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    La XVI Semana de la Ciencia de Madrid abre sus puertas el 7 de Noviembre de 2016. Entre las actividades programadas, el taller Luz, materia, color: ¡Aprendamos Fotoquímica! tratará de mostrar los beneficios que la sociedad puede obtener a partir de la interacción de la luz con las moléculas. Las reservas comienzan el 24 de Octubre

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    El próximo 30 de Septiembre se celebra la VII Noche Europea de los investigadores. Consulta las actividades que se organizan en Madrid, entre las que destaca "Nanobalones de fútbol contra el virus del ébola", que se celebrará en la Facultad de CC. Químicas de la UCM.

Interacción materia-radiación. Absorción de la luz, el origen del color (Semana de la Ciencia Parte II de V)

Ya nos previene el dicho popular que, para gustos los colores. Ciertamente, a los colores les hemos otorgado un papel central en nuestras vidas. Desde las manifestaciones artísticas más primitivas como los dibujos de las cuevas de Altamira hasta las piezas cumbre de genios como Velázquez o la decoración de edificios, los colores siempre son fuente de inspiración, quizás como una respuesta a intentar imitar a la naturaleza que nos rodea, siempre cargada de mezclas de colores que crean combinaciones únicas y, en ocasiones, irrepetibles.

En este segundo capítulo se abordarán las razones por las cuales los objetos adquieren color, gracias a la absorción de luz por parte de las moléculas.


Como se ha visto en el apartado anterior, los electrones de las moléculas pueden encontrarse en diferentes niveles de energía. En situación normal, un átomo o molécula se encuentra en su nivel más bajo de energía, al que se llama nivel fundamental. El resto de niveles con más energía reciben el nombre de niveles excitados (Figura 7). 

Figura 7. Clasificación de los niveles electrónicos de energía en una molécula. (Fuente: Elaboración propia)
Como ya se vio en el caso de un átomo, también es posible llevar los electrones de una molécula desde su nivel fundamental a un nivel excitado. Para ello, es preciso aportar una cantidad de energía que coincida con la separación energética (ΔE) entre ambos niveles.
¿Cómo conseguir aportar esa energía? Como se vio en el apartado anterior, las radiaciones electromagnéticas tienen una energía cuyo valor responde  a la ecuación de Planck. El espectro electromagnético recoge todas las radiaciones conocidas. En la Figura 8 se representa un espectro electromagnético que contempla desde las ondas de radio, que poseen una mayor longitud de onda hasta los rayos gamma, de longitud de onda mucho menor. Por lo tanto, es fácil concluir que se tiene un amplio abanico de radiaciones electromagnéticas con las que poder trabajar para inducir los tránsitos entre diferentes niveles de energía.

Figura 8. Espectro electromagnético. (Fuente: Wikimedia)
Cuando los electrones de una molécula en su nivel fundamental se irradian con luz de energía adecuada, pueden absorber dicha energía y hacer que la molécula pase a un estado excitado. Esta es la base de la llamada interacción materia-radiación.
A pesar de la gran cantidad de radiaciones contempladas en el espectro electromagnético hay que destacar lo pequeña que resulta la región de la luz visible para los humanos, comprendida entre los 400 y 700 nm, aproximadamente. La interacción materia-radiación en esta región es responsable de los colores de los objetos que nos rodean. La luz que llega del Sol está compuesta por todos los colores comprendidos en la zona visible del espectro, que pueden diferenciarse cuando, por ejemplo, se produce un arco iris. Cuando un objeto tiene un color determinado es gracias a que las moléculas que lo constituyen están absorbiendo parte de la radiación en la zona visible del espectro. Por ejemplo, un tomate es rojo debido a que las diferentes moléculas de la piel del tomate absorben toda la radiación visible a excepción de la zona roja, luz con una longitud de onda de 630 nm, aproximadamente (Figura 9).


