Sí, todos hemos oído hablar de ellos, de los Gases Nobles en alguna ocasión pero, ¿sabemos algo de ellos? Asimov que era químico, lo explicaba muy bien. Los elementos que reaccionan difícilmente o que no reaccionan en absoluto con otros elementos se denominan “inertes”. El nitrógeno y el platino son ejemplos de elementos inertes.

En la última década del siglo pasado se descubrieron en la atmósfera una serie de gases que no parecían intervenir en ninguna reacción química.  Estos nuevos gases (helio, neón, argón, kripton, xenón y radón) son más inertes que cualquier otro elemento y se agrupan bajo el nombre de gases inertes.

Los elementos inertes reciben a veces el calificativo de “nobles” porque esa resistencia a reaccionar con otros elementos recordaba un poco a la altanería de la aristocracia. El oro y el platino son ejemplos de “metales nobles”, y por la misma razón se llaman a veces “gases nobles” a los gases inertes. Hasta 1.962, el nombre más común era el de gases inertes, quizá porque lo de nobles parecía poco apropiados

Es apropiado incluir una descripción de este grupo de elementos conocido en un capítulo dedicado a los halógenos, porque el flúor es el único elemento conocido que entra en combinación química directa con los dos gases nobles más pesados, el xenón y el criptón, resultando en  compuestos estables.

Los gases nobles surgen en la naturaleza como constituyentes menos abundantes de la atmósfera. La primera indicación de la existencia de los gases nobles fue divulgada por el químico ingles Cavendish, en 1784.

La razón de que los gases inertes sean inertes es que el conjunto de electrones de cada uno de sus átomos está distribuido en capas especialmente estables. La más exterior, en concreto, tiene 8 electrones. Así la distribución electrónica del neón es (2,8) y la del argón (2,8,8). Como la adición o sustracción de electrones rompe esta distribución estable, no pueden producirse cambios electrónicos. Lo cual significa que no pueden producirse reacciones químicas y que estos elementos son inertes.

Ahora bien, el grado de inercia depende de la fuerza con que el núcleo, cargado positivamente y situado en el centro del átomo sujeta a los 8 electrones de la capa exterior. Cuantas más capas electrónicas haya entre la exterior y el centro, más débil será la atracción del núcleo central sobre los electrones de esa última capa de electrones.

Quiere esto decir que el gas inerte más complejo es también el menos inerte. El gas inerte de estructura atómica más complicada es el radón. Sus átomos tienen una distribución electrónica de (2,8,18,32,18,8). El radón, sin embargo está sólo constituido por isótopos radiactivos y es un elemento con el que difícilmente se pueden hacer experimentos químicos. El siguiente en orden de complejidad es el xenón, que es estable. Sus átomos tienen una distribución electrónica de (2,8,18,18,8).

Propiedades del xenón

Los gases nobles como el xenón tienen poca tendencia a participar en reacciones químicas. El xenón, como el resto de gases nobles presenta las siguientes propiedades: Es incoloro, inodoro y muestra una reactividad química muy baja en condiciones normales.

El estado del xenón en su forma natural es gaseoso (no magnético). El xenón es un elmento químico de aspecto incoloro y pertenece al grupo de los gases nobles. El número atómico del xenón es 54. El símbolo químico del xenón es Xe. El punto de fusión del xenón es de 161,4 grados Kelvin o de -111,75 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del xenón es de 165,1 grados Kelvin o de -108,05 grados celsius o grados centígrados.

Propiedades atómicas del xenón

La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el mercurio dentro de la tabla periódica de los elementos, el mercurio se encuentra en el grupo 18 (VIIIA) y periodo 5. El xenón tiene una masa atómica de 131,293 u. La configuración electrónica del xenón es [Kr]4d10 5s2 5p6. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio atómico o radio de Bohr del xenón es de 1,8 pm, su radio covalente es de 1,0 pm y su radio de Van der Waals es de 2,6 pm. El xenón tiene un total de 54 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones y en la quinta capa tiene 8 electrones.

Configuración de un átomo de Xenón

Los electrones más exteriores de los átomos de xenón y radón están bastante alejados del núcleo y, por consiguiente, muy sueltos. En presencia de átomos que tienen una gran apetencia de electrones, son cedidos rápidamente. El átomo con mayor apetencia de electrones es el flúor, y así fue como en 1.962 el químico canadiense Neil Bartlett consiguió formar compuestos de xenón y flúor.

Desde entonces se han conseguido formar también compuestos de radón y kriptón. Por eso los químicos rehúyen el nombre de gases inertes, porque a fin de cuentas, esos gases no son completamente inertes. Hoy día se ha impuesto la denominación de “gases nobles”, y existe toda una rama de la química que se ocupa de los “compuestos de gases nobles”.

Naturalmente, cuanto más pequeño es el átomo de un gas noble, más inerte es, y no se ha encontrado nada que sea capaz de arrancarles algún electrón. El argón, cuya distribución electrónica es de 2,8,8 y el neón, con 2,8 electrones respectivamente, sigue siendo completamente inerte. Y el más inerte de todos es el helio, cuyos átomos contienen una sola capa electrónica con dos electrones (que es lo máximo que puede alojar esta primera capa) que al estar en la primera linea cerca del núcleo positivo, están fuertemente atraídos al tener su carga eléctrica el signo negativo.

Un átomo es como una cebolla: los electrones se distribuyen en capas, llamadas K, L, M, … (indexadas por el número cuántico n=1, 2, 3, …).

A baja energía, las capas interiores de un átomo como el Neón son inaccesibles (su estructura atómica es 1s² 2s² 2p⁶).

Para ver los electrones en las capas interiores (electrones 1s² en el caso del Neón) se requiere una fuente láser de pulsos ultracortos muy intensa que permita “pelar” el átomo como si de una cebolla se tratara.

El año pasado se inauguró en EEUU una fuente de rayos X de este tipo y ahora se publica en Nature la primera vez que se logra despojar a un átomo de Neón de todos y cada uno de sus 10 electrones, permitiendo obtener todos los iones (cationes) posibles de dicho átomo.

Además, se ha logrado observar por primera vez los electrones del nivel K de átomos de Neón rodeados de “huecos” en los niveles L.

Hay que recordar que en mecánica cuántica un electrón y el “hueco” ocupado por un electrón se comporta de forma muy parecida.

La observación de electrones de nivel K rodeados de “huecos” de nivel L confirma, como era de esperar, los resultados predichos por la mecánica cuántica. Este es el primer artículo importante que se obtiene en la fuente de rayos X coherente llamada Linac (Linac Coherent Light Source) en el Laboratorio Nacional SLAC (SLAC National Accelerator Laboratory) en California.

Resultado de una de las prunas en el Laboratorio Nacional SLAC

Para finalizar diré que los gases nobles (gases inertes, gases raros) están clasificados en el grupo 18 (antiguamente 0) de la tabla periódica de dos elementos y se definen por símbolos que responden a: helio (He), neón  (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn).

Ya se dijo antes la configuración electrónica de cada uno de ellos y todas las capas internas están completamente ocupadas, lo que hace que estos elementos, por tanto, constituyan la terminación de un periodo y posean configuración de capa completa, por lo que sus energías de ionización son muy elevadas y su reactividad química escasa.

Como son monoatómicos, las moléculas de los gases nobles poseen simetría esférica, y las fuerzas intermoleculares son muy débiles, por lo que sus entalpías de vaporización son muy bajas.

Con todo lo anteriormente expuesto sobre los gases nobles, espero que el lector del trabajo aquí reflejado pueda tener una idea más amplia y un conocimiento más certero sobre lo que en realidad son los denominados como “gases nobles”.

En comparación con la inmensidad del universo, nos queda aún muchísimo que aprender. Si nos limitamos a nuestro entorno más cercano, la Tierra, ¿cómo hemos podido llegar tan lejos?

El conocimiento que actualmente tenemos en las distintas ramas del saber (el conocimiento es un árbol enorme, las raíces que lo sustenta son las matemáticas, el tronco es la física, y a partir de ahí, salen las ramas que corresponden a los distintos disciplinas del saber, tales como química, biología, astronomía, etc), tiene su origen muy lejos en el pasado, en civilizaciones olvidadas que dejaron las huellas de su saber a otras que, como los griegos antiguos, hace ahora de ello 2.600 años, o 600 años a. de C., aprovecharon esos conocimientos y se dieron cuenta de que el mundo que les rodeaba y los acontecimientos naturales que ocurrían eran totalmente ajenos a los Dioses del Olimpo y a la mitología.

