Espectroscopia ultravioleta-visível

A energias ainda mais elevadas (na zona visível e ultravioleta do espectro), transições electrónicas podem ocorrer, às vezes com sobreposição nas transições dos tipos rotacional e vibracional.

A inclusão de transições electrónicas resulta num número ainda maior de transições discretas, mas como estas transições são numerosas e muito próximas uma das outras não é possível a resolução das absorções em transições discretas e o resultado final é um espectro de bandas largas de radiação absorvida.

Espectros típicos de absorção obtidos na zona ultravioleta-visível são incluídos nas Figuras 3.6 e 3.7. Em geral o tempo de ocupação, ou tempo de vida do estado excitado, (excited state lifetime) é pequeno e as moléculas perdem a energia de excitação e voltam para o estado fundamental. A perda

de energia necessária para voltar ao estado fundamental normalmente ocorre através de uma colisão e subsequente evolução de calor. Em geral o calor de desactivação envolvido é tão pequeno que não é possível detectá-lo. Nalguns casos a energia é emitida como luz de frequência mais baixa do que a luz que provocou a excitação das espécies; este fenómeno será discutido na secção sobre "fluorescência".

Figuras 3.6 e 3.7 espectros típicos de moleculas orgânicas

As transições que são observadas nas zonas visível e ultravioleta do espectro electromagnético são consequência da absorção de radiação por grupos específicos e ligações na estrutura da molécula. A frequência e a intensidade da luz absorvida estão relacionadas com esta estrutura. A frequência ou comprimento da onda é uma medida da energia da transição e a intensidade depende a) da probabilidade da transição ocorrer quando o sistema electrónico da molécula interage com a radiação e b) da polaridade da molécula no estado excitado.

Tipos de transição

Numa molécula os electrões podem ser classificados em quatro grupos diferentes;

i) Electrões de camadas completas que não estão envolvidos na formação de ligações. Estes têm energias de excitação muito elevadas e não contribuem para a absorção de luz da zona visível ou ultravioleta.

ii) Electrões de ligações simples (do tipo sigma como por exemplo nas ligações dos hidrocarbonetos -CH2-CH2-). Estes também têm energias tão

elevadas que efectivamente não contribuem para a absorção nas zonas visível ou ultravioleta.

iii) Pares de electrões do tipo não-ligantes (designados por n) na camada exterior (como por exemplo aqueles nos átomos N, O, S e halogénios). Estes electrões são menos fortemente atraídos pelas moléculas e podem ser excitados por radiação visível ou ultravioleta.

iv) Electrões nas orbitais do tipo π, por exemplo em ligações duplas ou triplas. Estes são os electrões mais facilmente excitados e são responsáveis pela maioria das absorções associadas com os espectros electrónicos nas zonas visível ou ultravioleta.

Electrões residem nas orbitais ligantes e anti-ligantes de uma molécula. As orbitais não-ocupadas correspondem aos estados excitados de uma molécula e são do tipo sigma*, s* ou pi*, π*. Absorção de radiação resulta na promoção de um electrão até uma orbital do tipo antiligante. As transições mais comuns são as de orbitais do tipo π ou n até orbitais π* e são representadas por π -> π* e n -> π*. Os electrões do tipo n podem ser promovidos, absorvendo radiação de alta frequência, até orbitais do tipo s*, (n -> s*). Estas absorções têm lugar na zona de comprimento de onda menor que 200 nm.

Encontram-se exemplos de transições do tipo π -> π* e n -> π* nas moléculas de cetonas com a estrutura RC=OR'. O espectro de acetona contém uma absorção de elevada intensidade do tipo π -> π* e outra de baixa intensidade do tipo n -> π*. Encontra-se um exemplo da transição do tipo n -> π* na classe de éteres (R-O-R'). Como esta transição ocorre na zona abaixo de 200nm, éteres, e moléculas parecidas, tio-eteres (R-S-R'), e disulfuretos (R-S-S-R') são “transparentes” (não têm absorção) na zona visível e ultravioleta do espectro.

