Cuenta de Instagram de Física y Química del Colegio Virgen de Atocha

Pinchando en el siguiente enlace podrás acceder a la cuenta de Instagram sobre Física y Química que se ha creado en el Colegio Virgen de Atocha.

 

Experimentos de electromagnetismo

La propia palabra electromagnetismo ya nos indica que el campo eléctrico y el campo magnético están unidos. En general, toda corriente que se hace circular a través de un hilo genera un campo magnético en su entorno. En esta entrada del blog podrás ver algunos vídeos que demuestran estan unión: cómo un campo eléctrico genera un campo magnético y cómo un campo magnético induce una corriente eléctrica.

¿Sale el Sol por el Este y se pone por el Oeste?

Semana de la Ciencia 2016. Luz, materia y color: ¡Aprendamos Fotoquímica! (Presentación)

Desde el oxígeno que respiramos hasta los colores que percibimos, nuestra vida no podría comprenderse completamente si no se tuvieran en cuenta todos aquellos procesos que son consecuencia de la interacción de la luz con las moléculas. Llegar a comprender esta interacción y aprovechar los diferentes fenómenos que las moléculas pueden experimentar cuando son irradiadas  constituyen los objetivos fundamentales de la Fotoquímica.

Luz y materia, los dos pilares necesarios para construir un edificio fotoquímico en el que tienen cabida gran variedad de aplicaciones, entre las que podrían destacarse, entre otras muchas, el uso de la luz como un reactivo en procesos para modificar la estructura de las moléculas, la obtención de nuevos colorantes con propiedades cada vez más sofisticadas o, incluso, el desarrollo de nuevas terapias médicas. 

Desde que el 2015 fuera declarado Año Internacional de la luz y de las tecnologías basadas en la luz, se ha organizado por segundo año consecutivo el taller Luz, materia y color: ¡Aprendamos Fotoquímica! como parte de las actividades a celebrarse en la XVI Semana de la Ciencia de Madrid (enlace).

Los organizadores quieren agardecer a la Sección Territorial de Madrid de la Real Sociedad Española de Química y a la Universidad Complutense la financiación recibida que ha hecho posible la organización de esta actividad. 

 ENTIDADES ORGANIZADORAS

ENTIDADES FINANCIADORAS

Las actividades de la XVI Semana de la Ciencia de Madrid pueden consultarse en el siguiente enlace

Noche Europea de los investigadores. Nanobalones de fútbol contra el virus del ébola

El próximo 30 de Septiembre se celebra la VII Noche Europea de los investigadores. Se trata de un programa de divulgación científica a nivel europeo en el que participan simultáneamente 250 ciudades. En la Comunidad de Madrid hay un total de 36 actividades, que pueden consultarse en el siguiente enlace. la mayor parte de estas actividades tienen un aforo limitado, por lo que se suele requerir una reserva previa para poder asistir. El lunes 19 de Septiembe comienza el plazo de dichas reservas. Las actividades se celebrarán entre las 16:00 y las 24:00 y estarán encaminadas a dar a conocer de un modo cercano la labor investigadora de algunos de los grupos de investigación.

En el marco de este programa se celebrará la actividad Nanobalones de fútbol contra el virus del ébola (consulta en este enlace), que constará de dos conferencias impartidas por Nazario Martín León y Beatriz Illescas y que tratarán sobre las nanformas de carbono y sus aplicaciones. Posteriormente se realizará el taller Marcando goles con la luz, que estará muy relacionado con los contenidos de la actividad Luz, materia y color: ¡Aprendamos fotoquímica!, celebrada en 2015 dentro de los actos de la Semana de la Ciencia de Madrid, y que volverá a celebrarse este año 2016.

La permanente: Química hasta en las peluquerías

Cuando decimos que la Química está presente en casi todos los fenómenos que nos rodean, no lo decimos por ser pretenciosos, sino porque, viendo la cantidad de procesos de la vida cotidiana donde la Química juega un papel importante podemos llegar a tal conclusión. Por ejemplo, hasta en las peluquerías nos podemos encontrar con procesos químicos responsables de técnicas estilísticas como la ondulación permanente.

Vídeo resumen. Luz, materia y color: ¡Aprendamos Fotoquímica!

Con motivo de la actividad "Luz, materia y color: ¡Aprendamos Fotoquímica!" celebrada en el marco de la XV Semana de la Ciencia de la Comunidad de Madrid se ha elaborado el siguiente vídeo en el que se resumen los principales contenidos de este taller.

Luz y materia (Semana de la Ciencia Parte I de V)

En esta primera parte se resumirán las principales propiedades de la luz y la estructura de las moléculas que hacen posible su interacción y la aparición de toda una serie de fenómenos que pueden aprovecharse para desarrollar aplicaciones de alto impacto social.