La ignorancia llevó en aquellos tiempos a la Humanidad a crear diez dioses ficticios sobre los que contaban toda clase de peripecias y aventuras o hechos que, no pocas veces, los involucraban con la gente noemal. Sin embargo, fue tambien, al final de aquel período, cuando se percibieron de que, los “dioses” nada tenían que ver con el mundo que les rodeaba y, de esa manera, Thales de Mileto, uno de los siete sabios de Grecia, entendió; dejó a un lado a los Dioses y expresó sus ideas empleando la lógica observando la naturaleza. Él fue el primero que se dio cuenta de la importancia que tenía el agua para la vida. Empédodes, otro pensador, dijo que todo estaba formado por cuatro elementos: aire, agua, tierra y fuego que, combinados en la debida proporción se convertirían en los distintos materiales de los que estaban formados todas las cosas. Demócrito de Abdera nos habló de algo invisible e indivisible como el componente más pequeño de la materia, le llamó a-tomo o átomo. Sócrates, Aristóteles o Platón (y otros) nos introdujeron en el campo de la filosofía, y Anaximandro, Anaxímedes, Pitágoras, Euclides y muchos más, nos enseñaron astronomía, matemáticas-geometría, medicina, etc.

Se podría decir, sin temor a equivocarse, que allí en la antigua Grecia comenzó a germinar la semilla sobre la que está basada y donde están asentados los pilares de la ciencia actual, de la sociología, de las Humanidades, las Artes y las letras de hoy. Si aquellos grandes hombres levantaran la cabeza y pudieran mirar lo que han hecho de su querida Grecia, sus descendientes políticos, se volvían a morir del susto.

emilio silvera

Días atrás tuvo lugar en la sede de la UNESCO en París la 13 ª Ceremonia de entrega de los Premios L’Oréal-UNESCO “FOR WOMEN IN SCIENCE”. La Ceremonia fue presidida por el Profesor Ahmed Zewail, galardonado con el Premio Nobel de Química en 1999. De este modo, cinco investigadoras de ciencias físicas que han contribuido a afrontar los importantes desafíos globales planteados a la humanidad han sido recompensadas con el Premio L’Oréal-UNESCO. El galardón fue entregado por Irina Bokova, Directora General de la UNESCO y por Lindsay Owen-Jones, Presidente de L’Oréal y de la Fundación Empresarial L’Oréal

.

Este premio honra a cinco mujeres excepcionales por su excelencia científica:

-Profesora Faiza Al-Kharafi (Kuwait), Galardonada por África y Estados Árabes. Profesora de química de la Universidad de Kuwait (Safat, Kuwait). Recompensada por sus trabajos sobre la corrosión, un problema de esencial importancia para el tratamiento del agua y la industria del petróleo. Declaraciones: “La ciencia es un lenguaje universal y un viaje lleno de descubrimientos. Es para mí un honor recibir este premio excepcional en nombre de mi país y también en nombre de todas las mujeres de los cinco continentes del mundo que buscan la excelencia en sus investigaciones.”

Vivian Wing-Wah Yam

-Profesora Vivian Wing-Wah Yam (China), Galardonada por Asia y el Pacífico. Profesora de química energética en el Departamento de química de la Universidad de Hong Kong (China). Recompensada por sus trabajos sobre materiales emisores de luz y métodos innovadores para captar la energía solar. Declaraciones: “No creo que haya diferencia entre hombres y mujeres en términos de capacidad intelectual. Independientemente del sexo o de la raza, siempre que una persona tenga pasión, dedicación y determinación podrá destacar y conseguir un trabajo de alta calidad.”

Profesora Anne L’Huillier, Profesora de física atómica de la Universidad de Lund (Suecia)

Recompensada por sus trabajos sobre la creación de un aparato fotográfico extremadamente rápido que puede captar fenómenos en el lapso de un atosegundo (una milmillonésima de milmillonésima de segundo).

Nacida en Francia, Anne L’Huillier se doctoró en ciencias físicas por la Universidad de París

-Profesora Anne L’Huillier (Suecia), Galardonada por Europa. Profesora de física atómica en la Universidad de Lund (Lund, Suecia). Recompensada por sus trabajos sobre la creación de un aparato fotográfico extremadamente rápido que puede captar fenómenos en el lapso de un atosegundo (una milmillonésima de milmillonésima de segundo). Declaraciones: “¿Que por qué me convertí en física? Mi abuelo era ingeniero; me enseñó la importancia de la ciencia para la humanidad. Es la misma filosofía que me sigue motivando día a día. Después de esta semana, volveré a casa imaginando un futuro optimista para las científicas, para la ciencia en general y para los hombres y mujeres de todo el mundo.

Profesora Silvia Torres-Peimbert, Profesora emérita del Instituto de Astronomía de la Universidad Nacional Autónoma de México (UNAM) (México)

Recompensada por sus trabajos sobre la composición química de las nebulosas planetarias, que es fundamental para comprender el origen del Universo.

-Profesora Silvia Torres-Peimbert (México), Galardonada por América Latina. Profesora emérita del Instituto de Astronomía de la Universidad Nacional Autónoma (UNAM) de México D.F. (México). Recompensada por sus trabajos sobre la composición química de las nebulosas planetarias, que es fundamental para comprender el origen del Universo. Declaraciones: “Vengo de un país en desarrollo; considero que los países en desarrollo necesitan realizar más esfuerzos e invertir más dinero en educación y ciencia. Es algo caro, pero creo que resulta más caro todavía no hacerlo.

Profesora Jillian Banfield, Profesora de ciencias planetarias, terrestres y ambientales del Departamento de Ciencias de la Materia e Ingeniería de la Universidad de California (Berkeley, Estados Unidos).

Recompensada por sus trabajos sobre el comportamiento de las bacterias y la materia en condiciones extremas y sus repercusiones en el medio ambiente terrestre.

-Profesora Jillian Banfield (Estados Unidos), Galardonada por América del Norte. Profesora de ciencias planetarias, terrestres y ambientales en el Departamento de ciencias e ingeniería material de la Universidad de California (Berkeley, Estados Unidos). Recompensada por sus trabajos sobre el comportamiento de las bacterias y la materia en condiciones extremas así como por sus repercusiones en el medioambiente terrestre. Declaraciones: “Me gustaría decir a los jóvenes científicos: no tengáis nunca miedo a admitir que no sabéis algo, a preguntar, a cambiar de dirección y a buscar nuevos retos y oportunidades.”

El pasado 3 de marzo de 2011, Silvia Torres Castilleja, profesora emérita del Instituto de Astronomía de la Universidad Nacional Autónoma de México (UNAM), obtuvo el Premio Internacional L’Oreal-Unesco “For Women in Science 2011”.

En la edición de este año, el premio buscó reconocer las aportaciones a la química con motivo del centenario de la concesión del Premio Nobel de Química a Marie Curie.

NGC 6543  Nebulosa Planetaria

En palabras del jurado, la mexicana fue “recompensada por sus trabajos sobre la composición química de las nebulosas planetarias, que es fundamental para comprender el origen del universo”. Sobre el galardón, Silvia Torres manifiesta su alegría: “Es una enorme satisfacción, me parece lindísimo que instancias extranjeras nos reconozcan. Es fabuloso, estoy muy contenta y orgullosa, pero tampoco me lo debo de creer mucho”.

Con sencillez, la científica intenta describir sus investigaciones y los términos astrofísicos: “Estudio los gases alrededor de las estrellas que éstas acaban de arrojar al espacio y determino, midiendo la luz con espectros, de qué están hechos y cuánto material tienen de cada uno de los elementos químicos que se dejan ver, entonces se puede medir carbón, nitrógeno, oxígeno, neón, cloro, azufre, etcétera para ver si son iguales o distintos entre sí, lo que nos lleva a entender cómo son las estrellas que dieron origen a estos gases”.

Saber sobre la química de las Nebulosas nos lleva a saber sobre el Universo y cómo se forman los objetos que pueblan. Silvia Torres ha hecho una gran contribución a la Astrofísica y ha señalado el camino a seguir para avanzar en el conocimiento del Cosmos.

Es decir, resume, los astrónomos tratamos de entender cómo se ha formado la galaxia, cómo son las estrellas, cómo cambian, o sea las diferencias y las semejanzas entre ellas.

Silvia Torres es una de las pocas mujeres mexicanas que han incursionado en la ciencia y al cuestionársele por qué tomó esa decisión explica: “Porque es padrísima, porque el conocimiento es interesante, indagar más y más. Los astros o el universo siempre han sido objeto de gran curiosidad humana y pocas personas se dedican a ello, pero no es una carrera exclusiva de hombres, también cabemos ahí las mujeres y podemos hacer una aportación equivalente, no digo mejor ni peor”.

Sin embargo, asegura que no fue tan difícil como se puede pensar: los maestros le dieron tantas oportunidades como a los hombres, le abrieron las puertas, le dieron una beca, “pero sí hubo algunas sutilezas, como que a mi esposo, que también se dedica a la astronomía, le dieron una oficina y a mí me dijeron que me fuera a la oficina de mi esposo, lo que no acepté y tuve que irme al fondo de una bodega”.

Silvia Torres sostiene que por parte de su esposo también recibió siempre mucho apoyo para desarrollar sus actividades científicas, pero esa ayuda no se transmitió a las labores de la casa, en donde “he recibido apoyo espiritual, pero él no me ayuda en nada ahí”.

