NOVEDADES

  • Semana de la Ciencia 2016

    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

  • VII Noche de los Investigadores

    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.

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.


Química nuclear: la Alquimia del s. XXI

Durante siglos, los alquimistas buscaron la transmutación de los metales en oro. El conocimiento actual que se tiene sobre la estructura interna de los elementos químicos nos permite concluir que la transformación de un elemento químico en otro diferente implica procesos muy complejos y unas condiciones de trabajo inalcanzables en los tiempos de los alquimistas. Sin embargo, la transmutación entre elementos es posible y constituye la base de la llamada Química nuclear. En este trabajo se muestran algunas ideas fundamentales sobre este campo de la Química y algunas de las aplicaciones derivadas de las que la sociedad ha sacado provecho.

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.



España y la Tabla periódica de los elementos


Si hay algo que caracteriza a toda la materia, sea del origen que sea y con las propiedades más singulares que nos podamos imaginar, es precisamente el hecho de que está formada por compuestos químicos.
Sin embargo, un compuesto químico no es más que la combinación de elementos químicos. Así, el agua que bebemos no es más que un compuesto al que formalmente representamos por la fórmula H2O. Sin embargo, está formada realmente por una combinación de Hidrógeno (H) y Oxígeno (O)  
Tanto el H como el O son dos de los 118 elementos descubiertos hasta el momento y que se encuentran perfectamente caracterizados en el sistema periódico de los elementos.
El objetivo de este artículo es resumir el papel que España ha realizado en el descubrimiento de los elementos químicos, lo cual es un ejercicio bien necesario, ya que estas aportaciones han sido incomprensiblemente oscurecidas.

Tabla periódica de los elementos con las banderas de los países descubridores(Fuente: Kes47 CC BY 3.0 via Wikimedia Wikicommons https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Periodic_table_of_discovery.svg)

Olimpiada de Química 2016. Fase local de Madrid

Como todos los años, las Olimpiadas de Química regresan a Madrid. En esta competición, los estudiantes de Bachillerato de la Comunidad de Madrid se enfrentan a un examen tipo test que abarca los contenidos generales que se imparten en la asignatura de Química. Este año, la prueba tendrá lugar el día 11 de Marzo de 2016 a las 17:30 en el aulario de la Facultad de Ciencias Químicas de la Universidad Complutense de Madrid. En el siguiente enlace puede encontrarse toda la información sobre la convocatoria, disponible igualmente en la página web del Colegio de Químicos de Madrid. Es especialmente importante recordar ser puntuales, acudir con el DNI o documento oficial identificativo y llevar únicamente el material que está permitido (los nervios pueden quedarse en casa). 

Igualmente, Luis Moreno Martínez ha elaborado el siguiente cartel para la convocatoria de la prueba. Hay que destacar que, mientras los estudiantes estén peléandose con las preguntas de la prueba, D. Donato Herrera Muñoz impartirá una conferencia para los profesores y acompañantes que lleva por título: ¿Qué es el fracking? La sala donde tendrá lugar esta interesante presentación está situada en la parte baja del edificio de la biblioteca (consultar el esquema dibujado en el cartel).

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.

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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.

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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.
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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.
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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)

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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]:

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)

¡Adios Año de la Cristalografía!...¡Hola Año de la luz!

La Organización de Naciones Unidas (ONU) en su 68ª Asamblea proclamó el año 2015 como Año Internacional de la luz y de las tecnologías basadas en la luz. Sucede así al 2014, año dedicado a divulgar los avances producidos gracias a la Cristalografía.

Pinchando en las siguientes imágenes se puede acceder a los portales oficiales de España e internacional donde se puede encontrar la información oficial de los actos en el marco de este año.

Portal de España. Año de la luz
A�o Internacional de la Luz 

 Portal Internacional. Año de la luz
UNESCO

Desde este blog nos unimos a esta celebración y se publicarán sucesivas entradas en que se informe de cómo la interacción de la luz con la materia es capaz de inducir una reacción química, lo cual resulta de especial importancia para acceder a procesos químicos inabordables por otros procedimientos.

¿Hierve el agua a 100ºC?



