Spettroscopia UV-visibile (parte 1)

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1 (parte 1) Orbitali atomici Orbitali molecolari Transizioni elettroniche Regole di selezione Cromoforo Spettrofotometro Legge Lambert-Beer

2 La Spettroscopia Uv-visibile studia gli spettri di assorbimento di molecole nella regione compresa tra circa 200 e 700 nm.

3 La Spettroscopia Uv-visibile studia gli spettri di assorbimento di molecole nella regione compresa tra circa 200 e 700 nm. Primo livello elettronico eccitato e - Livello elettronico fondamentale

4 La Spettroscopia Uv-visibile studia gli spettri di assorbimento di molecole nella regione compresa tra circa 200 e 700 nm. Le radiazioni della regione del visibile e dell'ultravioletto possiedono energia sufficiente a promuovere un salto degli elettroni nello stato fondamentale verso orbitali ad energia più alta in uno stato eccitato. Primo livello elettronico eccitato Eccitazione assorbimento e - Livello elettronico fondamentale Essendo coinvolti elettroni di legame, l energia della radiazione assorbita può essere correlata con i tipi di legame presenti nella specie in esame.

5 Che cosa succede dopo l assorbimento di una radiazione UV-vis? e - Primo livello elettronico eccitato Livello elettronico fondamentale

6 Che cosa succede dopo l assorbimento di una radiazione UV-vis? Lo stato eccitato ritorna allo stato elettronico fondamentale sia: per produzione di calore per emissione di una radiazione con energia uguale o minore a quella della radiazione assorbita *. Primo livello elettronico eccitato Rilassamento emissione * Quest ultimo processo è noto con il nome di fluorescenza. e - Livello elettronico fondamentale

7 Che cosa succede dopo l assorbimento di una radiazione UV-vis? in un esperimento di assorbimento viene misurata LUMO l'eccitazione di un elettrone legato dall'highest Occupied Molecular Orbital (HOMO) al Lowest Unoccupied Molecular Orbital (LUMO) HOMO e -

8 Regione dell ultravioletto: copre una zona che comprende lunghezze d onda che vanno da 200 a 400 nm fino a confinare con il violetto. Regione del visibile: la radiazione della luce visibile con compresa tra circa 400 e 700 nm, rappresenta una porzione molto piccola dello spettro elettromagnetico. All interno di tale regione dello spettro ci sono tutti i colori che si vedono quando una luce bianca attraversa un prisma e che in ordine decrescente di lunghezza d onda sono: rosso, arancione, giallo, verde, celeste, indaco, violetto.

9 Orbitali molecolari

10 Orbitali atomici???????? UN PO DI RIPASSO: Il numero quantico principale n definisce il livello di energia dell'elettrone e la dimensione degli orbitali. Può assumere valori interi positivi: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6. Gli orbitali con lo stesso numenro quantico principale sono in totale n 2 e costituiscono un GUSCIO Il numero quantico orbitalico l stablisce il numero dei sottolivelli in cui si differenzia ciascun livello. Ogni sottolivello raggruppa orbitali della stessa forma definita dal valore di l compreso tra 0 e (n 1). Ogni sottolivello corrispondente a ciascun valore di l viene indicato con una lettera minuscola secondo il seguente schema: valore di l= simbolo s, p, d, f, g. Si parla quindi di orbitali di tipo s, orbitali di tipo p, orbitali di tipo d ecc. Il numero quantico magnetico (o orientazionale) m. Determina il numero di orbitali appartenenti a ciascun sottolivello e il loro orientamento nello spazio. Gli orbitali di uno stesso sottolivello sono isoenergetici (degeneri); m può assumere tutti i valori interi da -l a +l, compreso lo zero. Per esempio, per l = 1, m = -1, 0, +1, ossia al sottolivello p appartengono tre orbitali degeneri orientati secondo gli assi cartesiani: px, py, pz. Il numero quantico di spin, ms è associato al momento angolare di spin dell elettrone e risulta indicativo del senso della rotazione, orario o antiorario, dell'elettrone attorno ad un proprio asse. Esso può assumere valore +1/2 e - 1/2. Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni (doppietto elettronico) con spin opposto.

