Caratterizzazione strutturale di composti organici

Caratterizzazione strutturale di composti organici

Quantizzazione dell'energia nelle tecniche spettrometriche

Ciò che sta alla base delle tecniche spettrometriche di analisi è la quantizzazione dell'energia (meccanica quantistica). Prendiamo come esempio due oggetti:

• Due palline legate da una sbarretta (oggetto macroscopico): proviamo a ruotare l'oggetto lungo l'asse principale. Non abbiamo nessuna limitazione alla possibilità di avere velocità rotazionali qualunque. L'energia rotazionale potrà quindi raggiungere qualsiasi valore;

• Una molecola biatomica come HF (oggetto microscopico): proviamo a ruotare l'oggetto lungo l'asse principale. La rotazione sarà quantizzata, ovvero potrà avvenire solo per determinati valori di frequenza rotatoria (valori discreti). Questi valori possono essere ottenuti tramite risoluzione dell'equazione di Schrödinger.

Il modo in cui sono popolati i vari livelli di energia da parte delle molecole è fornito dalla legge di distribuzione di Boltzmann: −0 −= ⅇ 0 dove indica il numero di molecole che occupano il livello i-esimo e il numero di molecole che occupano lo stato 0 fondamentale. Essendo e elevato ad un valore negativo, il suo risultato sarà compreso tra 0 e 1 e ciò significa che la maggior parte delle molecole sarà situata nello stato fondamentale. In generale, l'equazione ci dice che più la differenza di energia tra i due livelli è alta, più sarà piccolo il rapporto e quindi la molecola si troverà principalmente nello stato fondamentale; al contrario, se i livelli sono più vicini in energia sarà più facile trovare la molecola nello stato i-esimo piuttosto che nel fondamentale. Infine, più la T sarà alta più il rapporto sarà alto e favorirà il popolamento del livello a più alta energia; vale il contrario.

Tutto ciò ci è utile a livello sperimentale perché, somministrando alla molecola dell'energia quantificata, posso promuovere la molecola ad uno stato energetico superiore eccitato. Le molecole, però, non accettano qualsiasi quantitativo di energia ma solo determinati valori quantizzati (la quantità minima è quella relativa al salto dallo stato 0 all'1). La promozione della molecola ad uno stato energetico eccitato sarà possibile solo se somministro una quantità di energia pari al Δ tra i due stati energetici.

Radiazioni elettromagnetiche

Per somministrare quantità precise di energia si utilizzano radiazioni elettromagnetiche, visto che l'energia ad essa associata può essere ricavata semplicemente da e/o.

Per calcolare l'energia associata alla radiazione si usa la costante di Planck (=6.62 x 10^-34 Js/molecola): ℎ = ℎ → = ∆. Essendo la costante di Planck riferita ad una singola molecola, se vogliamo calcolare il per tutte le molecole moltiplichiamo per il numero di Avogadro L (= 6.022 x 10²³ molecole/mole): ℎ =. Effettuando i calcoli, possiamo ricavare l'energia associata ad una radiazione in linea generale:

• Onde radio (a più alta 10³ m): sono le onde a più bassa energia, ~0.01 cal/mol. Quando colpiscono una molecola, l'unica cosa che possono fare è variare il verso di rotazione dello spin nucleare (NMR);

• Microonde (10^-2 m): energia di ~10 cal/mol. Si hanno due tecniche associate: EPR (risonanza paramagnetica elettronica), che va a variare lo spin elettronico in atomi con elettroni spaiati, e spettroscopia rotazionale, ovvero una tecnica che studia le interazioni tra molecole di diversa natura e di quanto varia la sua energia rotazionale quando viene colpita da una microonda;

• Infrarossi (10^-5 m): energia di ~10^-3 cal/mol. Quando colpiscono una molecola, provocano oscillazioni intramolecolari più ampie rispetto alla loro posizione di equilibrio;

• Visibile (10^-6 m) e ultraviolette (10^-8 m): energia di ~10^-5 cal/mol. Quando colpiscono una molecola, provocano la promozione di un elettrone ad uno stato eccitato (orbitale di non legame);

• Raggi X (10^-10 m): energia di ~10^-7 cal/mol. Stesso principio dell'UV-vis, ma essendo radiazioni più energetiche vanno a promuovere elettroni dei gusci più interni;

• Raggi γ (a più bassa 10^-12 m): non ci interessano dal punto di vista analitico.