La ciencia, comenta, demanda mucho tiempo durante periodos prolongados, por lo que para muchas personas es difícil tener una relación de pareja: con frecuencia, las mujeres que se dedican a las ciencias tienen problemas, ya que sus parejas no las comprenden cuando tienen que viajar constantemente o dedicar mucho tiempo a sus investigaciones.

Considera que la escasa participación femenina en las ciencias es algo histórico, aunque no todas las ramas tienen el mismo grado de ausencia de las mujeres. En este punto ejemplifica: hay mucho más participación en las ciencias biológicas, químicas y de la salud, posiblemente porque es una tradición y más fácil que a la mujer se le acepte como doctora, médica o química. Donde sí es ampliamente notoria la ausencia femenina es en las ciencias exactas y en las ingenierías.

Ante ello, Silvia Torres subraya que se debe buscar la igualdad de oportunidades, pero desde la familia, porque en el núcleo de la sociedad tratan de manera diferente a las hijas y a los hijos. Mientras a los hijos les dicen ve a cambiar el foco, a las hijas las mandan a arreglar la mesa.

No son pocas las ocasiones en que, mujeres valiosas, han renunciado a su triunfo personal para dedicarse a su familia. Muchas buenas científicas se han perdido por causa de la doble obligación de la mujer de tener que llevar sobre sus hombros tantas responsabilidaees.

Con sentido del humor, sostiene que hay muchos aspectos que tienen igual grado de dificultad y pueden atenderse tanto por hombres como por mujeres, pero hay otros donde los hombres son mucho más fuertes, “como para abrir un frasco de mayonesa”.

Existen muchas diferencias desde las familias, insiste, ya que a las niñas no las ponen a jugar con carritos ni a los niños con muñecas, por lo que se les forma de manera distinta. Lo mismo pasa en sus habilidades matemáticas o de razonamiento, los tratan de manera diferente.

Silvia Torres considera que se debe cambiar a la sociedad para que exista la igualdad de oportunidades: “No busco que las mujeres tengan más oportunidades, sino que tengan las mismas que los hombres en realidad, no que los dados ya están cargados”.

Recuerda que cuando estudiaba era impensable que una mujer escogiera ingeniería, ya que los propios estudiantes eran muy hostiles y agredían a las compañeras de manera verbal, ya que siempre ha existido una cultura machista.

                                                                                          En muchos aspectos, el mundo sigue siendo machista.

Por ello, la astrónoma mexicana envía un mensaje a todas las mujeres que quieren participar en ámbitos donde la mayoría es masculina: “Mi consejo es que insistan si ese es su deseo, su voluntad, su sueño. Que insistan en el sueño, que no lo suelten, que continúen pensando en eso y que no dejen que otros les roben su sueño y sus oportunidades”.

Silvia Torres Escamilla

La Ciudad de México

Nació en la Ciudad de México, posee estudios en física en la Facultad de Ciencias de la UNAM y un doctorado en astronomía en la Universidad de California, en Berkeley. Fue directora y ahora es investigadora emérita del Instituto de Astronomía de la UNAM e integrante de la Sociedad Americana de Astronomía, de la Academia de Ciencias para el Mundo en Desarrollo.

Además del premio L’Oreal-Unesco, ha sido galardonada con la Medalla Guillaume Bude, del College de France, el Premio Universidad Nacional en el área de Ciencias Exactas; la Medalla Académica de la Sociedad Mexicana de Física; la Medalla Heberto Castillo del Instituto de Ciencia y Tecnología del Distrito Federal. En 2007 obtuvo el Premio Nacional de Ciencias y Artes.

Fue editora de la Revista Mexicana de Astronomía y Astrofísica. Asimismo, ha publicado en revistas internacionales de prestigio más de 100 artículos.

¡Felicidades a todas las mujeres científicas! en particular, y, a todas las mujeres en general.

Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794) fue un financiero. Estableció un sistema de pesos y medidas que condujo al sistema métrico, vivió los primeros momentos turbulentos de la Revolución Francesa y fue pionero en la agricultura científica. Se casó con una jovencita de catorce años y fue decapitado durante el Terror. Se le ha llamado padre de la química moderna y, a lo largo de su atareada vida, sacó a Europa de las épocas oscuras de esta ciencia.

Una de las primeras aportaciones de Lavoisier surgió cuando éste hizo el experimento de hervir agua durante largos períodos de tiempo. En la Europa del siglo XVIII muchos científicos creían en la transmutación. Pensaban, por ejemplo, que el agua podía transmutarse en tierra, entre otras cosas. Entre las pruebas, la principal consistía en hervir agua en una cazuela: en la superficie interior se formaban residuos sólidos. Algunos científicos proclamaron que esto se debía a que el agua se convertía en un nuevo elemento. Robert Boyle, el gran físico y químico británico del siglo XVII que llegó al apogeo de su actividad científica cien años antes que Lavoisier, creía en la transmutación. Después de observar cómo crecían las plantas absorbiendo agua, llegó a la conclusión – al igual que muchos antes que él – de que el agua podía transformarse en hojas, flores y bayas. Según dice el químico Harold Goldwhite, de la State University de California, en Los Ángeles, “ Boyle fue un activo alquimista ”.

El mérito que tuvieron aquellos pioneros…con tan pocos medios, agranda aún más los enormes logros y los descubrimientos que hiceron.

Lavoisier observó que el peso era la clave y que las mediciones eran fundamentales. Puso agua destilada en un hervidor especial en forma de tetera llamado pelícano, un recipiente cerrado con una tapa esférica que tomaba el vapor del agua y lo devolvía a la base del recipiente por dos tubos parecidos a unas asas. Hirvió el agua durante 101 días y encontró un residuo considerable. Pesó l agua, el residuo y el pelícano. El agua pesaba exactamente lo mismo. El pelícano pesaba algo menos, una cantidad exactamente igual al peso del residuo. Por lo tanto, el residuo no era producto de una transmutación, sino parte del recipiente: vidrio disuelto, sílice y otras sustancias.

Como los científicos seguían creyendo que el agua era un elemento básico, Lavoisier realizó otro experimento crucial. Inventó un aparato con dos boquillas e hizo pasar distintos gases de la una a la otra, para ver que sucedía. Un día mezcló oxígeno con hidrógeno, esperando conseguir algún ácido. Lo que obtuvo fue agua. Filtró el agua a través de un cañón de escopeta lleno de anillos de hierro calientes, para hacer que ésta se descompusiera de nuevo en hidrógeno y oxígeno, confirmando así que ésta no era un elemento.

Lavoisier hizo mediciones de todo y observó que, cada vez que hacía este experimento, obtenía los mismos números. El agua siempre producía oxígeno e hidrógeno en una proporción de 8 a 1 en sus pesos. Lo que Lavoisier vio fue que la naturaleza era estricta en cuanto al peso y la proporción. Los gramos o los kilos de materia no desparecían o aparecían de forma aleatoria: tomando las mismas proporciones de gases, éstos producían los mismos compuestos. La naturaleza era predecible… y, por consiguiente, maleable.

La antigua alquimia china, aproximadamente entre los años 300 y 200 a.C., giraba en torno al concepto de dos principios opuestos. Estos principios podían ser, por ejemplo, uno activo y otro pasivo, masculino y femenino, o Luna y Sol. Los alquimistas consideraban que la naturaleza tenía un equilibrio circular. Las sustancias podían transformarse de un principio en el otro y luego volver a su estado inicial.

Un ejemplo excelente es el del cinabrio, conocido actualmente en general como sulfuro de mercurio, un pesado mineral rojo que constituye la principal mena de mercurio. Utilizando el fuego, estos primeros alquimistas descomponían el cinabrio en mercurio y dióxido de azufre. Luego descubrieron que el mercurio se combinaba con azufre para formar una sustancia negra llamada metacinabrio, “que después, si se calienta una vez más, puede sublimarse volviendo a su estado original, el brillante cinabrio rojo”, según el historiador de la ciencia Wang Kuike. Tanto la calidad líquida del mercurio, como la transformación cíclica de cinabrio a mercurio y viceversa, daban a este elemento unas cualidades mágicas. Kuike llamaba al mercurio “huandan, un elixir regenerador transformado cíclicamente” asociado con la longevidad. Estos primitivos profesionales se familiarizaron con la idea de que era posible transformar las sustancias y luego cerrar el círculo haciendo que volvieran a su estado original. Llegaron a conocer las proporciones exactas de las cantidades de mercurio y azufre, así como las recetas para la duración e intensidad exactas del calentamiento requerido. Lo más importante, según Kuike, es que estas operaciones podían realizarse “sin la más mínima pérdida de peso total”.

En la primera época de la alquimia china, se confiaba en encontrar ese medicamento en una de las islas de la Inmortalidad. Existían tres de estas islas, las cuales recibían los nombres de: “P´en-Lai”, “Fang Chang” y “Jenchou”.

En la primera época de la alquimia china, se confiaba en encontrar ese medicamento en una de las islas de la Inmortalidad. Existían tres de estas islas, las cuales recibían los nombres de: “P´en-Lai”, “Fang Chang” y “Jenchou”.

