La mayoría de los estudiantes de química están familiarizados con la imagen siguiente: un diagrama que representa la distribución de los electrones en la molécula de oxígeno, O2 según la Teoría de Orbitales Moleculares.
Se han destacado en color rojo los dos electrones desapareados en los orbitales antienlazantes πx*,πy*. La existencia de estos electrones desapareados se demuestra experimentalmente por las características magnéticas del oxígeno molecular. Efectivamente, son esos electrones los que explican que el oxígeno líquido sea paramagnético y, por tanto, resulte atraído entre los polos de un imán cuando se vierte sobre ellos, como muestra la siguiente imagen:
La estructura de puntos de Lewis consistente con el diagrama anterior sería esta:
y no la que se suele enseñar en clase, que es esta otra:
Ahora bien, se sabe que existe una forma de oxígeno molecular que no presenta electrones desapareados y que podría representarse mediante la fórmula de Lewis anterior o bien con este diagrama de orbitales moleculares:
Esta forma del oxígeno es menos estable que la primera. Para diferenciar ambas, a esta se la denomina oxígeno singulete (o “singlete”, por influencia inglesa) y a aquella, la más estable, oxígeno triplete. El oxígeno triplete es el estado fundamental de la molécula de oxígeno; el oxígeno singulete es un estado excitado. (En realidad, existen dos tipos de oxígeno singulete, pero no profundizaremos aquí en ello; tampoco entraremos en detalle sobre el origen de esos nombres, que están relacionados con el número de sus estados de espín y, por ende, con sus propiedades espectroscópicas).
La diferencia de energía entre ambos estados es de 94,3 kJ/mol. Podríamos pensar que el oxígeno singulete se relaja con facilidad para pasar al estado estable, el triplete. Si lo hiciera, emitiría un fotón de una longitud de onda de 1268 nm, equivalente a esos 94,3 kJ/mol y que corresponde a la región infrarroja del espectro electromagnético. Pero no es así. ¿Qué no es así? Ni una cosa ni la otra: ni el oxígeno singulete se relaja con facilidad para llegar al estado triplete ni, cuando lo hace, emite luz infrarroja, sino de color rojiza. Vamos a contarlo con un poco de detalle.
Química cuántica
La transición entre los estados singulete y triplete está prohibida por nada menos que tres reglas de selección cuántica: de espín, de simetría y de paridad. Esa inusual concurrencia de tres causas que impiden el paso de una especie a otra hacen que cuando se produce oxígeno singulete este sea inusualmente estable; su tiempo de vida alcanza los 72 minutos en fase gaseosa (si bien en presencia de otras especies químicas se puede reducir su vida a microsegundos o nanosegundos).
Sin embargo, cuando la concentración de oxígeno singulete es muy alta, las colisiones de dos moléculas de esta especie pueden conducir a la supresión de uno de los impedimentos cuánticos que “prohíbe” la transición: la simetría. Así es que efectivamente se produce una transición, pero muy particular porque consiste en la emisión simultánea de dos fotones de igual energía. Así pues, la energía total emitida es el doble de la de un fotón infrarrojo de 1268 nm, es decir, de 2 × 94,3 = 188,6 kJ/mol de energía, lo que equivale a una longitud de onda de 634 nm, que queda en la región del rojo y, por tanto, podemos verla con nuestro ojo. Este fenómeno se denomina quimioluminiscencia dimolecular.
(Incidentalmente, el color azulado del oxígeno líquido y sólido se debe a la misma causa. Cuando dos moléculas O2 son excitadas simultáneamente se absorbe luz centrada en la región roja del espectro, reflejándose o transmitiéndose la radiación complementara, que es la de la zona azul).
El experimento
El experimento es muy sencillo: basta echar gotas de agua oxigenada, H2O2, al 30 % sobre hipolorito de calcio, Ca(OCl)2, que es un sólido granulado blanco. los puntos de este sólido donde caigan las gotas de agua oxigenada emitirán momentáneamente una espectacular quimoluminiscencia roja dedida al oxígeno singlete que se forma. Puede observarse en la siguiente imagen lo que ocurre si se deja caer una gota de agua oxigenada.
Si se dejen caer varias gotas…
Si se apaga la luz el efecto puede ser más llamativo:
La reacción global que se produce es:
H2O2 + NaOCl → O2 + NaCl + H2O
El O2 que se obtiene está energetizado en forma de oxígeno singulete, pero se relaja rápidamente al estado fundamental de triplete emitiendo la radiación roja que se ve en las imágenes.
También se puede emplear hipoclorito de sodio sólido o bien disuelto. La lejía es una disolución de hipoclorito de sodio, por lo cual podría emplearse, aunque el resultado no sería tan espectacular. Otra opción es usar dicloroisocianurato de sodio, que es un desinfectante habitual de piscinas. Téngase en cuenta que para que el experimento sea llamativo debe emplearse H2O2 al 30 %, concentración que es mucho mayor que la del agua oxigenada de farmacia.
Precauciones
Si se quiere realizar este experimento deben guardarse las habituales normas de seguridad, especialmente usar gafas y guantes y realizar el experimento bajo campana extractora de gases. Esto es así porque:
1. La reacción es muy exotérmica.
2, El oxígeno singlete es tóxico.
3, Se piede producir cloro (Cl2), que también es tóxico.
La importancia del oxígeno singulete
En la fotosíntesis se puede producir oxígeno singulete. Como es muy reactivo debido a sus electrones desapareados, algunas plantas se defienden de él mediante ciertas moléculas como los carotenoides (la zanahoria contiene muchos). En los mamíferos, los polifenoles y otros antioxidantes pueden reducir las concentraciones de oxígeno singulete previniendo los efectos nocivos de la oxidación.
Sin embargo, la acción del oxígeno singulete no siempre es negativa. Así, se emplea en la terapia fotodinámica para matar células cancerosas.
Más información: Science made alive: Chemistry/Experiments (homescience.net)
