El mercurio y el oro...gente relativa.

Hace un tiempo me dio por leer el libro Sobre la teoría de la relatividad especial y general del gran Albert Einstein, y a raíz de ahí descubri qué es realmente la Teoría de la Relatividad (a nivel usuario o inferior, claro está) me picó el gusanillo y llegué a encontrar aplicaciones de esta maravillosa teoría en la Química.

Antes de comenzar, me gustaría dar unas pinceladas a las ideas de Einstein. Este genio (figura 1) era una físico que trabajaba en una oficina de patentes y desde muy joven tenía curiosidad por temas de física. Empezó a pensar qué es lo que ocurriría si fuese capaz de viajar en un fotón, y a raíz de esta cuestión, se derivó toda la Teoría de la Relatividad.

Fig 1. Albert Einstein, genio y figura.

 Sobre la relatividad, hay dos partes diferenciadas, la relatividad especial, en la cual encontramos la explicación a porqué se da la contracción o dilatación espacio-temporal, y la teoría de la relatividad general, la cual incluye la gravitación en la teoría.  Para lo que afecta a la Química, nos podremos quedar satisfechos entendiendo un poco cómo funciona la teoría de la relatividad especial. En dicha teoría, Einstein deduce que la velocidad de la luz es constante sea cual sea el sistema de referencia utilizado, y su valor es, aproximadamente, de unos 300.000 Km/s. También deduce que los cuerpos, en función de la velocidad que lleven, experimentarán una contracción o dilatación espacio-temporal con respecto a un sistema de referencia que tenga una velocidad diferente, pero ¿qué significa esto?

En principio le recomendaría al lector que leyese la obra que cité anteriormente, para ello debe armarse de paciencia y dedicarle tiempo si usted no es un especialista en la materia (a mi me costó bastante). En dicha obra Einstein nos habla de trenes, vías, rayos…pero os lo resumiré. La cosa está en que como la velocidad de la luz es constante, la relación distancia/tiempo para un fotón se deberá mantener constante, pues es la definición de velocidad.  ¿Qué le ocurre a un cuerpo que empieza a ir rápido, y más rápido y cada vez más rápido hasta que su velocidad sea cercana a la de la luz? Bueno, pues que éste se hace más pequeño (si lo vemos desde un sistema de referencia externo). Si ese cuerpo se hace más pequeño, lo que ocurre es una contracción espacial, es decir, que si viésemos desde la Tierra un cohete a una velocidad cercana a la de la luz, lo veríamos mucho más pequeño que si fuese a una velocidad despreciable frente a la de la luz, y como ya he dicho, la relación espacio/tiempo debe mantenerse constante. Como hay una dilatación espacial, para que esta relación (velocidad de la luz) se mantenga constante, es obvio que el tiempo debe aumentar, y es lo que ocurre, el tiempo pasa más despacio para la partícula que se mueve a velocidad cercana a la de la luz (esto es lo que podemos ver en la película Interestellar, aunque ahí también entra en juego el factor de la gravedad, en el cual no me meteré).

Otra cosa que debemos saber sobre esta teoría para entender cómo afecta la relatividad en la química, es que a medida que un objeto aumenta mucho su velocidad, su masa efectiva también aumenta. Os dejo tres vídeos cortos y sencillos sobre la teoría de la relatividad del gran @QuantumFracture:

¿Cómo afectan estas cosas a la Química? ¿Dentro de los átomos las distancias son más pequeñas y el tiempo pasa más lentamente? Si esto es así, ¿En qué aspectos se ven afectados los átomos?