As intensidades relativas de bandas de absorção podem ser representadas pelo valor da sua absortividade molar,

ε

, que é efectivamente uma medida da probabilidade de uma transição específica ocorrer. A absortividade molar é proporcional à fracção da radiação absorvida numa dada frequência de radiação e será tratada em mais pormenor quando se descrever a lei de Beer. Por enquanto, podemos simplesmente considerar que representa a

absorvância de radiação que passa através de uma solução de concentração 1 molar numa célula de 1cm, em que absorvância é - log(fracção da radiação transmitida).

A probabilidade de uma transição π -> π* ocorrer é maior do que a de uma transição n -> π*, e portanto a intensidade da banda de absorção para a transição π -> π* em geral é maior. Valores típicos de absortividade molar para uma transição π -> π* são entre 1000 -> 100,000 enquanto que para a transição n -> π* são normalmente menos que 1000;

ε

é uma medida normalizada da intensidade das bandas de absorção.

Absorção por cromóforos isolados - Os grupos de uma molécula que absorvem radiação são designados cromóforos. Uma molécula que contém um cromóforo é um cromogénio. Um auxocromo não tem por si capacidade de absorver radiação mas em combinação com um cromóforo pode aumentar a absorção ou mudar a posição da máxima de absorção. Exemplos são os grupos -OH, -NH2 e os halogénios. Estes grupos contêm electrões não- ligantes que podem ter efeito nos electrões do tipo π no cromóforo.

Em princípio o espectro de um cromogénio não é significativamente influenciado por mudanças estruturais que ocorrem noutras partes da molécula. Por exemplo, no caso de acetona, CH3C=OCH3, e 2-butanona, CH3C=OCH2CH3, as duas moléculas têm espectros muito parecidos em forma e em intensidade. Entretanto, quando as mudanças estruturais estão muito perto do cromóforo, ou se a alteração é grande, os espectros podem ser bastante diferentes.

Os efeitos, em termos do espectro de absorção, de dois cromóforos numa molécula (separados por pelo menos duas ligações simples) são, em princípio independentes e aditivos. Portanto no caso da molécula CH3CH2NCS, uma absorção máxima devida à presença do grupo CNS ocorre à posição de 245 nm com uma absortividade molar

ε

, de 800. Na molécula SCNCH2CH2CH2CNS, uma absorção máxima ocorre a 247 nm, com uma absortividade molar de aproximadamente o dobro da intensidade (2000). Interacções entre os cromóforos podem perturbar os níveis electrónicos de uma molécula e portanto alterar o seu espectro.

Absorção por cromóforos conjugados - Quando ligações múltiplas (duplas ou triplas) são separadas por uma ligação simples, diz-se que as ligações são conjugadas. As orbitais do tipo π sobrepõem-se, reduzindo a diferença de energia entre as orbitais adjacentes. O resultado é uma mudança (shift) batocrómico no espectro de absorção e geralmente um aumento na intensidade de absorção. Quanto maior fôr o grau de conjugação maior será a mudança da posição da absorção máxima do espectro. Conjugação de ligações múltiplas com electrões não-ligantes (n-π conjugação) também resulta em mudanças no espectro (por exemplo em moléculas com a estrutura RR'C=CH-NO2).

Absorção por compostos aromáticos - Sistemas aromáticos (que contêm grupos do tipo fenilo ou benzeno) exibem conjugação. Os espectros entretanto são diferentes dos de outros sistemas conjugados, no que diz respeito à sua complexidade. O espectro de benzeno (C6H6) tem uma absorção forte na posição 200 nm com uma absortividade de cerca de 6900 e uma banda mais fraca a 230-270 nm (

ε

= 170), como mostra a Figura 3.8. Neste espectro é possível identificar uma estrutura fina, cada pico sendo resultado da influência dos sub-níveis rotacionais nas transições electrónicas.