Parece ser que los antiguos alquimistas chinos conocían de forma empírica la conservación de la masa mil quinientos años antes de los experimentos de Lavoisier. Este químico y sus precursores alquimistas descubrieron que en una reacción química el peso de los productos es igual al peso de los reactantes.

Aparece en China el Diamond Sutra, el primer libro impreso del que se tiene noticia.En ese tiempo, los alquimistas chinos desarrollan la polvora. En realidad, el texto Alquimista más antiguo es el…

Ts’an T’ung Ch’i (Unificación de los tres principios) de Wei Po-Yang, escrito alrededor del año 140 d. C. Esta obra describe un experimento que muy probablemente es la reacción cinabrio-mercurio-azufre. Es difícil saberlo con seguridad porque los productos químicos que se echan al fuego reciben nombres metafóricos: Tigre Blanco (probablemente mercurio), Dragón Azul y Dragón Gris (¿azufre?). Más importante es el recipiente que utilizaron. A los lados (del aparato) está el recinto cerrado, que tiene la forma de un recipiente peng-hu. Está cerrado por todos los lados y su interior consta de una serie de laberintos que comunican unos con otros. La protección es tan completa que hacer retroceder todo esto es diabólico e indeseable…Como la Luna yaciendo sobre su espalda, así es la forma del horno y el recipiente. En el se calienta el Tigre Blanco. El Sol Mercurio es la perla que fluye, y con el, el Dragón Azul. El este y el oeste se fusionan, y el huen y el po [dos tipos de almas] se consuelan mutuamente…El pájaro Rojo es el espíritu de fuego y dispensa con justicia una victoria o una derrota. Al ascender el agua, se produce la victoria sobre el fuego.

Este recipiente se utiliza para fundir y sublimar varios y distintos metales. Aun siendo más complejo, es un instrumento similar al aplicado por Lavoisier, diseñado para “devolver” todos los productos con el fin de garantizar la conservación de la masa.

Figura 2. Accesorios que utilizaban los químicos hace muchísimos años.

La Historia de la química, tanto occidental como no occidental, se desarrolla de forma contraria a la historia de la física. Esta última contiene gran abundancia de teoría, quedando la actividad experimental muy por detrás. En la química observamos una fascinación por el conocimiento empírico, por la experimentación con toda una variedad de sustancias (líquidos, sólidos, gases), utilizando todo tipo de métodos (el fuego, la ebullición, la destilación), pero sin un marco teórico sólido que guíe la experimentación. La imagen de película del científico de cabellera hirsuta metido en su laboratorio y mezclando el contenido de probetas llenas de productos químicos de colores brillantes no está muy lejos de la realidad. La química ha sido una ciencia de pruebas y tanteos. La teoría no siempre ha sido de máxima calidad.

Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer… (no podemos contar aquí todas las historias).

El mundo occidental desarrolló una teoría coherente que predice qué elementos se combinan entre sí y cuáles no, y también por qué algunos compuestos son imposibles y otros no lo son y qué es exactamente lo que va a suceder cuando una sustancia química se combina con otra. Además de Lavoisier, hubo dos grandes pioneros en esta materia.

En 1869, en la Universidad de San Petersburgo, el científico nacido e Liberia Dimitri Mendeleiev no pudo encontrar un buen libro de texto de química para asignarlo a sus clases. Por consiguiente, se puso a escribir su propio libro. Como Lavoisier y los antiguos chinos, consideró la química como la “ciencia de la masa”. Era aficionado a hacer solitarios, por lo que escribió los símbolos de los elementos con sus pesos atómicos en unas fichas de cartulina, una para cada elemento, con la lista de sus diversas propiedades (por ejemplo, sodio: metal activo; cloro: gas reactivo).

Tales deMileto

Personajes ilustres como Tales de Mileto y Pitágoras fueron pioneros en la constitución de la ciencia matemática. (Quién no ha oído hablar de sus respectivos teoremas?), y figuran igualmente entre los creadores de la filosofía. Efectivamente, la ciencia y la filosofía nacieron a una en Grecia y no es extraño que así fuera, ya que constituyen el resultado conjunto de una nueva actitud ante el universo: la actitud consistente en buscar una explicación racional tanto de los acontecimientos de la naturaleza como de la conducta de los seres humanos. Para ello, Tales de Mileto comenzó dejando a un lado la Mitología para aplicar la Lógica. Toda la tarea de los pensadores griegos, científicos y filósofos, puede resumirse en estas palabras: búsqueda de una explicación racional, distinta y contrapuesta radicalmente a las explicaciones mitológico – religiosas heredadas de generación en generación. El surgimiento del pensamiento occidental se califica a menudo como paso del mito al logos. Si hablamos de logo lo hacemos de la razón.

Hacia el 600 a.C. se inicia en Grecia la ciencia y la filosofía del mundo occidental moderno; todo el conocimiento se englobaba dentro del término “filosofía natural”. Los filósofos griegos presocráticos se enfrentaron a las mismas preguntas eternas y esenciales. La que nos ocupa en este recorrido histórico es:¿de qué está hecho el Universo?

Mucho más tarde, llegó…

Mendeleiev, y, ordenó estas fichas en orden ascendente según el peso atómico de los elementos. Observó una periodicidad evidente (de aquí que se diga “tabla periódica de los elementos”, que es como llegó a llamarse este ordenamiento). Los elementos que tenían propiedades químicas similares estaban a una distancia de ocho fichas. El litio, el sodio y el potasio, por ejemplo, son todos aquellos metales activos (se combinan fuertemente con otros elementos, tales como el oxígeno y el cloro) y sus posiciones son 3, 11 y 19. El hidrógeno, el flúor y el cloro son gases activos y ocupan las posiciones 1, 9 y 17. Mendeleiev reorganizó las fichas en una tabla de ocho columnas verticales. Leyendo la tabla horizontalmente, los elementos que aparecían eran cada vez más pesados. Leyéndola verticalmente hacia abajo, los elementos de cada columna mostraban unas propiedades similares.

Mendeleiev no se sintió obligado a rellenar todas las casillas de la tabla, sabiendo que, como un solitario, algunas de las cartas estaban aún ocultas en el mazo. Si una casilla de la tabla pedía un elemento con unas propiedades especiales y tal elemento no existía, lo dejaba en blanco. Muchos ridiculizaron a Mendeleiev por dejar esos huecos en la tabla periódica. Sin embargo, pocos años más tarde, en 1875, se descubrió el galio y este encajó en el hueco situado bajo el aluminio., con todas las propiedades que su lugar en la tabla predecía. En 1886 se descubrió el germanio y éste encajó en el espacio situado bajo el silicio. Nadie se ha reído desde entonces. Mendeleiev nunca ganó el premio Nobel de química, aunque seguía vivo y elegible durante los primeros años de este premio. No obstante, tres químicos que descubrieron nuevos elementos para “llenar” los huecos si lo ganaron: William Ramsay, que descubrió el argón, el criptón, el neón y el xenón; Henri Moissan, por el descubrimiento del fluor, y Marie Curie por descubrir el radio y el polonio.

No podría explicar el motivo real de que ocurra así pero, cuando veo una Tabla Periódica, me quedo mirándola como fascinado de lo que allí está encerrado y del mensaje que nos comunica: Todos los elementos naturales del Universo están allí.

Si por mi fuese, la Tabla Periódica se expondría por todas partes, para que la gente se familiarizara con ella y con lo que nos dice. Es una desgracia que no sea así, ya que el verla de manera constante inculca, hasta en la mente más lenta, la importancia del número atómico, que coincide con el lugar que ocupa el elemento en la Tabla Periódica. Las impactantes diferencias cualitativas entre elementos –el carbono se parece poco al hidrógeno, lo mismo que el plomo al helio- son, a un nivel básico, diferencias entre sus números atómicos, que actualmente equiparamos con la carga del núcleo.

El significado de la Tabla Periódica y sus regularidades y pautas repetitivas siguió estando oculto hasta principios del siglo XX, cuando se hizo la disección del átomo y los físicos encontraron dentro electrones y un núcleo que contenía protones y neutrones que tienen en su núcleo y al número de electrones que zumban en torno a estos núcleos. A partir de todo esto comenzó a surgir lo que hoy se llama teoría cuántica.

Ya he dicho muchas veces en mis escritos que, en un artículo de ocho páginas que Max Planck escribió en 1900, quedó sembrada la semilla para la teoría cuántica, allí nació el cuanto de acción de Planck que denominamos h. Sin embargo, no sería justo dar todo el mérito a Planck, otros también pusieron su empeño y su genio en llegar a conclusiones valiosas en ese universo de lo microscópico en lo más profundo de la materia.