Bien, para que los efectos relativistas se hagan notar en la Química, deberán existir partículas que tengan un comportamiento relativista, es decir, que se muevan tan rápido, que su velocidad no sea despreciable frente a la de la luz. ¿Cómo podemos hacer que esto ocurra? Pues bien, como la mayoría sabréis, los electrones están girando alrededor del núcleo y sufren un potencial atractivo por parte de éste. En los átomos más ligeros, aquellos que se encuentran en la zona superior de la tabla periódica, este potencial no es relativamente muy grande y los electrones se mueven con una relativa facilidad, por así decirlo, protón y electrón se atraen pero no tanto como para que eso sea una relación tóxica…

Cuando disminuimos en la tabla periódica, los átomos cada vez son más pesados, sus núcleos tienen mayor número de protones y se concentra una gran carga positiva. Los electrones de estos átomos sienten una gran atracción por ese gran núcleo, una atracción mucho mayor que en sus primos de la zona superior de la tabla periódica, y los electrones deberán aumentar mucho su velocidad, pero mucho, mucho, para que no se peguen al núcleo. Estos electrones se convierten, pues, en partículas con velocidades tan grandes, que los efectos relativistas se empiezan a notar.

Para hacernos una idea más específica de qué átomos afecta esto, echad un vistazo a la tabla periódica e iros al sexto período…y fijaos en el oro y el mercurio, pues luego hablaremos de estos dos extraños elementos.

Fig. 2. Tabla periódica de los elementos.

En los átomos encontramos orbitales atómicos, regiones donde la densidad de probabilidad para encontrar al electrón es máxima, y hay muchos tipos de orbitales atómicos, con diferentes energías, formas y tamaños. Como la mayoría sabréis, los orbitales atómicos más importantes son los s, p, d y f.

Fig. 3. Forma de los orbitales s, p y d.

Como la Química está gobernada por las interacciones entre los orbitales externos de átomos o moléculas, nos ocuparemos de los orbitales externos para los elementos del grupo 6, es decir, para los 6s y los 5d (los 4f son internos y no nos afectarán y los 6p solo a elementos más allá de los metales de transición). Como os comentaba, los electrones de estos átomos tienen que vencer un potencial atractivo muy grande y tienen un comportamiento relativista que hace que los orbitales se contraigan (aumenta la masa del electrón y la función de onda radial disminuye), pero lo curioso, es que es el orbital 6s el que se contrae, mientras que los orbitales d sufren una ligera expansión. La consecuencia de esto es que los orbitales 6s estarán menos disponibles para interactuar con otras especies, mientras que los 5d estarán más disponibles para ello. En este sentido, podemos explicar por hechos relativistas (aunque no es lo único que lo explica) porqué los elementos del sexto período pueden alcanzar estados de oxidación más altos que el resto de elementos del grupo que se encuentran por encima, es decir, pierden mejor los electrones de orbitales d por estar éstos más accesibles para interactuar con otras especies. Así mismo, como estos orbitales d están más disponibles, los enlaces covalentes que encontramos en las especies formadas por elementos de transición del sexto período serán más fuertes que los análogos de períodos superiores. Así, es en elementos de transición del período 6 donde predominan los enlaces covalentes metal-metal, generando lo que se conocen como clusters, debido a esa mayor interacción entre orbitales d.

Otro fenómeno que se ve afectado por el comportamiento relativista de los electrones es lo que conocemos como efecto del par inerte. El efecto del par inerte se basa en que, en los grupos de la derecha de la tabla periódica, en donde se empiezan a llenar los orbitales 6p,  a medida que descendemos en el grupo, se desestabilizan los estados de oxidación más altos. Para el grupo del boro (grupo 13), encontramos que el éste y el aluminio consiguen fácilmente el estado de oxidación +3, mientras que, por ejemplo el talio, Tl, se estabiliza con estado de oxidación +1.  Si pensamos en los orbitales externos del talio, los correspondientes al nivel n=6, en el estado fundamental encontraremos que 2 electrones ocupan el orbital 6s y 1 electrón uno de los orbitales p, esta configuración sería favorable para la formación del talio en estado de oxidación +1, puesto que pierde 1 electrón de orbitales p y mantiene 2 en el orbital s. Si queremos llegar al estado de oxidación +3, hay que eliminar los electrones del orbital 6s, los cuales están más retenidos por estar este orbital contraído. Y será más difícil conseguir dicha configuración.

