Czerwono i niebiesko - dwubarwna chemiluminescencja
Poniższy artykuł został opublikowany pierwotnie w czasopiśmie dla nauczycieli Chemia w Szkole (3/2024):
Chemia stanowi fascynującą, a zarazem niezwykle istotną dziedzinę w naszym życiu. W powszechnej opinii niestety jednak opanowanie zawiłości – czy nawet podstaw – tej nauki może stanowić poważne wyzwanie, graniczące nieomal z niemożliwością.
W rzeczywistości, podróż przez królestwo chemii jest pełna przeszkód, począwszy od odkodowania enigmatycznego języka równań chemicznych, a skończywszy na borykaniu się z naturą struktur atomowych i molekularnych – nieuchwytną, bo tak różną od wszystkiego z czym spotykamy się na co dzień w makroświecie. Wielu adeptów czuje się zniechęconych przez ogromną ilość informacji do przyswojenia i pozornie niekończącą się serię wzorów, które trzeba zapamiętać. Jednakże, pośród tych trudności kryje się skarbnica fascynujących zjawisk, które czekają, aby zostać poznane.
Mimo początkowych trudności, zagłębianie się w tajniki chemii może być naprawdę satysfakcjonującym przedsięwzięciem. Ujawnia ona mechanizmy działania nie tylko tych najmniejszych drobin, z których sami jesteśmy zbudowani, ale też całego wszechświata, oferując wgląd w fundamentalne zasady rządzące materią i energią. Ponadto, zrozumienie chemii umożliwia podejmowanie świadomych decyzji w różnych aspektach życia, choćby poprzez rozpoznawanie i dobór składników żywieniowych.
Jednym z bardzo wielu fascynujących fenomenów chemicznych jest chemiluminescencja, czyli zbiorcze określenie na grupę reakcji, podczas których światło powstaje bez wystąpienia przyczyny termicznej. Znamy wiele przykładów takich procesów, ale w ich czasie dochodzi zwykle do emisji światła o jednej, konkretnej barwie. Możliwe jest jednak skonstruowanie układu reakcyjnego, który pozwala na wytworzenie światła o dwóch barwach i to pochodzących z przeciwległych krańców widma: czerwonej i niebieskiej [1].
Czego potrzebujemy?
Potrzebujemy kilka substancji chemicznych wymienionych na poniższej liście:
- aldehyd mrówkowy CH2O (wodny roztwór 40% - formalina),
- luminol C8H7N3O2,
- nadtlenek wodoru H2O2 (wodny roztwór 30% - perhydrol),
- pirogalol C6H6O3,
- węglan potasu K2CO3,
- wodorotlenek sodu NaOH.
Aldehyd mrówkowy, znany również jako metanal lub formaldehyd, jest najprostszym aldehydem (Rys.1). Jest bezbarwnym gazem o charakterystycznym, drażniącym zapachu. Jego cząsteczka składa się z atomu węgla połączonego z dwoma atomami wodoru oraz grupą funkcyjną -CHO. Jest jednym z najważniejszych związków organicznych, stosowanym powszechnie jako prekursor w syntezie wielu innych substancji chemicznych.
Aldehyd mrówkowy ma szerokie zastosowanie w przemyśle chemicznym i farmaceutycznym. Jest wykorzystywany do produkcji żywic, mas plastycznych, barwników, a także jako środek konserwujący w kosmetykach i środkach czystości (dziś już stosunkowo rzadko).
Ze względu na swoje właściwości bakteriobójcze, aldehyd mrówkowy jest używany do dezynfekcji oraz konserwacji próbek biologicznych. Jest także stosowany w produkcji środków do utrwalania tkanin oraz w przemyśle papierniczym.
Należy jednak zaznaczyć, że formaldehyd jest substancją toksyczną i drażniącą. Długotrwałe narażenie na działanie tej substancji może powodować podrażnienie dróg oddechowych, problemy skórne oraz być czynnikiem ryzyka wystąpienia niektórych chorób, w tym nowotworów.