Uno de los pioneros del apogeo cuántico (de 1900 a 1930) fue Wolfgang Pauli. Pauli no intentaba resolver el misterio de la Tabla Periódica; simplemente trataba de comprender el átomo. Este personaje era famoso por su cruel sentido del humor. Nadie se libraba. Cuando el famoso físico Victor Weisskopf, que entonces era ayudante de Pauli, le presentó los resultados de sus esfuerzos por desarrollar cierta teoría, Pauli dijo: “¡Bah!, esto ni siquiera es erróneo”. Pauli también envió una carta a Albert Einstein, decía Pauli, “este estudiante es bueno, pero no entiende claramente la diferencia entre las matemáticas y la física. Por otra parte, usted, querido maestro, hace tiempo que perdió la noción de estas diferencias.”

Aparte de que era un auténtico ególatra, también era un auténtico gran físico, y, en 1924, Pauli anunció el principio de exclusión: no hay dos electrones que puedan ocupar el mismo estado cuántico. Este principio explicaba el orden de los elementos de la Tabla de Mendeleiev y, además, por qué podemos utilizarla para predecir que elementos pueden combinarse con cuáles y cómo. No entraré aquí en detalle de lo que es un estado cuántico. Baste decir que el principio de exclusión de Pauli limita el número de electrones en lo que actualmente llamamos las “capas” [o niveles de energía] de cada átomo: dos electrones en el primer nivel, ocho en el segundo, dieciocho en el tercero, y así sucesivamente. El átomo de hidrógeno, por ejemplo, no tiene más que un protón en su núcleo. Para equilibrar esta carga positiva única necesitamos un electrón (carga negativa), que ocupa en su órbita el nivel más bajo de energía. El siguiente en la Tabla es el helio. Su núcleo tiene dos cargas positivas, por lo que necesitamos dos electrones, que, según el principio de Pauli, encajan ambos en el primer nivel…

También es importe el Principio de excluisión de Pauli en el desarrollo del final de las estrellas en función de sus masas, ya que, ese principio hace que los electrones se degeneren para que la estrella quede finalmente como una enana blanca y, en otras más masivas, la degeneración se produce en los neutrones que hacen que la estrella quede estabilizada como una estrella de ese nombre. Si son demasiado masivas, ni la degeneración de los neutrones hacen posible frenar a la Gravedad que, finalmente, lleva a la estrella a convertirse en un agujero negro.

Lo dejaremos aquí por hoy.

emilio silvera

Hoy sabemos que son colectividades de átomos isotópicos.

La mayoría de ellos son sólidos y se encuentran en la Naturaleza (nuestro entorno terráqueo) en estado libre o en combinación química con otros elementos, formando los diversos minerales.

La ordenación de los iones en las redes se manifiesta externamente en multitud de formas y colores. No obstante, debo señalar que, aun siendo abundante esta variedad, no es tan rica como la que corresponde a los cuerpos vivos, tanto animales como vegetales. La explicación se basa en que el número de especimenes moleculares y su complejidad son mucho mayores que en el reino inorgánico.

Sería conveniente, salir al paso de una posible interpretación errónea. Me refiero a que pudiera pensarse que los reinos que acabamos de mencionar constituyen clases disyuntas, esto es, sin conexión mutua. Y no lo digo porque esté considerando el hecho de que el carbono forma compuestos inorgánicos y orgánicos (lo que también hace el silicio), sino porque haya existido, y aún pueda existir, una conclusión, mejor conexión evolutiva del mundo inorgánico y el viviente que no se puede descartar, de hecho, yo particularmente, estoy seguro de ello. Estamos totalmente conectados con los ríos, las montañas y los valles, con la tierra que pisamos, el aire que respiramos y con todo el resto del Universo del que formamos parte.

La teoría de Cairos Swith considera que el eslabón entre ambos mundos se halla localizado en los microcristales de arcilla. Mi teoría particular es que no hay eslabón perdido en dicha conexión, sino que es el tiempo el que pone, en cada momento, una u otra materia en uno u otro lugar. Ahora, nos ha tocado estar aquí como ser complejo, pensante y sensitivo. El eón que viene nos puede colocar formando parte de un enorme árbol, de un monte, o, simplemente estar reposando como fina arena en el lecho de un río. Sin dudarlo, J.M.y P. formarán parte de un hermoso jardín perfumado y lleno de aromas que la brisa regalará a los que pasen cerca de allí.

El granito, por ejemplo, consiste básicamente en una mezcla de tres cuerpos compuestos: cuarzo, mica y feldespato. ¿Quién puede decir hoy lo que seremos mañana?

En todos los cuerpos que hemos estado considerando hasta ahora, las moléculas, los átomos o los iones se hallan situados en los nudos de la correspondiente red, así que, los electrones de esos individuos se encuentran también localizados en el entorno inmediato de esos lugares. Podríamos decir que la densidad electrónica es una función periódica espacial, lo que significa que al recorrer la red siguiendo una determinada dirección irían apareciendo altibajos, es decir, crestas y valles de la densidad electrónica.

La estructura de los cuerpos metálicos, así como las aleaciones, merecen una consideración especial. La estructura de los metales y aleaciones difiere de la de los demás cuerpos en un aspecto muy importante que consideraré a continuación.

Me refiero a que en los cuerpos metálicos existe una deslocalización de los electrones que están menos fuertemente enlazados en los correspondientes núcleos, es decir, de los electrones de valencia.

Vamos a precisar un poco. Supongamos, para fijar las ideas, que tenemos un trozo de plata metálica pura. En los nudos de la red correspondientes los átomos han perdido su electrón de valencia, pero ocurre que cada uno de estos electrones forma una colectividad que se halla desparramada o dispersa por todo el sólido. Una primera imagen de esta situación fue establecida por el gran físico italiano Enrico Fermi, por lo que se habla de un gas electrónico, llamado también de Fermi, que llenaría los espacios libres, es decir, no ocupados por los iones metálicos.

Este gas electrónico es el responsable de las propiedades metálicas, tales como el brillo, conductibilidades eléctrica y térmica, etc. La aplicación de la mecánica cuántica a la descripción del estado metálico conduce a la obtención del mapa de la densidad electrónica, o, como decía antes, a las características de la información correspondiente.

Sin entrar en detalles que desviarían nuestra atención hacia otros conceptos fuera de los límites de lo que ahora estoy pretendiendo, utilizaré el mismo lenguaje que para las estructuras de núcleos y átomos.

Recordemos que en la sociedad de los nucleones y electrones existen las relaciones verticales y las de estratificación, que se manifiestan en las capas y subcapas. En el caso de los metales tendríamos una colectividad de núcleos, arropados con sus capas cerradas, ocupando los nudos de la red; únicamente los electrones de valencia de cada átomo forman la colectividad del gas electrónico.

La pregunta que nos debemos hacer es: ¿estos electrones, en número igual, por lo menos, al de los átomos, se hallan estratificados? La respuesta es que sí. Existe una estratificación de estos electrones en las llamadas bandas. El concepto de banda energética resulta de la consideración simultánea de dos aspectos: la cuantización energética ( o la estratificación de los niveles energéticos en los átomos) y el grandísimo número de electrones existentes. Este colectivo no podría ubicarse en un número finito y escaso de niveles. Esta dificultad queda soslayada si se admite que cada uno de esos niveles atómicos de los N átomos que forman el cuerpo se funde en otros tantos niveles de cierta anchura donde ya pueden alojarse los electrones disponibles.

Esa fusión de los niveles atómicos da lugar a las bandas. Esta imagen equivaldría a considerar un metal como un átomo gigante en el que los niveles energéticos poseyeran una anchura finita.

En cuanto a la información que puede soportar un metal, podríamos señalar que sería parecida a la del correspondiente átomo, pero mucha más extendida espacialmente. Una información puntual, la del átomo, daría paso a otra espacial, si bien vendría a ser una mera repetición periódica de aquella.

¿Y los cuerpos que pueblan el resto del Universo?

Cuando un cuerpo sobrepasa unas determinadas dimensiones, aparece algo que conocemos como fuerza gravitatoria y que se deja sentir en la forma que todos conocemos y, que da lugar, primeramente a la fusión de los diversos materiales que forman los cuerpos.

Así, por ejemplo, en el cuerpo que llamamos Tierra, la presión crece con la profundidad, por lo que, a partir de un determinado valor de ésta, aparece el estado líquido y con él una estratificación que trata de establecer el equilibrio hidrostático.

Dentro de nuestro sistema planetario se distinguen los planetas rocosos, hasta Marte y meteoritos inclusive, y el resto de ellos, desde Júpiter en adelante, incluido este. Estos últimos difieren esencialmente de los primeros en su composición. Recuérdese que la de Júpiter es mucho más simple que la de los planetas rocosos. Consta fundamentalmente de hidrógeno, helio, agua, amoniaco y metano, con un núcleo rocoso en su interior. El hidrógeno que rodea a este núcleo se encuentra en forma de hidrógeno atómico sólido.

También la composición del Sol (y todas las estrellas que brillan) es más simple que la de los planetas rocosos, su estado físico es el de plasma y su contenido está reducido (mayormente) a hidrógeno y helio. Mas variedad de materiales existe en las estrellas supernovas, donde el primitivo hidrógeno ha evolucionado de la manera que expliqué en otra parte de este trabajo.