En la anterior entada de este blog se expuso la importancia de las propiedades coligativas y se introdujo el concepto de presión de vapor de un líquido. Como se decía en este artículo, un líquido ebulle cuando su presión de vapor se iguala a la presión atmosférica. Para el agua, esta temperatura de ebullición es de 100 ºC si la presión atmosférica es de 1013 mbar (equivalente a 1 atm o 760 m de Hg)  Sin embargo, todos estamos acostumbrados a ver en los mapas del tiempo las isobaras que indican si estamos en una situación de anticiclón (presiones por encima de 1013 mbar) o en situación de borrasca (presiones por debajo de 1013 mbar). Por ello, en un determinado lugar, podríamos decir que la temperatura de ebullición del agua dependerá de si estamos en un día anticiclónico o borrascoso. Sin embargo, el valor de presión atmosférica depende de otros factores como la humedad, el valor de la constante de la gravedad en el punto de medida y, lo que es más importante, de la altitud. La dependencia de presión atmosférica con la altitud es resultado de un hecho que puede pasar desapercibido a simple vista: el aire pesa. Para comprobar esta evidencia se muestra el siguiente vídeo divulgativo elaborado por el Parque de las Ciencias de Granada y presentado por Vicente López (emitido en el programa Con-ciencia de Canal Sur TV)

 
 
Hay que tener presente que la presión no es otra cosa que la fuerza ejercida por unidad de área. Del mismo modo que una persona ejerce presión sobre la suela de sus zapatos como consecuencia de su peso, una columna de aire, que también pesa, ejerce una fuerza sobre la superficie terrestre, dando lugar a la llamada presión atmosférica. Sin embargo, a medida que ganamos altura, la columna de aire que hay sobre nosotros es cada vez menor, por lo que pesará menos y la presión ejercida será igualmente menor. Por ello los valores de presión atmosferica de las estaciones meteorológicas deben corregirse siempre respecto al nivel del mar. Imaginemos que en España tuviésemos la misma situación atmosférica y que en una ciudad a nivel del mar como Santander, la presión medida en una estación fuese de 1013 mbar. Si nos fuésemos a otra ciudad como Madrid (con una cota de altura de 650 m aproximadamente) y no tuviésemos en cuenta esta corrección, el valor de presión que mediríamos sería de 935 mbar, considerando solamente la influencia debida a la altura. En esta situación, la temperatura de ebullición del agua sería diferente en ambas ciudades. En Santander sería de 100 ºC, pero en Madrid sería menor (alrededor de 98ºC), ya que es preciso aumentar menos la temperatura para que la presión de vapor del agua se igualase a la presión atmosférica.

La utilidad de las propiedades coligativas


Habitualmente estamos acostumbrados a ver cómo en invierno se echa sal en las carreteras para evitar que se formen placas de hielo, o se usan mezclas anticongelantes en determinados dispositivos para evitar que dejen de funcionar por efecto de las bajas temperaturas. En esta entrada del blog vamos a estudiar las razones físico-químicas que están detrás de este tipo de fenómenos.


Un experimento no apto para todos los bolsillos


En una entrada previa publicada en este blog se mostró que los diamantes tienen la misma composición elemental que el grafito: carbono puro.

Fue Jean Darcet, químico francés (1724-1801) el que puso de manifiesto que al calentar los diamantes a elevadas temperaturas éstos desaparecían como si se evaporasen. Sin embargo, no fue capaz de explicar la razón por la que podía estar ocurriendo este proceso. Para poder encontrar una razón, la Academia de Ciencias francesa nombró una comisión en 1772 en la que estaba presente Lavoisier. El principal objetivo de los experimentos era conseguir una fuente de calor lo suficientemente potente como para alcanzar elevadas temperaturas y que al mismo tiempo no contaminase la muestra. Hay que tener presente que por aquel entonces la forma de calentar en un laboratorio eran hornos de carbón en los que no se podían obtener temperaturas excesivamente altas y había serios problemas con las cenizas y humos generados. De ahí que los primeros experimentos realizados con estos hornos no fuesen satisfactorios.

Sin embargo, la Academia de Ciencias poseía unas lentes de Tschirnhausen que consistían en una lupa de prácticamente 10 m de diámetro. La idea de la comisión fue concentrar los rayos solares en el diamante, consiguiendo calentarlo de una forma potente y limpia. Lo cierto es que el experimento también fracasó debido a los grandes defectos ópticos que presentaba la lente. A pesar de estos reveses, Lavoisier y sus compañeros llegaron a la conclusión que la idea de concentrar los rayos solares podía ser la solución y por ello encaminaron sus esfuerzos a montar un dispositivo que permitiese realizar el experimento de este modo. El resultado fue el dispositivo que se muestra en la Figura 1. En este instrumento se usaba una primera lente formada por placas de vidrio convexas y rellenadas con alcohol, y una segunda que focalizaba los rayos procedentes de la primera lente. 