Ahora volvamos al oro, Au, y al mercurio, Hg. ¿No os resultan extremadamente raros estos dos elementos, uno siendo un metal de color amarillento, y el otro líquido a temperatura ambiente? Pues bien…otra vez nos topamos con la relatividad.

En el caso del oro, la aparición de color amarillento se debe a que el metal absorbe luz en la zona del visible y emite el color complementario (sobre el origen del color me gustaría hablar en otra ocasión). El color del oro podemos decir que es amarillo-anaranjado…¿cuál es el complementario del amarillo? como yo no soy muy de memorizar cosas, echemos un vistazo a la famosa rueda de colores que nos enseñan en el colegio.

Fig. 4. Colores complementarios.

Vemos que para la coloración del oro, el color complementario es el azul. Esto es una anomalía debida a la diferencia energética entre los orbitales 6s y los 5d. El color existe gracias a que un electrón pasa de un orbital a otro (absorbe luz) y cuando vuelve al orbital de partida emite luz. El oro, cuando es irradiado con luz visible, absorbe la energía correspondiente a la zona del azul y emite el color complementario, el amarillo-anaranjado. Si observamos el resto de metales, éstos no tienen colores llamativos, tienen, lo que se llama color metálico (obviedades del ser humano…) y absorben en regiones más energéticas del espectro, en el ultravioleta. La coloración de los metales se debe a que los electrones externos están deslocalizados alrededor de todo el metal. En lo referente al oro, como el orbital 6s está contraído, la diferencia energética entre el 6s y los 5d es menor que si el orbital 6s no estuviese contraído y no le hace falta absorber en el UV, con absorber en la región del visible, menos energética, le basta.

Fig.5. Oro en estado nativo.

Hablemos ahora del mercurio, ese metal resbaladizo. En este caso, nos debemos apoyar otra vez en el hecho de que el orbital 6s está contraído y el átomo de mercurio no tenderá a interactuar fuertemente con otros átomos de mercurio. Utilicemos el modelo de mar de electrones que explica el enlace en metales. Este modelo, el más sencillo de todos, asume que los metales ceden sus electrones externos, se forma un “mar de electrones” en torno a los átomos, en el cual los electrones tienen libertad de movimiento. No es difícil darse cuenta de que a medida que los electrones se cedan mejor, el enlace se reforzará, pero si los átomos no están dispuestos a ceder los electrones para formar ese mar, el enlace se debilitará. Pues bien, he aquí la respuesta a porqué el mercurio es líquido. Como los dos electrones del orbital 6s (que son los que cedería para formar el enlace) están tan bien en dicho orbital (recordemos que éste está más cercano al núcleo por estar contraído y los electrones se ven más fuertemente atraídos de lo normal) no se ceden tan a la ligera para formar ese mar de electrones y las interacciones entre átomos serán débiles, lo cual hace que el mercurio sea un líquido en condiciones ordinarias.

Fig. 6. Mercurio en estado nativo.

Podríamos seguir comentando propiedades de estos dos elementos que se explican fácilmente en términos de la relatividad, por ejemplo en el estado de oxidación +1 de ambos elementos, el oro es un excelente catalizador  y el mercurio necesita estar acompañado de otro átomo de mercurio para ser estable y formar el [Hg-Hg]²⁺

Espero que os haya gustado.

¡Saludos! 

Electrones inquietos.

Hoy os hablaré sobre la fluorescencia y la fosforescencia, dos procesos fotofísicos que no dejan indiferente a nadie.

Antes de comenzar a explicar qué son, me gustaría repasar un poco cómo están distribuidos los electrones en las moléculas. Como todos sabéis, todos los átomos tienen un núcleo, en donde están los protones y los neutrones, y a su vez los electrones dando vueltas alrededor de él. La química tiene su base en el comportamiento de los electrones, ya que pueden pasar de un sitio a otro de la molécula, brindándonos comportamientos maravillosos de éstas, o bien pueden ser transferidos a otras moléculas, lo cual define la reactividad química. Estos electrones se encuentran ocupando lo que los químicos llamamos “orbitales moleculares”, Cada átomo participa con una serie de “orbitales atómicos”, y éstos se combinan con los del resto de átomos de la molécula para formar los orbitales moleculares. En cada orbital molecular caben, como máximo, dos electrones.