11 Orbitali molecolari

12 Orbitali molecolari Schema energetico di formazione di OM partendo dagli OA dei due atomi A e B quando A e B sono omonucleari (stessi atomi). Il fatto che A e B siano due atomi uguali è dimostrato dallo stesso livello energetico per i 2s e i 2p dei due atomi.

13 Orbitali molecolari di tipo s - sovrapposizione testa-a-testa simmetria cilindrica della densità elettronica attorno all asse internucleare.

14 Orbitali molecolari di tipo s

15 Orbitali molecolari di tipo p - sovrapposizione laterale densità elettronica sopra e sotto l asse internucleare

16 Orbitali molecolari

17 Orbitali molecolari O 2 Molecola O 2 Schema energetico di formazione di OM partendo dagli OA dei due atomi A e B quando A e B sono omonucleari (stessi atomi). Il fatto che A e B siano due atomi uguali è dimostrato dallo stesso livello energetico per i 2s e i 2p dei due atomi.

18 Orbitali molecolari Poiché la sovrapposizione per i p perpendicolari all'asse è minore che per quelli coassiali (perciò i legami conseguenti provocano una minore stabilizzazione), la DE relativa a p-p* è minore che per s 2 -s 2 Schema energetico di formazione di OM partendo dagli OA dei due atomi A e B quando A e B sono omonucleari (stessi atomi). Il fatto che A e B siano due atomi uguali è dimostrato dallo stesso livello energetico per i 2s e i 2p dei due atomi.

19 Orbitali molecolari NO Poiché la sovrapposizione per i p perpendicolari all'asse è minore che per quelli coassiali (perciò i legami conseguenti provocano una minore stabilizzazione), la DE relativa a p-p* è minore che per s 2 -s 2 Schema energetico di formazione di OM partendo dagli OA dei due atomi A e B quando A e B sono eteronucleari. Il fatto che A e B siano due atomi uguali è dimostrato dallo stesso livello energetico per i 2s e i 2p dei due atomi.

20 Orbitali molecolari HF le energie degli orbitali atomici caratterizzati dallo stesso numero quantico principale sono alquanto diverse nei due atomi. Questo comporta che non possono essere combinati gli orbitali atomici 1s dei due atomi e nemmeno quello 1s dell idrogeno con quello 2s del fluoro. Da un punto di vista energetico risulta possibile solo la combinazione dell orbitale atomico 1s dell idrogeno con un dei tre orbitali 2p del fluoro in quanto la differenza di energia tra questi due tipi di orbitali non è molto grande

21 Orbitali molecolari HF mentre è possibile la sovrapposizione dell orbitale atomico 2p x dell atomo di fluoro con quello 1s dell idrogeno la cui simmetria è sferica, non è invece possibile la sovrapposizione di questo orbitale atomico con quelli 2p y e 2p z dell atomo di fluoro.

22 Dalla combinazione dell orbitale atomico 2p x del fluoro con quello 1s dell idrogeno si formano due orbitali molecolari a simmetria sigma di cui uno legante σ 2px e l altro antilegante σ* 2px mentre i due orbitali atomici 2p y e 2p z del fluoro contengono ciascuno una coppia di elettroni e, non essendo stati coinvolti nel legame, conservano la loro energia inalterata. Tali due orbitali atomici, tuttavia, pur conservando la stessa energia posseduta nell atomo di fluoro isolato, in realtà appartengono alla molecola HF e vengono denominati orbitali molecolari non leganti. Orbitali molecolari HF

23 Orbitali molecolari CO Triplo legame: 1 s, 2 p

24 Orbitali molecolari ordine di legame la metà della differenza tra il numero degli elettroni negli orbitali di legame e il numero degli elettroni negli orbitali di antilegame (gli elettroni negli eventuali orbitali molecolari di non legame non contribuiscono). OL = (ne - ne*)/2

25 Orbitali molecolari

26 Orbitali molecolari e salti energetici Assorbimento quando DE=hn

27 Regole di selezione In realtà, usare una radiazione con una frequenza utile a colmare il DE non basta: occorre che vengano verificate condizioni specifiche La I regola di selezione afferma che in una transizione elettronica si deve avere una forte ridistribuzione della carica elettrica e quindi una concreta variazione del momento dipolare. Passare da un orbitale molecolare all altro vuol dire influenzare la distribuzione di cariche. Questa distribuzione è dovuta al fatto gli orbitali hanno geometrie diverse di densità elettronica (tra s e s* notiamo che la distribuzione delle cariche è diversa, lo stesso vale tra p e p*). Qual è la transizione elettronica che non provoca una distribuzione delle cariche????? Per la verità non se ne riesce ad immaginare nemmeno una. Quindi la regola ci suggerisce che maggiore sarà la differenza di ridistribuzione, più probabile sarà la transizione.