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.

La emisión de luz (Semana de la Ciencia Parte III de V)

Ya se ha visto en el apartado anterior que la interacción materia radiación es la base para que las moléculas absorban luz y sus electrones promocionen desde el nivel fundamental a un nivel excitado. Si la luz que se absorbe forma parte de la región visible del espectro electromagnético, entonces se produce la aparición de color. La cuestión que surge es: ¿qué ocurre con los electrones excitados? ¿Permanecen indefinidamente así?

Reacciones Fotoquímicas (Semana de la Ciencia Parte IV de V)

Cuando una molécula absorbe luz y es llevada a un estado excitado puede darlugar a una reacción en donde se modifica la estructura de la molécula. Estas reacciones, llamadas fotoquímicas, están presentes en varios procesos de la Naturaleza que resultan fundamentales para la vida, como la fotosíntesis que nos aporta el oxígeno para respirar, el ozono de la troposfera que filtra la dañina radiación ultravioleta procedente del Sol o los procesos que tienen lugar en la retina del ojo para que podamos ver.

Transferencia de energía (Semana de la Ciencia Parte V de V)

Ya se ha visto en apartados anteriores que los estados excitados de una molécula pueden relajarse por emisión de luz o evolucionando a través de una reacción química. La última vía que se va a exponer es la transferencia de energía. Es decir, que la molécula que ha sido excitada ceda su exceso de energía a una segunda molécula. 

Colores que aparecen y desaparecen (Semana de la Ciencia Experimento I de V)

Como se pudo ver en la entrada sobre el origen del color (visítala pinchando en el siguiente enlace), la absorción de luz visible es indispensable para que un objeto tenga una tonalidad que el ojo sea capaz de detectar. A continaución se mostrarán experimentalmente algunos ejemplos que permiten explicar las razones por las que una molécula muestra color. 

En primer lugar se tomará el caso de la fenolftaleína, un compuesto que es conocido por ser un indicador de pH, es decir, una molécula que es capaz de cambiar de color en función de si el medio es ácido o básico. Lo interesante es razonar por qué ocurren estos cambios de color. En la Figura 1.1 se pueden comprobar las diferentes estructuras que es capaz de adoptar la fenolftaleína en función del pH.

Figura 1.1. Estructuras de la fenolftaleína en función del pH. Forma I (Naranja) para pH = 0. Forma II (Incolora) para         0< pH<8. Forma III (Rosa) para 8< pH <13. Forma IV (Incolora) para pH > 13.

Experimentalmente se pueden ver las diferentes tonalidades de las distintas estructuras de la fenolftaleína en la Figura 1.2.

Figura 1.2. Tonalidades mostradas por la fenolftaleina en diferentes medios. Comenzando por la izquierda: ácido clorhídrico, agua (pH = 5), disolución de hidróxido sódico (pH = 11) y disolución de hidróxido sódico concentrada (pH=14)

Teniendo en cuenta las diferentes estructuras puede comprobarse que el color aparece solamente en el caso de las formas I y III. En ambas existe un elemento común: una sucesión alternada de dobles enlaces y enlaces sencillos por toda la molécula, lo que se conoce técnicamente con un sistema conjugado de dobles enlaces. Como se vió en la parte de teoría, este es uno de los grupos cromóforos más habituales responsables del color. En verdad, en la forma I existe una carga positiva que parece romper esa sucesión alternada de dobles enlaces y enlaces sencillos, aunque la realidad es que este tipo de cargas positivas pueden participar del mismo modo a como lo hace un doble enlace, por lo que la alternancia realmente existe y por eso aprece el color. No obstante, el hecho de que los grupos OH y COOH en las formas I y III no coinciden exactamente influye en que ambas formas tengan diferente color. Por el contrario, las formas II y IV son incoloras. Por lo que se acaba de comentar, se puede justificar fácilmente, ya que en estos casos se puede observar que ahora el carbono central que une los anillos aromáticos no los conecta ni con una carga positiva ni con un doble enlace. Al romper esa sucesión alternada de dobles enlaces y enlaces sencillos las moléculas son incoloras.

En el siguiente vídeo se puede comprobar la pérdida de color cuando se pasa de la forma III a la forma IV al añadir una disolución de NaOH concentrada para alcanzar pH=14. Este proceso ocurre lentamente, por lo que el vídeo está acelerado respecto a la velocidad real a la que ocurre.