Luminol, a właściwie 5-amino-2,3-dihydro-1,4-ftalazynodion (Rys.2), jest organicznym związkiem chemicznym o znaczących właściwościach fluorescencyjnych i chemiluminescencyjnych. W środowisku wodnego roztworu o odczynie alkalicznym, w wyniku reakcji z nadtlenkiem wodoru w obecności katalizatora, takiego jak np. specyficzne związki żelaza, luminol emituje niebieskie światło o długości fali około 425nm.
Luminol znalazł szerokie zastosowanie w kryminalistyce jako środek do detekcji krwi, ze względu na zdolność do wykrywania nawet minimalnych ilości hemoglobiny. Podczas reakcji z hemoglobiną, luminol ulega aktywacji (według terminologii używanej przez śledczych), emitując charakterystyczne światło, które można zarejestrować za pomocą urządzeń do obrazowania światła widzialnego, np. fotografię o wydłużonym czasie otwarcia migawki. Ta technika, znana jako test luminolowy, jest często wykorzystywana przez organy ścigania w celu odkrycia śladów krwi na miejscu zbrodni.
Poza wspomnianym zastosowaniem, luminol jest także wykorzystywany w badaniach biologicznych do wizualizacji obecności różnego rodzaju substancji utleniających lub – nawet częściej – mogących być katalizatorami jego utleniania. Nie dziwi też, że ten chemiluminofor bywa stosowany w chemii analitycznej jako wskaźnik do wykrywania obecności jonów żelaza.
Luminol - czy to wolny, czy w postaci np. chlorowodorku - ma zwykle postać proszku o barwie od kremowej, przez żółtą, aż do jasnobrązowej (Fot.1).
Luminol nie jest może jakimś specjalnie drogim odczynnikiem, ale bywa trudnodostępny w szkolnych czy uczelnianych pracowniach. Ten pożądany odczynnik może być jednak w niezbyt skomplikowany sposób wyprodukowany w warunkach nawet stosunkowo prymitywnego laboratorium. W jednym z poprzednich numerów „Chemii…” opisałem opracowaną przeze mnie metodę otrzymywania luminolu z wykorzystaniem powszechnie dostępnych i tanich odczynników, przy czym jako surowiec wyjściowy zastosowałem zużyte rękawiczki laboratoryjne [2]. Jak więc widać, dla chcącego nie ma nic trudnego. Miejmy jednak na uwadze, że toksyczność luminolu nie została dokładnie zbadana i podejrzewa się go o własności rakotwórcze i alergogenne. Dlatego przy pracy z tą substancją konieczna jest ostrożność.
Pirogalol czyli 1,2,3-trihydroksybenzen, jest organicznym związkiem chemicznym należącym do grupy fenoli, o charakterze aromatycznym. Jego struktura chemiczna obejmuje trzy grupy hydroksylowe przyłączone do pierścienia benzenowego (Rys.3). Naturalnie występuje w niektórych roślinach.
W medycynie, pirogalol znany jest ze swoich właściwości przeciwzapalnych i przeciwutleniających. Badania naukowe wykazały jego potencjał w leczeniu stanów zapalnych skóry oraz chorób dermatologicznych. Mechanizm działania pirogalolu opiera się na zdolności do hamowania aktywności enzymów odpowiedzialnych za procesy zapalne oraz neutralizacji reaktywnych form tlenu, chroniąc tym samym komórki przed stresem oksydacyjnym [3].
Ponadto, pirogalol jest wykorzystywany w przemyśle farmaceutycznym do produkcji leków o działaniu przeciwbakteryjnym oraz w syntezie niektórych barwników stosowanych w przemyśle tekstylnym. Stosowany również sporadycznie w dermatologii jako lek o działaniu złuszczającym (w leczeniu łuszczycy, głównie jako maści oraz roztwory spirytusowe). Występuje pod farmaceutyczną nazwą Pyrogallolumlub synonimicznie Acidum pyrogallicum.
