Read the book: «Las moléculas de la vida»

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EL PRINCIPIO DE TODO

Ginebra. 4 de julio de 2012

En el interior de un minúsculo y espartano despacho situado en uno de los extremos del CERN, al menos una decena de investigadores, generalmente comedidos y poco dados a la celebración, brindan exaltados con champán cual hooligans tras la victoria de su equipo de fútbol. Y la celebración no era para menos: acababa de ser descubierto el bosón de Higgs, y con ello el modelo estándar de la física de partículas recibía un espaldarazo sin precedentes.

Lo cierto es que poco, muy poco voy a hablaros del bosón de Higgs o de la teoría cuántica de campos, porque, sin duda, excede los objetivos de este escrito. Sin embargo, la anécdota anterior no es sino el fiel reflejo de la naturaleza humana y de su afán por encontrar respuestas a todos los interrogantes que retan a su entendimiento. El Homo sapiens es una especie que ha sido bendecida por la naturaleza con la capacidad para ser consciente de lo que sucede a su alrededor y, a la vez, con la necesidad de cuestionárselo absolutamente todo. ¿Qué somos? ¿De dónde venimos?…

El LHC (Large Hadron Collider), donde se descubriera el bosón de Higgs haciendo colisionar haces de protones a velocidades cercanas a la que posee la luz en el vacío, es, por ahora, el último paso en esa eterna búsqueda de respuestas a la que cual Sísifo se encuentra eternamente condenado el ser humano. Pero la capacidad para cuestionarnos una realidad de la que nos sentimos protagonistas no ha surgido de repente en el hombre contemporáneo, todo lo contrario, se trata de una característica innata a la naturaleza humana de la que los antiguos griegos ya dieron sobrada cuenta. Fue en la Antigua Grecia donde por primera vez surgió el concepto de átomo como componente fundamental de la materia, y esa misma antediluviana idea constituye también el punto de partida para este escrito.

PASE DE MODELOS

Allá por el siglo V a. C., Leucipo y su discípulo Demócrito establecieron una corriente de pensamiento denominada atomismo que, entre otras ideas, proponía que toda la materia (desde una piedra, pasando por el aire que respiramos, hasta llegar a los propios seres humanos) estaba modelada a base de unas partículas indivisibles llamadas átomos. Para estos primeros científicos, las diferentes combinaciones de átomos eran la causa final de la heterogeneidad de los organismos y objetos que se podían observar en la naturaleza. Lo cierto es que hoy día, habiendo crecido dentro de un paradigma que da por supuesto la existencia de los átomos, puede parecernos un planteamiento demasiado simple. Sin embargo, estos pensadores, los físicos teóricos de la antigüedad, tan solo disponían de su cerebro y de una enorme capacidad de observación para llegar a unas conclusiones que a nosotros nos han venido dadas.

Durante siglos, la idea de una materia constituida por átomos cayó en un profundo olvido, probablemente porque los alquimistas estaban más preocupados por encontrar la inexistente piedra filosofal (que a lo Rey Midas convertiría en oro cualquier otro metal) que en conocer la verdadera naturaleza de la materia. Pero en la primera década que vio nacer el siglo XIX un científico inglés llamado John Dalton recuperó aquella genial idea de los atomistas griegos, y no solo predicó a los cuatro vientos que la materia estaba hecha a base de átomos, sino que además propuso el primer modelo atómico. Y es precisamente en este punto donde surge el primer inconveniente que os puede hacer perder el hilo de la narración: pero ¿qué narices es un modelo atómico?

Vale, imagina que te doy lápiz y papel, y te pido que dibujes algo que nunca has visto; yo qué sé… un gamusino. Me preguntarás: ¿cómo dibujo algo que jamás he visto? Bueno, si te voy dando pistas (tiene cuatro patas, mucho pelo, dientes enormes…), es probable que poco a poco vayas creando una imagen sobre el papel; y, obviamente, cuantas más pistas te dé más se parecerá el dibujo a la imagen real de un gamusino. Aunque no te engañes, ni los gamusinos son reales ni en el hipotético caso de que en verdad existiesen tu dibujo nunca sería idéntico al verdadero gamusino.

Un modelo atómico es algo parecido: resulta que no podemos ver el átomo (es demasiado pequeño para poder observarlo incluso utilizando los microscopios más potentes), pero por suerte sí podemos conocer algunas de sus propiedades. Esas características sirven de guía a los científicos (como a ti las pistas que te he ido dando para dibujar el gamusino) para realizar un boceto del átomo. Pues precisamente la imagen que se va creando de un átomo en función de las pistas que tenemos es un modelo atómico.

El problema de Dalton radicaba en que disponía de muy pocas pistas sobre el átomo, de modo que su modelo es el más sencillo y, a la vez, el que más se aleja de la realidad. En su modelo atómico Dalton expone varias ideas, pero básicamente podemos recrearlo mediante una imagen muy sencilla que evoca mi niñez: una sólida e indestructible canica de acero. Para Dalton toda la materia estaba formada por átomos, y estos eran partículas tan indivisibles como lo fueran para Demócrito.

Unos años después, los científicos estaban experimentando con un juguetito de moda entre los físicos de aquella época (el tubo de rayos catódicos) cuando de repente surgió una nueva pista. Resulta que los átomos que formaban parte del gas encerrado dentro del tubo respondían ante un calambrazo liberando partículas con carga negativa. ¿De dónde habían salido esas partículas? Procedían de lo único que había dentro del tubo; ¡exactamente!, aquellas partículas no podían si no pertenecer a los átomos del gas allí encerrado. Tan inesperada pista rompía con la idea de que el átomo era una partícula indivisible: contenía, al menos, otros elementos más pequeños dotados de carga negativa que se llamaron electrones.

Esta revelación sirvió a J. J. Thomson para crear su propio modelo del átomo, que, como buen inglés, imaginó como un budín de pasas; pero yo sé que vosotros, golosones, más bien lo imaginaríais como una galletita Chips Ahoy. De este modo, con la boca hecha agua, el átomo de Thomson sería para nosotros una sólida galleta de enorme carga positiva, en cuya superficie aparecerían adheridos, a modo de pepitas de chocolate, los minúsculos electrones; tantos como para que la suma de sus pequeñas cargas negativas compensase la gran carga positiva de la galleta (figura 1.2).

Poco a poco el descubrimiento de las características del átomo se iba complicando, de tal manera que para obtener la siguiente pista fue necesario realizar un experimento más complejo que el de los rayos catódicos, que pasaría a la historia de la ciencia como el experimento de Rutherford.

Lo cierto es que puede que el ideólogo de dicho experimento fuera efectivamente Ernest Rutherford, pero las personas que se pasaron horas, días, semanas… lanzando monótonamente partículas alfa contra una lámina de oro fueron dos de sus estudiantes (¡ay!, ¿qué sería de la ciencia sin los becarios?). Las partículas alfa eran emitidas por un material radiactivo y estaban focalizadas sobre una finísima lámina de oro, alrededor de la cual se había situado una pantalla fluorescente que revelaba el destino final de los proyectiles y que, además, permitía reconstruir su trayectoria. Los investigadores observaron que la mayoría de las partículas que lanzaban contra la lámina de oro pasaban a través de ella sin desviarse. Una excelente pista para conocer cómo era el átomo, y que permitió a los científicos saber que este no se parece en nada a una sólida galleta, sino que, de hecho, se encuentra prácticamente vacío. Pero la pista más sorprendente tardó algún tiempo en manifestarse: tras muchos, muchísimos y aburridísimos lanzamientos se observó que algunas veces (muy, muy pocas) los proyectiles atravesaban la lámina de oro pero se desviaban ligeramente de su trayectoria original, y que, incluso, en alguna remota ocasión rebotaban sin atravesar la lámina contra la que eran lanzados (figura 1.1).

Ambas evidencias parecían indicar que en el interior del átomo, aun estando prácticamente vacío, existía una región sólida con carga positiva que se denominó núcleo. El núcleo del átomo debía ser minúsculo, pues la probabilidad de acertarle con una partícula era mínima. Y también debía poseer una carga positiva porque las partículas alfa que se lanzaban tenían precisamente una carga de tal naturaleza, de modo que solo desviarían su trayectoria al verse repelidas al pasar junto a un núcleo cargado positivamente.

Fig. 1.1 Representación esquemática del experimento de Rutherford. Las flechas a y b indican partículas alfa que atraviesan la lámina de oro sin desviar su trayectoria (suceso mayoritario en el experimento). Las flechas c y d representan las trayectorias seguidas por las partículas alfa que pasan cerca del núcleo (y se ven ligeramente repelidas) y las que colisionan contra él, respectivamente.