Figura 1. Dispositivo (Horno solar) para el experimento de la combustión de diamantes en 1772.


En Octubre de 1772 se llevó de cara al público el experimento, lo que fue un auténtico acontecimiento social. Ante la expectación general se vio cómo en apenas 20 minutos el diamante calentado en presencia de aire había desaparecido. Sin embargo, cuando el experimento se llevaba a cabo con el diamante aislado en un crisol donde no había aire, el diamante permanecía inalterado. La gran novedad de este experimento es que al mismo tiempo que se veía desaparecer el diamante se recogió el gas generado en el proceso. En este caso, la sorpresa fue para los miembros de la comisión, al comprobar que el gas obtenido era el mismo gas descrito por Joseph Black (1728-1799) cuando se producía la combustión del carbón. El experimento también se realizó con rubíes, cuya composición es Al2O3, aunque en ningún caso se observó que se produjera modificación alguna.

Las conclusiones a las que llegó la comisión fueron bien novedosas al afirmar que el carbón y el diamante tenían que poseer la misma composición elemental. Por otro lado, el aire, o alguno de sus constituyentes deben jugar un papel fundamental en el proceso de combustión.

Hoy sabemos que ese constituyente no es otro que el oxígeno molecular (O2), que participa según la reacción [1]

Csólido + O2 (gas) → CO2 (gas) [1]

En el caso de los rubíes no se producía ningún cambio porque el aluminio en forma de Al2O3 ya se encontraba oxidado y no podía aceptar más oxígeno procedente del aire.

Premio Nobel de Química 2014

El pasado Miércoles, 8 de Octubre de 2014, fue entregado el Premio Nobel de Química. Los ganadores este año han sido los americanos Eric Betzig y William Moerner, y el alemán Stefan Hell. En palabras de la Academia de Ciencias de Suecia, los méritos por los que se les ha premiado son: “por el desarrollo de la microscopía de fluorescencia de alta resolución”.


W. E. Moerner
Erich Beltzig
Stefan. W. Hell

La muerte de Lavoisier

Cuando se entra en los pormenores de la Historia, ya sea en el campo del arte, las ciencias o la política, es difícil resistirse en ocasiones a preguntarse sobre qué hubiese ocurrido o cómo habrían evolucionado los acontecimientos si determinados hechos no hubiesen transcurrido como lo hicieron. Maravilla pensar, por ejemplo, cómo hubiera influido en la Historia de la música si un compositor de la talla de W. A. Mozart no hubiese fallecido cuando sólo contaba con 35 años. Cierto es que la imposibilidad de tener una obra de un Mozart de 50 o 60 años se debió a causas naturales,  contra las que es difícil luchar (aunque la leyenda ha procurado varias teorías sobre un posible asesinato del compositor, si bien se han ido refutando con el paso de los años). Sin embargo, este  juego sobre hipótesis históricas cobra una especial fuerza cuando es la voluntad humana la que se interpone en el devenir de la Historia. La voluntad que el 8 de mayo de 1794 llevó a Antoine Laurent Lavoisier a la guillotina y acabó con la vida de uno de los químicos más importantes de la Historia. En este artículo realizaremos una reflexión sobre las causas por la que Lavoisier tuvo este trágico final, tan común en aquellos días de la Francia revolucionaria y llegaremos, en último caso, a poner en su contexto las palabras atribuidas a Jean-Baptiste Coffinhal, presidente del Tribunal revolucionario que selló el destino de Lavoisier:
« La République n’a pas besoin de savants ni de chimistes; le cours de la justice ne peut être suspendu. »

“La república no necesita sabios ni químicos. El curso de la justicia no puede detenerse”


Entender las razones por las que Lavoisier fue sentenciado a muerte implica conocer los hechos que tuvieron lugar en Francia durante los años previos, los de la Revolución. En ellos, algunos elementos de la vida de Lavoisier jugaron claramente en su contra, como se verá a continuación.


Cristales y chocolate

En la última entrada del blog “Las diferencias impuestas por el orden” se vio que dependiendo de cómo se dispongan los átomos es posible dar lugar a diferentes estructuras con distintas propiedades. En aquella ocasión se hablaban de átomos de carbono, aunque veremos ahora que las moléculas también se pueden ordenar espacialmente y dar lugar a la formación de cristales.