Dawniej był wykorzystywany dosyć powszechnie jako wywoływacz w fotografii, jako absorbent w analizie gazowej (w alkalicznym roztworze silnie pochłania tlen z powietrza) oraz jako składnik farb do włosów. Możliwe działanie mutagenne omawianej substancji powoduje, że jego wykorzystanie w dziedzinach, gdzie dochodzi do bezpośredniego kontaktu tego związku z organizmem ludzkim jest ograniczane.
Jeśli chodzi o pozostałe substancje, to nie są one toksyczne, ale musimy pamiętać o innych niebezpieczeństwach, jak choćby o tym, że wodne roztwory wodorotlenku sodu i nadtlenku wodoru są silnie żrące, przez co konieczne jest stosowanie odpowiednich środków ochrony indywidualnej.
Eksperyment
Mając potrzebne substancje możemy przystąpić do przeprowadzenia właściwego eksperymentu-pokazu. W tym celu musimy przygotować na świeżo roztwór rozpuszczając w 40cm3 wody destylowanej po kolei 0,8g wodorotlenku sodu, 5mg luminolu, 25g węglanu potasu, a po rozpuszczeniu tych składników jeszcze 1g pirogalolu i 10cm3 40% roztworu aldehydu mrówkowego. Doprowadzenie roztworu do jednorodności może wymagać intensywnego mieszania. Tak przygotowany płyn ma tak głęboką czerwoną barwę, że jest on prawie czarny (Fot.2). Jak widać, roztwór intensywnie plami nawet szkło.
Roztworu nie można długo przechowywać ani mieszać go w sposób wprowadzający pod powierzchnię cieczy dużą ilość pęcherzyków powietrza, ponieważ duża część pirogalolu może wtedy ulec przedwczesnemu utlenieniu.
Bardzo ważne jest, aby doświadczenie prowadzić na zewnątrz lub pod sprawnie działającym wyciągiem, ponieważ w jego czasie dochodzi do uwalniania dużych ilości gazowego formaldehydu, który – jak już wiemy – ma działanie toksyczne i drażniące.
Roztwór umieszczamy następnie na dnie dużego naczynia o szerokiej szyjce – w tym przypadku odpowiednia jest zlewka o pojemności co najmniej około 1dm3. Osobno odmierzamy też 40cm3 perhydrolu (Fot.3).
Po przygotowaniu wlewamy szybko perhydrol do czerwonego roztworu w zlewce i mieszamy kilkoma kolistymi ruchami całego naczynia. Dalszych obserwacji dokonujemy po zaciemnieniu pomieszczenia.
Już po chwili możemy zaobserwować, że ciecz na dnie naczynia zaczyna emitować niezbyt silne, ale wyraźnie widoczne światło o barwie czerwonej (Fot.4A). Reakcja zachodzi stosunkowo spokojnie; uwalniane są niewielkie ilości gazu, ale nie dochodzi do spienienia. Etap emisji czerwonego światła trwa kilka-kilkanaście sekund (w zależności od temperatury początkowej), po czym świecenie zanika, a jednocześnie roztwór zaczyna się silnie pienić i rozpoczyna się emisja niebieskiego światła – przez krótką chwilę można więc obserwować roztwór świecący jednocześnie w dwóch barwach: przy dnie na czerwono, powyżej na niebiesko (Fot.4B). Następnie barwa czerwona zanika, roztwór rozbłyskuje jasnym niebieskim światłem, a także pieni się i rozgrzewa prawie do wrzenia (Fot.4C). Na tym etapie dochodzi do uwolnienia szczególnie dużych ilości silnie drażniących gazów – stąd konieczność stosowania wyciągu lub prowadzenia doświadczenia na zewnątrz.
A – etap pierwszy (czerwona chemiluminescencja),
B – etap przejściowy (dwubarwna chemiluminescencja: czerwona i niebieska),
C – etap ostatni (niebieska chemiluminescencja, silne pienienie się roztworu)
Emisja światła zanika po pewnym czasie, a roztwór stygnie. Po reakcji ciecz jest prawie bezbarwna.