Tras las observaciones de Rutherford, y con el descubrimiento de los protones y los neutrones, el nuevo modelo empezó a tomar forma; de hecho lo hizo imitando una configuración que nos era muy familiar: nuestro Sistema Solar. Del mismo modo que los planetas giran alrededor del Sol, en el átomo imaginado por Rutherford los electrones describen órbitas imaginarias alrededor del núcleo. Un núcleo en el que se apelotonan protones y neutrones, y tan pequeño que si pudiéramos hacer un zoom del átomo entero y ampliarlo hasta alcanzar las dimensiones del Estadio Santiago Bernabéu, tendría el tamaño de una pelota de ping-pong situada en el círculo central, y el resto (¡incluido el graderío!) estaría completamente vacío; solo, de vez en cuando, aparecería algún minúsculo electrón corriendo por las gradas.

Fig. 1.2 Representación de los modelos atómicos de Thomson (izquierda) y de Rutherford (derecha).

El modelo de Rutherford es de una sencillez, y por tal motivo de una belleza, increíble; no en vano es la imagen que obtendremos si tecleamos «átomo» en Google, la que vemos en la secuencia de apertura de la serie The Big Bang Theory y la idea que se genera en vuestro cerebro cuando alguien, como yo hago ahora mismo, os habla del átomo. Sin embargo, a veces las cosas más hermosas no son compatibles con la realidad, y conste que cuando viajo a Nueva York todavía, ¡a mis cuarenta y tantos!, sigo mirando a lo alto esperando ver a Spider-Man saltando de un rascacielos a otro. De modo que lamento deciros que este modelo, pese a lo hermoso e intuitivo que resulta, fue rápidamente desechado debido, especialmente, a su inestabilidad.

Ya imagino que todos entenderéis que un individuo en mallas, que salta de edificio en edificio gracias a los superpoderes que ha adquirido por la picadura de una araña radiactiva, solo puede existir en las páginas de un cómic. Sin embargo, no creo que os queden tan claros los motivos que hacen que el átomo de Rutherford pertenezca al mismo mundo de ficción que mi superhéroe favorito. Así que, para dar respuesta a vuestras dudas, voy a hablaros de la inestabilidad que caracteriza al átomo según lo ideó Rutherford, y que lo hace incompatible con el mundo real.¹

La física que hasta entonces se conocía (llamada física clásica) nos venía a decir que el electrón, al desplazarse en su órbita, debería ir emitiendo parte de su energía. Y si esto sucediese, al electrón le tendría que pasar lo que a un avión que se queda sin combustible: iría cayendo poco a poco hacia el núcleo, y, dado el caso, el átomo sería cualquier cosa menos estable. Pero resulta que sabemos que esto en realidad no sucede, el átomo posee una estabilidad que no se corresponde en absoluto con el modelo propuesto por Rutherford.

Mas por entonces ya se venía imponiendo una nueva forma de interpretar los fenómenos que suceden en la naturaleza: la mecánica cuántica, y que, a diferencia de la física clásica de Newton y Maxwell, iba a solucionar el problema de la inestabilidad que le era inherente al átomo de Rutherford. Podemos decir que la cuántica es menos permisiva con los valores que puede tomar una determinada magnitud, como por ejemplo pudiera ser la distancia. Así, volviendo a la analogía del «átomoestadio de fútbol», la física clásica permite que los electrones se sitúen en las gradas a cualquier distancia del núcleo, mientras que la cuántica restringe esas posiciones a filas muy concretas.

Imagina que eres un electrón que ha ido a ver un partido de fútbol de su equipo favorito; según el enfoque clásico los acomodadores te permitirían ocupar cualquier fila en las gradas del estadio, mientras que, por el contrario, bajo las normas de la cuántica solo te dejarían sentarte en unas filas concretas. Pues resulta que el físico danés Niels Bohr no solo determinó las filas, ¡perdón!, las órbitas precisas en las que se podían situar los electrones, sino que además descubrió que cuando estos se encontraban moviéndose en ellas no emitían energía y, de ese modo, no podían caer sobre el núcleo.

Basándose en la mecánica cuántica, Bohr estableció un nuevo modelo muy similar al propuesto por Rutherford: con protones y neutrones apelotonados en un minúsculo núcleo y con electrones girando en capas concretas donde no emitían energía. Obviamente el modelo de Bohr, aun habiendo solucionado los problemas que presentaba el modelo de Rutherford, también tenía sus propias limitaciones y se mostraba incapaz de reflejar con total precisión la estructura y características del átomo. Este modelo fue mejorado por la versión relativista de Sommerfeld o por el modelo atómico puramente cuántico de Schrödinger, pero como ya habréis comprendido ningún modelo, aun siendo cada vez más precisos, podrá jamás describir con total precisión el átomo.

LA BELLEZA ESTÁ EN EL INTERIOR

Sé que todavía sois muy jóvenes para siquiera pensar en esclavizaros con una hipoteca, pero tranquilos, que esa pesadilla también os llegará. La única recomendación que puedo daros para cuando llegue la hora de comprar una casa es que no os fijéis solo en la estructura de la vivienda que vais a adquirir, también son muy importantes los materiales que se han empleado para construirla. Si escogéis vuestro futuro hogar dando prioridad al número de habitaciones o al tamaño del jardín pero ignoráis las calidades de construcción, os puede suceder que escuchéis al vecino a través del tabique de la pared cada vez que tira de la cadena o que el gélido aire de una noche de invierno se cuele por las rendijas de las ventanas y tengáis que gastaros medio sueldo en calefacción. Del mismo modo, al tratar de conocer el átomo como constituyente básico de la materia debemos esclarecer su estructura, pero no debemos olvidarnos de las partículas que lo forman. Es cierto que las propiedades del átomo van mucho más allá de los elementos que lo constituyen, pero también lo es que todas sus características emanan de las partículas que lo configuran.

Durante mucho tiempo se pensaba que el átomo estaba compuesto únicamente por tres tipos de partículas: protones, neutrones y electrones. Sin embargo, en 1963 un físico norteamericano llamado Murray Gell-Mann descubrió que tanto los protones como los neutrones estaban, a su vez, formados por otras partículas todavía más sencillas: los quarks. Sabemos que estas partículas se agrupan de tres en tres para formar los protones y neutrones, pero también que no todos los quarks son iguales.

Formando parte del núcleo de un átomo podemos encontrar dos tipos de quarks: el quark up y el quark down. Cuando dos quarks up se asocian con un down se obtiene un protón; pero si son dos quarks down los que se unen con un up se forma el neutrón. El descubrimiento de los quarks up y down marcó un hito dentro de la física de partículas, que se vio incrementado con el hallazgo de otros cuatro tipos de quarks: los quarks charm, strange, top y bottom. Todas ellas partículas muy inestables que, debido a su fugaz existencia, no forman parte del átomo, y que de ese modo, aun siendo parte imprescindible del modelo estándar de la física de partículas, escapan del objetivo de este escrito que, no lo olvidemos, son las moléculas vinculadas con la vida.

Volviendo sobre las partículas que forman los átomos, lo que actualmente sabemos es que las más sencillas son –al menos por ahora– los electrones, los quarks y los neutrinos. Todas estas partículas forman parte de la familia de los fermiones, y se caracterizan por cumplir el principio de exclusión de Pauli. Sin complicarnos demasiado, os puedo decir que esto viene a significar que un fermión concreto no puede ocupar el mismo lugar que ya ocupa otro; y ese es el motivo por el que si voy metiendo calcetines en el cajón de la cómoda llegará un momento en que se llenará y no podré guardar más. ¡Nos ha jorobado!, pensaréis, si eso pasa siempre, ya sean calcetines, camisetas o átomos individuales lo que quiero guardar en el cajón. Bueno, va a ser que no siempre es así; sucede únicamente con la materia, que está hecha a base de fermiones, pero no con la otra familia de partículas (partículas de fuerza) llamadas bosones.

Los antiguos griegos creían que fuego, agua, aire y tierra conformaban los elementos o fuerzas que servían para explicar el comportamiento de la naturaleza y cada uno de los fenómenos que en ella se producen. Hoy en día sabemos que en realidad no se equivocaban al hablar de cuatro fuerzas que gobiernan el universo, solo que estas son algo más complejas que las que nuestros antepasados barajaban. Así, hemos descifrado que este universo está regido por la actuación de las fuerzas gravitatoria, electromagnética, nuclear fuerte y nuclear débil.

Como la experiencia os habrá enseñado, la fuerza gravitatoria es la responsable de que la pelota que hemos lanzado a un compañero patoso se le resbale de las manos y termine cayendo al suelo. Quizás también sepáis que la atracción o repulsión entre partículas cargadas o entre los polos de un imán se debe a la actuación de la fuerza electromagnética. Pero, probablemente, desconozcáis que la fuerza que mantiene unidos a los quarks en el núcleo es la fuerte, y que la emisión de radiación que caracteriza a ciertos materiales es la manifestación de la cuarta fuerza: la nuclear débil.

