Fluorescencia | mecanismo

Mecanismo

Consideraciones previas

Para entender el mecanismo subyacente al proceso de fluorescencia es necesario primero repasar el concepto de orbital atómico y de orbital molecular.

Los electrones en un átomo se organizan ocupando diferentes orbitales, esto es, regiones en el espacio en torno al núcleo donde existe una cierta probabilidad de encontrarlos. Existen orbitales de baja energía y orbitales de alta energía. Los electrones prefieren ocupar primero, y siempre que sea posible, los orbitales de menor energía que se encuentren desocupados. Sin embargo esto no significa que no puedan ocupar transitoriamente orbitales de mayor energía.

Transiciones electrónicas

Para mover un electrón de un orbital de baja energía a un orbital de mayor energía es necesario cubrir esa diferencia de energía con un aporte externo (es casi como llevar un cuerpo de un lugar bajo a un lugar con cierta altura, con la diferencia de que a escala atómica la diferencia de energía entre orbitales se encuentra cuantizada). Para cada tipo de átomo la diferencia de energía entre dos orbitales dados es constante y los electrones se pueden mover entre esos orbitales únicamente ganando o perdiendo esa cantidad fija de energía. Este proceso se conoce como transición electrónica. En el caso de tratarse de átomos únicos esto provoca que cada tipo de átomo posea líneas de absorción y líneas de emisión muy características, es decir que sea capaz de absorber o emitir energía en forma de cuantos de luz a determinadas longitudes de onda correspondientes a cada uno de los procesos de salto de los electrones entre orbitales de diferente energía. En el caso de átomos únicos las líneas espectrales son muy precisas y definidas porque las transiciones entre diferentes orbitales poseen diferencias de energía muy marcadas y precisas.

Espectros moleculares

Cuando los átomos se combinan para formar moléculas, sus orbitales atómicos desaparecen, combinándose para formar orbitales moleculares. Los electrones ahora pueden ocupar regiones de probabilidad en torno a varios núcleos. La combinación de orbitales atómicos se produce en forma lineal, esto significa por ejemplo que si se combinan dos átomos, cada uno de los cuales posee cuatro orbitales atómicos, la molécula poseerá como resultado ocho orbitales moleculares. Estos orbitales moleculares poseerán energías intermedias a las de los orbitales atómicos que se combinaron para formarlos. La situación se va tornando más compleja cuantos más átomos posea una molécula. Como consecuencia moléculas relativamente simples poseen un número muy elevado de orbitales moleculares entre los cuales se pueden producir transiciones electrónicas. Es por eso que las moléculas poseen bandas de emisión y absorción y no líneas. Estas bandas se encuentran formadas por la superposición de una gran cantidad de líneas correspondientes a cada una de las transiciones posibles entre diferentes orbitales dentro de la molécula. Y para complicar aún más la situación, hay que considerar que las moléculas no son rígidas, sino que se trata de estructuras dinámicas que están sometidas a deformaciones estructurales, debidas por ejemplo a vibraciones térmicas o a rotaciones de determinadas partes de la molécula. Cuando se altera la forma de una molécula, también se altera la forma de los orbitales moleculares que la forman y como consecuencia se altera la energía de los mismos. Las deformaciones estructurales provocan ligeras diferencias entre las energías de diferentes orbitales que hacen que se modifiquen las energías de transición electrónica entre ellas. Finalmente cabe considerar que en una molécula en estado basal, muchos de los electrones se encuentran en estado singlete, es decir, se encuentran complementados por otro electrón dentro del mismo orbital con un espín antiparalelo. Una transición electrónica típica, implica que un electrón en estado singlete, salta a un orbital de mayor energía adquiriendo un estado doblete donde su espín no se encuentra complementado por otro antiparalelo. Pero pueden ocurrir otro tipo de transiciones, en la cual dos electrones en estado doblete, pueden ser promovidos a dos orbitales degenerados (de igual energía) adquiriendo un estado triplete en el cual sus espines son paralelos. Las transiciones de espín, también pueden absorber y emitir energía en forma de luz.