Los electrones son partículas que se comportan como fermiones…no os asustéis, esto simplemente significa que cada electrón puede tener un espín alfa o espín beta. La historia del descubrimiento del espín es larga y no es mi intención el explicar en qué consiste aquí, ya hablaré de ello en otra ocasión, pero para que tengáis en la cabeza más o menos qué significa esto del espín imaginaos dos pelotas de tenis, una girando hacia la derecha y la otra girando hacia la izquierda. Pues bien, en función de si la pelota gira hacia la derecha o la izquierda, tendrá un espín u otro, y cada orbital (atómico o molecular) solo podrá ser ocupado por electrones de diferente espín. Como el electrón solo puede tomar espín alfa (1/2) o espín beta (-1/2), solo caben dos electrones en cada orbital.

(Nota: el espín del electrón realmente nada tiene que ver con su giro, es un número cuántico que define una propiedad intrínseca de las partículas subatómicas, pero en esta entrada con imaginarnos a los electrones girando nos vale).

Bien, ya sabemos un poco sobre los electrones, ahora hagamos más hincapié en dónde se encuentran esos electrones. Ya hemos hablado de los orbitales atómicos y moleculares, regiones del espacio donde hay una probabilidad muy grande de encontrar a los electrones. Según sea la molécula de grande y según los átomos que la conformen, tendrán más o menos orbitales. Podemos imaginarnos a los orbitales moleculares como una colección de cajas apiladas en las cuales vamos añadiendo dos electrones desde la caja inferior (la que tiene menor energía) hasta la última caja que podamos ocupar en función de los electrones que tengamos. Pues bien, esta última caja presenta propiedades muy interesantes…

Cuando vamos rellenando orbitales moleculares y nos quedamos sin electrones para rellenar, el último orbital que hemos ocupado tiene un nombre especial, se llama HOMO (del inglés Highest Occupied Molecular Orbital), el orbital ocupado de mayor energía. Así mismo, el orbital molecular que seguiría en orden de energía al HOMO se denomina LUMO (Lowest Unoccupied Molecular Orbital) y es un orbital virtual, cuando la molécula está en el estado fundamental nunca encontraremos electrones en dicho orbital, pero cuando perturbemos a la molécula allí se irán (pueden irse a otros orbitales moleculares e incluso fuera de la molécula, pero generalmente, la transición HOMO- LUMO se da con facilidad).

¿Cómo hacemos que los electrones cambien de sitio, es decir, que transiten de un orbital molecular a otro? Como ya sabemos, los orbitales moleculares se van llenando de menor a mayor energía y el paso de un electrón del HOMO al LUMO requiere que demos energía al electrón, esta energía está cuantizada, es decir, la energía que necesita el electrón para pasar al LUMO es una cantidad fija y viene marcada por la diferencia energética entre el nivel de llegada y el de salida (cosas de la cuántica...). La luz tiene la capacidad de promover dicha transición electrónica, así que si irradiamos nuestra molécula con luz que tenga la energía necesaria para permitir que el electrón pase del HOMO al LUMO excitaremos la molécula.

Hasta ahora solo hemos hablado de transiciones electrónicas, pero...hay más, mucho más. Las moléculas, además de tener diferentes niveles electrónicos, tienen diferentes niveles rotacionales y vibracionales. Si nos imaginamos a los átomos como pelotas, no nos costará ver que éstos pueden rotar, y como las moléculas están formadas por átomos, las moléculas podrán rotar. Lo mismo pasa con la vibración. Los enlaces, es decir, las uniones entre átomos, pueden ser imaginadas como un muelle que une dos masas, por lo tanto, ese muelle podrá oscilar.