Asociadas a cada uno de estos cuatro campos de fuerza que gobiernan nuestro universo aparecen unas partículas elementales, que son precisamente los bosones, de quienes os venía hablando. Cada una de las fuerzas que gobiernan la naturaleza presenta una partícula característica: el fotón es la partícula del campo electromagnético, el gluón el de la fuerza nuclear fuerte, y los bosones W y Z son las partículas asociadas a la fuerza nuclear débil. Todas estas partículas fueron inicialmente predichas por los físicos teóricos y, posteriormente, utilizando aceleradores de partículas, localizadas por los científicos experimentales. Todas ellas, menos una: el gravitón, la partícula que, en teoría, genera el campo gravitatorio.

Las partículas de fuerza, los bosones, al contrario que sucede con los fermiones, no cumplen el principio de exclusión de Pauli, lo que viene a significar que podemos «meter» todas las que queramos en un determinado espacio porque nunca, jamás, se llenará. Así, en el mismo cajón en el que solo nos cabe una docena de calcetines ahora podemos encerrar toda la luz (en forma de fotones) que queramos. Podremos acumular más y más luz que siempre habrá sitio para más fotones, pero de modo antagónico habrá un límite para los átomos que queramos introducir.

Bien, ya sabéis que algunos fermiones forman parte del átomo, pero ¿qué función desempeñan en este los bosones? Muy sencillo: los bosones son utilizados por las partículas de la materia para interaccionar entre ellas. Sin tratar de profundizar demasiado en este tema, podemos utilizar como ejemplo los electrones de la corteza y los protones del núcleo de un átomo. En este caso concreto, de las cuatro fuerzas, la que mantiene al electrón girando alrededor del núcleo es la electromagnética; y para ello el electrón situado en la corteza interacciona con los protones del núcleo del átomo «lanzándose» fotones. Podríamos imaginar este proceso como el juego que se establece entre dos amigos empeñados en pasar el tiempo lanzándose una pelota. En esta analogía, uno de los amigos desempeña el papel de electrón y el otro el de protón; obviamente, la pelota con la que interaccionan sería la partícula de fuerza del campo electromagnético: el fotón. De un modo similar, los quarks que constituyen los protones y neutrones de un átomo se mantienen unidos mediante la fuerza nuclear fuerte y, en este caso, son los gluones los que intervienen en la interacción.

Es posible que con tanto fermión y bosón hayáis terminado por despistaros ligeramente, de modo que voy a concretar. Resumiendo: la materia está formada por átomos, y estos a su vez están constituidos por dos tipos de fermiones: electrones y quarks, que interaccionan utilizando unas partículas de fuerza llamadas bosones (fotones, gluones…). A pesar de que conocemos muchos tipos de quarks, en el átomo solo encontraremos dos: los up y los down, que a través de la acción de los gluones se asocian de tres en tres para formar protones y neutrones. Los protones y los neutrones constituyen el núcleo de un átomo, el cual intercambia fotones con los electrones que giran a su alrededor (fig.1.3). Y esto, señores, es un átomo.

A través de los diferentes modelos habréis adquirido al menos una ligera idea de cómo es un átomo y, después de que lo hayamos destripado, también conocéis las distintas partículas que lo constituyen. Pues ha llegado el momento de hacernos una última e inquietante pregunta sobre ellos: ¿en qué lugar del universo se fabrican los átomos?

Fig. 1.3 Recreación de un átomo constituido por un protón, un neutrón y un electrón (podría tratarse del deuterio, un isótopo del átomo de hidrógeno).

Antes de responder a esta cuestión hay un aspecto que conviene aclarar, y es que cuando hablamos de átomos tenemos que tener en cuenta que existen muchos tipos de átomos diferentes; de hecho, vosotros mismos habréis visto por lo menos 115 representados en la tabla periódica. En realidad, a cada uno de los átomos que allí aparecen bien ordenaditos lo llamamos elemento químico, y lo más relevante es que cada uno de ellos viene determinado por el número de protones que contiene su núcleo. Así, el átomo con un único protón se llama hidrógeno (H), el que tiene dos se conoce como helio (He) y uno de los más pesados, con la friolera de 98 protones en su núcleo, lo hemos bautizado como uranio (U).

El que sepáis que existen muchos tipos distintos de átomos se me antoja relevante porque el origen de cada uno de ellos es diferente. Los átomos de hidrógeno y helio se formaron poco tiempo después del Big Bang; otros como el carbono (C), el oxígeno (O) o el nitrógeno (N) se originan en las estrellas mediante fusión nuclear; los átomos más pesados como la plata (Ag), el oro (Au) o el platino (Pt) solo surgen tras la explosión de una estrella masiva en forma de supernova; y elementos tan inestables como el americio (Am) o el curio (Cm) únicamente han podido ser fabricados por los humanos entre las cuatro paredes de un laboratorio.

EN BUSCA DE LA ESTABILIDAD

Hasta ahora he centrado vuestra atención sobre los átomos como elementos básicos de la materia, y si bien sin los átomos no seríamos absolutamente nada su sola presencia tampoco basta para que seamos algo. Los átomos de forma individual pueden formar nebulosas y estrellas, pero para crear un planeta, el agua o un árbol estas partículas deben unirse formando moléculas. Toda la materia que encontramos a nuestro alrededor, incluidos nosotros mismos, surge de la combinación de los átomos en forma de moléculas. La cuestión es ¿por qué se unen los átomos? Y la respuesta se puede resumir en una sola palabra: estabilidad. La mayoría de los átomos (todos a excepción de los gases nobles) interaccionan y se unen unos con otros en busca de la estabilidad. Todas las moléculas que encontramos en el universo son el resultado de la constante e interminable búsqueda de estabilidad en la que están inmersos los átomos.

Creo que he sido lo suficientemente pesadito como para dejaros muy claro que lo que buscan los átomos es… ¡estabilidad! Ya, pero os preguntaréis ¿qué diantres es la estabilidad para un átomo? Desde luego nada tiene que ver con sentar la cabeza, encontrar un trabajo fijo o una pareja, como me insistía mi madre; los átomos tienen «preocupaciones» de otra índole, a ellos lo que realmente les preocupa y ocupa son sus electrones.

Sabiendo que para un átomo los electrones son su «tesoro», creo que será una buena idea el que os presente a tres átomos de elementos químicos diferentes para que sean ellos mismos quienes os revelen sus inquietudes. La única manera que tienen los átomos para comunicarse con nosotros es a través de la configuración electrónica, que no es más que la ubicación de los electrones en la corteza.

A continuación podéis ver la configuración electrónica de los átomos de neón (Ne), sodio (Na) y cloro (Cl):

Ne 1s² 2s² 2p⁶

Na 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

Aunque algunos recordaréis de las clases del instituto cómo se interpreta una configuración electrónica, es posible que a otros os suene a arameo antiguo; de modo que voy a echaros una mano. El primer número que aparece en la configuración electrónica de un átomo hace referencia a la capa de la corteza donde se ubica el electrón. La letra que acompaña a la capa se refiere al orbital (el lugar dentro de la capa donde es más probable localizar el electrón). Mientras que el exponente que presenta el orbital nos indica el total de electrones que contiene.

Un aspecto relevante que quiero recordaros es que existen cuatro tipos de orbitales con diferente capacidad para contener electrones (figura 1.4); siendo el más pequeño el orbital s, en el que caben como máximo dos electrones, y el de mayor capacidad el orbital f, donde podemos meter hasta catorce electrones.

Fig. 1.4 Orbitales atómicos con el número máximo de electrones que puede contener cada uno de ellos.

Con estas mínimas instrucciones podéis deducir fácilmente cómo se ubican los electrones en la corteza de, por ejemplo, el átomo de neón: sabemos que tiene dos capas (1 y 2) en su corteza, que en la capa 1 y dentro del orbital s hay dos electrones, y también que en la capa 2 posee dos orbitales (s y p) con un total de ocho electrones (2 + 6). Podéis hacer lo mismo con el Na y el Cl, y ya estaréis preparados para «escuchar» lo que os dicen estos átomos.

Y lo que dice la configuración electrónica del Ne es que, por el hecho de tener ocho electrones en la capa 2 (su última capa), se trata de un átomo estable. Tener en la última capa (lo que los químicos llamamos capa de valencia) ocho electrones es precisamente lo que confiere estabilidad a un átomo. Conocidas cuáles son las necesidades de un átomo podéis daros cuenta de que ni el Na (al que le sobra un electrón) ni el Cl (al que le falta uno) son átomos estables.