El siguiente caso que se va a estudiar es el del azul de metileno. En la Figura 1.3 se puede ver la estructura de esta molécula, de un marcado color azul. Nuevamente se debe observar que en el caso de la estructura de la izquierda tiene la alternancia de dobles enlaces y enlaces sencillos. Sin embargo, cuando el azul de metileno se añade a una disolución de hidróxido potásico y glucosa sufre una transformación, conocida como reacción de reducción, a la estructura que se muestra a la derecha en la Figura 1.3. En esta nueva estructura la alternancia de dobles enlaces se rompe en el ciclo central que contiene al S y al N, por lo que el color desaparece. Sin embargo, si esta disolución se agita, el oxígeno disuelto en el agua reacciona con esta estructura incolora y retorna a la estructura de azul de metileno que muestra color azul.

Figura 1.3. Estructura coloreada del azul de metileno (izquierda) y estructura resultante tras una reacción de reducción (derecha)

Este proceso se puede observar en el siguiente vídeo: al principio se parte de una disolución incolora que al agitar se transforma en otra de color azul. Dejando en reposo esta disolución, las moléculas de azul de metileno vuelven a reaccionar con la mezcla de glucosa/hidróxido potásico y retorna a la forma incolora. Este ciclo puede repetirse varias veces.

Ahora bien, se ha dicho que el oxígeno disuelto es responsable de transformar la forma incolora del azul de metileno a aquella que tiene color. Pero, ¿cómo se podría demostrar? Una posibilidad es eliminar el oxígeno disuelto en la disolución y quitar el aire que está dentro del matraz en el que se agita. La forma de hacerlo consiste en burbujear en la disolución una corriente de Argón. El Argón es un gas noble, uno de los elementos que se caracteriza porque desde un punto de vista químico es inerte, es decir, no reacciona con nada. Al burbujear Argón en la disolución sustituimos el oxígeno disuelto por este gas inerte y, además, desplazamos el aire del matraz. En el siguiente vídeo se puede ver que al agitar cuando se ha generado este entorno inerte con Argón no aparece el color azul. Sin embargo, cuando introducimos una aguja por la que hacemos pasar una corriente de aire empieza a observarse el color azul y, cuando se agita, este color azul aparece de forma clara. De este modo demostramos el papel del oxíegno en el proceso.

Quisiera agradecer a Juan Manuel Moreno Naranjo su inestimable ayuda para grabar estos vídeos y para llevar a cabo los experimentos.

Síntesis del índigo y del púrpura de Tiro y tinción de un tejido (Semana de la Ciencia Experimento II de V)

En esta entrada vamos a ver cómo es posible obtener el índigo y el púrpura de Tiro por medio de una simple reacción y de un modo muy rápido. Posteriormente, con el producto obtenido en ambas síntesis se mostrarán los pasos a seguir para teñir muestras de un tejido blanco, obteniendo unos resultados tan vistosos como los que se muestran en las siguientes imágenes.

Fluorescencia de la quinina (Semana de la Ciencia Experimento III de V)

Una forma sencilla de observar un proceso fluorescente consiste en llenar un vaso con agua tónica y agitar el contenido durante unos minutos hasta que se eliminen las burbujas. Posteriormente, con una lupa, se concentra luz solar y el haz se hace pasar a través del agua tónica. Puede observarse que el haz adquiere una tonalidad azulada. Si el mismo procedimiento se realiza con agua normal, el haz de luz no adquiere ninguna tonalidad, sino que es blanco

Haz de luz pasando a través de un vaso con agua normal.

Haz de luz pasando a través de un vaso con agua tónica. (Fuente: Elaboración propia)

La razón por la que en el caso del agua tónica el haz de luz muestra una coloración azulada es debido a la presencia de moléculas de quinina, responsable del sabor amargo que tiene este refresco. La quinina, ya mencionada en el apartado anterior porque era la molécula que Perkin estaba intentando sintetizar cuando descubrió su colorante violeta, es la encargada de absorber parte de la radiación ultravioleta procedente del Sol y excitar los electrones a un nivel superior de energía. Desde este nivel excitado, la molécula retorna al nivel fundamental emitiendo luz azul.

Molécula de quinina

Sin embargo, si la radiación que se encarga de excitar a las moléculas de quinina es ultravioleta, que nuestro ojo no es capaz de visualizar, ¿por qué la luz emitida en la fluorescencia es de color azul?

¿No debería ser radiación de la misma longitud de onda que excitó a la molécula? La respuesta se encuentra en el hecho de que por encima de cada nivel electrónico se encuentran los llamados niveles energéticos vibracionales y rotacionales, que controlan las vibraciones de los enlaces de las moléculas y los distintos modos de rotación de éstas. Lo normal es que al excitar una molécula a un nivel electrónico superior también se exciten estos niveles vibracionales y rotacionales. Antes de que la molécula retorne al nivel fundamental, primero pierde este exceso de energía vibracional y rotacional. Por ello el fotón que se emite en el camino de relajación tiene una energía menor (es decir, mayor longitud de onda) que el fotón que se absorbió para excitar la molécula

La fluorescencia de la quinina se puede ver de forma mucho más clara si, directamente, se utiliza una lámpara de luz ultravioleta (365 nm). Igualmente resulta muy llamativa la emisión fluorescente de marcado color verde debida a un compuesto llamado fluoresceína. Como nota curiosa, hay que decir que durante años la fluoresceína se utilizó para teñir de verde el río Chicago el día de la festividad de San Patricio.