Como ejemplo vamos a tomar un alimento tan conocido y tentador como el chocolate. El chocolate se compone fundamentalmente de cacao, manteca de cacao (una porción grasa formada fundamentalmente por triacilgliceroles) y azúcar. Las moléculas de triacilgliceroles pueden ordenarse espacialmente y dar lugar a la formación de cristales.

Molécula genérica de triacilglicerol
R1, R2 y R3 son cadenas de ácidos grasos.

Ahora bien, al igual que ocurría con lo átomos de carbono en el diamante y el grafito, la moléculas de triacilgliceroles pueden tener diferentes formas de empaquetarse. Surgen así las diferentes estructuras polimórficas. Del mismo modo que el diamante y el grafito (dos formas polimórficas del carbono) tenían propiedades tan diferentes como el color, la dureza, etc, los polimorfos de los triacilgliceroles poseen diferentes propiedades como el sabor, la textura o el punto de fusión.

Lo más interesante es poder llegar a comprender la importancia que esto tiene a la hora de fabricar, vender y conservar el chocolate. Dentro de los polimorfos que pueden presentar los triacilgliceroles que forman parte de la manteca de cacao, existe uno de ellos que se caracteriza por tener un punto de fusión de 33ºC y que es la forma que se desea obtener siempre en los chocolates que se ponen a la venta. De esta manera, cuando comemos una onza de chocolate, la temperatura de nuestro cuerpo es suficiente para que esta fase se pueda fundir fácilmente en la boca. Por ello existe el arte de los maestros chocolateros, ya que es imprescindible trabajar siempre con el chocolate de modo que cuando solidifique, los triacilgliceroles se ordenen en esta estructura polimórfica.


Sin embargo, existen problemas que hay que tener en cuenta. Cuando el chocolate no se conserva correctamente y se tiene almacenado en lugares poco refrigerados donde puede llegar a fundirse parcialmente, termina por salir una capa blanquecina en la superficie. Esto es el resultado de que los triacilgliceroles de la manteca de cacao cambian su estructura y dan lugar a un nuevo polimorfo. El problema está en que este nuevo polimorfo tiene una temperatura de fusión de 36º, por lo que no se funde tan fácilmente cuando lo comemos y su textura, por lo tanto, no resulta tan agradable. 

Esta es la razón por la que algunas casas de productos de chocolate deciden retirarlos cuando llega el verano y las altas temperaturas. 

Las diferencias impuestas por el orden

Un diamante es para siempre. Alguna vez seguro que habremos oído esta frase. Sin embargo, resulta completamente errónea desde un punto de vista científico. Nos puede sorprender, pero los diamantes, en su composición, son exactamente idénticos que una barra de grafito de las que encontramos en la mina de un lápiz. Tanto el diamante como la mina de grafito son carbono puro. Si tuviésemos un microscopio capaz de ver los átomos del diamante o del grafito encontraríamos que en ambos casos solamente hay átomos de carbono. Resulta por lo tanto sorprendente que dos materiales a los que asignamos un valor tan diferente, sin embargo, estén formado por el mismo elemento químico. Pero volviendo a nuestro microscopio capaz de ver los átomos, alguien observador comprobaría que estos átomos no se disponen de la misma forma.

En el caso del diamante, cada átomo de carbono se rodea de otros cuatro, formando una figura geométrica llamada tetraedro, un ordenamiento que se repite en todas las direcciones del espacio. 
Átomo de carbono central rodeado de otros cuatro
dando lugar a la formación del tetraedro.
Por su parte, en el grafito, cada átomo de carbono se rodea solamente de otros tres átomos en un mismo plano. Esta es una distribución que recuerda a la de un panal de abejas. El grafito está formado por un gran número de estas láminas, que están unidas entre sí por medio de fuerzas intermoleculares de Van der Waals, que son bastante débiles.

Representación superior de una lámina de grafito
(Observar que cada átomo de carbono se rodea en el plano de otros tres).
La distinta disposición espacial de los átomos de carbono tiene consecuencias muy importantes en las propiedades de cada uno de los materiales. Mientras que el diamante es el mineral más duro (número más elevado en la escala de Mohs), es transparente y es un aislante eléctrico. Por el contrario, el grafito es un material relativamente blando, opaco, de color negro y conductor eléctrico en cada una de las bandas de átomos de carbono. Una propiedad muy importante que presenta el grafito como consecuencia de su estructura es que las láminas de átomos de carbono se pueden exfoliar, es decir, deslizar una encima de la otra, ya que las fuerzas que las mantienen unidas no son muy fuertes. Precisamente ésta es la propiedad que se aprovecha en un lápiz. Cuando escribimos, la rugosidad del papel y la presión ejercida es suficiente como para que finas capas de la punta de la mina de grafito se depositen sobre el papel.

