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Espectroscopia: interação entre luz e matéria

Como o UV-Vis e a radiação IR podem ser usados para determinar a estrutura química e concentrações das soluções

Introdução à espectroscopia

Os químicos estudam como as diferentes formas de radiação eletromagnética interagem com átomos e moléculas. Esta interação é chamada de espectroscopia. Assim como há diversos tipos de radiação eletromagnética, há vários tipos de espectroscopia, dependendo da frequência de luz que estivermos utilizando. Vamos começar nossa discussão analisando a Espectroscopia UV-Vis, ou seja, aquilo que ocorre nos átomos e moléculas quando os fótons das regiões UV e visível no espectro (comprimentos de onda de cerca de 10700 nm) são absorvidos ou emitidos.

Espectroscopia UV-Vis

Já falamos sobre como os átomos e as moléculas podem absorver fótons, consequentemente, absorvendo sua energia. Dependendo da energia do fóton absorvido ou emitido, diferentes fenômenos podem ser observados. Vamos começar analisando um caso mais simples sobre o que acontece quando um átomo de hidrogênio absorve luz na região UV ou visível do espectro eletromagnético.
Quando um átomo absorve um fóton de UV ou de luz visível, a energia desse fóton pode excitar um dos elétrons desse átomo para um nível energético mais alto. Este movimento de um elétron de um nível energético mais baixo para um nível energético mais alto, ou de um nível mais alto de volta para um nível mais baixo é chamado de transição. Para que uma transição ocorra, a energia do fóton absorvido deve ser maior ou igual à diferença de energia entre os 2 níveis energéticos. No entanto, quando o elétron está no nível energético mais alto e excitado, ele ocupa uma posição mais instável em comparação ao seu estado anterior, mais relaxado. Sendo assim, o elétron vai, rapidamente, voltar para o nível energético mais baixo. Ao fazer isso, ele emite um fóton com uma energia igual à diferença dos níveis energéticos. (Para visualizar isso melhor, este vídeo do YouTube mostra um excelente exemplo: https://www.youtube.com/watch?v=4jyfi28i928)
Elétrons excitados voltam para o 2º nível energético de um átomo de hidrogênio e emitem fótons de diferentes frequências e, sendo assim, de diferentes cores de luz.
No diagrama acima, nós temos uma imagem simplificada de algumas transições de diferentes níveis de energia possíveis para o nosso átomo de hidrogênio. Perceba que quanto maior for a transição entre níveis de energia, mais energia é absorvida/emitida. Portanto, fótons de maior frequência são associadas com maiores transições de energia. Por exemplo, quando um elétron cai do terceiro nível de energia para o segundo nível de energia, ele emite um fóton de luz vermelha (comprimento em torno de 700 nm); no entanto, quando um elétron caí do sexto nível de energia para o segundo nível de energia (uma transição maior), ele emite um fóton de luz roxa (comprimento em torno de 400 nm), de maior em frequência (e, portanto, maior em energia) do que a luz vermelha.
As transições de energia dos elétrons de cada elemento são únicas e diferentes umas das outras. Portanto, analisando as cores de luz emitidas por um determinado átomo, podemos identificar tal elemento com base em seu espectro de emissão. A imagem abaixo mostra alguns exemplos de espectros de emissão de alguns elementos comuns:
Espectros de emissão atômica de diversos elementos. Cada faixa de cada espectro corresponde a uma transição única entre os níveis energéticos de um átomo. Imagem do Rochester Institute of Technology, CC BY-NC-SA 2.0.
Como cada espectro de emissão é único para o elemento, podemos entendê-los como a "impressão digital" de cada elemento. As faixas indicam os comprimentos de onda de luz específicos emitidos quando os elétrons de cada elemento saem do estado excitado para um estado energético mais baixo. Os cientistas conseguem isolar esses diferentes comprimentos de onda incidindo a luz de átomos excitados por um prisma, que separa os diferentes comprimentos de onda por meio do processo de refração. Mas, sem um prisma, não vemos esses diferentes comprimentos de onda de luz separadamente, mas sim todos misturados. Ainda assim, a cor emitida por cada elemento é bastante distinta, o que costuma ser útil em um laboratório.
No laboratório, geralmente podemos distinguir os elementos usando um teste da chama. A imagem a seguir mostra a característica chama verde que aparece quando o metal cobre ou sais de cobre são queimados. (Lembre-se de que é a energia do calor — um tipo de radiação eletromagnética — que consegue excitar os elétrons de cada átomo).
Devido às transições eletrônicas únicas de cada átomo de cobre, o metal cobre produz, ao ser queimado, uma chama de cor verde característica. Imagem disponível em Wikipedia, CC BY-SA 3.0.
Se vamos testar uma amostra desconhecida no laboratório para determinar que elementos ela contém, podemos sempre usar o teste da chama e tirar nossas conclusões com base na cor da chama que observarmos. (Para saber mais sobre o uso de testes da chama, veja este vídeo: https://www.youtube.com/watch?v=9oYF-HxtoYg)

