Introducción a la ciencia. Una guía para todos (o casi) (15 page)

Debido a que cada molécula de hidrógeno tiene dos átomos (H
₂
) y cada molécula de oxígeno también tiene dos átomos (0
₂
), mientras que cada molécula de agua posee un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno (H
₂
0), la explosión es más efectiva si comenzamos con una cantidad de hidrógeno que sea el doble que la de oxígeno, de tal forma que dos moléculas de hidrógeno se puedan combinar con cada molécula de oxígeno para producir dos moléculas de agua (2H
₂
O), sin que sobre nada. En este caso la explosión es realmente espectacular (por favor, ¡no intente hacerlo en su casa!).

Uno de los mayores triunfos de la física cuántica fue desarrollar una explicación completa del enlace químico hablando de las ondas electrónicas, trabajo en el que participó en gran medida Linus Pauling hacia finales de los años veinte y principios de los treinta. La gran aportación del planteamiento químico realizado en el marco de la mecánica cuántica es la posibilidad de calcular (al menos para las moléculas más sencillas), mediante las leyes básicas de la física, el cambio energético que se produce cuando las moléculas se reorganizan del modo que acabamos de explicar. Estos cálculos predicen los cambios energéticos que se miden en la realidad cuando tienen lugar las correspondientes reacciones químicas.

Erwin Schródinger publicó en 1926 su descripción ondulatoria del electrón y, un año después, dos físicos alemanes, Walter Heitler y Fritz London, habían utilizado su ecuación de ondas para calcular el cambio energético global que se produce en uno de los procesos descritos anteriormente, a saber, cuando dos átomos de hidrógeno se unen para formar una molécula de hidrógeno. Sus resultados se aproximaban mucho a las cifras obtenidas experimentalmente. Otros cálculos posteriores, en los que ya se incluían los perfeccionamientos llevados a cabo por Pauling, dieron como resultado una concordancia aún más estrecha entre las predicciones teóricas y los datos experimentales. Era el año 1927 y ello supuso un avance decisivo. Con anterioridad a esta fecha, todo lo que los químicos podían hacer era afirmar que, por razones desconocidas, los electrones tenían tendencia a emparejarse entre sí dentro de los átomos y que los átomos a su vez tendían a llenar sus capas de electrones. Pero en 1927 las ecuaciones les decían además por qué esto tenía que ser así. La razón era que estas configuraciones tienen menos energía, de un modo que se puede calcular y cuantificar, y además coincide con los resultados experimentales.

En principio, se puede aplicar el mismo tipo de cálculo a cualquier clase de moléculas, aunque en la práctica llega a ser muy difícil efectuarlo con precisión en los casos de moléculas complejas, por lo que los químicos tienen que recurrir a distintas técnicas de aproximación, de las que no es preciso hablar aquí. Lo que importa realmente es que los principios en que se basa el comportamiento de las moléculas se entienden muy bien. En vez de entrar en detalles relativos a distintas reacciones químicas, que serían simplemente variaciones sobre los temas que ya he comentado, prefiero avanzar en dirección a lo más interesante que ofrece la química: la parte de esta ciencia que se refiere a los seres vivientes, incluidos nosotros mismos. En primer lugar, para establecer un marco, necesitamos saber un poco más sobre otras formas de atracción entre átomos y moléculas, concretamente sobre tipos de enlaces más débiles.

En algunos compuestos existen grupos completos de átomos que funcionan juntos, comportándose igual que un único átomo de un compuesto sencillo, como pueda ser el cloruro sódico (sal común, NaCl). Un ejemplo típico es el carbonato cálcico, la creta común (CaCO
₃
). El grupo CO
₃
actúa en bloque como un átomo que lleva dos unidades suplementarias de carga negativa (dos electrones suplementarios) y se denomina ion de carbonato. El átomo de calcio desempeña en la molécula de carbonato cálcico el mismo papel que el sodio en la sal común (NaCl), salvo por el hecho de que lleva dos unidades de carga positiva, no una (de lo que se podría deducir, correctamente, que el átomo de calcio tiene dos electrones en su capa ocupada más externa y le encantaría deshacerse de ellos si pudiera encontrar un receptor dispuesto a aceptarlos).