Condizioni per l'assorbimento di radiazioni elettromagnetiche

Perché una sostanza possa assorbire radiazioni elettromagnetiche occorre soddisfare due condizioni:

1. L'energia posseduta dalla radiazione deve essere uguale all'energia tra due livelli energetici;
2. L'assorbimento potrà avvenire solo se avviene un cambiamento delle proprietà magnetiche e/o elettriche della molecola.

Ad esempio, nella spettroscopia elettronica le transizioni sono sempre permesse perché portano ad una modifica del momento di dipolo elettrico della molecola a causa della promozione di un elettrone ad un livello energetico maggiore.

Spettroscopia UV-vis

Utilizza radiazioni elettromagnetiche da 100 a 800 nm, comprendendo sia le radiazioni dell'UV che quelle del visibile. Le lunghezze utilizzate possono essere classificate in diversi modi:

• 400 < λ < 800 nm: visibile;
• 300 < λ < 400 nm: vicino – UV (più vicino al visibile):
• 315 < λ < 400 nm: UV-A;
• 280 < λ < 315 nm: UV-B. Causano eritema e arrossimento.
• 200 < λ < 300 nm: lontano – UV (più lontano dal visibile):
• 220 < λ < 300 nm: germicida;
• 180 < λ < 220 nm: ozono – sintesi;
• 100 < λ < 200 nm: UV nel vuoto.

La radiazione solare che arriva alla Terra contiene tutto lo spettro del visibile e una parte dell'UV, fino a ~300 nm; queste radiazioni, inoltre, sono altamente energetiche e sono quindi in grado di rompere una grande varietà di legami covalenti.

Spettrofotometro UV-vis

Strumento in grado di rilevare la quantità di radiazione che un composto assorbe se colpito da questa radiazione. L'analisi viene fatta in soluzione per permettere all'onda elettromagnetica di passare. È composto da diversi pezzi:

• Sorgente: lampada che, a seconda della lunghezza d'onda che si vuole ottenere, può essere di diversi tipi (deuterio, quarzo, tungsteno);
• Monocromatore: dispositivo in grado di selezionare una singola lunghezza d'onda desiderata. È fondamentale per qualsiasi tecnica spettrofotometrica. Per selezionare dinamicamente più lunghezze d'onda basterà farlo muovere in determinati modi a seconda delle altre caratteristiche dello strumento. Se ne utilizzano due tipi principali:
• Prisma: basato sul fenomeno della rifrazione. Quando la luce colpisce il prisma, si scompone in tutte le sue componenti che varieranno quindi la loro direzione di propagazione; questo perché ogni lunghezza d'onda ha un indice di rifrazione differente poiché dipendente dalla lunghezza d'onda. Tutte le varie radiazioni usciranno quindi dal prisma con angoli differenti. Al giorno d'oggi sono poco usati e tutti fatti di quarzo; in passato, infatti, erano in vetro, ma tale materiale assorbe la radiazione UV limitando la tecnica di analisi al solo range del visibile;
• Reticolo di diffrazione: basato sul fenomeno della diffrazione. Consiste di una superficie su cui vengono scolpite delle fenditure di dimensioni paragonabili ad una lunghezza d'onda elettromagnetica. Quando l'onda colpisce la fenditura, viene diffratta in tutte le sue componenti con un angolo proporzionale alla relativa lunghezza d'onda.
• Una volta selezionata la radiazione desiderata, questa viene divisa in due raggi divergenti che convergono in due celle diverse: una sarà la cella porta-campione, mentre l'altra sarà la cella porta-bianco (dove con bianco si intende il solvente puro utilizzato per preparare la soluzione del campione). Queste due sostanze vengono inserite in una cuvetta, che a sua volta andrà immessa nella cella corrispondente. Il fatto di dover analizzare anche il bianco è dovuto al fatto che anche il solvente, a meno che non sia completamente trasparente, darà assorbimento, e perciò bisognerà sottrarre dall'assorbimento del campione quello relativo al solvente puro.
• Rivelatore: strumento in grado di misurare l'assorbimento dato dal campione. Può essere di due tipi:
• Fotocellula: dispositivo che converte una radiazione in un segnale elettrico;
• Fototubo.

