Colorín coloreado

No, no es que se acabe ningún cuento, tranquilos. Es más, el cuento os lo voy a contar yo a vosotros. En este cuento no hay ningún malo, no hay luchas, ni traiciones, ni protagonistas que se enamoran, ni moraleja, ni hostias. Sólo química. Este cuento trata sobre el color. Esta entrada es bastante larga y un poquitín compleja, así que leedla con atención, que es muy curioso todo. Allá va:

5º Congreso Solvay en Bruselas (click para más información)

Hace mucho tiempo (durante la primera mitad del siglo XX) en un reino muy muy lejano (Alemania y Austria para ser exactos) nació una jovencita teoría para explicar muchas cosas sobre la física. A pesar de su juventud (normalmente, al nacer se suele ser joven, es lo que tiene), esta teoría prometía ser muy útil en un futuro a los científicos de todo el mundo, en todas las ramas, en todas las ciencias, para casi todo. La llamaron “Mecánica Cuántica”, y aunque se conocía el nombre de la madre, “Teoría de la Relatividad”, el nombre del padre es más confuso, debido a la poligamia seguramente, surgiendo nombres como Plank, Schrödinger, Heisenberg, Einstein, Dirac, Bohr y Von Neumann entre otros muchos candidatos.

Total, que gracias a las ecuaciones desarrolladas por estos genios, se produjeron enormes avances en todas las ramas de la ciencia. En concreto, ya que es la que me interesa a mí principalmente, nos centraremos en la química. Sigamos con el cuento.

Cuenta la leyenda (mentira, de leyenda nada, es verídico) que un día, después de una larga siesta, Walter Heitler imaginó cómo podría usar la ecuación de onda de Schrödinger (una de las partes de la mecánica cuántica) para mostrar cómo pueden unirse las funciones de onda de dos átomos de hidrógeno para formar un enlace covalente. Llamó a su socio Fritz London y trabajaron los detalles de la teoría en el curso de la noche.

Empezaron a surgir términos como “orbitales” y tal. Bueno, os lo explico así por encimilla:

La forma de algunos orbitales moleculares, qué bonitos

Todos los que tengamos una mínima noción de química, sabremos que el átomo está formado por protones (con carga positiva) y neutrones en su núcleo, y electrones (con carga negativa) dando vueltas alrededor. Bueno, pues el término orbital, dicho así a grosso modo, es una zona en la que es probable que se encuentre un electrón en un átomo o en una molécula. Cuando tenemos un átomo pequeñico y sencillico como el de hidrógeno, que solo tiene un electrón dando vueltas, pues es de suponer que este orbital tendrá forma esférica. Ahora bien, cuando ya tenemos delante átomos más chulis y más grandullones, como por ejemplo el de hierro, la cosa cambia. Cada orbital toma una forma concreta, para que los electrones tengan la mínima repulsión entre sí (claro, al tener todos la misma carga, se repelen cual imán). Pero esto no nos interesa mucho, es lo de menos.

El caso es que cuando dos átomos se unen formando una molécula, sus orbitales no tienen más remedio que combinarse y mezclarse, para que los electrones en vez de estar cada uno con su átomo, se muevan libremente entre los dos. O sea se, que los átomos comparten los electrones entre ellos. Hasta aquí bien, ¿no?

Bueno, pues continuemos. Como ya dije en mi anterior entrada Cosas que no mola mezclar (parte 2) los átomos tienden a ganar o perder electrones para quedarse con 8 en la última capa, como los gases nobles, para ser más estables así. Y esta mierda ¿en qué se traduce? Pues hablando de química orgánica se traduce en que un átomo pueda unirse a otro, o a dos, o a tres, o a cuatro…

Todo esto es un poco lioso, lo sé. Bueno, para que me entendáis, el átomo de carbono (que es la molécula base de la química orgánica) puede formar 4 enlaces. Y repartirlos como mejor le venga a él, como le salga del núcleo. Esto quiere decir, que puede usar 2 de esos enlaces con otro átomo (un enlace doble). De esta forma encontramos moléculas orgánicas de todo tipo. Fijarsus en la imagen a continuación:

Alcano, alqueno y alquino, así es como se llaman

Cada línea representa un enlace. Como puede verse, cada carbono puede unirse al siguiente mediante un enlace, dos o hasta tres, y así formar cadenas de carbonos, que es en lo que se basa la química orgánica. Nota informativa: normalmente, los enlaces que le sobran a cada carbono, los rellena enlazándose a hidrógeno, de ahí que se les llame hidrocarburos (hidro- del hidrógeno y –carburos del carbono). Que chachi, ¿verdad?

Vale, supongamos ahora una molécula que tenga esta forma:

Esta preciosidad se llama 1,3,5-heptatrieno

Los carbonos se unen con una secuencia de enlaces simple, doble, simple, doble… Esto en química es lo que se conoce como conjugación. Los enlaces que sigan esa secuencia se dice que están “conjugados”. Y ¿qué tiene esto de especial para que yo os lo cuente ahora así porque si? Muy sencillo, tiene “deslocalización”.

Cuando se dan enlaces conjugados, los electrones de cada carbono se dice que están “deslocalizados”, es decir, que no se sabe donde están. Mejor dicho, que pueden estar en cualquier parte, en cualquier carbono. Mejor dicho aún, en cualquier orbital de estos carbonos (no en cualquiera, solo en los que usa para el enlace, pero para que me entendáis). Lo que hace que la molécula en este caso sea mucho más estable que si no tuviese los enlaces así.

Color naranja, debido al β-caroteno

Y todo esto parece no tener nada que ver con la mecánica cuántica y los orbitales, ¿a que no? Pues si que tiene que ver, lo que pasa es que son conceptos demasiado avanzados y me veo incapaz de explicarlo para todos los públicos, ni siquiera usando gominolas como ejemplo. Para que me entendáis, mientras más enlaces dobles conjugados haya, más orbitales se crean en distintos niveles de energía, y más juntos están, y menor es la energía que necesita un electrón para moverse entre ellos (esto se llama excitación).

Si el electrón se excita absorbe luz de una determinada energía, y refleja la que no es capaz de absorber. Esto significa que de la luz que le llega, absorberá la que pueda, y el resto la reflejará, por lo que lo que nosotros veremos será luz de una sola energía, o sea, de un solo color.

Vamos, que todo este follón es para deciros que el color de muchas moléculas orgánicas se debe precisamente a eso, a tener dobles enlaces conjugados. Se que me odiáis mucho ahora (los que hayáis leído hasta aquí, que no seréis muchos. Es más, haré una prueba: comenta con la palabra “garbanzo” si has leído esta frase). Bueno, es la hora de los ejemplos.

Muchos ejemplos de este tipo son los carotenoides, cuyo color varía desde amarillento hasta rojo. Un ejemplo muy conocido es el Beta-caroteno, responsable del color naranja en las zanahorias. Aquí tenéis la formula (nota: los carbonos no se representan por comodidad. Cada esquinita es un átomo de carbono):

Otros ejemplos son el Licopeno (responsable del color rojo de los tomates), la clorofila (color verde, en las células vegetales), la bilirrubina (famosa por una canción latina a cuyo protagonista le subía, es el resultado de la degradación de la hemoglobina y es amarillenta), etc.…

Bilirrubina, to chula ella

Estos son dos tipos de clorofila, c1 y c2

Clorofila tipo a, b y d

Licopeno, color rojo de los tomates

Ahora entenderéis (espero) el título de la entrada, que es un juego de palabras.

Pues todo este coñazo para que veáis que curiosidad, que el color de los tomates, las zanahorias, las hojas de las plantas, etc. Se debe simplemente a la existencia de dobles enlaces conjugados. Ahora ya lo sabéis, nunca se sabe cuando saldrá el tema de conversación y podéis quedar como genios.

¡Un saludo!