El átomo de calcio ha entregado dos de sus electrones al ion de carbonato, que es un átomo de carbono unido mediante enlaces covalentes con tres átomos de oxígeno y que posee además dos electrones suplementarios suministrados por el átomo de calcio. Los cálculos cuánticos, en cuyos detalles no vamos a entrar aquí, confirman que se trata de una configuración con relativamente baja energía. De hecho, es tan estable que resulta hasta cierto punto fácil liberar el ion de carbonato separándolo de su compañero, de tal modo que pueda intervenir en reacciones químicas como una unidad independiente. Otro tipo de ion que se comporta de una manera similar es el amonio (NH
₄
), en el que un único átomo de nitrógeno está unido mediante enlaces covalentes a cuatro átomos de hidrógeno, pero ha perdido uno de sus electrones, quedándose con una carga global de una unidad positiva. Una vez más, la razón por la que esta sustancia ha de ser estable, a pesar de su exceso de carga, es que tiene una configuración en la que el nivel de energía es particularmente bajo.

La forma más débil de atracción entre átomos y moléculas es la que hace que las «pequeñas partículas» de Feynman sean pegajosas, «atrayéndose unas a otras cuando están separadas por una distancia muy corta». Se trata de fuerzas originadas por la imperfección en la cobertura que la nube de electrones aporta al núcleo de un átomo (o a los núcleos que haya en una molécula). Reciben el nombre de fuerzas de Van der Waals, en honor al físico holandés Johannes van der Waals, que las investigó a finales del siglo
XIX
. Estas fuerzas se originan porque, en cualquier átomo o molécula, la nube de electrones con su carga negativa se extiende de forma dispersa alrededor del núcleo, que tiene carga positiva, con lo que cualquier nube de electrones situada en el vecindario (rodeando otra molécula u otro átomo) puede «ver» la carga positiva y ser atraída por ella hasta cierto punto, aunque los dos átomos o las dos moléculas se repelan mutuamente al llegar a la proximidad necesaria para que sus dos nubes de electrones interaccionen entre sí.

No tendremos mucho más que decir sobre las fuerzas de Van der Waals como tales; sin embargo, existe otro tipo de enlace muy importante que aún no hemos mencionado. Tiene una especial relevancia en la historia de las moléculas de los seres vivos y se puede considerar como una especie de efecto de Van der Waals extraordinariamente fuerte, aunque es más débil que los tipos habituales de enlaces covalentes o iónicos. Se denomina enlace de hidrógeno, porque sólo funciona en compuestos que contengan este elemento.

El hidrógeno representa un caso único, ya que es el único átomo participante en reacciones químicas que no tiene al menos una capa de electrones llena bajo la capa que interviene en dichas reacciones. Solamente posee una capa que está ocupada, la más interna. El helio, por supuesto, tampoco tiene más que una capa ocupada. Sin embargo, en el caso del helio esta capa está llena, por lo que éste no reacciona con ningún otro elemento, es decir, no se combina con otros átomos para formar moléculas. Se siente feliz tal como es. Incluso el litio, que es entre todos los demás átomos el más parecido al hidrógeno, aunque tiene un electrón solitario en su capa ocupada más externa, posee también dos electrones en su capa interna que, hasta cierto punto, protegen al núcleo frente al mundo exterior. En cambio, sin su único electrón, el núcleo de hidrógeno estaría desnudo. No tendría nada con que proteger su pudor, ni siquiera parcialmente; sería incapaz de disimular la fuerza de su carga positiva.