Espectroscopia de infravermelho (IV): vibrações moleculares

Até o momento, falamos sobre transições eletrônicas, que ocorrem quando os fótons da região UV-visível do espectro são absorvidos pelos átomos. No entanto, a radiação de baixa energia na região de infravermelho (IV) do espectro também pode produzir mudanças em átomos e moléculas. Este tipo de radiação normalmente não é energética o bastante para excitar elétrons, mas ela faz com que as ligações químicas nas moléculas vibrem de diferentes maneiras. Assim como a energia necessária para excitar um elétron de um determinado átomo é fixa, a energia necessária para mudar a vibração de uma certa ligação química também é. Usando um equipamento especial no laboratório, os químicos conseguem ver o espectro de absorção de IV de uma determinada molécula e, então, eles podem usar esse espectro para determinar que tipos de ligações químicas estão presentes na molécula. Por exemplo, um químico pode saber, a partir de um espectro de IV, que uma molécula contém ligações simples carbono-carbono, ligações duplas carbono-carbono, ligações simples carbono-nitrogênio, ligações duplas carbono-oxigênio, entre outras. Como todas essas ligações são diferentes, cada uma delas vai vibrar de uma maneira específica, além de absorver radiação IV de diferentes comprimentos de onda. Sendo assim, analisando um espectro de absorção de IV, um químico pode tirar conclusões importantes sobre a estrutura química de uma molécula.

Espectrofotometria: lei de Beer-Lambert

O último tipo de espectroscopia que vamos analisar é usado para determinar a concentração de soluções que contêm compostos coloridos. Se você já colocou corante alimentar na água, já sabe que quanto mais corante alimentar você usa, mais escura e colorida sua solução fica.
Soluções de permanganato de potássio (KMnO4) com diferentes concentrações. Quanto maior a concentração de uma solução, mais escura ela se torna, e maior é sua absorbância. Imagem disponível em Flickr, CC BY 2.0.
Quando uma solução fica mais escura, significa que ela está absorvendo mais luz visível. Uma das técnicas analíticas mais usadas na química é a que coloca uma solução de concentração desconhecida em um espectrofotômetro — um aparelho que mede a absorbância da solução. A absorbância é medida de 0 a 1. Quando ela é igual a zero, significa que a luz passa totalmente pela solução (a solução é completamente translúcida), e quando ela é igual a 1, significa que nada de luz passa pela solução (a solução é completamente opaca). A absorbância está relacionada com a concentração da espécie colorida na solução, de acordo com a lei de Beer-Lambert, que consiste em:
A=ϵlc
Em que A é a absorbância (uma grandeza sem unidade), ϵ é a constante de absortividade molar (uma constante única para cada composto, dada em unidades de M1cm1), l é o comprimento do caminho do recipiente da solução (em cm), e c é a concentração da solução em molaridade (M, ou molL).

Exemplo: como usar a lei de Beer-Lambert para determinar a concentração de uma solução

Uma solução de sulfato de cobre(II) de concentração desconhecida é colocada em um espectrofotômetro. Um aluno descobriu que a absorbância da solução é de 0,462. A absortividade molar do sulfato de cobre(II) é de 2,81 M1cm1, e o comprimento do caminho do recipiente da solução é de 1,00 cm.
Qual é a concentração da solução?
Primeiro, vamos aplicar a lei de Beer-Lambert.
A=ϵlc
Agora, vamos reorganizar a equação para encontrar o valor de c, a concentração.
c=Aϵl
Por fim, podemos inserir nossos valores conhecidos e encontrar o valor de c.
c=0,462(2,81 M1cm1)×(1,00 cm)=0,164 M

Conclusão

Fótons carregam quantidades discretas de energia chamada quanta (no plural) ou quantum (no singular) que pode ser transferida para átomos e moléculas quando fótons são absorvidos. Dependendo da frequência da radiação eletromagnética, químicos podem analisar diferentes partes de um átomo ou estrutura molecular utilizando diferentes tipos de espectroscopia. Fótons da região UV ou visível do espectro eletromagnético podem ter energia suficiente para excitar elétrons. Uma vez que esses elétrons retornam para seu estado fundamental, fótons são emitidos e, assim, o átomo ou molécula irá emitir luz visível de frequência específica. Esses espectros de emissão atômica podem ser usados (informalmente, na maioria das vezes, usando teste de chama) para entender a estrutura eletrônica e identificar um elemento.
Átomos e moléculas também podem absorver e emitir radiação IV, de frequência mais baixa. Os espectros de absorção de IV é útil para os químicos, pois indicam a estrutura química de uma molécula, bem como os tipos de ligações que ela contém. Por fim, a espectroscopia também pode ser usada no laboratório para determinar as concentrações de soluções desconhecidas, por meio da lei de Beer-Lambert.

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  • Avatar aqualine ultimate style do usuário tacnost
    As luzes visíveis em determinados átomos estão ligados com a frequência e o comprimento de onda, quando as moléculas os absorvem/emitem. As corem variam com uma maior ou menor frequência... Por exemplo, um átomo de Hidrogênio, absorve e emite uma dada frequência que incide numa cor visível azul. Como esta mesma energia seria possível observar esta mesma cor visível em um átomo diferente?
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