No obstante, creo que también seréis conscientes de cuál puede ser la estrategia que deben seguir estos dos elementos inestables si quieren alcanzar la tan ansiada estabilidad. ¡Así es!, el Na le tiene que regalar el electrón que le sobra al Cl, y de esa forma ambos poseerán los tan deseados ocho electrones en su capa de valencia. Pero toda acción provoca una reacción, y este caso no iba a ser una excepción. El proceso de intercambio de electrones provoca que el átomo de Na adquiera una carga positiva (como consecuencia de haber perdido una partícula negativa como el electrón), mientras que el átomo de Cl se carga negativamente (precisamente por haber recibido ese electrón). Y ya sabéis lo que sucede cuando dos partículas con cargas opuestas se encuentran infinitamente cerca: quedan unidas por acción de la fuerza electrostática. De modo que, finalmente, tanto el átomo de Na como el de Cl se han estabilizado, pero al hacerlo han perdido su independencia, pues al trajinar con sus electrones han quedado unidos formando una molécula: el NaCl (cloruro sódico, la sal que todos utilizamos en casa para condimentar los alimentos).

En la búsqueda de la estabilidad no todos los átomos se comportan como el Na y el Cl en el ejemplo anterior, por el simple hecho de que no siempre un átomo necesita dar electrones y otro recibirlos. Puede ocurrir, como les acontece a los átomos de la molécula de oxígeno (O₂), que ambos quieran recibir y no les quede otra alternativa que compartir sus electrones; o como sucede con los átomos que forman un fragmento de hierro, que todos quieran deshacerse de los electrones que les sobran y terminen por liberarlos. Lo que los átomos decidan hacer con los electrones (darlos, recibirlos, compartirlos o soltarlos) va a determinar el tipo de unión que se establece entre ellos (lo que llamamos enlace interatómico) y, a su vez, las propiedades físico-químicas de la molécula que se ha formado.²

Resumiendo todas las ideas expuestas anteriormente, podemos decir que de igual modo que un lápiz sostenido sobre su punta terminará cayendo sobre la mesa buscando una posición más estable, los átomos se unen con otros átomos para formar moléculas tratando de encontrar su propia estabilidad. Y si el lápiz se conforma con estirarse sobre la mesa como un guiri coloradote sobre la arena de Benidorm, para los átomos la estabilidad se alcanza cuando consiguen la misma configuración electrónica que posee un gas noble. Dicho de otra forma, un átomo será estable cuando en la última capa de su corteza posea ocho electrones o, al menos, esta esté completamente colmada con estas indivisibles partículas subatómicas; tal como les sucede al helio (He), neón (Ne), argón (Ar)… vamos, a los gases nobles. Con el objetivo de mimetizar a los gases nobles, y con ello alcanzar la estabilidad, los átomos se ven obligados a trapichear con sus electrones. Algunos regalan sus electrones sobrantes, otros –necesitados de ellos– los recogen e, incluso, en ciertas ocasiones varios átomos llegan al acuerdo de compartir algunos de los electrones que poseen. Pero este negocio electrónico que permite a los átomos alcanzar la estabilidad también es responsable de que estas partículas queden unidas unas con otras formando las moléculas.

LAS MOLÉCULAS DE LA VIDA

Tenéis que saber que la química a veces se muestra tan clasista como los responsables de un club de golf en la Moraleja, segregando sin ningún pudor las moléculas en dos grupos: inorgánicas y orgánicas. Probablemente esta separación tenga mucho más que ver con el modo como los humanos interpretamos el mundo, tratando de aprehenderlo a base de estructuraciones, divisiones y categorías, que con una disimilitud real entre las moléculas, pues todas ellas comparten mucho más de lo que las diferencia. No obstante, agarrado con fuerza a mi naturaleza humana no solo voy a distinguir entre moléculas orgánicas e inorgánicas como hacen los químicos, sino entre moléculas que participan de la vida y las que no pueden hacerlo. Solo que para llegar a conocer las moléculas de la vida primero tendremos que deambular a través del mundo que separa las moléculas orgánicas de las inorgánicas.

El origen de la disgregación de las moléculas en dos grupos parece remontarse hasta principios del siglo XIX, cuando el químico sueco Jöns Jacob von Berzelius agrupó las sustancias que habitualmente aparecían asociadas a los seres vivos bajo el nombre de moléculas orgánicas, y aquellas que caracterizaban al medio no viviente como moléculas inorgánicas. Durante un tiempo se admitía que las moléculas orgánicas tenían un «algo» especial que les permitía formar parte de los organismos vivos: procedían de los compuestos inorgánicos que habían recibido una especie de «fuerza vital» que los transformaba. Esta forma de interpretar la realidad tenía una doble justificación: por entonces el vitalismo (según el cual la vida era un evento especial que no seguía las leyes de la naturaleza) imbuía a gran parte de la comunidad científica. Errónea percepción que se unía al hecho de que hasta entonces ningún científico había sido capaz de sintetizar una molécula orgánica a partir de precursores inorgánicos. Pero el principio del fin del vitalismo llegó en el mismo instante en que, primero, Friedrich Wöhler obtuviera la urea (compuesto orgánico) calentando el cianato amónico (compuesto inorgánico), y unos quince años después su alumno, el químico alemán Adolph Wilhelm Hermann Kolbe, sintetizara el muy orgánico ácido acético a partir de los átomos que lo conforman (C, H y O). A mediados del siglo XIX ya había quedado más que claro que las moléculas orgánicas no se diferenciaban de las inorgánicas por el hecho de haber sido premiadas con un soplido de esotérica vitalidad, simplemente su origen se debía a transformaciones que la química podía explicar. Entonces, ¿por qué unas moléculas se exhibían impúdicamente en los seres vivos mientras que otras parecían estar vetadas por ellos?

Cuando Stanley Miller realizó su famoso experimento tratando de demostrar que la vida se había originado en la propia Tierra, no intentaba reproducir las condiciones primitivas del planeta buscando obtener cualquier tipo de sustancia química, sino intentando sintetizar moléculas orgánicas tales como aminoácidos, nucleótidos o glucosa. De modo que, descartado el flujo vital, los científicos sabían que en verdad las moléculas orgánicas poseían alguna característica que les permitía formar parte de los organismos vivos. Característica, además, de la que carecían sustancias inorgánicas tan importantes para el desarrollo y el mantenimiento de la propia vida como el O₂, el H₂O o el CaCO₃.

Resulta que la particularidad que permitía distinguir entre las dos familias de moléculas había estado a la vista durante todo ese tiempo, pero solo el científico alemán Friedrich August Kekulé fue capaz de verla: el tamaño. Si las moléculas inorgánicas de mayor tamaño rara vez llegan a estar formadas por una docena de átomos, las orgánicas no solo superan con facilidad ese número, sino que incluso podían estar formadas por ¡cientos de miles de átomos! Desconozco la importancia del tamaño en otros ámbitos, pero desde luego en lo referente a las moléculas orgánicas el tamaño desde luego que importa. Las proteínas, los polisacáridos o los ácidos nucleicos que aparecen en los seres vivos son moléculas gigantescas, de un tamaño descomunal si las comparamos con cualquiera de las moléculas inorgánicas. Y la causa de que estas moléculas puedan crecer hasta alcanzar tamaños imposibles para las inorgánicas es la presencia de… átomos de carbono (C).

El carbono es un elemento especial, tanto que la propia vida se apoya y se desarrolla sobre este pequeño diablillo constituido por seis protones, seis neutrones y seis electrones. La principal peculiaridad del carbono reside en sus cuatro valencias. Se trata de un átomo tetravalente que podríamos imaginar como un monstruo dotado de cuatro brazos que le capacitan para enlazarse con otros tantos átomos. Además, no existe un elemento químico más «narcisista», el átomo de carbono posee una especial debilidad por enlazarse con otros carbonos, construyendo enormes cadenas alifáticas llenas de ramificaciones y estructuras cerradas en forma de ciclos que conforman el armazón de las moléculas orgánicas. Sin embargo, su tendencia a formar esqueletos carbonados no le impide utilizar algunas de sus valencias para enlazar átomos de hidrógeno, oxígeno o nitrógeno, que dotan a estas moléculas de la imprescindible reactividad que necesitan para formar parte de la vida.

En la naturaleza solo existe un elemento químico de una condición similar al carbono: el silicio (Si). Se trata también de un átomo tetravalente capaz de establecer enlaces Si-Si, solo que, a diferencia de los enlaces C-C, estos son tan débiles e inestables que impiden la formación de largas cadenas de silicio. Visto lo visto, está claro por qué los científicos llaman a la química de las moléculas orgánicas la química del carbono, y también el motivo por el que estas moléculas forman parte del grupo que vengo a llamar moléculas de la vida.

Fig. 1.5 Átomo de carbono con sus cuatro valencias (izquierda). Molécula de propano (C₃H₈), donde se observa el esqueleto formado por los átomos de carbono (derecha).