Examinar el ejemplo del agua es la mejor manera de entender el poder del enlace de hidrógeno y el papel que este enlace desempeña en la química. El agua, que como es sabido resulta esencial para la vida (el nombre que recibe una zona desprovista de agua, desierto, es sinónimo de región desprovista de vida), presenta algunas propiedades muy peculiares, todas ellas gracias al enlace de hidrógeno. El factor más importante a la hora de determinar si una sustancia es un sólido, un líquido o un gas, cuando dicha sustancia se encuentra a temperatura ambiente, es habitualmente su peso —su peso molecular— que se calcula sumando los pesos atómicos de todos sus componentes. Cuanto más pesada sea una molécula, más energía necesita (más elevada ha de ser la temperatura) con el fin de poder desplazarse por todas partes con la libertad necesaria para ser un líquido o (aún con más libertad) un gas.

Toda molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno (cada uno de ellos con peso atómico igual a uno) y un átomo de oxígeno (peso atómico igual a 16), y posee un peso total (en la escala en que el carbono-12 tiene un peso atómico igual a 12 unidades) de 18 unidades, o también 18 daltons, como se denominan las unidades en honor al pionero de la química John Dalton. Sin embargo, a temperatura ambiente, el agua es un líquido, a pesar de que un gran número de compuestos de pesos moleculares mucho mayores son gases cuando se encuentran en las mismas condiciones; por ejemplo, el dióxido de carbono, que tiene un peso molecular de 44 daltons, o el dióxido de nitrógeno, con un peso de 46 daltons, e incluso el propio oxígeno molecular, cuyo peso es de 32 daltons. Si se extrajera un átomo de oxígeno de la molécula de oxígeno y se sustituyera por dos átomos de hidrógeno, el peso de dicha molécula se reduciría en cerca de un 50 por 100, y además, paradójicamente, esto haría que, al mismo tiempo, las moléculas de agua resultantes se adhirieran entre sí para formar un líquido, en vez de volar libremente como las de un gas.

El modo en que el enlace de hidrógeno ocasiona todo esto se puede entender hablando de la geometría de una molécula de agua y mediante la descripción ondulatoria cuántica de los electrones. La forma de V de la molécula de agua presenta un ángulo realmente muy amplio, con una separación de 104'5° (mayor que un ángulo recto) entre las posiciones de los dos núcleos de hidrógeno de la molécula. En la representación realizada mediante las ondas de los electrones, estos dos núcleos (simples protones) se agarran a la parte más interna del único átomo de oxígeno (un núcleo encajado en una capa interior cerrada formada por dos electrones), con un total de ocho electrones más formando una capa grumosa que rodea los tres componentes internos, como una ancha esfera con dos bultos en su superficie. Sin embargo, la parte central del oxígeno tiene un núcleo que contiene ocho protones, que son los que ejercen, con mucho, la mayor influencia sobre los electrones. La atracción electromagnética ejercida por cada uno de los núcleos solitarios de hidrógeno es débil en comparación con la que ejerce el núcleo del oxígeno, por lo que el resultado es que la nube exterior de electrones se concentra en el extremo de la molécula donde se halla el átomo de oxígeno. Esto no sería tan importante si los núcleos de hidrógeno —los protones— tuvieran algunos electrones internos con los que revestirse, pero no es así. Si los tuvieran, no serían núcleos de hidrógeno.

Para otra molécula de agua, la actuación —y el efecto— de una molécula de agua cercana depende de cuál sea el extremo que apunta hacia ella. Si el extremo donde se encuentra el oxígeno está a la vista, lo que la otra molécula «ve» (o siente) es una nube de electrones que tiene una carga global negativa. Si el que apunta es el extremo correspondiente a los átomos de hidrógeno, lo que se ve, a través de un fino velo de electrones, es un par de simples protones, una carga positiva neta.
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Así pues, cuando las moléculas del agua chocan entre sí, muestran una tendencia natural a unirse, ligándose el extremo de oxígeno de una molécula a uno de los átomos de hidrógeno de la molécula vecina, con una fuerza intermedia entre la del enlace covalente normal y las fuerzas de Van der Waals habituales. Debido a que el ángulo formado por los dos átomos de hidrógeno en la molécula de agua es tan grande, hay espacio suficiente para que cada uno de ellos se agarre de esta forma a un extremo de oxígeno de otra molécula de agua, sin que estas dos moléculas de agua se interpongan la una en el espacio de la otra.

