Introducción a la ciencia. Una guía para todos (o casi) (16 page)

El hidrógeno constituye un caso único, porque es el único átomo que posee un solo electrón, y es el único átomo que puede actuar como el socio de carga positiva cuando los enlaces se forman de esta manera. Sin embargo, hay también otros átomos, como el oxígeno, que pueden actuar como socios de carga negativa en un enlace de este tipo. El más importante, junto con el oxígeno, es el nitrógeno. El átomo o el núcleo de hidrógeno puede, en efecto, formar un puente entre dos átomos que se encuentran en diferentes moléculas, entre dos átomos de oxígeno o entre dos átomos de nitrógeno (o, asimismo, entre un átomo de oxígeno de una molécula y un átomo de nitrógeno de otra molécula). De este modo, puede mantener unidas dos moléculas que en otro caso estarían separadas, aunque no las une con tanta fuerza como lo haría un enlace covalente normal. Sin esta posibilidad, como explicaré en el próximo capítulo, nosotros no estaríamos aquí. Aparte de la importancia del enlace de hidrógeno en cuanto a determinar las propiedades del agua, de la que depende nuestra vida, este enlace también determina la estructura de la molécula básica de la vida, el ADN. Pero ¿qué es lo que hace que las moléculas de los seres vivos, incluida la del ADN, sean diferentes de las moléculas no vivas, tales como el agua y el dióxido de carbono?

Se trata de la división más básica que se realiza dentro de la química y que ya era conocida por los que practicaban la alquimia, aunque siguió siendo un misterio hasta bien entrado el siglo
XIX
. Algunas sustancias —incluso compuestos tales como la sal común o el agua— se pueden calentar y después enfriar sin que varíen esencialmente.
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La sal se puede calentar hasta ponerla incandescente, pero sigue siendo sal; el agua se puede evaporar convirtiéndose en un gas, pero se vuelve a condensar y es de nuevo agua; y así en otros muchos casos. Sin embargo, hay otro tipo de sustancias o compuestos que no siguen siendo lo mismo cuando se calientan. Por ejemplo, el azúcar o la madera. Si calentamos el azúcar, aunque sea suavemente, se quema y no deja de estar quemado cuando se enfría otra vez. En cuanto a un trozo de madera, todos sabemos lo que le pasa cuando lo calentamos.

La distinción entre las dos clases de sustancias se hizo formalmente en 1807 y su autor fue el químico sueco Jóns Berzelius, uno de los primeros en apoyar la versión de John Dalton de la teoría atómica. Berzelius constató que todas las sustancias del primer grupo estaban asociadas a sistemas no vivientes, mientras que el segundo grupo de sustancias se derivaba directa o indirectamente de sistemas vivientes. Por ello denominó al segundo grupo sustancias «orgánicas» y al primer grupo sustancias «inorgánicas». Los compuestos orgánicos que se definían de este modo eran mucho más complicados que los compuestos inorgánicos y tenían muchos más átomos en cada molécula; por todo ello, al principio se pensó que solamente podían ser producidos por organismos vivos gracias a la acción de alguna misteriosa fuerza vital. Hubo que esperar hasta 1828 para que el químico alemán Friedrich Wöhler descubriese, accidentalmente, que podía fabricar urea (uno de los compuestos constituyentes de la orina) calentando una sustancia relativamente simple, el cianato de amonio, que por aquel entonces se consideraba inorgánico.

En la segunda mitad del siglo
XIX
, poco a poco fue quedando claro que son aplicables exactamente las mismas reglas básicas tanto a los procesos químicos inorgánicos como a los orgánicos, y que las diferencias entre las dos categorías se deben totalmente a la complejidad de la mayoría de las moléculas orgánicas. También quedó claro que las moléculas orgánicas tienen algo más en común: todas ellas contienen carbono. Se cambió la definición de molécula orgánica diciendo que lo es toda molécula que contiene carbono, mientras que toda molécula que no contiene carbono se llama inorgánica. En sentido estricto, según esta definición, incluso una molécula tan sencilla como la del dióxido de carbono (CO
₂
) es orgánica, aunque algunos químicos podrían considerar simbólicamente que este compuesto es inorgánico.

Lo importante en todo este asunto es que la distinción entre compuestos orgánicos e inorgánicos, y el modo en que se denominan, indica que hay algo especial relacionado con el carbono como elemento. Los átomos de carbono son realmente la base de las moléculas de la vida, pero entendiendo esto como un resultado de sus propiedades físicas, que actualmente se conocen bien, y no porque estos átomos sean la morada de una fuerza vital sobrenatural. La característica principal del átomo de carbono que hace que la química orgánica sea tan complicada es el hecho de que tiene cuatro electrones (la mitad de los que habría en una capa llena) en su capa ocupada más externa (y además una única capa interior completa con dos electrones). Esto significa que puede formar simultáneamente cuatro enlaces químicos, el máximo posible. Si tuviera menos electrones exteriores, habría menos electrones disponibles para formar enlaces; si tuviera más, la capa exterior se encontraría tan cerca de estar llena que lo importante sería el número de «huecos» que quedaran en ella para alojar electrones de enlace procedentes de otros átomos. Los cuatro electrones exteriores otorgan al carbono una capacidad de enlace máxima, incluida la capacidad de formar enlaces con otros átomos de carbono.