Las moléculas presentan un comportamiento cuántico, es decir, los diferentes niveles de energía rotacionales, vibracionales y electrónicos son cantidades fijas, por lo tanto cuando una molécula pase de un estado rotacional a otro excitado, necesitaremos una energía fija cuantizada, lo mismo ocurrirá para los niveles vibracionales (los electrónicos ya los hemos comentado).

¿Cómo se distribuyen estos estados en la molécula? En cualquier diagrama de niveles energéticos de una molécula podremos ver que las moléculas tienen diferentes niveles electrónicos, correspondientes a los diferentes estados electrónicos que pueden darse por las configuraciones electrónicas que toma la molécula en cualquiera de los estados posibles (un ejemplo es la molécula en estado fundamental, o bien en el primer estado excitado, transición del HOMO al LUMO por un electrón, estos son, pues, dos estados electrónicos diferentes). Dentro de cada nivel electrónico, las moléculas pueden estar vibrando de diferentes maneras, es decir, dentro de cada nivel electrónico hay diferentes niveles vibracionales, y dentro de éstos, encontramos los diferentes niveles rotacionales, pero como una imagen vale más que mil palabras, os dejo un diagrama donde se puede visualizar esto mejor.

Fig. 1. Diagrama de niveles energéticos para una molécula diatómica.

En la figura 1 podemos ver dos niveles electrónicos diferentes, cuya forma es una curva (que se corresponde con la de un oscilador anarmónico). Dentro de cada nivel electrónico se ven unas rayas, equidistantes entre sí, que representan los diferentes modos vibracionales, y dentro de éstos, los niveles rotacionales.

¿Para qué os cuento todo esto? Pues bien, si queremos entender cómo funcionan los procesos fotofísicos, debemos entender cómo actúan los electrones en una molécula.

Empezaré explicando la fluorescencia, para ello tengamos en mente el diagrama de la figura 1 y una única consideración más, el estado electrónico de la molécula, que tomaré por simplicidad, un estado singlete. Esto significa que en el HOMO tendré dos electrones, uno con espín alfa y otro con espín beta. Irradiemos luz de energía adecuada a esa molécula y excitemos uno de los electrones, el beta por ejemplo, y en el LUMO este electrón podrá mantener el espín, o podrá invertirse el espín a espín alfa, lo que significaría que tendría un estado triplete (después hablaremos sobre las consecuencias de esto). Básicamente, lo que acabamos de hacer es dar un fotonazo de luz a nuestro electrón, lo hemos mandado al estado excitado y como las moléculas tienden a estar en el mínimo de energía, el electrón tenderá a volver al orbital molecular inicial, la molécula se desexcita.

Fig. 2. Esquema de lo que ocurre durante la irradiación de la molécula.

Cuando excitamos la molécula y mantenemos el espín del electrón se produce el fenómeno de fluorescencia. Pero claro, para que dicho fenómeno se produzca, el electrón tiene que estar en el nivel roto-vibracional más bajo del estado excitado, y cuando uno excita una molécula es muy difícil que eso ocurra, generalmente se excitan a niveles roto-vibracionales excitados dentro del estado electrónico excitado. Para llegar al nivel roto-vibracional más bajo, el electrón debe perder energía (generalmente se pierde en forma de calor) y una vez está en el estado roto-vibracional más bajo del estado excitado, pasa al estado fundamental emitiendo un fotón de energía igual a la diferencia entre estados, por eso, cuando se produce la fluorescencia, el fotón de luz emitido por la molécula tiene menos energía que el que utilizamos para excitarla, es decir, la luz irradiada por la molécula para volver al estado fundamental tendrá una longitud de onda mayor. ¿Cómo vemos esto? Si tenemos un espectrofluorímetro es fácil de hacer, pero como no creo que nadie tenga uno en casa os dejo un espectro que hice en unas prácticas el cual refleja bien qué significa eso de que la luz emitida por la molécula tiene menos energía que la utilizada para excitarla.

Fig 3. Espectro de absorción y emisión.