28 Regole di selezione La II regola di selezione ha a che vedere con lo spin elettronico: lo spin totale in una transizione si deve conservare

29 Regole di selezione La II regola di selezione ha a che vedere con lo spin elettronico: lo spin totale in una transizione si deve conservare Il numero di spin totale, chiamato S non è altro che: la sommatoria di tutti gli spin associati agli elettroni del nostro sistema: S = si S= 0 ( tutti gli orbitali con coppie di elettroni) S= 1/2 oppure 1/2 (un solo elettrone spaiato); S= 1 (due orbitali con due elettroni spaiati)

30 Regole di selezione La III regola di selezione è detta regola della simmetria orbitalica. Essa afferma che una transizione è permessa solamente se la simmetria della distribuzione elettronica della ² si conserva durante la transizione. Questa regola, in parole povere, ci dice che: Una transizione è tanto più probabile che avvenga quanto più la simmetria tra gli orbitali è conservata. OA OM caratteristiche di simmetria rispetto all'asse di legame s s simmetria assiale; coassiale con l'asse di legame p p piano nodale contenente l'asse di legame d d due piani nodali perpendicolari intersecantesi lungo l'asse di legame

31 Cromoforo Queste transizioni sono caratteristiche sia di composti organici sia di composti inorganici. Il gruppo di atomi in cui approssimativamente sono localizzati gli orbitali molecolari tra cui avviene la transizione viene chiamato cromoforo I cromofori più comuni sono caratterizzati da legami chimici multipli e sono detti perciò insaturi: tra essi il gruppo etilenico C=C, acetilenico C=C, carbonilico C=O.

32 Le transizioni osservabili per un gruppo carbonilico C=O sono illustrate schematicamente nel seguente grafico.

33 Assorbimento dei composti organici L utilizzo dello spettro UV-Visibile per l analisi qualitativa non può raggiungere i livelli di approfondimento consentiti da altre tecniche spettroscopiche quali IR a causa dello spettro stesso, che non appare quasi mai (specialmente per le soluzioni) sufficientemente dettagliato. Tuttavia può essere benissimo impiegato per una prima caratterizzazione della molecola, accontentandosi di ottenere da una simile tecnica solo la possibilità di operare magari una sommaria scelta fra varie alternative.

34 Transizioni σ σ* Queste transizioni sono quelle che richiedono le energie più elevate. Molecole come gli alcani saturi, che contengono solo legami C C e C H, danno solo questi assorbimenti, che cadono nella zona dell UV lontano, detta anche UV sotto vuoto. Infatti in questa zona assorbe anche l ossigeno dell aria, per cui un eventuale indagine andrebbe condotta eliminando tale interferenza, vale a dire operando sotto vuoto. Principali transizioni elettroniche

35 Principali transizioni elettroniche Transizioni π π* E tipica dei composti insaturi. Ne possiamo individuare tre tipi principali: transizione etilenica banda tipica di sistemi π isolati transizione benzenoide banda tipica del sistema benzenico; Transizione di coniugazione è caratteristica di sistemi aromatici o comunque di doppi o tripli legami coniugati. Maggiore è la delocalizzazione, più alta è la lunghezza d onda di assorbimento, ed aumenta anche la relativa intensità.