En cuanto a los derechos de la evolución estelar, enanas blancas, estrellas de neutrones y agujeros negros, señalaré que la composición de la primera es sencilla en cuanto al numero de “elementos” constituyentes; la segunda ya lo indica su propio nombre, constan de nucleones, particularmente neutrones que están fuertemente empaquetados (muy juntos) por la gravedad. Una estrella de nuetrones puede tener una densidad superior a la del agua, en millones de veces y del mismo orden que la de los núcleos atómicos. El agujero negro, es un fenómeno aparte, su inmensa fuerza gravitatoria es tal que, ni la luz puede escapar de ella, es decir, su velocidad de escape es superior a 300.000 km/s, y, como según la relatividad, nada es en nuestro Universo, superior en velocidad, a la luz, resulta que nada podrá escapar de un agujero negro.

Allí dentro, en el interior del agujero negro, no existen ni el tiempo ni el espacio, es como un objeto que estando en nuestro Universo (deja sentir su fuerza gravitatoria y engulle estrellas), al mismo tiempo, no está aquí.

Desde el comienzo de este trabajo estoy tratando de relacionar el Universo, la materia y la consciencia, es por ello que me he entrenido en dar tantas explicaciones que, para no resultar pesado, he amenizado con alguna que otra historia, noticia o comentario.

Ha sido un largo recorrido por las profundidades de la materia vista desde distintas perspectivas, y, en ella, estamos nosotros incluidos, con una adicional: El pensamiento, la racionalidad, el Ser.

En todo el Universo, siempre es lo mismo, rigen las mismas leyes, las mismas fuerzas y está presente la misma materia.

• Quarks (nucleones) y leptones
• Núcleos, átomos, moléculas, sustancias
• Cuerpos, planetas (vida) estrellas
• Galaxias, Cúmulos de Galaxias, y
• UNIVERSO

Claro que, explicar todo esto en un repaso breve como el que aquí hemos dado, no es nada fácil, se necesitaría más tiempo y una elaboración más esmerada, sin embargo y teniendo en cuenta que el presente trabajo está hecho como disfrute de un enamorado de la ciencia y que, sin ánimo de lucro, lo ha elaborado simplemente poniendo en el papel otras fuentes que, unidas a sus pensamientos, tienen el único deseo de que llegue a personas interesadas en estos temas, y, si alguna de ellas, aprende alguna cosa al leerlo, el autor estará más que satisfecho.

emilio silvera

Poco tiempo después resultó evidente que existían otras subpartículas en el interior del átomo. Cuando Becquerel descubrió la radiactividad, identificó como emanaciones constituidas por electrones algunas de las radiaciones emitidas por sustancias radiactivas. Pero también quedaron al descubierto otras emisiones. Los Curie en Francia y Ernest Rutherford en Inglaterra detectaron una emisión bastante menos penetrante que el flujo electrónico. Rutherford la llamó rayos alfa, y denominó rayos beta a la emisión de electrones.

Los electrones volantes constitutivos de esta última radiación son, individualmente, partículas beta. Así mismo, se descubrió que los rayos alfa estaban formados por partículas, que fueron llamadas partículas alfa. Como ya sabemos, alfa y beta son las primeras letras del alfabeto griego y se escriben con los gráficos α y β.

Entretanto, el químico francés Paul Ulrico Villard descubría una tercera forma de emisión radiactiva, a la que dio el nombre de rayos gamma, es decir, la tercera letra del alfabeto griego (γ). Pronto se identificó como una radiación análoga a los rayos X, aunque de menor longitud de onda.

Mediante sus experimentos, Rutherford comprobó que un campo magnético desviaba las partículas alfa con mucho menos fuerza que las partículas beta. Por añadidura, las desviaba en dirección opuesta, lo cual significaba que la partícula alfa tenía una carga positiva, es decir, contraria a la negativa del electrón. La intensidad de tal desviación permitió calcular que la partícula alfa tenía como mínimo una masa dos veces mayor que la del hidrogenión, cuya carga positiva era la más pequeña conocida hasta entonces.

En 1.909, Rutherford pudo aislar las partículas alfa. Puso material radiactivo en un tubo de vidrio fino rodeado por vidrio grueso, e hizo el vacío entre ambas superficies. Las partículas alfa pudieron atravesar la pared fina, pero no la gruesa, lo que dio lugar a que las partículas quedaran aprisionadas entre ambas, y Rutherford recurrió entonces a la descarga eléctrica para excitar las partículas alfa, hasta llevarlas a la incandescencia. Entonces mostraron los rayos espectrales del helio.

Hay pruebas de que las partículas alfa producidas por sustancias radiactivas en el suelo constituyen el origen del helio en los pozos de gas natural.

Si la partícula alfa es helio, su masa debe ser cuatro veces mayor que la del hidrógeno. Ello significa que la carga positiva de éste último equivale a dos unidades, tomando como unidad la carga del hidrogenión.

Más tarde, Rutherford identificó otra partícula positiva en el átomo. A decir verdad, había sido detectada y reconocida ya muchos años antes. En 1.886, el físico alemán Eugen Goldstein, empleando un tubo catódico con un cátodo perforado, descubrió una nueva radiación que fluía por los orificios del cátodo en dirección opuesta a la de los rayos catódicos. La denominó rayos canales.

Part of Astronomy that study physical and chemical characteristics of heavenly bodies. Astrophysics is the most important part of Astronomy at the present time owing to advance of modern physics. Doppler- Fizeau´s effect, Zeeman´s effect, quantum theories and thermonuclear reactions applied to study of heavenly bodies have permitted to discover the solar magnetic field, study stellar radiations and their processes of nuclear fusion, and determine radial velocity of stars, etc. Electromagnetic radiation of heavenly bodies permits to make spectrum analysis of themselves, and they are the principal fountain of information in this part of Astronomy

En 1.902, esta radiación sirvió para detectar por vez primera el efecto Doppler-Fizeau respecto a las ondas luminosas de origen terrestre. El físico alemán de nombre Johannes Stara orientó un espectroscopio de tal forma que los rayos cayeron sobre éste, revelando la desviación hacia el violeta. Por estos trabajos se le otorgó el premio Nobel de Física en 1.919.

Puesto que los rayos canales se mueven en dirección opuesta a los rayos catódicos de carga negativa, Thomson propuso que se diera a esta radiación el nombre de rayos positivos. Entonces se comprobó que las partículas de rayos positivos podían atravesar fácilmente la materia. De aquí que fuesen considerados, por su volumen, mucho más pequeños que los iones corrientes o átomos. La desviación determinada, en su caso, por un campo magnético, puso de relieve que la más ínfima de estas partículas tenía carga y masa similares a los del hidrogenión, suponiendo que este ión contuviese la misma unidad posible de carga positiva.

Por consiguiente se dedujo que la partícula del rayo positivo era la partícula positiva elemental, o sea, el elemento contrapuesto al electrón; Rutherford lo llamó protón (del neutro griego proton, “lo primero”).

Desde luego, el protón y el electrón llevan cargas eléctricas iguales, aunque opuestas; ahora bien, la masa del protón, referida al electrón, es 1.836 veces mayor (como señalo en el gráfico anterior).

Parecía probable pues que el átomo estuviese compuesto por protones y electrones, cuyas cargas se equilibraran entre sí. También parecía claro que los protones se hallaban en el interior del átomo y no se desprendían, como ocurría fácilmente con los electrones. Pero entonces se planteó el gran interrogante: ¿cuál era la estructura de esas partículas en el átomo?

El núcleo atómico

El propio Rutherford empezó a vislumbrar la respuesta. Entre 1.906 y 1.908 (hace ahora un siglo) realizó constantes experimentos disparando partículas alfa contra una lámina sutil de metal (como oro o platino), para analizar sus átomos. La mayor parte de los proyectiles atravesaron la barrera sin desviarse (como balas a través de las hojas de un árbol), pero no todos. En la placa fotográfica que le sirvió de blanco tras el metal, Rutherford descubrió varios impactos dispersos e insospechados alrededor del punto central. Comprobó que algunas partículas habían rebotado. Era como si en vez de atravesar las hojas, algunos proyectiles hubiesen chocado contra algo más sólido. Rutherford supuso que aquella “balas” habían chocado contra una especie de núcleo denso, que ocupaba sólo una parte mínima del volumen atómico y ese núcleo de intensa densidad desviaban los proyectiles que acertaban a chocar contra él. Ello ocurría en muy raras ocasiones, lo cual demostraba que los núcleos atómicos debían ser realmente ínfimos, porque un proyectil había de encontrar por fuerza muchos millones de átomos al atravesar la lámina metálica.

Era lógico suponer, pues, que los protones constituían ese núcleo duro. Rutherford representó los protones atómicos como elementos apiñados alrededor de un minúsculo “núcleo atómico” que servía de centro (después de todo eso, hemos podido saber que el diámetro de ese núcleo equivale a algo más de una cienmilésima del volumen total del átomo).