La molécula que se utilizó para el estudio de fluorescencia fue el norharmano, una molécula aromática, plana, con heteroátomos electronegativos (ideal para mostrar fluorescencia). Lo que vemos en la figura 3 en una curva roja y otra negra, y en el eje de abscisas observamos la longitud de onda utilizada, aumentando hacia la derecha. Cuando irradiamos con luz a la molécula en un intervalo determinado de longitudes de onda observamos las transiciones electrónicas que se producen cuando los electrones pasan del estado fundamental a estados excitados, lo cual se puede ver en la curva roja. Si disponemos un dispositivo que registre la luz que la molécula va emitiendo cuando se va desexcitando a 90º del foco que excita, obtenemos la curva negra, la cual refleja la desexcitación de la molécula. Es curioso que si comparamos ambos espectros solo observamos una transición para la curva negra (espectro de emisión, desexcitación de la molécula), lo cual es una prueba de que la fluorescencia solo se da desde el nivel roto-vibracional más bajo del estado excitado al estado fundamental (solo habrá una transición que de fluorescencia, la que se ve en el espectro). Así mismo, observamos que el espectro de emisión aparece desplazado hacia la derecha, a mayores longitudes de onda, es decir, que la luz emitida tiene menor energía que la utilizada para excitar. Para ver esto de manera más fácil os dejo el diagrama de la figura 4, que refleja todo lo que he comentado.

Fig. 4. Diagramas energéticos aplicados al fenómeno de fluorescencia.

Para disfrutar un poco de este precioso fenómeno os dejo un vídeo y unas imágenes sobre la fluorescencia.

¿Qué pasa con la fosforescencia? Bien, ahora debéis recordar que los electrones tienen espín…si volvéis atrás y recordáis los dos estados que podíamos tener en nuestra molécula eran singlete (el espín del electrón no cambia al darse la transición al estado excitado) o triplete. Cuando el estado electrónico del estado excitado es triplete y partíamos de un estado singlete, lo que tenemos es un electrón en el orbital HOMO con el mismo espín que el electrón en el orbital LUMO, y cuando el electrón excitado quiera volver el orbital de partida, básicamente no podrá. Habíamos comentado que los electrones se comportan como fermiones y solo caben dos electrones con espín diferente en cada orbital, luego no se podrá desexcitar la molécula…aunque el mundo de la cuántica es misterioso y si observamos transición. Para entender qué es lo que ocurre, debemos recurrir otra vez a un diagrama de energías, a continuación os pongo un diagrama que compara los dos fenómenos que hemos explicado aquí.

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Fig. 5. Diagrama de Jablonsky para procesos fotofísicos.

En la parte de la izquierda observamos todo lo que ya hemos comentado sobre la fluorescencia, pero si miramos en la parte de la derecha observamos que puede darse la emisión de luz mediante fosforescencia cuando el electrón excitado está en estado triplete. Básicamente lo que ocurre es que el electrón está con espín diferente al que tenía en el estado fundamental y no puede volver a dicho estado, con lo cual deberá quedarse en el estado triplete durante un tiempo hasta que vuelva a cambiar su espín y ahora sí, poder volver al estado fundamental emitiendo luz de menor energía. Esta es la razón por la cual los fenómenos fluorescentes solo se observan mientras irradiamos con luz la muestra y los fenómenos fosforescentes permanecen activos aun cuando la excitación ha terminado (lo que vemos en las típicas pegatinas que se ponen en el techo y al apagar la luz siguen brillando o al ver una raspa de sardina a la oscuridad). Os dejo un vídeo sobre un tío haciendo fosforescencia mediante la síntesis de oxígeno singlete, el cual es un estado excitado del oxígeno, inestable, que produce el tránsito a oxígeno triplete emitiendo luz mediante fosforescencia.

Ahora os invito a buscar por la web diferentes fenómenos fluorescentes, fosforescentes y quimioluminiscentes, los cuales no hemos comentado…¡disfrutad!

Javier Corpas Pardo.

¿Por qué es importante la Ciencia?