Figura 3.8 - espectra de benzeno

Com a introdução de grupos adicionais na estrutura da molécula de benzeno, o espectro da molécula sofre algumas mudanças com uma perda da resolução dos picos, uma mudança batocrómica e um aumento da intensidade das absorções registadas. Os grupos hidroxi, -OH, metoxi, -

OCH3, amino, -NH2, nitro, -NO2 e aldéido -CHO, por exemplo, aumentam a absorção aproximadamente 10 vezes; este efeito é uma consequência da conjugação n-π. Os grupos metilo e halogénios são exemplos de grupos adicionais que têm um efeito auxocrómico.

Compostos aromáticos polinucleares (como por exemplo naftaleno) têm uma conjugação maior e portanto absorvem radiações de comprimento de onda maior. Por exemplo, naftaceno (4 aneis) tem uma máxima de absorção a 470 nm (na zona visível) e é amarelo, enquanto pentaceno (5 aneis) tem uma máxima a 575 nm e é azul.

Figura 3.9 - espectra de moléculas polifenílicas

Moléculas polifenílicas (como por exemplo as moléculas incluídas na Figura 3.9) são capazes de demonstrar interacções de ressonância através do sistema completo e um aumento do número de aneis resulta num aumento na mudança batocrómica da máximo de absorção.

Muitos compostos heterocíclos absorvem radiações na região ultravioleta do espectro e a presença de grupos adicionais causa a mesma mudança na posição de absorção máxima que no caso de compostos conjugados. Indicadores usados nas titulações ácido-base e redox são sistemas extensivamente conjugados e portanto absorvem na zona visível do espectro. A perda ou adição de um protão ou de um electrão provoca uma mudança na estrutura ou distribuição de electrões no composto e portanto na forma do espectro e a cor do composto.

Em muitos casos é conveniente estudar o comportamento de um composto usando técnicas espectroscópicas. Nos casos de compostos que não

absorvem na região visível ou ultravioleta do espectro é possível modificar a sua estrutura ou preparar derivados do composto de maneira que passam a absorver radiação nesta região. Técnicas espectroscópicas têm uma aplicação muito vasta no campo de medicina, e muitos testes clínicos têm uma base espectroscópica. Por exemplo, creatina numa amostra de sangue pode ser avaliada por reacção com o ião picrato numa solução básica formando um complexo colorido que absorve a 490nm. A quantidade de ferro existente numa amostra de fluido pode ser estimada por reacção com batofenantrolina e analisada por absorção a 535 nm. Estes são dois exemplos de muitos de componentes dos fluidos corporais que podem ser estudados.

Princípios de instrumentação

Um espectrómetro é um instrumento que é capaz de separar um feixe de radiação policromática nos seus componentes de radiação de vários comprimentos de onda. A Figura 3.10 mostra a estrutura de um espectrómetro. Todos os espectrómetros têm certos aspectos estruturais em comum, a saber:

i) uma fonte de radiação que é capaz de cobrir as frequências de interesse, ii) um monocromador que serve para seleccionar e apresentar à amostra um feixe estreito de comprimentos de onda,

iii) um detector para converter a energia radiante num sinal eléctrico, e

Figura 3.10 estrutura esquemática de um espectrómetro

iv) um registador para produzir um registo do sinal em função do comprimento de onda.

A amostra pode ser colocada antes ou depois do monocromador no instrumento.

Fontes de radiação

i) Espectro visível - A fonte de radiação deve produzir um feixe de radiação de comprimento de onda apropriado para o instrumento em que está incorporada. Nenhuma fonte, no entanto, tem uma intensidade constante para a gama completa de radiação fornecida. A fonte mais comum para a zona visível do espectro é um filamento de uma lâmpada de tungstênio. Um exemplo do espectro produzido por esta fonte está incluído na Figura 3.11. A gama útil de radiação é de 325nm até 3µm, portanto esta fonte pode ser utilizada para a zona próxima ultravioleta e próxima infravermelha. É possível mudar a posição da máxima de emissão aumentando o potencial de trabalho da lâmpada (que tem o resultado de aumentar a temperatura do filamento da lâmpada), mas o tempo de vida da lâmpada é afectado negativamente.

ii)

Espectro ultravioleta

- Para a zona ultravioleta um tubo de descarga que

No documento Química Analítica Ambiental (páginas 32-39)