Una volta arrivata al rivelatore, l'onda viene letta dallo strumento in termini di trasmittanza: = 0 ovvero mette in relazione l'intensità della radiazione trasmessa dal campione con quella inviata dalla sorgente. T può assumere valori compresi tra 0 e 1, e perciò il campione potrà rispettivamente assorbire tutta la radiazione incidente (T = 0 → %T = 0%) o non assorbirla per nulla (T = 1 → %T = 100%). Il valore della trasmittanza indica perciò la percentuale di radiazione non assorbita dal campione; di conseguenza, la percentuale assorbita sarà (100 – %T)%.

Solitamente, però, la trasmittanza è poco usata a livello pratico; si preferisce usare invece l'assorbanza: 1 0 = → = log. Possiamo mettere in relazione l'assorbanza con la concentrazione di analita tramite la legge di Lambert–Beer: = ⋅⋅ con  = coefficiente di estinzione molare, b = larghezza cella porta-campione e c = concentrazione. Si ha perciò una diretta proporzionalità tra A e c; si possono però avere deviazioni dalla legge quando ci si trova ad alte concentrazioni, a causa di sviluppo di fenomeni particolari come precipitazione, dimerizzazione e polimerizzazione. Il valore di assorbanza oltre = 2, il quale non ha senso andare è perché a questo valore la trasmittanza sarà dell'1% (99% viene assorbito).

Considerazioni sulla lunghezza del percorso

Considerando una frazione infinitesimale di cella, questa produrrà un assorbimento di luce (che quindi farà diminuire infinitesimamente 0); questo valore sarà tanto più grande quanto più alta è la probabilità di incontrare una particella di analita, e quindi varierà in base a:

• Lunghezza del percorso (b);
• Concentrazione della soluzione (c);
• ′Coefficiente di estinzione molare di ogni molecola (ognuna assorbirà in modo diverso).

∫ⅆ ⅆ 0 0′ ′ ′− = ⋅ ⋅ → ∫ − = ∫ ⅆ → ln = → = log = 0 0′ 2 3 = 10 con . Il coefficiente di estinzione molare, detto anche assorbività molare, ha un'unità di misura di e2,303 6 può assumere valori tra 0 e circa 10:

• Se  > 10⁴: indica assorbimenti di alta intensità;
• Se  < 10³: indica assorbimenti di bassa intensità.

 esprime l'attitudine della molecola ad assorbire la radiazione elettromagnetica ed effettuare transizione elettronica. La parte della molecola che assorbe la radiazione UV viene detta cromoforo, solitamente caratterizzato dall'essere un gruppo funzionale contenente insaturazioni (come C=O, C=C o anelli aromatici). Esistono poi gruppi funzionali che non assorbono direttamente la radiazione UV ma che influenzano i cromofori a cui sono direttamente legati; questi sono detti gruppi auxocromi e solitamente possiedono atomi con doppietti non condivisi. L'effetto sui cromofori può essere duplice:

• Intensità: hanno un effetto sul valore di . Può avere un effetto ipercromico se aumenta, o ipocromico se diminuisce;
• Lunghezza d'onda di assorbimento: possono avere un effetto di spostamento della lunghezza d'onda verso lunghezze d'onda maggiori, e quindi producono un effetto batocromico (o red shift, perché meno energetico), o lunghezze d'onda minori, e quindi producono un effetto ipsocromico (o blue shift, perché più energetico).

A seconda di quale onda viene assorbita dalla materia, la complementare arriverà al nostro occhio e percepiremo tale oggetto come colorato. Il colore più raro in natura è il verde perché per ottenerlo la molecola deve assorbire allo stesso tempo due diversi range di lunghezze d'onda.