Molécula de fluoresceína

Emisión fluorescente debida a la quinina presente en agua tónica (izquierda) y a la fluoresceína (derecha)

Ley Fundamental de la Fotoquímica (Experimento IV de V)

La ley de Grotthus-Draper, también conocida como ley fundamental de la Fotoquímica, establece que los cambios producidos en una reacción fotoquímica sólo se deben a los fotones absorbidos por el reactivo. Es decir, si un reactivo se irradia con luz de una longitud de onda concreta, jamás se podrá producir una reacción fotoquímica si el reactivo no absorbe esta luz. Para probar esta ley se puede recurrir a la reacción de descomposición del ferrioxalato potásico:

La liberación de iones Fe(II) se puede seguir añadiendo al medio de reacción un ligando complejante como 1,10-fenantrolina, que da lugar a un compuesto de coordinación de color naranja-rojizo. Este proceso es especialmente vistoso ya que se parte de una disolución de color verde (ferrioxalato sin liberación de Fe(II)) y se termina en otra de color rojizo, pasando por un intermedio amarillo, un tránsito que recuerda a las luces de un semáforo (Figura 4.1)

Figura 4.1. Evolución temporal (de izquierda a derecha) de una disolución

de ferrioxalato potásico con 1,10-fenantrolina bajo luz solar ambiente. (Fuente: Elaboración propia)

Tabla 1. % de fotones absorbidos para una disolución 0,15 M de K₃[Fe(CN)₆].

Luz	% fotones absorbidos
Azul (460 nm)	85
Verde (515 nm)	15
Roja (638 nm)	<2

Los iones Fe(II) liberados también pueden reaccionar con K₃[Fe(CN)₆] para formar un compuesto azul, base del colorante Azul de Prusia. El ferrioxalato potásico se caracteriza por presentar losporcentajes de absorción de fotones a diferentes longitudes de onda que se muestran en la Tabla 1.

La ley de Grotthus-Draper puede ponerse de manifiesto si viales conteniendo una disolución de ferrioxalato potásico y ferricianuro potásico se irradian en presencia de luz de diferentes longitudes de onda: azul, verde y roja. A igualdad de tiempos de irradiación, con la luz azul el ferrioxalato potásico absorberá un porcentaje elevado de los fotones incidentes y se descompondrá siguiendo las reacciones [1] y [2], liberando gran cantidad de iones Fe(II) que reaccionarán con el ferricianuro potásico y permitirán obtener el compuesto de marcado color azulado. Con la luz roja, al absorber el ferrioxalato potásico muy pocos fotones apenas se liberan iones Fe(II) y la reacción no progresa. Con la luz verde se obtiene una situación intermedia de acuerdo con el porcentaje de fotones absorbidos (Figura 4.2).

Figura 4.2. Evolución de la mezcla de ferrioxalato potásico y ferricianuro potásico en

ausencia de luz (1), bajo luz roja (2), luz verde (3) y luz azul (4). (Fuente: Elaboración propia)

Fotocromismo: reacciones térmicas vs. fotoquímicas (Semana de la Ciencia Experimento V de V)

Un compuesto fotocrómico es aquel que da lugar a un proceso fotoquímico reversible, de acuerdo a un proceso genérico representado en [1]:

[1]

Para  mostrar la coexistencia de una reacción fotoquímica con una reacción térmica se parte de una disolución de verde malaquita (Figura 5.1) a la que se añade lentamente una disolución de NaOH, de modo que se forma el producto A de la Figura 5.1, que es incoloro. Sin embargo, cuando esta disolución del compuesto A se irradia bajo luz UV de 365 nm adquiere una tonalidad azul turquesa (Figura 5.2), como consecuencia de la formación del producto B de la Figura 5.1. Ahora bien, si esta disolución turquesa se calienta se observa la desaparición del color y la recuperación de la disolución incolora. Si la disolución incolora se vuelve a irradiar bajo luz UV de 365 nm se observa nuevamente la aparición del color turquesa, en un proceso cíclico que se puede repetir varias veces. En definitiva, se esta verificando el proceso reversible descrito en [1]

Figura 5.1. Especies involucradas en el experimento de fotocromismo. (Fuente: Elaboración propia)

Figura 5.2. Evolución entre vial con compuesto B (Turquesa) y A (Incoloro)

unidos por las flechas tras irradiar con luz UV (365 nm) o calentar. (Fuente: Elaboración propia)