) está relacionada linealmente con la concentración de esa sustancia, por lo que la espectrofotometría de absorción UV-vis se puede utilizar como técnica de análisis cuantitativo de especies absorbentes.

El espectrofotómetro ultravioleta-visible

El espectrofotómetro es un instrumento que permite comparar la radiación absorbida o transmitida por una solución que contiene una cantidad desconocida de soluto, y una que contiene una cantidad conocida de la misma sustancia. Todas las sustancias pueden absorber energía radiante. El vidrio, que parece ser completamente transparente, absorbe longitudes de onda que pertenecen al espectro visible; el agua absorbe fuertemente en la región del IR. La absorción de las radiaciones UV, visibles e IR depende de la estructura de las moléculas, y es característica para cada sustancia química. El color de las sustancias se debe a que absorben ciertas longitudes de onda de la luz blanca que incide sobre ellas y solo dejan pasar a nuestros ojos aquellas longitudes de onda no absorbida. Esta espectrofotometría utiliza radiaciones del campo UV de 80 a 400 nm, principalmente de 200 a 400 nm (UV cercano) y de luz visible de 400 a 800 nm, por lo que es de gran utilidad para caracterizar las soluciones en la región ultravioleta-visible del espectro. Se rige por una ley muy importante: la ecuación de Beer-Lambert.

Características del sistema

Las muestras en solución se ponen en una pequeña celda de silicio.
Se utilizan dos lámparas: una de H o deuterio para la región UV, y una de W / halógeno para la región visible
Se utiliza también una celda de referencia que contiene solo solvente.
La luz pasa simultáneamente por la celda de muestra y la celda de referencia.
El espectrómetro compara la luz que pasa por la muestra con la que pasa por la celda de referencia.
La radiación transmitida es detectada y el espectrómetro obtiene el espectro de absorción al barrer la longitud de onda de la luz.

Tipos de espectrofotómetros

Espectrofotómetro de doble haz: es aquel que cuenta con dos compartimientos para celdas de muestra que le permite medir simultáneamente la cantidad de energía radiante absorbida por una matriz (blanco) y la energía absorbida por la muestra compuesta por la matriz y la especie de interés.
Espectrofotómetro de haz simple: cuenta con un único compartimiento de celda con lo cual se debe realizar la medida de absorción del “blanco” para poder registrar un cero (o referencia) y luego medir la absorción de la muestra.

Consideraciones generales

La espectroscopia ultravioleta-visible es la más limitada para la información de compuestos. Los compuestos que tengan un cromóforo o instauraciones son visibles en esta región. Un cromóforo es cualquier grupo de átomos que absorben luz independientemente de que presente color o no, aunque también puede presentar un grupo auxócromo que es el que amplia la conjugación de un cromóforo mediante la compartición de electrones de no enlace.

La máxima absorción se debe a la presencia de cromóforos en una molécula. Este tipo de espectroscopia sirve principalmente para el análisis de compuestos aromáticos y ácidos carboxílicos (α y β) insaturados.

Para el análisis de catalizadores suele utilizarse una variante de esta espectroscopia llamada espectroscopia de reflectancia difusa (física)#Reflexi.C3.B3n difusa.

Espectroscopia de “Reflectancia Difusa” (DRIFTS)

La reflectancia difusa tiene lugar en todas las direcciones como consecuencia de los procesos de absorción y dispersión, y predomina cuando los materiales de la superficie reflectante son débiles absorbentes a la longitud de onda incidente y cuando la penetración de la radiación es grande en relación con la longitud de onda.

Ventajas y desventajas del DRIFTS

Ventajas:

Preparación mínima muestra.
Posibilidad análisis mayoría materiales no reflectores, incluyendo materiales muy opacos o poco absorbentes.
Análisis de superficies irregulares y materiales duros.
Alta sensibilidad (pocos ppm).

Además de los problemas de la reflexión en la superficie, tienen las siguientes desventajas:

Está limitada principalmente a muestra en polvo.
Si la muestra contiene agua y debido al calentamiento producido por el rayo de luz infrarrojo, ésta se puede evaporar dando lugar a vapor de agua que causa fuertes interferencias en el espectro.
El llenado de la celda es poco reproducible sobre todo cuando se quiere trabajar en análisis cuantitativo.