36 Principali transizioni elettroniche Transizioni n σ* e n π* Queste bande sono del tipo R, cioè radicalico, perché interessano eteroatomi che dispongono di doppietti di nonlegame e si trovano inseriti in un sistema π o in un sistema σ. È il caso di C=O, C=N, N=N, oppure il C O, C S, C N (alcoli, mercaptani, ammine )

37 Principali transizioni elettroniche Transizioni per trasferimento di carica Sono di solito le più intense dello spettro, perché sono dovute a veri e propri spostamenti di elettroni da una parte all'altra della molecola. Transizioni d d o f f Nei composti di coordinazione, l'interazione del metallo centrale con i leganti ad esso coordinati provoca una separazione tra i cinque orbitali d (o i sette orbitali f, nel caso dei lantanidi), che in assenza dei leganti hanno tutti la stessa energia. Gli assorbimenti che corrispondono alle transizioni fra orbitali d (o f) cadono nella regione del visibile, perché i dislivelli sono relativamente piccoli, perciò i composti di coordinazione dei metalli di transizione e dei lantanidi appaiono spesso colorati. Gli spettri dei composti di coordinazione, dunque, mostrano le bande di assorbimento dei leganti insieme all'assorbimento caratteristico dei metalli di transizione (che hanno orbitali d) o dei lantanidi (che hanno orbitali f) e l'assorbimento per trasferimento di carica.

38 Principali transizioni elettroniche

39 Spettro UV-visibile In generale la complessità molecolare non influisce sulla complessità spettrale, pertanto è possibile individuare particolari raggruppamenti in molecole complesse, confrontando gli spettri con quelli di molecole più semplici.

40 Criteri di riconoscimento delle sostanze organiche L esame degli assorbimenti caratteristici dei vari gruppi funzionali ha dimostrato che non sono numerosi i casi nei quali lo spettro elettronico risulta effettivamente utile, come nel caso di dieni e trieni coniugati, aromatici, carbonili coniugati Possiamo quindi stilare una serie di linee guida: Assorbimenti molto forti nell intervallo nm (ε: ) indicano sistemi di almeno due cromofori coniugati, uguali o diversi. Se la banda è ancora più spostata verso il visibile, la coniugazione è certamente elevata. Assorbimenti piuttosto forti nella zona nm (ε: ); indicano sistemi aromatici con sostituenti polari, che danno luogo anche a bande di trasferimento di carica. Le bande si spostano vero il visibile quanto maggiore è la coniugazione, oppure quando sono presenti più sostituenti con elettroni mobili. Assorbimenti deboli o di media forza nell intervallo nm (ε: ): indicano sistemi aromatici con sostituenti alchilici, ma anche transizioni n σ* di atomi che possiedono doppietti di non legame

41 Criteri di riconoscimento delle sostanze organiche Assorbimenti molto deboli nella zona nm (ε: ): indicano transizioni n π* e caratterizzano i gruppi N=O, C=O, N=N, C=S Assorbimenti analoghi ai precedenti ma nell intervallo nm (ε: ) sono dovute a transizioni interne di tipo d d o f f dei metalli di transizione o dei lantanidi Assorbimenti molto forti (ε: ) verso il visibile indicano bande di trasferimento di carica intermolecolari o intramolecolari.

42 Criteri di riconoscimento delle sostanze organiche In definitiva si può dire che lo spettro UV diventa decisivo quando il dato che fornisce è in negativo. Ad esempio: L assenza di assorbimento sopra i 180 nm esclude la presenza di sistemi aromatici o comunque coniugati L assenza di assorbimento tra nm esclude la presenza di anelli benzenici

43 Spettrofotometro UV-visibile Spettrometro Fotometro Produce luce di lunghezze d onda selezionate (generalmente contiene un monocromatore) Misura l intensità della radiazione

44 Spettrofotometro a singolo raggio IL MONOCROMATORE è un PRISMA o un RETICOLO DI DIFFRAZIONE Converte l Intensità della radiazione in Intensità di corrente 1) Si mette nella cuvetta il solvente e si misura l Intensità della radiazione trasmessa. 2) Si lava la cuvetta. 3) Si mette la soluzione e si misura l intensità. 4) Si fa il rapporto fra le due Intensità è sensibile a: temperatura, luce alla stessa misurazione del bianco che deve essere ripetuta per ogni misurazione

45 Spettrofotometro a doppio raggio Il bianco (o riferimento) è costituito dal solvente ad eccezione della sostanza di cui si vuol esaminare l assorbimento La radiazione proveniente dal MONOCROMATORE si divide in due raggi che sono inviati contemporaneamente al campione ed al solvente. Il secondo raggio passa attraverso il campione e fuoriesce con l Intensità trasmessa I campione Il computer registra entrambi i raggi in modo alterno e calcola il rapporto. Più complesso e costoso, ma consente una grande precisione e praticità anche nelle analisi quantitative, poiché registra il bianco una sola volta e poi continua in automatico