Classificazione delle transizioni elettroniche

Prendiamo come riferimento la piridina, molecola con legami  e  quindi orbitali s e p; troviamo un terzo tipo di orbitale, n, che non forma legami ma contiene solo elettroni di non legame. Oltre agli orbitali di legame avremo anche quelli di anti-legame, nei quali gli elettroni si spostano dopo essere stati eccitati. Possiamo quindi immaginare diversi tipi di transizione elettronica tra i vari orbitali, sempre da un orbitale pieno (di legame) ad uno vuoto (di anti-legame):

•  → *: Salto  è il più energetico di tutti perché il legame  è il più forte tra tutti i legami covalenti. Per motivi sperimentali sono le più difficili da ottenere, e perché si abbia questa transizione la molecola deve avere legami . Principalmente molecole organiche;
•  → *: Comprende anche la transizione  → *. Salto  → . Molecole con legami  che può avvenire anche a λ < 200 nm e vengono mascherate dalle transizioni  → *. Avvicinandosi ai 200 nm l'intensità delle bande di queste transizioni sarà molto debole perché ce ne saranno di più forti e visibili, oltre che non essere tipiche della stessa;
• n → *: Salto n → *. Molecole con doppietti di non legame e orbitali *. La transizione avviene a λ > 200 nm solo quando, però, la molecola possiede elementi pesanti (es. I); questo perché in questi elementi l'orbitale n aumenta in energia e perciò potranno essere utilizzate onde a λ maggiori perché più basse in energia. In caso contrario, le onde dovranno essere a λ < 200 nm perché il gap energetico sarà maggiore. Composti come acqua, alcoli e sostanze organiche danno assorbimento sotto i 200 nm e possono essere utilizzate come solventi perché lo spettro relativo potrà essere facilmente eliminato da quello finale;
•  → *: Salto  → *, molecole con sistemi con almeno un doppio legame. Quando una molecola contiene un solo doppio legame (es. etilene) la transizione è possibile; in pratica, però, il λ è troppo elevato per poter rilevare assorbimento sopra i 200 nm. La condizione necessaria per osservare assorbimento è che siano presenti almeno 2 doppi legami coniugati (es. butadiene): ciò è dovuto al fatto che, combinando gli orbitali p relativi al sistema coniugato, si genereranno 4 orbitali molecolari della molecola totale (butadiene). Questi possono essere assimilati alla combinazione di due singole unità etileniche, ognuna col proprio orbitale molecolare . Così facendo, la transizione dall'orbitale  al * sarà effettuabile anche a λ > 200 nm. All'aumentare della coniugazione, il salto energetico sarà sempre più basso e si potranno avere, in determinati casi, assorbimenti nel visibile (es. β-carotene);
• n → *: Salto n → *, transizioni facilmente rilevabili e osservabili perché sono a bassi λ. Solo se presenti doppietti non condivisi, ad esempio gruppi carbonilici, imminici, alcolici. In ambiente acido la transizione scompare perché il doppietto va a legarsi ai protoni.

Riconsideriamo il coefficiente di estinzione molare. Il suo valore, dal punto di vista operativo, è compreso tra 10 e 100, oltre che essere proporzionale a: 20 = 0.87 ⋅ 10 ⋅ P ⋅ a dove:

• P = probabilità di transizione. Assume valori tra 0 e 1, dove per i dieni la probabilità è unitaria mentre per legami semplici si avvicina molto a 0 e fa diminuire il valore di . Ciò è dovuto a fattori di simmetria e di carattere s degli orbitali che contengono gli elettroni di non legame. Se è quindi presente un legame , questo oscurerà il legame  perché genererà un λ maggiore;
• a = area colpita dalla radiazione elettromagnetica. Più l'area del gruppo cromoforo è elevata più la probabilità che questo venga colpito sarà alto e di conseguenza anche il coefficiente aumenterà.

La complessità molecolare è tale da generare situazioni che danno luogo ad assorbimenti inattesi sulla base dei dati teorici. In un sistema dienico ciclico i doppi legami possono essere disposti in modo diverso (cissoide o transoide) e causeranno perciò una variazione della lunghezza d'onda di assorbimento perché generano diverse interazioni tra i legami .

Transizioni nei composti aromatici

Vediamo cosa succede nei composti aromatici. Le transizioni  → * sono estremamente utili per identificare questo tipo di composti grazie alle loro caratteristiche uniche che li rendono facilmente distinguibili tramite l'analisi spettrofotometrica.