Figura 9. Proceso de observación del color. (Fuente: Elaboración propia)
Hasta ahora se han contemplado los procesos que permiten observar los colores, pero ¿qué tipo de moléculas hay en la naturaleza que sean responsables de los colores que observamos de los objetos?
Las moléculas presentes en los objetos con color suelen poseer dos elementos: el grupo cromóforo y el auxocrómico. El cromóforo se define como el grupo funcional que está directamente relacionado con la absorción de luz, al poseer generalmente un elevado número de electrones deslocalizados de tipo p. Por sí solo, un grupo cromóforo puede hacer que la molécula dé lugar al color. Entre los principales ejemplos de grupos cromóforos se puede destacar a la sucesión de dobles enlaces conjugados R-(CH=CH)n-R y la unión conjugada de varios anillos aromáticos, donde existen un elevado número de alternancia de enlaces sencillos y dobles.
Por su parte, un auxocromo es un grupo funcional que suele absorber en la región del ultravioleta, lo que no daría lugar a la aparición de color, pero que es capaz de afectar a los cromóforos, tanto en la longitud de onda en la que absorben como en la intensidad de esa absorción (lo que dará lugar a colores más o menos intensos). Grupos funcionales como ácidos carboxílicos, alcoholes o aminas entran dentro de este grupo de auxocromos.
Ambos elementos están presentes en las moléculas responsables del color de gran cantidad de objetos de la naturaleza. Por ejemplo, el β-caroteno (Figura 10) posee una elevada acumulación de dobles enlaces conjugados, lo que hace que posea un color entre el amarillo y el anaranjado. Precisamente el color naranja de las zanahorias es en buena medida debido a esta molécula, si bien nos la podemos encontrar en otros alimentos como en los limones y los plátanos, por poner sólo unos ejemplos.

Figura 10. Estructura del beta-caroteno. (Fuente: Wikimedia)
Otro colorante natural es la luteína (Figura 11), que se puede encontrar en múltiples alimentos como la yema de huevo o los kiwis. Su estructura resulta muy interesante, ya que es muy parecida la del β-caroteno, a excepción de la presencia de dos grupos –OH, que entran dentro del grupo de los auxocromos comentados anteriormente.

Figura 11. Estructura de la luteína. (Fuente: Wikimedia)
Igualmente existe una analogía estructural en el caso del licopeno (Figura 12), aunque en esta molécula los extremos no están rematados por sendos anillos cíclicos como sí ocurre en el β-caroteno y en la luteína. El licopeno es la principal molécula responsable del color rojo de los tomates o la parte interna de las sandías.

Figura 12. Estructura del licopeno. (Fuente: Wikimedia)
La cantidad de moléculas presentes en productos naturales y responsables de su color es tan sumamente amplia que sobrepasa las aspiraciones de este capítulo.
Sin embargo, la importancia de estas moléculas encontradas en la naturaleza, empleadas fundamentalmente como colorantes en la industria textil, ha sido enorme, con impacto no solo en el progreso industrial y comercial de muchos países a lo largo de la historia, sino también desde un punto de vista científico, ya que contribuyó al florecimiento de la Química Orgánica. Durante siglos, algunos de estos colorantes obtenidos a partir de fuentes naturales eran tan escasos que su uso estaba reservado sólo a las clases más altas de la sociedad. Por ejemplo, los antiguos fenicios, en la ciudad de Tiro (actual Líbano), fueron los principales productores de un colorante conocido como Púrpura de Tiro, también llamado Púrpura Real o Púrpura Imperial, un nombre que denota fácilmente quién podía permitirse vestir una prenda teñida con este colorante. La particularidad de este compuesto es que se obtenía a partir de la secreción de un molusco llamado Murex Brandaris (Figura 13). Existe una leyenda, atribuida tanto a Hércules como a Helena de Troya, según la cual fueron los primeros en observar este color porque al dar un paseo por la playa con su perro, éste mordió las conchas de los moluscos y la boca se tiñó de color púrpura. Se calcula que para producir un gramo de este colorante se necesitaban del orden de 9000 ejemplares del molusco. La molécula responsable del color púrpura de este colorante, el 6,6’-dibromoindigo, es la que se muestra en la Figura 14. 

Figura 13. Ejemplares de Murex Brandaris.
(Fuente: Murex sp | Luis Fernandez García | Wikimedia)

Figura 14. 6,6’-dibromoindigo, molécula responsable del color en el púrpura de Tiro. (Fuente: Wikimedia)
Otro de los colores que durante siglos se  podía encontrar con poca frecuencia era el azul. Pensemos que el azul tampoco es uno de los colores predominantes en la naturaleza, siendo escaso, por ejemplo, el número de flores con este color. Hasta finales del S. XIX, la planta Indigofera tinctoria (Figura 17) fue la principal fuente del colorante azul conocido como Índigo. Esta planta crecía en climas tropicales y subtropicales, especialmente en la India, por lo que fue una de las materias más valiosas en el comercio entre las metrópolis y sus colonias durante siglos. Lo curioso de este colorante es analizar la estructura de la molécula (Figura 18) responsable de su color y compararla con la mostrada previamente en la Figura 14. Entre el Púrpura de Tiro y el Índigo la única diferencia reside en los dos átomos de Br que aparecen en la estructura del primero. Sorprende cómo en la naturaleza puedan obtenerse moléculas tan parecidas cuando una es producida por un animal y la otra por una planta. Posiblemente, la incorporación de los átomos de Br en el Púrpura de Tiro se deba a que el animal que lo produce es marino y en el agua de mar abundan los halogenuros como los iones cloruro, bromuro y yoduro.


