El estudio de la absorción de luz en el área cercana a la región ultravioleta del espectro

OBJETIVOS

Obtener el espectro de absorción del colorante E-124 y determinar, a partir del espectro, a) El coeficiente de absortividad molar k del colorante y b) la concentración de una muestra problema.

INTRODUCCIÓN

La Espectrofotometría es una de las técnicas experimentales más utilizadas para la detección específica de moléculas. Se caracteriza por su precisión, sensibilidad y su aplicabilidad a moléculas de distinta naturaleza (contaminantes, biomoléculas, etc) y estado de agregación (sólido, líquido, gas). Los fundamentos físico-químicos de la espectrofotometría son relativamente sencillos.

Las moléculas pueden absorber energía luminosa y almacenarla en forma de energía interna. Esto permite que se inicien ciclos vitales de muchos organismos, entre ellos el de la fotosíntesis en plantas y bacterias. La Mecánica Cuántica nos dice que la luz está compuesta de fotones cada uno de los cuáles tiene una energía:

Efotón = h = hc/ ,

donde c es la velocidad de la luz,  es su frecuencia,  su longitud de onda y

h= 6.6 10-34 Js es la constante de Planck. Cuando decimos que una sustancia química absorbe luz de longitud de onda  , esto significa que las moléculas de esa sustancia absorben fotones de esa longitud de onda.

En esta práctica estudiaremos la absorción de luz en el ultravioleta cercano (325-420 nm) y en el visible (420-900 nm). Cuando una molécula absorbe un fotón en este intervalo espectral, se excita pasando un electrón de un orbital del estado fundamental a un orbital excitado de energía superior. De está manera la molécula almacena la energía del fotón:

A + h A*

E(A*) = E(A) + Efotón

Como la energía se conserva, la diferencia de energía entre el estado fundamental de la molécula (A) y su estado excitado (A*) debe ser exactamente igual a la energía del fotón. Es decir, una molécula sólo puede absorber fotones cuya energía h sea igual a la energía de un estado molecular excitado. Cada molécula tiene una serie de estados

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excitados discretos (o bandas) que dependen de su estructura electrónica y que la distinguen del resto de moléculas. Como consecuencia, el espectro de absorción, es decir, la luz absorbida en función de la longitud de onda, constituye una verdadera seña de identidad de cada sustancia o molécula.

En una ampliación a esta práctica, se puede detectar una mezcla de dos colorantes alimentarios, el rojo E-124 y un colorante verde midiendo su espectro de ultravioleta/visible. Cuando dos o más sustancias aparecen mezcladas en una misma muestra sus espectros de absorción aparecen superpuestos tal como se representa en la siguiente figura:

A*(2)

A*(1)

1 2

molécula A

B*(2) B*(2) Espectros

A*(2) de absorción

de A y B

4 Absorbancia

A*(1)

B*(1) B*(1)

3

molécula B

4 2 1 3

Longitud de onda 

Los espectros de absorción se miden mediante un instrumento denominado espectrómetro. Los instrumentos que vamos a usar en esta práctica constan de una fuente de luz “blanca” caracterizada por un espectro de emisión continuo en un intervalo amplio de longitudes de onda (en nuestro caso 325 nm-900 nm) y de un monocromador que actúa como filtro óptico transmitiendo un haz de luz de longitud de onda fija  e intensidad I0. Este haz de luz penetra en la cubeta de análisis donde se encuentra la muestra. Un detector sensible a la luz mide la intensidad del haz a la salida If.



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La intensidad del haz de luz se va atenuando a medida que atraviesa la cubeta debido a la absorción de las moléculas de la muestra. El ritmo de absorción depende de la intensidad inicial de luz y de la concentración de moléculas. De esta manera, cuando un haz de luz de intensidad I recorre una distancia dL en una muestra con una concentración de moléculas [B], se produce una atenuación de intensidad dI dada por:

dI  k  B I  dL

La constante k se denomina coeficiente de absortividad molar. La expresión anterior se puede integrar de la siguiente forma:

dI k  B dL I dI L If

 k  B dLln k  B L ,

I I0 I 0 I0

lo cual da lugar a la ley de Beer-Lambert1 para la absorción que relaciona la intensidad a la salida e la muestra If , con la intensidad inicial I0, la concentración de moléculas y la distancia recorrida por la luz en la muestra, L:

If  I0  e k BL

El espectrofotómetro, en lugar de la intensidad, mide

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