En el agua en estado líquido este efecto es transitorio, ya que los enlaces están constantemente intentando formarse y romperse debido al movimiento de las moléculas; pero es suficiente para hacer que las moléculas tengan tendencia a adherirse, que pasen una al lado de la otra, rozándose, en parte como si resbalaran, pero también basta para hacerlas incapaces (al menos a temperatura ambiente y en todo el recorrido de temperaturas hasta los 100°C) de liberarse por completo y separarse volando independientes en forma de gas. Sin embargo, cuando el agua se congela convirtiéndose en hielo, los enlaces de hidrógeno ocasionan otro importante efecto. Cuando los movimientos moleculares se van haciendo más lentos, hasta ser capaces de formar una estructura cristalina, vibrando cada molécula suavemente en el lugar que le corresponde dentro de la retícula cristalina, es el enlace de hidrógeno el que determina de qué manera toma forma la retícula. El ángulo determinado entre los dos átomos de hidrógeno de una molécula de agua es justamente el adecuado para que las moléculas se sitúen en una formación muy abierta, en la cual cada átomo de oxígeno no sólo se encuentra unido a sus dos compañeros de hidrógeno habituales constituyendo una molécula, sino que también está unido mediante enlaces de hidrógeno a otras dos moléculas de agua; además cada átomo de hidrógeno está vinculado de esta manera a otra molécula de oxígeno, así como a sus compañeros moleculares habituales.

La estructura que resulta es similar a la estructura cristalina del diamante, aunque no es tan fuerte. Se trata de una estructura muy abierta, con mucho espacio entre los átomos, y el diseño habitual de la disposición en retícula es responsable, por ejemplo, de la hermosa y regular geometría que presenta el diseño de un copo de nieve. Sin embargo, la estructura es tan abierta que cualquier cantidad de agua congelada (hielo) ocupa en realidad un volumen ligeramente más amplio que la misma cantidad de agua líquida. Por lo tanto, el hielo es menos denso que el agua y flota en ella.

Éste es un fenómeno cotidiano tan corriente que lo damos por supuesto. Pero detengámonos y pensemos en ello durante un momento. Sería realmente muy extraño que un bloque de hierro que se dejara caer en una cuba llena de hierro fundido fuera a flotar, en vez de hundirse hasta el fondo de la cuba. La mayoría de los sólidos son más densos que sus líquidos correspondientes, porque en los sólidos el movimiento térmico de los átomos y de las moléculas se hace más lento, y tanto los unos como las otras pueden apretarse más, aproximándose mutuamente. Sin embargo, en el caso del agua es esta pérdida de velocidad de los movimientos moleculares lo que permite que se formen de manera adecuada los relativamente delicados enlaces de hidrógeno, que son los que mantienen a las moléculas en sus lugares dentro de una retícula muy abierta. Si el hielo tuviera con el agua la misma relación que mantienen las formas sólidas de otros compuestos con sus formas líquidas correspondientes, los cubos de hielo de las bebidas se hundirían hasta el fondo, y el hielo que se forma en invierno en una charca o un lago estaría en el fondo y no formando una corteza en la superficie del agua. El océano Ártico no estaría cubierto de hielo, lo cual tendría efectos importantes en el clima, como ya veremos en el capítulo 8. Todo esto se debe al enlace de hidrógeno, que se puede explicar muy satisfactoriamente mediante la física cuántica, llegando hasta la fuerza del enlace y el espaciamiento de los ángulos en la retícula de un cristal del copo de nieve.