Wyjaśnienie
Mamy tu do czynienia właściwie z dwiema reakcjami: za emisję światła czerwonego odpowiada reakcja opisana po raz pierwszy przez Trautza i Schorigina na początku XX wieku, natomiast niebieskie powoduje reakcja utleniania luminolu [4] [5].
Jeśli chodzi o reakcję Trautza-Schorigina, to ulegają jej właśnie polifenole, do których należy m.in. pirogalol. Są to związki zawierające co najmniej dwie grupy hydroksylowe związane bezpośrednio z atomami węgla w pierścieniu aromatycznym.
Reakcję tę w uproszczeniu można opisać stosując schemat reakcji widoczny na Rys.4 [6].
Pirogalol 1 w alkalicznych warunkach w obecności aldehydu mrówkowego zostaje utleniony do postaci ortochinonu 2. Dalej reakcja może biec dwoma odmiennymi szlakami: ortochinon w przypadku dostępności tlenu szybko polimeryzuje lub reaguje z kolejną cząsteczką nieprzereagowanego wcześniej pirogalolu, co daje w wyniku niestabilną w opisanych warunkach purpurogalinę 3. W obu szlakach reakcyjnych jednym z końcowych produktów jest tlen singletowy 1O2.
Stanem podstawowym tlenu O2 jest stan trypletowy 3O2 o dwóch niesparowanych elektronach, a więc właściwie będący rodnikiem. Tlen singletowy 1O2, jako występujący w stanie o wyższej energii jest nietrwały i może ulegać spontanicznemu przekształceniu do tlenu trypletowego 3O2. Różnica energii, równa 94,3kJ/mol musi więc zostać oddana do środowiska. Tutaj dzieje się to na sposób emisji promieniowania elektromagnetycznego o długości fali λ=1270nm. Może to wydać się zaskakujące, ponieważ promieniowanie o tej długości fali leży w zakresie podczerwieni i oczywiście nie jest widzialne dla naszych oczu. My natomiast obserwujemy tutaj przecież światło widzialne. Sądzi się, że w czasie doświadczenia koncentracja powstającego tlenu singletowego jest na tyle duża, że w momentach zderzeń dwóch jego cząsteczek dochodzi do emisji fali elektromagnetycznej o dwukrotnie większej energii (λ=634nm). Takie promieniowanie jest już doskonale widoczne jako światło o pięknej, czerwonej barwie [7].
Co ciekawe, opisanej reakcji może ulegać wiele polifenoli i ich pochodnych, np. naturalnie występujące w herbacie (zwłaszcza zielonej) pochodne katechiny C6H6O2, np. galusan epigallokatechiny C22H18O11. Pomysłowy chemik – jak się okazuje – może więc zmusić do chemiluminescencji nawet zieloną herbatę [8].
Jeśli chodzi o luminol, to musimy pamiętać, że w silnie zasadowym roztworze podlega on tautomeryzacji keto-enolowej, więc w układzie reakcyjnym będzie występował zarówno w formie ketonowej, gdzie elektryczny ładunek ujemny jest zlokalizowany na atomach azotu, jak i enolowej, w której ten ładunek ten jest zgromadzony na atomach tlenu. Obie formy istnieją w stanie równowagi dynamicznej, w sposób ciągły przechodząc jedna w drugą. Dalszej reakcji ulega bardziej reaktywna forma enolowa. Zostaje ona utleniona przez nadtlenek wodoru H2O2, czego produktem jest cykliczny nadtlenek (zwykle wymaga to dodatkowego katalizatora, w opisanych warunkach nie jest on jednak konieczny). Z racji istnienia w jego strukturze mostku nadtlenkowego związek ten jest nietrwały. Dochodzi do spontanicznego rozpadu do cząsteczki azotu N2 oraz 3-aminoftalanu w stanie wzbudzonym, który przechodząc do stanu podstawowego emituje światło o długości fali odpowiadającej obserwowanej niebieskiej barwie.
Literatura:
Wszystkie fotografie i rysunki zostały wykonane przez autora
Uzupełnienie autora
Efekt doświadczenia można zobaczyć na filmie:
Marek Ples