Avanzando aún más en la tabla periódica se encuentran otros átomos, principalmente el silicio, que también tienen exactamente cuatro electrones exteriores. Sin embargo, la diferencia está en que, entre la capa más externa y el núcleo central poseen más capas que ya están llenas, por lo que la influencia del núcleo sobre los electrones exteriores está debilitada y los enlaces que forman no son tan fuertes. El carbono es el átomo más pequeño que tiene exactamente cuatro electrones en su capa más externa, de manera que puede formar al mismo tiempo cuatro enlaces fuertes. Ésta es la llave de acceso a la vida.

Antes de que sigamos adelante para pasar a examinar las moléculas de la vida en sí mismas, vale la pena mencionar otra característica más del modo en que se forman los enlaces. Esta característica se pone de manifiesto en la manera como el carbono se combina con otros elementos. Tiene que ver con el hecho de que los átomos y las moléculas son objetos tridimensionales. Una vez más, se trata de un fenómeno que sólo se puede entender a la luz de la física cuántica. Además constituye un paso importante hacia la comprensión del funcionamiento de la vida y nos trae el mensaje de que nuestra existencia depende estrechamente del comportamiento del mundo cuántico.

Según la física cuántica básica, los orbitales que ocupan los cuatro electrones de la capa exterior de un átomo de carbono no tienen por qué ser todos iguales. Hay un orbital esférico (exactamente igual que el único orbital interior que forma la primera capa) y otros tres orbitales, cada uno de los cuales tiene la forma de un reloj de arena ancho (con un lóbulo a cada lado del núcleo central) y deben estar dispuestos formando entre si ángulos rectos. Al haber sólo cuatro electrones, cada uno de ellos ocupa un orbital, aunque en cada orbital hay sitio para un segundo electrón que tenga el espín opuesto al del primero. Ésta es la razón por la cual el carbono puede formar cuatro enlaces. Según esto, cuando el carbono constituye enlaces tendría que haber tres conexiones dispuestas en direcciones que forman entre sí ángulos rectos, y otra que no tuviera ninguna preferencia en absoluto por lo que respecta a la dirección. Sin embargo, se han realizado estudios sobre temas tales como la estructura de los cristales y en dichos estudios se demuestra que no sucede así.

No voy a entrar en detalles, pero resulta bastante lógico que la forma y la complejidad de un cristal (como la forma del copo de nieve) reflejen la forma de las moléculas que lo constituyen. Este tipo de estudios muestra que cuando el carbono constituye cuatro enlaces con otros átomos (en el caso más sencillo, con cuatro átomos de hidrógeno, para dar una molécula de metano, CH
₄
), los enlaces son idénticos entre sí y están dispuestos de manera simétrica apuntando hacia los vértices de un tetraedro imaginario en el que el átomo de carbono se sitúa en el centro.

La explicación se basa por completo en una comprensión más sofisticada del comportamiento cuántico del electrón y fue desarrollada por Linus Pauling en un trabajo fundamental sobre la naturaleza del enlace químico publicado en 1931. El orbital esférico correspondiente se llama orbital s y los tres orbitales perpendiculares reciben el nombre de orbitales p. Según sugirió Pauling, lo que sucede es que, en vez de existir dos tipos distintos de orbitales que operan el uno al lado del otro, la diferenciación es confusa y el orbital único s se combina con los tres orbitales p para producir un conjunto de cuatro estados idénticos e híbridos, conocidos como orbitales sp3. Esto refleja el tipo de dualidad cuántica que considera al electrón como una combinación de onda y partícula. Los orbitales no son s o p, sino una combinación de ambos en la proporción 1:3.

Por supuesto, Pauling hizo algo más que una mera especulación sobre estas ideas. Realizó todos los cálculos, utilizando las reglas cuánticas, y predijo la fuerza de los enlaces resultantes. Ésta coincide con la fuerza medida experimentalmente. Además, si lo que se desea es una explicación física de la razón por la cual se ha de preferir esta disposición, hay que decir que se debe a que la estructura mantiene las cuatro nubes de electrones en la parte exterior del átomo de carbono, con una separación mutua máxima, la cual corresponde al estado de energía más bajo que es posible para dichas nubes.

Esta hibridación de orbitales sólo puede darse en el caso de aquellos que tienen todos la misma energía. Se trata de una compartición equitativa de electrones entre los estados energéticos equivalentes que pueden existir y es una característica fundamental de la química orgánica, tal como explicó Pauling.
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Este proceso se da incluso en el ion amonio, que ya hemos mencionado con anterioridad. El nitrógeno es el elemento siguiente al carbono en la tabla periódica, y tiene cinco electrones exteriores. Por lo tanto, «tendría que» formar tres enlaces, aceptando electrones de otros átomos, que es lo que hace cuando se produce, por ejemplo, el amoniaco (NH
₃
). Sin embargo, si el átomo de nitrógeno perdiera uno de sus electrones, sería como un átomo de carbono con una unidad de carga positiva añadida en su núcleo. En ese caso sería capaz de formar una estructura tetraédrica de cuatro enlaces, que es justamente lo que hace en el ion amonio (NH
₄
). Ésta es la razón por la cual el ion amonio actúa como una sola unidad en los compuestos en que está unido a otro átomo mediante enlace iónico.