En 1.908 se concedió a Rutherford el premio Nobel de Química por su extraordinaria labor de investigación sobre la naturaleza de la materia. Él fue el responsable de importantes descubrimientos que permitieron conocer la estructura de los átomos en esa primera avanzadilla.

Desde entonces se pueden describir con términos más concretos los átomos específicos y sus diversos comportamientos. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno posee un solo electrón. Si se elimina, el protón restante se asocia inmediatamente a alguna molécula vecina; y cuando el núcleo desnudo de hidrógeno no encuentra por este medio un electrón que participe, actúa como un protón (es decir, una partícula subatómica), lo cual le permite penetrar en la materia y reaccionar con otros núcleos si conserva la suficiente energía.

El helio, que posee dos electrones, no cede uno con tanta facilidad. Sus dos electrones forman un caparazón hermético, por lo cual el átomo es inerte. No obstante, si se despoja al helio de ambos electrones, se convierte en una partícula alfa, es decir, una partícula subatómica portadora de dos unidades de carga positiva.

Hay un tercer elemento, el litio, cuyo átomo tiene tres electrones. Si se despoja de uno o dos, se transforma en ión, y si pierde los tres, queda reducida a un núcleo desnudo, con una carga positiva de tres unidades.

Las unidades de carga positiva en el núcleo atómico deben ser numéricamente idénticas a los electrones que contiene por norma, pues el átomo suele ser un cuerpo neutro, y esta igualdad de lo positivo con lo negativo es el equilibrio. De hecho, los números atómicos de sus elementos se basan en sus unidades de carga positiva, no en las de carga negativa, porque resulta fácil hacer variar el número de electrones atómicos dentro de la formación iónica, pero en cambio se encuentran grandes dificultades si se desea alterar el número de sus protones.

Apenas esbozado este esquema de la construcción atómica, surgieron nuevos enigmas. El número de unidades con carga positiva en un núcleo no equilibró, en ningún caso, el peso nuclear ni la masa, exceptuando el caso del átomo de hidrógeno. Para citar un ejemplo, se averiguó que el núcleo de helio tenía una carga positiva dos veces mayor que la del núcleo de hidrógeno; pero como ya se sabía, su masa era cuatro veces mayor que la de este último. Y la situación empeoró progresivamente a medida que se descendía por la tabla de elementos, e incluso cuando se alcanzó el uranio, se encontró un núcleo con una masa igual a 238 protones, pero una carga que equivalía sólo a 92.

¿Cómo era posible que un núcleo que contenía cuatro protones (según se suponía el núcleo de helio) tuviera sólo dos unidades de carga positiva? Según la más simple y primera conjetura emitida, la presencia en el núcleo de partículas cargadas negativamente y con peso despreciable neutralizaba dos unidades de carga. Como es natural, se pensó también en el electrón. Se podría componer el rompecabezas si se suponía que en núcleo de helio estaba integrado por cuatro protones y dos electrones neutralizadores, lo cual deja libre una carga positiva neta de dos, y así sucesivamente, hasta llegar al uranio, cuyo núcleo tendría, pues, 238 protones y 146 electrones, con 92 unidades libres de carga positiva. El hecho de que los núcleos radiactivos emitieran electrones (según se había comprobado ya, por ejemplo, en el caso de las partículas beta), reforzó esta idea general. Dicha teoría prevaleció durante más de una década, hasta que por caminos indirectos, llegó una respuesta mejor como resultado de otras investigaciones.

Pero entre tanto se habían presentado algunas objeciones rigurosas contra dicha hipótesis. Por lo pronto, si el núcleo estaba constituido esencialmente de protones, mientras que los ligeros electrones no aportaban prácticamente ninguna contribución a la masa, ¿cómo se explicaba que las masas relativas de varios núcleos no estuvieran representadas por número enteros? Según los pesos atómicos conocidos, el núcleo del átomo cloro, por ejemplo, tenía una masa 35’5 veces mayor que la del núcleo de hidrógeno. ¿Acaso significaba esto que contenía 35’5 protones? Ningún científico (ni entonces ni ahora) podía aceptar la existencia de medio protón.

Este singular interrogante encontró una respuesta incluso antes de solventar el problema principal, y ello dio lugar a una interesante historia.

Isótopos; construcción de bloques uniformes

Allá por 1.816, el físico inglés William Prout había insinuado ya que el átomo de hidrógeno debía entrar en la constitución de todos los átomos. Con el tiempo se fueron desvelando los pesos atómicos, y la teoría de Prout quedó arrinconada, pues se comprobó que muchos elementos tenían pesos fraccionarios (para lo cual se tomó el oxígeno, tipificado al 16). El cloro, según dije antes, tiene un peso atómico aproximado de 35’5, o para ser exactos, 35’457. otros ejemplos son el antimonio, con un peso atómico de 121’75, el galio con 137’34, el boro con 10’811 y el cadmio con 112’40.

Hacia principios de siglo se hizo una serie de observaciones desconcertantes, que condujeron al esclarecimiento. El inglés William Crookes (el del tubo Crookes) logró disociar del uranio una sustancia cuya ínfima cantidad resultó ser mucho más radiactiva que el propio uranio. Apoyándose en su experimento, afirmó que el uranio no tenía radiactividad, y que ésta procedía exclusivamente de dicha impureza, que él denominó uranio X. Por otra parte, Henri Becquerel descubrió que el uranio purificado y ligeramente radiactivo adquiría mayor radiactividad con el tiempo, por causas desconocidas. Si se deja reposar durante algún tiempo, se podía extraer de él repetidas veces uranio activo X. Para decirlo de otra manera, por su propia radiactividad, el uranio se convertía en el uranio X, más radiactivo aún.

Por entonces, Rutherford, a su vez, separó del torio un torio X muy radiactivo, y comprobó también que el torio seguía produciendo más torio X. Hacia aquellas fechas se sabía ya que el más famoso de los elementos radiactivos, el radio, emitía un gas radiactivo, denominado radón. Por tanto, Rutherford y su ayudante, el químico Frederick Soddy, dedujeron que durante la emisión de sus partículas los átomos radiactivos se transformaron en otras variedades de átomos radiactivos.

                     Las características del fenómeno radiactivo son debastadoras para los seres vivos

Varios químicos que investigaron tales transformaciones lograron obtener un surtido muy variado de nuevas sustancias, a las que dieron nombres tales como radio A, radio B, mesotorio I, mesotorio II y actinio C. Luego los agruparon todos en tres series, de acuerdo con sus historiales atómicos. Una serie se originó del uranio disociado; otra del torio, y la tercera del actinio (si bien más tarde se encontró un predecesor del actinio, llamado protactinio).

En total se identificaron unos cuarenta miembros de esas series, y cada uno se distinguió por su peculiar esquema de radiación. Pero los productos finales de las tres series fueron idénticos: en último término, todas las cadenas de sustancias conducían al mismo elemento, el plomo.

Ahora bien, esas cuarenta sustancias no podían ser, sin excepción, elementos disociados. Entre el uranio (92) y el plomo (82) había sólo diez lugares en la tabla periódica, y todos ellos, salvo dos, pertenecían a elementos conocidos.

Hay que huir de los desechos radiactivos que causan la actividad del hombre

En realidad, los químicos descubrieron que aunque las sustancias diferían entre sí por su radiactividad, algunas tenían propiedades químicas idénticas. Por ejemplo, ya en 1.907 los químicos americanos Herbert Newby McCoy y W. H. Ross descubrieron que el radiotorio (uno entre los varios productos de la desintegración del torio) mostraba el mismo comportamiento químico que el torio, y el radio D, el mismo que el plomo, tanto que a veces era llamado radioplomo. De todo lo cual se infirió que tales sustancias eran en realidad variedades de mismo elemento: el radiotorio, una forma de torio; el radioplomo, un miembro de una familia de plomos; y así sucesivamente.

En 1.913, Soddy esclareció esta idea y le dio más amplitud. Demostró que cuando un átomo emitía una partícula alfa, se transformaba en un elemento que ocupaba dos lugares más abajo en la lista de elementos, y que cuando emitía una partícula beta, ocupaba, después de su transformación, el lugar inmediatamente superior. Con arreglo a tal norma, el radiotorio descendía en la tabla hasta el lugar del torio, y lo mismo ocurría con las sustancias denominadas uranio X y uranio Y, es decir, que los tres serían variedades del elemento 90. Así mismo, el radio D, el radio B, el torio B y el actinio B compartirían el lugar del plomo como variedades del elemento 82.

Soddy dio el nombre de isótopos (del griego iso y topos, “el mismo lugar”) a todos los miembros de una familia de sustancias que ocupaban el mismo lugar en la tabla periódica. En 1.921 se le concedió el premio Nobel de Química.