Los compuestos orgánicos derivados del carbono constituyen el grupo más numeroso de entre las moléculas a las que está dedicado el presente libro, pero ellos solos no son capaces de ocupar todo el espacio que generan las moléculas de la vida. Junto a glúcidos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos, cuya estructura, propiedades y función vais a conocer, también aparecerán sustancias como el agua y las sales minerales, que, aunque clasificadas como sustancias de naturaleza inorgánica, también tendrán cabida dentro de las moléculas que otorgan vida.

1. La incapacidad para explicar la discontinuidad de los espectros de absorción (patrón de energía que los electrones de un átomo absorben al ser excitados) y de los espectros de emisión (patrón de energía que los electrones de un átomo excitado emiten para volver al estado fundamental) era otro problema asociado al modelo de Rutherford que fue resuelto con el modelo de Bohr.

2. Cuando un átomo da electrones y otro los recibe (como sucede en la molécula de NaCl) se forma un enlace iónico. Cuando los átomos comparten electrones (como sucede en la molécula de O₂ o en la de H₂O) el enlace es covalente. Y cuando los átomos liberan los electrones que les sobran, y estos quedan alrededor de los átomos formando una nube electrónica, se forma el típico enlace metálico que encontramos en un fragmento de hierro.

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LA FUENTE DE LA VIDA

El año 2018 pasará a la historia por ser testigo de uno de los más relevantes descubrimientos que haya hecho nunca nuestra especie. No estoy hablando de la extraordinaria capacidad que hemos descubierto en algunos de nuestros políticos para alcanzar excelsos logros académicos sin la necesidad de pisar un aula ni de realizar un solo examen, sino de que, ¡por fin!, tras décadas de infructuosa búsqueda, hemos encontrado agua líquida en el planeta Marte. Lo cierto es que la NASA, utilizando un vehículo de exploración adecuadamente bautizado como Curiosity, ya había detectado unos años atrás importantes cantidades de esta molécula, pero se creía que toda ella se encontraba congelada. Bueno, pues unos científicos italianos han localizado bajo una de esas capas de hielo un pequeño lago de agua líquida de poco más de un metro de profundidad. Este hallazgo ha provocado que los científicos concentren ahora sus esfuerzos en buscar vida extraterrestre no sobre la superficie del planeta rojo sino bajo ella.

Desde siempre hemos vinculado la vida con la presencia de agua líquida, aunque decir que el agua es una molécula imprescindible para la vida no sea decir demasiado. Es más, se trata de la típica afirmación superficial desprovista de cualquier información, del todo inútil para apaciguar las ansias de conocimiento de una mente analítica (como sin duda es la vuestra) que anda en busca de explicaciones. Obviamente necesitamos el agua para vivir, como también necesitamos el oxígeno del aire, la energía contenida en los alimentos o, por muy mayores que nos creamos, los cariñitos de mamá.

Es verdad que todos los organismos vivos contienen agua: desde la medusa (¡prácticamente toda ella es agua!) hasta las semillas, que, aun aparentando ser estructuras secas y deshidratadas, atesoran pequeñas cantidades de esta molécula. Pero si hasta en nuestro organismo el agua se alza con el galardón de ser el componente mayoritario, si bien es un valor variable que oscila dependiendo de la edad del individuo, de tal forma que cuando somos embriones el contenido en agua es máximo y cuando envejecemos (dando todo el sentido a la expresión arrugarse como una pasa) se hace mínimo. También es cierto que los científicos apuestan por el agua como el medio donde se originó la vida; tanto que hasta hace muy poco tiempo los astrobiólogos consideraban su presencia en un planeta como aspecto imprescindible para la existencia de vida.

Mas, pese a todas la evidencias anteriores, vincular el agua con la vida no explica en modo alguno el rendimiento que de esta molécula extraen los seres vivos y la vital dependencia que tienen de ella. Lo cierto es que los seres vivos necesitamos el agua porque esta molécula posee unas peculiaridades que difícilmente encontraremos en ninguna otra; características especiales que permiten al agua ejercer funciones en los seres vivos que no podrían ser desempeñadas por ninguna otra molécula.

Así, las especiales propiedades físico-químicas que posee el agua le permiten actuar como agente transportador (la sangre, la linfa y otros fluidos biológicos están formados principalmente por agua), como agente refrigerante (sus elevados calor específico y capacidad calorífica permiten que el sudor se evapore llevándose gran cantidad de calor), como medio de reacción (la gran mayoría de los procesos químicos que se dan en el interior de los seres vivos lo hacen en medio acuoso) y como medio de dilución (como consecuencia de su gran capacidad para disolver compuestos iónicos el agua es utilizada en los procesos de excreción, siendo el constituyente mayoritario en la orina y el sudor). Por si todo lo anterior no fuese suficiente para justificar su importancia en los seres vivos, además el agua es el medio en el que se desarrolla la vida de numerosos organismos como los peces, las algas o la mayoría de los moluscos; y muchos otros, tales como los anfibios y plantas, por ejemplo las briofitas o las pteridofitas, necesitan estar vinculados al líquido elemento para poder reproducirse.

UNA MOLÉCULA NO TAN SENCILLA

No creo que la molécula de agua necesite de ninguna presentación, si hasta aquellos que hace ya mucho tiempo que enterraron en el olvido la química del colegio conocen su fórmula: ¿agua?, ¿agua?… sí, ¡H₂O!

Así es, la molécula de agua está constituida por la unión de dos átomos de hidrógeno (H) a un solo átomo de oxígeno (O); pero, además, podemos precisar que dicha unión se establece mediante un enlace covalente, y –para tirarnos el pisto– añadir que en ella los átomos están dispuestos formando un ángulo de 104,5^o.

En la molécula de H₂O, cada uno de los dos átomos de hidrógeno comparte un electrón con el átomo de oxígeno, estableciéndose entre ellos un tipo de unión conocida como enlace covalente. Al hablar de compartir podéis llegar a pensar que los átomos actúan como buenos hermanos, repartiéndose equitativamente los electrones que comparten. Sin embargo, en la molécula de H₂O este comportamiento idílico no se va a producir, debido a que el átomo de oxígeno tiene una enorme avidez por los electrones¹ y se muestra un poquito «abusón». De modo que aunque el átomo de oxígeno comparte un par de electrones con cada átomo de hidrógeno también los atrae más fuertemente, de tal forma que en la molécula de H₂O los electrones se van a situar más cerca del átomo de oxígeno que de los átomos de hidrógeno. Teniendo en cuenta que los electrones son partículas cargadas negativamente, este hecho va a provocar un ligero desequilibrio electrostático en la molécula de H₂O: una minúscula densidad de carga negativa (ρ(-)) sobre el átomo de oxígeno, y otras densidades de carga, en este caso positivas (ρ(+)), sobre los átomos de hidrógeno.

Resumiendo, debido a las diferentes fuerzas con las que el átomo de O y los átomos de H atraen los electrones que están compartiendo, la molécula de agua, a pesar de ser eléctricamente neutra, se comporta como un dipolo.

Fig. 2.1 Molécula de agua con reparto desigual de los electrones entre el átomo de oxígeno y los átomos de hidrógeno. La mayor atracción que ejerce el átomo de oxígeno sobre los electrones (círculos negros en la figura de la izquierda) es la causa de que la molécula de agua sea un dipolo.

Ya imagino que habréis deducido que si os he contado toda esta historia sobre electronegatividades y dipolos es porque la aparición de tales densidades de carga en la molécula de H₂O no queda como una mera anécdota química. Acertáis de pleno, esta peculiaridad permite a las moléculas de H₂O unirse entre sí mediante un tipo especial de enlace que va a determinar decisivamente las propiedades que posee el agua: os estoy hablando de los puentes de hidrógeno.

El puente de hidrógeno es un tipo de enlace intermolecular (porque a diferencia del covalente o el iónico no une átomos sino moléculas) que se establece entre el átomo de hidrógeno de una molécula de H₂O y el átomo de oxígeno de otra molécula de H₂O diferente. De esta forma, cada hidrógeno de una molécula de H₂O es capaz de establecer un puente de hidrógeno, mientras que el oxígeno establece dos. Así, una sola molécula de agua puede estar unida a otras cuatro (figura 2.2).

Fig. 2.2 Moléculas de agua unidas mediante puentes de hidrógeno. Cada átomo de hidrógeno de una molécula de agua forma un solo puente de hidrógeno, pero cada átomo de oxígeno establece dos.

Lo más relevante de los puentes de hidrógeno que establecen entre sí las moléculas de agua es que son responsables de las características físico-químicas tan peculiares y distintivas que presenta esta sustancia. Los puentes de hidrógeno permiten al agua desempeñar numerosas funciones en los seres vivos, haciéndola una molécula esencial en el origen y mantenimiento de la vida.