En muchas ocasiones nos habremos (o nos habrán) planteado sobre el porqué de las cosas. Desde pequeños lo hacemos, agobiando a nuestros padres y familiares con millones de preguntas, a las cuales no siempre les acompaña una respuesta satisfactoria. Es desde la infancia cuando empezamos a ser científicos y, si lo pensamos, esa es la manera que tenemos de relacionarnos con el mundo, intentar entender qué pasa fuera de nosotros, intentar hacer Ciencia, pues bien, es ahí donde empieza la importancia de la Ciencia. La Ciencia es importante porque está en nuestro ADN, es un aspecto del ser humano inherente a él pero…¿realmente está presente en todos los seres humanos esa concepción científica de las cosas? La respuesta es sí, aun cuando en muchas (realmente muchísimas) ocasiones mientras uno va paseando por la calle o está viendo la televisión piensa si realmente esas personas que ve saben si quiera de la existencia de la Ciencia, la respuesta es sí.

¿Por qué entonces la gente se olvida de la Ciencia? Bueno, pues por la sencilla razón de que anulamos, en muchas ocasiones, la capacidad científica de los niños, asfixiamos su interés por las cosas, y claro, éstos dejan de lado la curiosidad. Por lo tanto, la Ciencia es importante para no abandonar a una parte de nosotros que está desde que nacemos en nuestro interior.

Si nos adentramos dentro de las respuestas más socorridas para responder a la pregunta que nos estamos planteando, siempre nos vendrá a la cabeza eso de “la Ciencia es importante porque mejora nuestra calidad de vida”. No os voy a hablar aquí de los logros de la física, la química, la biología o la geología, los cuales nos han permitido llegar al siglo XXI más bien que mal, más bien me gustaría hablaros de lo que le falta a la Ciencia por hacer. En una sociedad como la actual, donde el consumo de bienes se ha disparado, es de suma importancia encontrar alternativas al modo de vida desarrollada por el 10 % de la población mundial, el cual posee el 90 % de los recursos, debemos ser, por tanto, más sostenibles y para ello la Ciencia tiene los medios necesarios.

La actividad humana, desde que el ser humano existe, es contaminante y en esto no hay discusión. No obstante no se puede mirar con los ojos del presente a los hechos del pasado. Cuando oigo a alguien decir que la vida era mejor cuando vivíamos en aldeas aislados, viviendo de la naturaleza e ignorando cualquier avance tecnológico no puedo evitar que un pequeño escalofrío se apodere de mí. Bajo mi punto de vista el reto sustancial al que el ser humano debe enfrentarse, no es el de frenar el avance y el desarrollo por pensar que es perjudicial y dañino, sino el de utilizar el avance y el progreso para que su actividad sea más sostenible. A modo de ejemplo podemos tratar el problema de los combustibles fósiles. Durante la Revolución Industrial, se tenía como fuente de energía el carbón y posteriormente el petróleo, el cual se convirtió en el más utilizado sin lugar a dudas. La actividad humana desde el comienzo del uso del petróleo empezó a dispararse, aumentando la producción comercial a todos los niveles, lo que trajo consigo condiciones favorables para un aumento demográfico y del desarrollo. Durante esos años, no se conocían los perjuicios que el uso del petróleo podía causar sobre el planeta. No obstante, no hace tan pocos años, empezamos a darnos cuenta de que había que decir adiós a este amigo que empezaba a ser problemático y utilizar a la Ciencia para buscarle un sustituto. Pues bien, se consiguió, se empezaron a desarrollar lo que hoy denominamos energías renovables.

Las energías renovables están basadas en un concepto anterior al uso del petróleo. Dicho concepto es el consumir energía de tal manera que el proceso sea cíclico en cuanto a la obtención de energía y la capacidad de renovarse la fuente de energía. Así, nació la capacidad para utilizar energía de fuentes renovables como la eólica, solar, maremotriz, etc…

Bien, si la Ciencia ya ha desarrollado métodos para sustituir al tan dañino petróleo, ¿por qué no están a la orden del día en nuestras casas? Este es un problema bastante complejo bajo mi punto de vista. En primer lugar, no sólo hay que encontrar una vía sustitutiva del petróleo, si no que ésta debe ser viable económicamente, vivimos en un mundo gobernado por intereses económicos y al fin y al cabo, son éstos los que mandan, no los avances de la Ciencia.