Figura 17. Muestra de Indigofera tinctoria.
(Fuente: Wikimedia)

Figura 18. Molécula de índigo.
(Fuente: Elaboración propia)
En la actualidad, el Índigo sigue siendo uno de los colorantes más utilizados debido a que es empleado para teñir de color azul los pantalones vaqueros. (VER EXPERMENTO EN ESTE ENLACE)
Para finalizar este rápido repaso a la importancia de los colorantes naturales, no puede olvidarse al ácido carmínico, uno de los colorantes rojos más importantes. Este colorante se obtenía a partir de un insecto llamado cochinilla o Dactylopius coccu (Figura 19), que vivía en las regiones del actual México y Perú, parasitando a plantas del género Opuntia. El descubrimiento de América y el establecimiento de las colonias españolas supusieron la difusión de este colorante por todo el mundo, alcanzando elevadísimos precios. Precisamente por ello, España mantuvo el secreto de cuál era la fuente y cómo se obtenía este colorante durante prácticamente 200 años, hasta el S. XVIII, e incluso entonces, mantuvo el monopolio de su comercio. Además, se trasladaron plantas y ejemplares del insecto a las Islas Canarias, donde se convirtieron en una de las principales fuentes de riqueza para el comercio de la zona. La molécula responsable del color de este colorante se muestra en la Figura 20.


Figura 19. Insecto de cochinilla
(Fuente: Dactylopius coccu (Barlovento) | Franck Vincent | Wikimedia)

Figura 20. Ácido carmínico.
(Fuente: Elaboración propia)
Sin embargo, los métodos tradicionales de obtener colorantes estaban condenados a la extinción ante los albores de la revolución industrial y la necesidad de obtener mayores cantidades de producto a menores precios. De ahí que a mediados del S. XIX se empezara a plantear la síntesis de estos compuestos artificialmente. Curiosamente, uno de los primeros colorantes artificiales fue obtenido por accidente. En las vacaciones de verano de 1856, William Henry Perkin, que tenía 18 años y estudiaba Química en el London’s Royal College of Chemistry, se encontraba experimentando en el laboratorio que había construido en la cocina de su casa, intentando sintetizar la quinina, un compuesto con una elevadísima demanda debido a que era un antimalárico. Los experimentos que realizó para obtener la quinina fueron infructuosos, pero en uno de ellos obtuvo un residuo oscuro que al suspenderlo en etanol daba lugar a una disolución de color morado oscuro. Al introducir un trozo de seda en la disolución observó que ésta se teñía y, además, que el color era resistente al agua y a la luz. Mandó la muestra a una empresa tintorera de Escocia y la respuesta fue bien sencilla: si el producto podía obtenerse de forma barata, posiblemente sería uno de los colorantes más valiosos de los últimos años. Perkin decidió abandonar sus estudios de Química y con ayuda de su padre patentó el producto, llamándolo mauveina, e inició su producción a gran escala. El éxito del colorante fue inmediato y como muestra de su popularidad baste decir que la reina Victoria de Inglaterra llevó un traje teñido de este color en la boda de una de sus hijas, en 1858, sólo dos años después del descubrimiento. Éste fue el punto de partida para la explosión de la industria de los colorantes. Paralelamente a la obtención y la investigación realizada en estos nuevos productos, el conocimiento sobre las reacciones y la estructura de los compuestos orgánicos creció espectacularmente. Así, a finales del S. XIX, ya se producían 2000 productos diferentes y países como Alemania cimentaron su progreso económico en este tipo de industria. Perkin, por su parte, tras 15 años dirigiendo la fábrica donde se producía su preciado colorante, la vendió y se retiró a seguir investigando en el laboratorio de su casa, aunque con una cuenta corriente bastante más abultada que cuando, siendo estudiante, estuvo trabajando en sus vacaciones de verano.

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