¿POR QUÉ NO TE HUNDES?

La fuerza de la costumbre es responsable de que hechos extraordinarios se presenten ocultos bajo una capa de cotidianidad que impide que nos sorprendamos con ellos. Agarrado a tal percepción, me arriesgo a asegurar que ninguno de vosotros se extraña cuando ve flotar los cubitos de hielo en un refresco, a pesar de constituir un acontecimiento insólito en la naturaleza. Como veremos, son muchas las peculiaridades que presenta la molécula de H₂O, pero, sin duda, una de las características que más debería llamar vuestra atención es la inesperada disminución de su densidad cuando se congela. Esta circunstancia provoca que el hielo flote sobre el agua líquida (como hacen los cubitos de hielo en el vaso de Coca-Cola), cuando en la naturaleza lo habitual es que el sólido sea más denso que su fluido y, por ello, se hunda en él.

Para desentrañar este curioso y relevante aspecto que presenta el agua cuando se solidifica es necesario recordar dos sencillos conceptos que a buen seguro hemos estudiado en el colegio: la densidad y la teoría cinético-molecular.

La densidad de un cuerpo es la relación que existe entre la cantidad de materia que contiene (su masa) y el volumen que ocupa en el espacio; lo que matemáticamente viene expresado por la ecuación:

Por otro lado, la teoría cinético-molecular nos relaciona el movimiento de las partículas que conforman un material con su estado de agregación (sólido, líquido o gaseoso). De esta forma, sabemos que las partículas de un material en estado sólido no se encuentran estáticas (pues contravendría el segundo principio de la termodinámica; sí, ese que habla de la imposibilidad de alcanzar el 0 absoluto), sino que manifiestan ligeros movimientos vibracionales que no les impiden permanecer muy juntas. En estado líquido las partículas presentan mayor movilidad, lo que implica que la separación entre ellas aumenta, permitiendo al líquido (como empíricamente habréis comprobado multitud de veces al verter el agua de una botella en un vaso) adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene. Finalmente, las partículas que constituyen un gas se encuentran totalmente separadas debido a su gran movilidad, de manera que se disponen y ocupan todo el volumen del recipiente que las contiene.

Fig. 2.3 Sencilla recreación de las distancias que separan las moléculas de una sustancia en los diferentes estados de agregación.

Una vez refrescados algunos conceptos básicos, ya podemos meternos de lleno con la aparente incongruencia de la densidad del hielo. En principio, tanto la lógica más simple como la teoría cinética-molecular nos conducen a pensar que una misma cantidad de materia en estado sólido debería ocupar menos volumen que la misma cantidad de dicha materia en estado líquido. Evidente: tenemos un mismo número de moléculas y, según establece la teoría cinético-molecular, en el sólido estas se sitúan más próximas que en el líquido, ocupando por ello menor volumen. Así, a igualdad de masa y menor volumen la densidad del material en estado sólido debería ser mayor. Este hecho, insisto, es lo habitual, pero el agua no es una sustancia para nada corriente.

Sucede que en un fragmento de hielo, las moléculas de agua tienen que adoptar una disposición muy rígida obligadas por los puentes de hidrógeno establecidos entre ellas (que actúan a modo de rígidas barras que separan a las moléculas de H₂O), lo que provoca la aparición de una enorme cantidad de huecos en su estructura que hacen que el volumen se incremente y, por tanto, la densidad disminuya. Habréis observado las burbujas de aire que quedan atrapadas en los cubitos de hielo que enfrían un refresco; pues esas burbujas delatan los huecos que aparecen entre las moléculas de agua que constituyen el hielo.

Fig. 2.4 Disposición de las moléculas de H₂O en el agua líquida (izquierda). Disposición de las moléculas de H₂O en el hielo (derecha).

Podríais pensar que esta propiedad que posee el agua solo sirve para hacernos la puñeta: es la responsable de que las tuberías se revienten en invierno, y la culpable de que nos pasemos media hora recogiendo cristales en vez de bebernos el botellín de cerveza que habíamos puesto a enfriar (y olvidado) dentro del congelador. Pero lo cierto es que a pesar de estos pequeños inconvenientes que nos provoca el aumento del volumen del agua cuando se congela, también tenemos que considerar lo importante que esta característica ha sido para el origen y, continúa siendo, para el mantenimiento de la vida en nuestro planeta.

Para entenderlo tan solo tenemos que imaginarnos un lago en una región templada de la Tierra, donde al llegar el invierno es habitual que la temperatura atmosférica alcance valores negativos. Cuando la atmósfera a temperaturas bajo cero entra en contacto con la capa más superficial del lago, provoca que esta última pierda parte de su calor y termine congelándose. Debido a la rigidez de los puentes de hidrógeno que se establecen entre las moléculas en el agua congelada, el hielo incrementará su volumen y disminuirá la densidad, de modo que terminará flotando sobre el agua líquida más densa. La capa de hielo recién formada actúa a modo de aislante, impidiendo el contacto entre el agua líquida que se encuentra por debajo y la fría atmósfera situada por encima. De este modo, el agua que se sitúa bajo la capa de hielo se mantiene siempre por encima de los 0 ^oC, permitiendo que la vida continúe desarrollándose en su seno.

Si, por el contrario, el agua se comportase como lo hacen la mayoría de las sustancias que conocemos, el hielo sería más denso que el agua líquida. Así, cuando la temperatura atmosférica descendiera por debajo de los 0 ^oC, la capa más superficial de nuestro lago se congelaría y se hundiría, provocando que otra capa de agua líquida ocupara su lugar, se congelara y volviera a hundirse. Este proceso continuaría hasta que toda el agua del lago se hubiera congelado… y toda la vida que en él se desarrollaba hubiera desaparecido.

No obstante, la inesperada fluctuación que acontece con la densidad del agua no se limita a su estado sólido; de forma sorprendente la densidad del agua líquida también se ve afectada por acción de la temperatura. Así, a partir de los 0 ^oC la densidad del agua aumenta con la temperatura hasta alcanzar un máximo de densidad a los 4 ^oC, pero una vez adquirida esta temperatura la densidad del agua comienza a disminuir tal como, ahora sí, predice la teoría cinético-molecular.

Fig. 2.5 Variación de la densidad del agua con la temperatura.

SIN NECESIDAD DE HERVIR

Cualquier persona sabe que, a presión atmosférica, el agua se congela por debajo de los 0 ^oC y se evapora al alcanzar los 100 ^oC, de modo que os puede parecer extraño que estas temperaturas constituyan algo excepcional. Sin embargo, seréis conscientes de tal excepcionalidad si comparamos los puntos de fusión y ebullición del agua con los que poseen moléculas de naturaleza similar como el sulfuro de hidrógeno (SH₂) o el seleniuro de hidrógeno (SeH₂). Echad un vistazo a la tabla 2.1, donde aparecen las moléculas «hermanas» del agua, y seguro que os sorprende de qué modo tan radical los valores de las temperaturas de fusión y ebullición de nuestra protagonista se alejan de los que cabría esperar dada su naturaleza.

Tabla 2.1

Constantes físicas de las moléculas resultantes de la combinación del hidrógeno con los elementos del grupo del oxígeno (^oC)

Haluros	P. fusión	P. ebullición
SH2	-82,9	-60,1
SeH2	-64	-42
TeH2	-54	-1,8
H2O	0	100

Como no podría ser de otra forma, los valores anormalmente altos de los puntos de fusión y ebullición del agua se deben a los puentes de hidrógeno. Estos enlaces intermoleculares unen fuertemente las moléculas de H₂O dificultando su cambio de estado, ya sea al solidificarse en forma de hielo o evaporarse como vapor de agua.

Dicho todo lo anterior, hay un aspecto que debería sorprenderos: el nivel del agua en el vaso que tengo sobre la mesilla va disminuyendo día a día sin que yo me lo beba, y aunque en verano mi habitación parece un horno, desde luego no alcanza, ni de lejos, esos 100 ^oC de los que venimos hablando. Para encontrar una respuesta a este interrogante, en primer lugar tenéis que saber que una molécula de H₂O individual no establecerá puentes de hidrógeno (básicamente porque no tiene otras moléculas de agua a las que agarrarse), e incluso a una temperatura relativamente baja ya aparecerá en estado gaseoso. Precisamente esto es lo que sucede con el agua metabólica que se desprende, molécula a molécula, de cada una de vuestras células cuando estas extraen la energía de los nutrientes. Las moléculas de H₂O aparecen en estado gaseoso junto al aire que espiramos a una temperatura media de unos 37 ^oC, muy por debajo de la consabida temperatura de ebullición del agua.

