La legge di Lambert-Beer introduce il concetto di assorbanza (A) di un campione come $A=log\frac{I}{I_0}$. Dove $I_0$ rappresenta l'intensità della luce incidente e I l'intensità della luce che attraversa la cella. Possiamo anche esprimere l'assorbanza in funzione della lunghezza della cuvetta e della concentrazione del soluto. \begin{equation} A=log\frac{I_0}{I}=\epsilon\cdot c\cdot l \end{equation} Dove $l$ è la lunghezza della cuvetta in cm, $c$ rappresenta la concentrazione di soluto in mol/l e $\epsilon$ è l'assorbimento molare (coefficiente di estinzione molare) misurato in l/mol.cm.

Per una data concentrazione e lunghezza della cuvetta, l'assorbanza molare determina se l'intensità della banda (assorbanza) è alta o bassa. È molto comune rappresentare $log\epsilon$ in ordinate anziché l'assorbanza, in ascissa è rappresentata la lunghezza d'onda. Per vedere l'importanza del coefficiente di assorbimento molare, confronteremo il suo valore nella transizione $\pi \rightarrow\pi^{\ast}$ dell'1,3-butadiene ($\lambda =217\;nm$), che presenta un $\epsilon =21000\;l/mol.cm$ ($log\epsilon=4.32$), con la transizione $n\rightarrow \pi^{\ast}$ dell'acetone ($\lambda =280\ ; nm$) che presenta $\epsilon =12\;l/mol.cm$ ($log\epsilon =1.08$). Nel caso dell'1,3-butadiene si osserva una banda intensa mentre nell'acetone corrisponde a una banda di intensità molto bassa (transizione proibita). In generale, quelle con un'assorbenza molare inferiore a 100 l/mol.cm sono considerate transizioni proibite.