La siguiente pregunta que nos podemos realizar es si tanto el grafito como el diamante son igual de estables termodinámicamente. La respuesta es que no y podemos sorprendernos, porque en condiciones de presión y temperatura normales la forma más estable es el grafito. El diamante sólo se forma en condiciones de altas presiones y temperaturas. Por ello, podemos decir que un diamante no es para siempre. Termodinámicamente, la transformación de los diamantes en grafito es un proceso favorecido. Sin embargo, éste es un proceso que transcurre muy lentamente al requerirse un cambio estructural muy acusado como se puede ver en el siguiente vídeo (pasar de la estructura plana del grafito a otra tridimensional en el diamante).


Por ello se dice que el grafito y el diamante son dos formas polimórficas del carbono, es decir, formas en las que se puede presentar un elemento o compuesto que tienen la misma composición química pero distinta estructura.


De este modo hemos podido introducirnos en uno de los puntos más importantes que la cristalografía permite estudiar: justificar que los materiales tienen diferentes propiedades como consecuencia de su diferente estructura.

2014 Año Internacional de la Cristalografía

Debido a las fechas en que el blog inicia su singladura, resulta muy complicado poder glosar todas las actividades que en este año 2014 se han organizado en España y todo el mundo para conmemorar el Año Internacional de la Cristalografía, declarado por la Organización de las Naciones Unidas. El 2014 supone un año muy especial ya que se da una doble efeméride de relevancia. Por un lado, se cumplen 100 años de la entrega del Premio Nóbel de Física a Max von Laue por el descubrimiento de la difracción de rayos X producida por los cristales, lo que daría lugar al inicio del estudio de la determinación estructural de una gran variedad de compuestos cristalinos. Precisamente al año siguiente, 1915, este premio recaería en W. H. Bragg y W. L. Bragg por sus estudios de la difracción de los rayos X por cristales y el desarrollo de leyes muy relevantes en este campo. En segundo lugar, en 2014 se cumplen 50 años de la entrega del Premio Nóbel de Química a Dorothy Crowfoot Hodgkin por la determinación por difracción de rayos X de la estructura de algunas moléculas tan importantes como la penicilina y la vitamina B12.

M. von Laue
W. H. Bragg
W. L. Bragg
D. C. Hodgkin














En el siguiente enlace se puede consultar la página web oficial del Año Internacional de la Cristalografía.

Hay que destacar que el video oficial de introducción al Año de la Cristalografía que se muestra a continuación ha sido ideado y elaborado en España por Juan Manuel García-Ruiz (CSIC) y Javier Trueba (Madrid Scientific Films).


Para cualquiera que quiera profundizar un poco en el mundo de la difracción de rayos X no puede perderse la excelente página del Departamento de Cristalografia y Biología Estructural del CSIC.

Por su parte, la editorial del CSIC ha editado un libro conmemorativo altamente recomendable titulado “A Través del cristal: cómo la cristalografía ha cambiado la visión del mundo”.

A nivel divulgativo para los más jóvenes, en España, hay que destacar que se organizó el concurso “Cristalización en la escuela”. Este concurso constó de dos fases: La primera, regional, donde se seleccionaron a los representantes para la segunda fase, la competición a nivel nacional. Ésta última se celebró el 11 de Mayo de 2014 en Madrid, en la sede del CSIC. Como se puede comprobar en el siguiente enlace, los resultados fueron espectaculares.

Finalmente hay que destacar dos artículos publicados en la revista de Anales de la Real Sociedad Española de Química, que se puede consultar en el sitio oficial de la misma.

Mediateca de la Real Academia de Ciencias.

La Real Academia de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales de España posee una mediateca en su página web donde periódicamente suben las grabaciones de varios de los actos que tienen lugar en la institución. 

En el siguiente enlace se redirecciona a la misma. Especialmente interesantes son los vídeos de la sección “Ciencia para todos”. Se trata de un ciclo de conferencias que imparten los académicos sobre diversos temas de actualidad o interés científico a un nivel divulgativo. Las conferencias suelen durar alrededor de 1 hora y algunas son especialmente ilustrativas. Se informará puntualmente en el blog cuando salga el próximo ciclo para el año 2015.