Como ya habréis deducido hay una relación directa entre el número de moléculas de H₂O a las que se puede unir otra molécula de H₂O y su capacidad para mantenerse en estado líquido. Así, las moléculas de H₂O que se encuentran en la superficie del vaso no pueden establecer tantos puentes de hidrógeno con sus compañeras (al menos no tantos como las moléculas de H₂O situadas por debajo), por el simple motivo de que sobre ellas no hay agua sino aire. De este modo, las moléculas de la superficie se evaporan (rompen sus vínculos en forma de puentes de hidrógeno con las otras moléculas) sin necesidad de que se les suministre la energía necesaria para entrar en ebullición, y libres de su anclaje se escapan irremediablemente del vaso hacia la atmósfera. Las moléculas situadas por debajo de las «desertoras» pasarán a ocupar su lugar, y sin los suficientes puentes de hidrógeno que las anclen a sus compañeras seguirán el mismo destino de las que antes las tapaban. Así, poco a poco, el agua de un vaso se evapora sin necesidad de que lo pongamos a hervir en una cazuela. Oye, y si finalmente habéis entendido el proceso, seguro que seríais capaces de explicar por qué el agua se evapora más velozmente si la situamos en un plato llano y no en un vaso; o de por qué las salinas (en las que se evapora el agua del mar para extraer la sal) son muy extensas en superficie pero tienen muy poca profundidad.

Reconozco que puede suceder que, después de todo el rollo que os he contado, no hayáis sido capaces de comprender en toda su magnitud la importancia que poseen para los seres vivos los «anormales» valores que caracterizan las temperaturas de fusión y ebullición del agua. Pues, por si caso ha sido así, allá va: el agua está disponible en estado líquido para todos los seres vivos a cualquier temperatura situada entre los 0 y los 100 ^oC (no casualmente, el intervalo de temperatura en el que habitualmente se desarrolla la vida); mientras que, por el contrario, las otras moléculas similares químicamente al agua (SH₂, SeH₂ y TeH₂) se encontrarán en estado gaseoso incluso a temperaturas inferiores a los 0 ^oC, escapándosenos entre los dedos.

¡QUÉ CALOR!

Hemos visto algunas características que hacen del agua una sustancia especial, pero su naturaleza química aún puede sorprenderos con otras propiedades increíbles. El agua viene a ser como un superhéroe molecular dotado con múltiples y variados superpoderes. Y quizás entre las peculiares propiedades que posee, el calor específico y el calor latente de vaporización estén entre las más sorprendentes.

Vayamos por orden, superpoder por superpoder: podemos definir el calor específico como la cantidad de calor que tenemos que regalar a un gramo de una sustancia determinada para conseguir aumentar en un grado centígrado su temperatura. En el caso concreto de un gramo de agua necesitamos tan solo una caloría, de modo que, sin necesidad de pensar demasiado, deducimos que su calor específico será de 1 cal/g ^oC.

¡Qué fácil!, si a un gramo de agua le aportamos una caloría de energía, su temperatura subirá un grado. Ya, pero lo cierto es que este valor, así a secas, nos dice más bien poco. Para entender el significado que adquiere tenemos que realizar, de nuevo, un ejercicio de confrontación comparándolo con los calores específicos de otras sustancias (tabla 2.2). Solo enfrentándolo con el hierro, la plata o la arena seremos conscientes de que el calor específico del agua es ciertamente elevado.

Tabla 2.2

Calores específicos expresados en cal/g ^oC

Sustancia	Calor específico
Hierro	0,113
Plata	0,060
Etanol	0,580
Arena	0,200
Agua	1,000

Tengo la impresión de que cuando os comuniqué que bastaba una sola caloría para aumentar en un grado la temperatura de un gramo de agua os había parecido un regalo, vamos, un valor tremendamente pequeño. Pero ahora que sabéis que otras sustancias están en oferta creo que entenderéis que en realidad el calor específico del agua presenta un valor ciertamente considerable. Así es, el elevado calor específico que posee el agua implica que se necesite suministrarle mucha energía para aumentar su temperatura; al menos mucha más que la que precisan el hierro, la plata o la arena para calentarse.

Del mismo modo que el agua necesita recibir mucho calor para calentarse, también debe perder mucha energía en forma de calor para que su temperatura disminuya. Ambas percepciones nos conducen a deducir que el agua es una sustancia tremendamente estable desde el punto de vista térmico: su temperatura no varía con facilidad. Teniendo en cuenta que las tres cuartas parte de la Tierra están cubiertas de agua y que, además, esta sustancia es una de las principales responsables del clima, podemos asegurar que la gran estabilidad térmica del agua permite que la temperatura global de nuestro planeta sea bastante benigna y no presente oscilaciones demasiado drásticas.

Quizás uno de los mejores ejemplos para ilustrar cómo el elevado calor específico del agua interviene en los procesos meteorológicos lo constituya uno a pequeñísima escala: la formación de las brisas marinas y los terrales.

La brisa marina (figura 2.6) es un viento costero que llega desde el mar hasta la costa para alivio de los bañistas durante los días más calurosos del verano. La brisa marina se produce como consecuencia de los diferentes calores específicos que poseen el agua del mar y la arena de la playa. El calor específico de la arena (alrededor de 0,2 cal/g ^oC) es muy inferior al del agua, de modo que cuando los rayos de sol inciden sobre ella la primera se calienta más rápidamente que la segunda. Así, si la arena comienza a arder bajo nuestros pies, los mismos rayos de sol que la han calentado apenas son capaces de modificar ligeramente la temperatura del agua del mar.

El aumento diferencial de temperatura entre la arena y el agua provoca que el aire que está en contacto con la arena de la playa incremente su temperatura mucho más rápidamente que la del aire situado sobre el mar. Ya sabéis que en el aire caliente las partículas se separan y la densidad disminuye, de modo que la masa de aire caldeado asciende en la atmósfera y se dirige, en altura, mar adentro. Allí, el aire más frío y más denso que se encuentra en altura, pero sobre el océano, descenderá empujado por el aire cálido, dirigiéndose a nivel de la superficie del mar en dirección a la costa.

Fig. 2.6 Movimiento del aire en una brisa marina.

Por la noche el proceso se invierte: el menor calor específico de la arena de la playa provoca que, en ausencia de la energía que le suministra el sol, se enfríe más rápidamente que el agua del mar. El aire situado sobre la superficie del océano será, en este caso, el que posea mayor temperatura, de modo que la masa de aire caliente sobre el océano asciende en la atmósfera y se dirige en altura hacia la costa. Allí desplazará el aire que se encuentra sobre esta, más frío y denso, que se dirigirá hacia el mar como viento de superficie llamado terral (figura 2.7).

Fig. 2.7 Movimiento del aire en una brisa de tierra o terral.

Vista la importancia que posee el elevado calor específico del agua, vayamos ahora con el otro superpoder: el calor latente de vaporización (L_v). Para ello, y en primer lugar, os tengo que explicar el significado físico de este concepto que para algunos puede resultar desconocido. Podemos definir el L_v como la cantidad de energía en forma de calor que debemos suministrar a un gramo de agua no para que aumente en un grado su temperatura, como sucedía con el calor específico, sino para que se evapore. También se trata de un valor muy elevado (539,4 cal/g), lo que implica que para evaporar el agua hay que darle mucha, pero que mucha energía. Este hecho explica por qué muchos animales, entre los que se encuentra el hombre, lo utilizan para disminuir su temperatura corporal: el sudor absorbe mucho calor del cuerpo antes de evaporarse y llevárselo con él.

El hombre se ubica dentro de los denominados organismos homeotermos, es decir, seres capaces de regular su temperatura corporal. Y resulta que en el proceso de autorregulación térmica, el agua (como componente fundamental del sudor) desempeña el papel principal debido a su elevado L_v. Nuestro organismo funciona adecuadamente dentro de un pequeño rango de temperaturas comprendido entre los 36 y 40 ^oC, pero diversos procesos, como la activación del metabolismo durante el ejercicio físico o la exposición a un medio de elevada temperatura, como ocurre dentro de una sauna finlandesa o en las calles de Sevilla en agosto, pueden provocar que nuestra temperatura corporal aumente hasta alcanzar niveles muy peligrosos (nuestras proteínas se desnaturalizan y dejan de funcionar a partir de los 42 ^oC). Con el objetivo de disminuir la temperatura, el cuerpo segrega a través de los poros de la piel gran cantidad de agua (con sales minerales e incluso urea) en forma de sudor. El calor que estamos generando, y que aumenta peligrosamente la temperatura corporal, es absorbido en grandes cantidades por el agua contenida en el sudor, enfriando rápidamente nuestro organismo.

ANDAR SOBRE LAS AGUAS

Para presentaros el siguiente superpoder del agua os propongo una experiencia: llena un vaso con agua, coge un clip (sí, ese utensilio metálico que sirve para unir papeles) y dóblalo por la mitad. Sitúa horizontalmente sobre él un alfiler y, con mucho cuidado, deposítalo sobre la superficie del agua: ¡flota!