Mecanismo básico y diagrama de Jablonski

Un diagrama de Jablonski es básicamente una representación simplificada de los niveles electrónicos (orbitales) de una molécula y de las posibles transiciones electrónicas que se pueden dar entre estos niveles. En un diagrama de Jablonski se agrupan verticalmente los estados electrónicos de acuerdo a su energía y horizontalmente de acuerdo a su multiplicidad de espín. Las transiciones radiativas se representan con líneas rectas y las no radiativas con líneas onduladas. A continuación se presenta un diagrama de Jablonski modificado para representar una molécula hipotética que posee un nivel electrónico basal (S0) dos niveles electrónicos de alta energía (S1 y S2) y un nivel de dos orbitales degenerados con espines paralelos (triplete T1) cada uno de estos niveles con varios subniveles vibracionales debidos a las deformaciones térmicas de la molécula (Vb). En el eje vertical se ubica la energía relativa de cada nivel electrónico, y en el eje horizontal hemos considerado al tiempo y no a la multiplicidad de espín. Las flechas verticales representan absorciones y emisiones de energía en forma de fotones y las flechas diagonales implican disipación de energía por medios no radiativos (en forma de calor).

JabloSp.png

La situación aquí representada comienza por la promoción de un electrón que se encontraba en estado basal S0 a un nivel electrónico de alta energía S2 en un estado vibracional alto (la línea Vb más alta de todas). Esta promoción se produce cuando la molécula absorbe energía, en general en forma de un cuanto de luz ( fotón). Este electrón en un estado electrónico excitado vibracionalmente alto puede ceder parte de su energía en forma de vibraciones que se transmiten al resto de la molécula (flecha amarilla diagonal rotulada como NR). Esta energía aumenta la amplitud de las vibraciones de la molécula, energía que es finalmente disipada cuando la molécula choca con otras moléculas cediéndola en forma de calor.

El electrón puede ir cayendo como en una escalera entre diferentes estados vibracionales cediendo en cada escalón parte de su energía en forma de calor, que aumenta las vibraciones de la molécula. También puede hacerlo cediendo toda su energía de golpe, cayendo a un nivel inferior y emitiendo gran parte de la energía en forma de un único cuanto de luz (situación representada por la primera flecha verde vertical).

Aunque en teoría sería posible que el electrón cayera desde el estado vibracional alto al estado basal S0, en la práctica esto no ocurre, pues la molécula rápidamente transfiere parte de la energía absorbida a otros orbitales por medio de un mecanismo de reconversión energética interna, un proceso que ocurre usualmente en tiempos muy cortos del orden de 10-15 segundos, por lo que resulta virtualmente imposible para el electrón ceder nuevamente el total de la energía que recibió y como consecuencia la luz emitida es siempre de menor energía y mayor longitud de onda que la recibida. A medida que el tiempo se prolonga, mayor es la cantidad de energía que se pierde por procesos no radiativos y mayor es la longitud de onda de la luz emitida. Eventualmente todos los electrones en estados excitados caen hasta el estado basal ya sea emitiendo luz (FE) o perdiendo energía por procesos no radiativos (NR) estos procesos se producen en la fluorescencia en tiempos de hasta 10-9 segundos.

En algunas moléculas sin embargo, existen orbitales degenerados con energías muy similares a las de los niveles excitados. En estas moléculas puede ocurrir que un electrón con alta energía ceda parte de su energía a un electrón en estado basal para formar dos electrones desapareados en dos orbitales degenerados (estado triplete) de energía intermedia. El estado triplete es metaestable y puede existir por tiempos enormemente largos si se lo compara con las transiciones entre estados dobletes; en el primer caso los tiempos de decaimiento usualmente van desde las centésimas de segundo hasta las horas. Cuando los electrones en estado triplete aparean sus espines ceden esa energía de apareamiento en forma de luz, produciendo el fenómeno de fosforescencia.

La relajación de un estado S1 también puede ocurrir a través de una interacción con una segunda molécula mediante lo que se conoce como desactivación ( quenching fluorescente) de la fluorescencia, en este caso la molécula excitada cede su energía a otra y esta última la disipa en forma de calor. El oxígeno molecular (O2), por ejemplo, es muy eficiente desactivando la fluorescencia de otras moléculas debido a su inusual estado triplete fundamental.

Finalmente algunas moléculas que se excitan a través de la absorción de luz o por medio de un proceso diferente (P. ej. a causa de una reacción química) pueden transferir esta energía a una segunda molécula ‘sensibilizada’ por un mecanismo de paso intersistema entre moléculas. A través de este mecanismo la segunda molécula es conducida a un estado de excitación electrónica y es finalmente esta última la que va a emitir fluorescencia. En estos casos las diferencias de energía entre la radiación excitadora y la emitida son excepcionalmente grandes. Este mecanismo se utiliza por ejemplo en los contadores de centelleo líquidos para producir luz visible a partir de radiaciones nucleares de alta energía.

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