46 Legge Lambert-Beer

47 Legge Lambert-Beer c= concentrazione dell analita (M) b= cammino ottico (cm) I 0 = intensità del raggio incidente I= intensità del raggio in uscita T=I/I 0 Trasmittanza I 0 b I

48 Legge Lambert-Beer c= concentrazione dell analita (M) b= cammino ottico (cm) I 0 = intensità del raggio incidente I= intensità del raggio in uscita T=I/I 0 Trasmittanza I 0 b I Beer, Lambert e altri hanno dimostrato che T diminuisce in modo esponenziale in rapporto alla concentrazione c del composto colorato e alla lunghezza del percorso della luce, b, nel modo seguente: T= 10 -εcl

49 Legge Lambert-Beer c= concentrazione dell analita (M) b= cammino ottico (cm) I 0 = intensità del raggio incidente I= intensità del raggio in uscita T=I/I 0 Trasmittanza I 0 b I Beer, Lambert e altri hanno dimostrato che T diminuisce in modo esponenziale in rapporto alla concentrazione c del composto colorato e alla lunghezza del percorso della luce, b, nel modo seguente: T= 10 -εcl legge di Lambert-Beer A( )=e cb

50 Legge Lambert-Beer c= concentrazione dell analita (M) b= cammino ottico (cm) I 0 = intensità del raggio incidente I= intensità del raggio in uscita T=I/I 0 Trasmittanza Beer, Lambert e altri hanno dimostrato che T diminuisce in modo esponenziale in rapporto alla concentrazione c del composto colorato e alla lunghezza del percorso della luce, b, nel modo seguente: T= 10 -εcl I 0 Assorbanza A=-logT=log(I 0 /I) legge di Lambert-Beer b I A( )=e cb

51 Legge Lambert-Beer A( )=e cb L assorbanza quantifica l assorbimento di fotoni di lunghezza d onda da parte di analiti presenti nel campione I 0 b I

52 Legge Lambert-Beer A( )=e cb ATTENZIONE: Per misure fatte con cuvette con differente cammino ottico, l intensità trasmessa I diminuisce esponenzialmente con l aumentare del cammino ottico I I 0 I 0 b I b

53 Legge Lambert-Beer A( )=e cb ATTENZIONE: In alternativa, nel caso di cuvette con cammino ottico costante, l intensità trasmessa decresce esponenzialmente con l aumentare della concentrazione del soluto ASSORBENTE I I 0 I 0 b I c

54 Legge Lambert-Beer A( )=e cb La grandezza e dipende da. Al fine di determinare la concentrazione di una specie attraverso la legge di Lambert-Beer, occorre che e sia costante. Ciò si realizza utilizzando radiazioni monocormatiche

55 Riassumendo Nella spettroscopia UV-VIS il campione viene irraggiato con radiazioni UV e/o visibile. Le molecole che compongono il campione assorbono l energia irradiata (se sono rispettate determinate condizioni). La risposta del campione viene registrata e, in base ai segnali raccolti, è possibile risalire alla composizione del campione in termini di molecole. Il tipo di interazione fornisce la risposta analitica: qualitativa identificazione attraverso le assorbite quantitativa legge di Lambert-Beer (A = ebc)

56 La legge di Lambert-Beer descrive BENE il comportamento in assorbimento di soluzioni tali che la concentrazione della sostanza in soluzione porti a valori di assorbanza inferiori a (non più del 97-98% di I 0 deve essere assorbito). A( )=e cb Orientativamente, per composti aventi valori di e di 1000, e , la concentrazione minima di una sostanza che può essere determinata spettrofotometricamente è pari a 10-4, 10-5 e 10 -r M rispettivamente.

57 A( )=e cb Possibili deviazioni dalla legge di Lambert-Beer: 1. il campione si dissocia o associa in soluzione (deviazione chimica) 2. la radiazione non è monocromatica (deviazione strumentale) 3. si ha luce diffusa (deviazione strumentale) 4. il campione è fluorescente