Véase también

Referencias

1 2 3 Fleming, Ian; Williams, Dudley H. (1974). «Cap. 2. Espectros visible y ultravioleta». Métodos espectroscópicos en Química Orgánica. Bilbao: Urmo. ISBN 84-314-0017-X.
1 2 3 4 5 Olsen, Eugene D. (1986). «Cap. 2. Espectrofotometría ultravioleta y visible». Métodos ópticos de análisis. Barcelona: Reverté. ISBN 84-291-4324-6.
↑ Skoog, D. A.; Holler, F. J.; . Crouch, S. R. (2008). Principios de análisis instrumental. Mexico: Cengage Learning. p. 367. ISBN 607-481-390-6.
↑ Harris, Daniel C. (2016). «Cap. 18.2 Absorción de luz». Análisis Químico Cuantitativo. Barcelona: Reverté. ISBN 978-84-291-7225-6.
↑ Skoog, D. A.; Holler, F. J.; . Crouch, S. R. (2008). «Cap . 6C.5. Absorción de la radiación». Principios de análisis instrumental. Mexico: Cengage Learning. ISBN 607-481-390-6.
↑ Gray, Harry B.; Haight, Gilbert P. Jr. (1969). «Cap. 11-2 Moléculas con orbitales atómicos de valencia s y p». Principios básicos de química. RevertéBarcelona.
↑ Douglas A. Skoog, Donald M. West, F. James Holler and Stanley R. Crouch. (2015). Fundamentos de química analítica. Cengage Learning. p. 725. ISBN 978-607-519-937-6.
↑ Douglas A. Skoog, Donald M. West, F. James Holler and Stanley R. Crouch. (2015). «Cap. 26A.2. Aplicaciones cualitativas de la espectroscopia ultravioleta/visible». Fundamentos de química analítica. Cengage Learning. ISBN 978-607-519-937-6.
↑ Douglas A. Skoog, Donald M. West, F. James Holler and Stanley R. Crouch. (2015). «Cap. 26A.3 Aplicaciones cuantitativas». Fundamentos de química analítica. Cengage Learning. ISBN 978-607-519-937-6.
↑ Rubinson, Kenneth A.; Rubinson, Judith F. (2000). «Cap. 8.8. Espectrometría de absorción». Análisis instrumental. Prentice Hall. pp. 250-254. ISBN 84-205-2988-5.

Enlaces externos

Espectrometría Ultravioleta-Visible (UV-Vis)
UV-Vis Spectroscopy
UV-Vis Luminescence Spectroscopy
UV-Vis Absorción Spectroscopy

Datos: Q898426

[:1-1] 1 2 3 Fleming, Ian; Williams, Dudley H. (1974). «Cap. 2. Espectros visible y ultravioleta». Métodos espectroscópicos en Química Orgánica. Bilbao: Urmo. ISBN 84-314-0017-X.

[:2-2] 1 2 3 4 5 Olsen, Eugene D. (1986). «Cap. 2. Espectrofotometría ultravioleta y visible». Métodos ópticos de análisis. Barcelona: Reverté. ISBN 84-291-4324-6.

[:0-3] Skoog, D. A.; Holler, F. J.; . Crouch, S. R. (2008). Principios de análisis instrumental. Mexico: Cengage Learning. p. 367. ISBN 607-481-390-6.

[4] Harris, Daniel C. (2016). «Cap. 18.2 Absorción de luz». Análisis Químico Cuantitativo. Barcelona: Reverté. ISBN 978-84-291-7225-6.

[:02-5] Skoog, D. A.; Holler, F. J.; . Crouch, S. R. (2008). «Cap . 6C.5. Absorción de la radiación». Principios de análisis instrumental. Mexico: Cengage Learning. ISBN 607-481-390-6.

[6] Gray, Harry B.; Haight, Gilbert P. Jr. (1969). «Cap. 11-2 Moléculas con orbitales atómicos de valencia s y p». Principios básicos de química. RevertéBarcelona.

[7] Douglas A. Skoog, Donald M. West, F. James Holler and Stanley R. Crouch. (2015). Fundamentos de química analítica. Cengage Learning. p. 725. ISBN 978-607-519-937-6.

[8] Douglas A. Skoog, Donald M. West, F. James Holler and Stanley R. Crouch. (2015). «Cap. 26A.2. Aplicaciones cualitativas de la espectroscopia ultravioleta/visible». Fundamentos de química analítica. Cengage Learning. ISBN 978-607-519-937-6.

[9] Douglas A. Skoog, Donald M. West, F. James Holler and Stanley R. Crouch. (2015). «Cap. 26A.3 Aplicaciones cuantitativas». Fundamentos de química analítica. Cengage Learning. ISBN 978-607-519-937-6.

[10] Rubinson, Kenneth A.; Rubinson, Judith F. (2000). «Cap. 8.8. Espectrometría de absorción». Análisis instrumental. Prentice Hall. pp. 250-254. ISBN 84-205-2988-5.

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