El alfiler, mucho más denso, se mantiene suspendido sobre la superficie del agua sin hundirse, como también habréis visto que lo hace el zapatero (Gerris lacustris) en las zonas con poca corriente de algunos ríos. Tanto el alfiler como el zapatero se sostienen sobre el agua debido a la tensión a la que se encuentran sometidas las moléculas de agua en la superficie, la denominada tensión superficial.

Como tantas otras, esta propiedad del agua hunde sus raíces en los puentes de hidrógeno que se establecen entre sus moléculas. Siendo un poco más concreto, os diré que la causa final es el reparto desigual de estos enlaces de hidrógeno entre las moléculas de H₂O. La tensión superficial del agua aparece como consecuencia del menor número de uniones que establecen las moléculas de H₂O situadas en la superficie.

Para entenderlo, imaginad una molécula de H₂O que se localiza justo en el medio de un vaso repleto de agua. Allí, la molécula se encontrará rodeada por otras moléculas de H₂O que, mediante puentes de hidrógeno, tirarán de ella en todas las direcciones (hacia arriba, abajo y a los lados) como si de una marioneta se tratara. Sin embargo, una molécula de H₂O que se encuentre en la superficie solo se unirá a las moléculas que se encuentren al lado y por debajo de ella, ya que por encima no hay ninguna otra molécula de agua, solo está el aire. Tal circunstancia provoca que los enlaces tiren de la molécula hacia los lados y hacia abajo pero nunca hacia arriba, generando una superficie muy tensa de moléculas de agua en la parte superior del vaso: esa es la tensión superficial.

Fig. 2.8 Puentes de hidrógeno en una molécula situada en la superficie (izquierda). Puentes de hidrógeno en una molécula situada en el interior (derecha).

La mejor estrategia para romper la tensión superficial, y hacer que, paradójicamente, el agua moje un tejido más y mejor, es la adición de compuestos químicos tensioactivos como los detergentes. Estas sustancias son capaces de alterar los puentes de hidrógeno que establecen las moléculas de agua provocando, de ese modo, la disminución de la tensión superficial. Así, si queremos que en nuestro experimento el alfiler que flota en el agua se hunda sin necesidad de tocarlo, bastará con añadir una gotita de detergente que destruya la tensión superficial del agua que lo sostiene. Otra estrategia que permite disminuir la tensión superficial y evitar, por ejemplo, que un saltador de trampolín se haga daño al chocar contra la superficie del agua consiste en generar burbujas desde el fondo de la piscina, ya que estas al ascender y chocar contra la superficie minimizan la tensión superficial del agua.

POR FAVOR, ¡DISUÉLVANSE!

Probablemente una de las propiedades del agua que más útil le resulta a los seres vivos es su capacidad para disolver sustancias. Sin duda, el agua es un gran disolvente, pero no es capaz, ni de lejos, de disolver cualquier sustancia. Aunque con frecuencia sea denominado el disolvente universal por su extraordinaria aptitud para desleír compuestos polares o iónicos, nunca, jamás, disolverá moléculas apolares del tipo de las grasas y los aceites.

La capacidad que posee el agua para disolver compuestos polares como las sales está directamente relacionada con la naturaleza química que caracteriza a este tipo de compuestos. Las moléculas polares están constituidas por átomos unidos mediante un enlace iónico que asocia átomos metálicos que quieren dar electrones con átomos no metales que necesitan recibirlos. El metal, al ceder electrones, queda cargado positivamente (formando un catión), del mismo modo que el otro átomo adquiere carga negativa (anión) al coger esos electrones. Como ambos átomos presentan carga opuesta se verán irremediablemente atraídos y quedarán unidos por la acción de una fuerza denominada electrostática, es decir, mediante el establecimiento de un enlace iónico.

Analizando superficialmente esta expresión, os daréis cuenta de que cuanto mayor sea la carga de los átomos y menor la distancia que los separa, mayor será la fuerza electrostática que los mantiene unidos. Mas a pesar de lo intensa que sea la fuerza que vincula los átomos, en una molécula iónica el agua es capaz de llegar a establecer una interacción electrostática de mayor intensidad con los iones. Si esto sucediera los iones se separarían, produciéndose la solvatación de la molécula iónica, o lo que es lo mismo: su disolución en agua.

Este proceso lo habéis observado infinidad de veces cuando agregamos la sal que utilizamos para cocinar a un vaso de agua. La sal común es un compuesto químico llamado cloruro sódico (NaCl) que se ha formado porque el sodio donó al cloro un electrón, convirtiéndose el primero en el catión sodio (Na⁺) y el segundo en el anión cloruro (Cl-).² Al trajinar con los electrones uno muy cerca del otro y presentar carga de signos opuestos quedaron unidos mediante la fuerza de atracción electrostática (figura 2.9).

Fig. 2.9 Formación de la molécula polar o iónica de NaCl.

El procedimiento de solvatación de la sal es sencillo: al añadir la sal al vaso donde tenemos el agua, las moléculas de NaCl (en realidad se trata de una red cristalina de NaCl) se verán rodeadas por millones de pequeñas moléculas de agua. Es cierto que estas moléculas no tienen una carga tan definida como la del catión Na⁺ o la del anión Cl-, pero sí que presentan una pequeña densidad de carga positiva sobre los H y negativa sobre el O debido al desigual reparto de los electrones que comparten ambos átomos. De esta forma, millones de moléculas de agua se dispondrán alrededor de los cationes Na⁺ de la sal orientando el átomo de O con su pequeña densidad de carga negativa, mientras que otro número enorme de moléculas de agua se ubicarán en torno al anión Cl- de la sal, orientando los H con su minúscula densidad de carga positiva. Estas pequeñas, pero múltiples, interacciones electrostáticas de las moléculas de agua con el Na⁺ y el Cl- de la sal conseguirán vencer la fuerza electrostática que mantiene unidos a ambos iones, lo que provocará su separación y, de ese modo, la disolución de la sal.

Fig. 2.10 Disolución del cloruro sódico en agua.

El proceso de disolución de una sal en agua es bien sencillo, y podemos recrearlo con una analogía que yo denomino «Fuenteovejuna y el abusón». Imaginad que unos niños están jugando a la pelota y un chico de mayor edad decide hacerles rabiar quitándoles el balón. Obviamente, uno solo de los niños no podrá arrancarle el balón de las manos, por el simple hecho de que el chico mayor es mucho más grande y fuerte; pero la cosa cambia si todos los niños colaboran, a lo Fuenteovejuna, en el proceso. Aun teniendo menos fuerza, los chiquillos pueden distribuirse alrededor del abusón, unos tirando de la pelota y otros del chico que la agarra con fuerza, de modo que colaborando entre todos pueden arrancar la pelota de las garras del abusón y continuar tranquilamente con su partido.

Volviendo con el agua y su capacidad para disolver compuestos iónicos, creo que no hay ni que decir que si el agua en cuyo seno se ha disuelto la sal comienza a evaporarse, esta última cristalizará de nuevo. La disminución en el número de moléculas de H₂O que interaccionan con el Na⁺ y el Cl- no es capaz de ejercer la fuerza suficiente como para evitar que estos iones se vuelvan a unir y la sal recristalice. Este fenómeno lo conocemos como precipitación de un soluto, y es el proceso en el que se basa la obtención de sal marina en las salinas.

Dicho todo lo anterior, ya sabéis que el agua es un excelente disolvente de sustancias iónicas, pero… ¿qué utilidad tiene esta propiedad para los seres vivos? Una cuestión tan importante como sencilla es la respuesta: la capacidad del agua para ejercer como disolvente de sustancias iónicas le permite actuar como medio de transporte de nutrientes, hormonas e incluso sustancias de desecho, y además constituye el medio en el que transcurren la mayoría de las reacciones metabólicas que se dan dentro de un organismo.

Durante este capítulo hemos visto que el agua permite en su seno el desarrollo de los organismos, capaz de flotar cuando se solidifica protegiendo la vida que hay bajo la capa de hielo, regula la temperatura del planeta y de muchos organismos, disuelve y transporta infinidad de sustancias, constituye el medio en el que transcurren las reacciones metabólicas y, encima, está disponible para nosotros en un enorme intervalo de temperaturas. Dicho todo lo cual, ¿alguno se atreve a poner en duda que el agua es una de las moléculas de la vida?

1 Esta propiedad se denomina electronegatividad. Los átomos de los elementos más electronegativos, como el oxígeno o el flúor, presentan una particular tendencia a atraer hacia sí los electrones que están compartiendo con los átomos de otro elemento químico.

2 El enlace iónico que se establece entre el Na y el Cl para formar la molécula de NaCl está explicado en el capítulo 1, «El principio de todo».