thumb|281x281px|Un espectrómetro UV/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. 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. 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. alt=Espectro de absorción de la clorofila|miniaturadeimagen|326x326px|Espectro de absorción de las clorofilas a y b en la región de la radiación visible. Puede verse que absorben intensamente los colores azulados y rojo anaranjados, pero no los de tono verdoso, de ahí su característico color. 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. 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. 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 () comprendidas entre 20 y 800 nm. miniaturadeimagen|329x329px|Diagrama de energía de los orbitales moleculares y de los orbitales atómicos no implicados en el enlace (orbitales no enlazantes, n) 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).

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:

alt=Energía orbitales moleculares|miniaturadeimagen|310x310px|Diferencias relativas de energía entre los orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes donde es la constante de Plank (6,626 x 10-34 J·s) y 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.

+Absorción de radiación electromagnética por cromóforos sencillos no conjugadosCromóforoTransición electrónicaλ del máx. de absorciónEnlace sencillo -C-C- o -C-Hσ→σ*~ 150 nmHeteroátomos con electrones n -O-n→σ*~ 185 nm -N<n→σ*~ 195 nm -S-n→σ*~ 195 nmCarbonilo>C=Ön→π*~ 300 nm>C=Ön→σ*~ 190 nmEnlaces 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 px. 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, 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. Este tipo de transiciones se dan sobre todo en hidrocarburos, ya que únicamente poseen enlaces sencillos, C-H o C-C.

Transiciones n→σ*