Por otro lado, para que la vía sustitutiva se pueda implementar, hay que demostrar que es viable, es decir, que satisfará nuestras necesidades de una manera similar (o mejor) a la que ya está implantada.

En este sentido, no podemos afirmar que exista ninguna fuente de energía renovable que cumpla con los requisitos para desbancar al petróleo de su trono, no obstante, si se utilizan todas en conjunto y de una manera eficiente, lo cual ya está proceso, podemos llegar a solventar el actual problema de contaminación ambiental derivada de las acciones humanas basadas en el uso del petróleo.

Esto es un ejemplo de que la Ciencia puede resolver los problemas que se nos plantean, pues para eso está. Así mismo, también es un ejemplo de que no solo es la Ciencia la que debe solventar dichos problemas, los intereses económicos y políticos generalmente son el mayor freno al avance y las mejoras científicas (y a la vez su motor...qué cosas), lo cual no podemos olvidar. Luego, lo realmente necesario y por lo que nos debemos preocupar es por la intención de la sociedad para utilizar la Ciencia de tal modo que realmente refleje su capacidad para mejorar nuestra calidad de vida.

El mismo planteamiento se puede aplicar a lo que la Ciencia ha hecho por mejorar la salud, las comunicaciones, el descubrimiento y uso de nuevos materiales, las mejoras en la alimentación…en definitiva, por todo, así que, ¿por qué no adentrarse en esto de la Ciencia y descubrir por uno mismo que realmente es importante?

Saludos!

El electrón manco nace de la mano de dos estudiantes de química de la Universidad Autónoma de Madrid, Javi y Darío. Ambos empezaron en esto de la ciencia hace unos 4 años y desde entonces no han parado.

Javi (@javicorpas94) descubrió la química en 3º de la ESO, y desde que vio cómo el ácido clorhídrico disolvía de manera “mágica” un trozo de papel de aluminio que cubría su bocata del recreo, se declaró fanático de la química. Poco a poco fue descubriendo más sobre eso que se llama ciencia hasta el punto de decidir adentrarse de manera “oficial” en el mundo de la química, lo que le hizo matricularse en el grado en Química de la UAM, el cual ha terminado en mayo de 2016.  Durante los cuatro años que lleva estudiando Química no ha parado de sorprenderse con esta maravillosa ciencia, intentando entender cómo unas pequeñas partículas llamadas átomos se unen de muy diversas formas, se transforman constantemente y crean lo que conocemos como realidad. Ahora sigue en el mundo de la Ciencia cursando el programa de Máster Interuniversitario en Química Orgánica en la UAM.

Javi.

Darío (@DariusKnopfler) es un culo inquieto. Procura desplazarse entre distintas disciplinas pellizcando de la superficie de cada una de ellas, para finalmente sumergirse en esta nuestra maravillosa ciencia que es la Química. No fue hasta primero de Bachillerato cuando finalmente se decidió a estudiar esta disciplina, a pesar de profesar ya anteriormente un profundo interés por ella a raíz de uno de sus personajes literarios favoritos, el químico Sherlock Holmes. Ya ha terminado su Grado en Química en la UAM, y sigue luchando por mantener encendida la llama de la pasión de su otra amante y especialidad, la música. Y para no parar de hacer Ciencia, ha decidido meterse al Máster en Química Teórica y Modelización Computacional de la UAM...todo un valiente!

Darío.

Esperamos que El electrón manco se convierta en un espacio donde poder compartir nuestros conocimientos y experiencias y poder enseñaros un poquito de ciencia…y no olvidéis que vosotros podéis proponer temas y plantear cualquier pregunta.

¡Bienvenidos y disfrutad!