La capacidad de hibridación está relacionada con la idea de resonancia, según la cual la estructura de una molécula se puede considerar como una oscilación entre dos o más estados diferentes, de tal manera que se produce una especie de promedio de dichos estados. Esto sólo es posible si los distintos estados tienen esencialmente la misma energía y son versiones diferentes del estado energético más bajo que exista.

El ejemplo más sencillo es el de la molécula de hidrógeno. Dijimos anteriormente que el enlace entre dos átomos de hidrógeno en una molécula (H
₂
) es un enlace covalente; la imagen que se dio fue la de un par de electrones que eran compartidos por dos núcleos para formar un solo enlace. Después ofrecimos la descripción de una imagen alternativa, en la que los dos núcleos estaban rodeados por una sola nube electrónica. En 1928, Pauling ofreció una tercera explicación (un tercer modelo), en la que el enlace es iónico, pero incluye resonancia. Si el primer átomo de hidrógeno cede su electrón enteramente al segundo, se quedará con una unidad de carga positiva, mientras que el segundo ha ganado una unidad de carga negativa, por lo que los dos iones se adherirán el uno al otro (H+H ). Sin embargo, puede suceder exactamente lo mismo desempeñando estos átomos los papeles inversos (con las cargas inversas), es decir, si el segundo átomo de hidrógeno cede su electrón al primer átomo de hidrógeno (H-H+). Pauling demostró que el enlace se puede describir como un rápido cambio entre estas dos posibilidades, es decir, como una resonancia.

Daremos sólo un par de ejemplos más sobre cómo actúa la resonancia, antes de aplicar esta teoría, y otras, para describir cómo funciona la vida. Recordemos el ion carbonato (CO
₃
). Este ion posee una carga global de menos dos unidades, ya que ha ganado dos electrones de cualquier átomo con el que se haya unido mediante enlace iónico. Así, teniendo en cuenta sólo las capas más externas, diremos que tiene cuatro electrones del átomo de carbono, seis de cada uno de los átomos de oxígeno y dos electrones suplementarios: un total de veinticuatro electrones para compartir entre cuatro átomos del modo más eficiente en cuanto al nivel de energía. ¿Cómo estarán situados estos electrones?

Recordemos que los estados químicos preferidos —los de baja energía—son aquellos en que cada átomo tiene una capa exterior que ya está llena con ocho electrones (o, al menos, la ilusión de una capa exterior llena). Uno de los modos en que podría conseguirse esto consistiría en que cada uno de los dos átomos de oxígeno se pegara a uno de los dos electrones suplementarios, cediéndoles siete electrones, y que luego cada uno formara un único enlace covalente con el átomo de carbono, produciendo cada uno de ellos una compartición de ocho electrones en total. Esto dejaría al átomo de carbono con dos electrones no emparejados mediante los cuales formaría un doble enlace con el átomo de oxígeno que quedaba, de manera que ambos átomos se hicieran la ilusión de que tenían una capa exterior completamente llena con ocho electrones. No es nada extraño que el ion carbonato sea una unidad estable.

Pero, si esto fuera el final de la historia, el ion carbonato no sería simétrico. Habría una carga negativa global en un extremo, y uno de sus enlaces con el oxígeno (el doble enlace, que es, desde luego, más fuerte que un enlace sencillo) sería más corto que los otros dos. Sin embargo, hay tres modos de conseguir el mismo tipo de distribución de carga, según cuál de las tres moléculas de oxígeno sea la que forma el doble enlace y no tenga exceso de carga negativa. Debido a que los tres modos posibles tienen exactamente la misma energía, se produce la resonancia y se puede considerar que el ion carbonato cambia rápidamente de una opción a otra, recorriendo las tres variaciones sobre el tema. El efecto global debe ser que las dos unidades de carga negativa se distribuyen equitativamente por todo el ion, y la longitud y la fuerza de cada enlace entre los átomos de oxígeno y el átomo de carbono debe ser la misma, equivalente a uno y un tercio de los enlaces individuales normales, estando los átomos de oxígeno espaciados uniformemente en torno al átomo de carbono. Todo esto se puede calcular con precisión utilizando la versión de Pauling de la química cuántica y los resultados de los cálculos se corresponden muy de cerca con los resultados de las mediciones experimentales efectuadas mediante la espectroscopia y otras técnicas. La resonancia constituye realmente un buen modelo. Por otra parte, en toda la química orgánica no hay nada que sea más importante que la determinación de la naturaleza que tiene la estructura conocida como anillo de benceno.