El modelo protón-electrón del núcleo concordó perfectamente con la teoría de Soddy sobre los isótopos. Al retirar una partícula alfa de un núcleo, se reducía en dos unidades la carga positiva de dicho núcleo, exactamente lo que necesitaba para bajar dos lugares en la tabla periódica. Por otra parte, cuando el núcleo expulsaba un electrón (partícula beta), quedaba sin neutralizar un protón adicional, y ello incrementaba en una unidad la carga positiva del núcleo, lo cual era como agregar una unidad al número atómico, y por tanto, el elemento pasaba a ocupar la posición inmediatamente superior en la tabla periódica de los elementos. ¡Maravilloso!

¿Cómo se explica que cuando el torio se descompone en radiotorio después de sufrir no una, sino tres desintegraciones, el producto siga siendo torio? Pues bien, en este proceso el átomo de torio pierde una partícula alfa, luego una partícula beta, y más tarde una segunda partícula beta. Si aceptamos la teoría sobre el bloque constitutivo de los protones, ello significa que el átomo ha perdido cuatro electrones (dos de ellos contenidos presuntamente en la partícula alfa) y cuatro protones. (La situación actual difiere bastante de este cuadro, aunque en cierto modo, esto no afecta al resultado).

El núcleo de torio constaba inicialmente (según se suponía) de 232 protones y 142 electrones. Al haber perdido cuatro protones y otros cuatro electrones, quedaba reducido a 228 protones y 138 electrones. No obstante, conservaba todavía el número atómico 90, es decir, el mismo de antes.

                                                                    El torio en estado natural

Así pues, el radiotorio, a semejanza del torio, posee 90 electrones planetarios, que giran alrededor del núcleo. Puesto que las propiedades químicas de un átomo están sujetas al número de sus electrones planetarios, el torio y el radiotorio tienen el mismo comportamiento químico, sea cual fuere su diferencia en peso atómico (232 y 228 respectivamente).

Los isótopos de un elemento se identifican por su peso atómico, o número másico. Así, el torio corriente se denomina torio 232, y el radiotorio, torio 228. Los isótopos radiactivos del plomo se distinguen también por estas denominaciones: plomo 210 (radio D), plomo 214 (radio B), plomo 212 (torio B) y plomo 211 (actinio B).

Se descubrió que la noción de isótopo podía aplicarse indistintamente tanto a los elementos estables como a los radiactivos. Por ejemplo, se comprobó que las tres series radiactivas anteriormente mencionadas terminaban en tres formas distintas de plomo. La serie del uranio acababa en plomo 206, la del torio en plomo 208 y la del actinio en plomo 207. cada uno de estos era un isótopo estable y corriente del plomo, pero los tres plomos diferían por su peso atómico.

Mediante un dispositivo inventado por cierto ayudante de J. J. Thomson, llamado Francis William Aston, se demostró la existencia de los isótopos estables. En 1.919, Thomson, empleando la versión primitiva de aquel artilugio, demostró que el neón estaba constituido por dos variedades de átomos: una cuyo número de masa era 20, y otra con 22. El neón 20 era el isótopo común; el neón 22 lo acompañaba en la proporción de un átomo cada diez. Más tarde se descubrió un tercer isótopo, el neón 21, cuyo porcentaje en el neón atmosférico era de un átomo por cada 400.

                                                                                            distintos isótopos

Entonces fue posible, al fin, razonar el peso atómico fraccionario de los elementos. El peso atómico del neón (20, 183) representaba el peso conjunto de los tres isótopos, de pesos diferentes, que integraban el elemento en su estado natural. Cada átomo individual tenía un número másico entero, pero el promedio de sus masas (el peso atómico) era un número fraccionario.

Aston procedió a mostrar que varios elementos estables comunes eran, en realidad, mezclas de isótopos. Descubrió que el cloro, con un peso atómico fraccionario de 35’453, estaba constituido por el cloro 35 y el cloro 37, en la proporción de cuatro a uno. En 1.922 se le otorgó el premio Nobel de Química.

En el discurso pronunciado al recibir el premio, Aston predijo la posibilidad de aprovechar la energía almacenada en el núcleo atómico, vislumbrando ya las futuras y nefastas bombas y centrales nucleares. Allá por 1.935, el físico canadiense Arthur Jeffrey Dempster empleó el instrumento de Aston para avanzar sensiblemente en esa dirección; demostró que 993 de cada 1.000 átomos de uranio eran de uranio 238 (no válido para combustible nuclear). Y muy pronto se haría evidente el profundo significado de tal descubrimiento.

Así, después de estar siguiendo huellas falsas durantes un siglo, se reivindicó definitivamente la teoría de Prout. Los elementos estaban constituidos por bloques estructurales uniformes; si no átomos de hidrógeno, sí, por lo menos, unidades con masa de hidrógeno.

¿Qué no será capaz de inventar el hombre para descubrir los misterios de la naturaleza?

emilio silvera

El carbono no es el único átomo con capacidad para formar los citados esqueletos. Próximos al carbono en la tabla periódica, el silicio, fósforo y boro comparten con dicho átomo esa característica, si bien en un grado mucho menor.

Refiriéndonos al silicio,  señalaremos que las “moléculas” que dicho átomo forma con el oxígeno y otros átomos, generalmente metálicos poseyendo gran nivel de información, difieren en varios aspectos de las moléculas orgánicas, es decir, de las que poseen un esqueleto de átomos de carbono.

El silicio púede econfigurar muchas formas y, no creo que entre ellas se puedan encontrar las vivientes, ya que, el átomo de silicio no llega a tener las amplias propiedades que tiene el Carbono. Sin embargo, no son pocos los que opinan que puede existir alguna clase de vida basada en el silicio y, desde luego, aunque no lo crea probable tampoco tengo conocimientos suficientes para poder negarlo. ¿quién sabe lo que por ahí fuera pueda existir en esos mundos perdidos en la lejanía del espacio?

El mundo de los silicatos es de una gran diversidad, existiendo centenares de especies minerológicas. Esas diferencias se refieren fundamentalmente a que el enlace químico en el caso de las moléculas orgánicas es covalente, y cuando se forma la sustancia correspondiente (cuatrillones de moléculas) o es un líquido, como es el caso de los aceites, o bien un sólido que funde fácilmente. Entre las moléculas que lo forman se ejercen unas fuerzas, llamadas de Van der Waals, que pueden considerarse como residuales de las fuerzas electromagnéticas, algo más débiles que éstas. En cambio, en los silicatos sólidos (como en el caso del topacio) el enlace covalente o iónico no se limita a una molécula, sino que se extiende en el espacio ocupado por el sólido, resultando un entramado particularmente fuerte.

Al igual que para los cristales de hielo, en la mayoría de los silicatos la información que soportan es pequeña, aunque conviene matizar este punto.  Para un cristal ideal así sería en efecto, pero ocurre que en la realidad el cristal ideal es una abstracción, ya que en el cristal real existen aquí y allá los llamados defectos puntuales que trastocan la periodicidad espacial propia de las redes ideales. Precisamente esos defectos puntuales podían proporcionar una mayor información.

Nanotubos de carbono

Si prescindimos de las orgánicas, el resto de las moléculas que resultan de la combinación entre los diferentes átomos no llega a 100.000, frente a los varios millones de las primeras. Resulta ranozable suponer que toda la enorme variedad de moléculas existentes, principalmente en los planetas rocosos, se haya formado por evolución de los átomos, como corresponde a un proceso evolutivo. La molécula poseería mayor orden que los átomos de donde procede, esto es, menor entropía. En su formación, el ambiente se habría desordenado al ganar entropía en una cierta cantidad tal, que arrojarse un balance total positivo.

El Carbono es tan importante en nuestras vidas que, incluso podría incidir en nuestro futuro.

No puedo dejar pasar la oportunidad, aunque sea de pasada, de mencionar las sustancias.

Las así llamadas, son cuerpos formados por moléculas idénticas, entre las cuales pueden o no existir enlaces químicos. Veremos varios ejemplos.  Las sustancias como el oxígeno, cloro, metano, amoníaco, etc, se presentan en estado gaseoso en condiciones ordinarias de presión y temperatura. Para su confinamiento se embotellan, aunque existen casos en que se encuentran mezcladas en el aire , como en la imagen que sigue.

En lugares como este, podemos encontrar los más variados elementos y sustancias que la química estelar ha elaborado para que sea posible que esa dinámica universal nos lleve hasta la vida. La radiación ultravioleta de las estrellas jóvenes masivas que surgen de estas inmensas nebulosas ionizan los átomos del material circundante que brillan. Los vientos estelares conforman figuras extrañas y a veces adquieren una exótica belleza conformando figuras increibles.

En cualquier caso, un gas como los citados consiste en un enjambre de las moléculas correspondientes. Entre ellas no se ejercen fuerzas, salvo cuando colisionan, lo que hacen con una frecuencia que depende de la concentración, es decir, del número de ellas que están concentradas en la unidad de volumen; número que podemos calcular conociendo la presión y temperatura de la masa de gas confinada en un volumen conocido.

Decía que no existen fuerzas entre las moléculas de un gas. En realidad es más exacto que el valor de esas fuerzas es insignificante porque las fuerzas residuales de las electromagnéticas, a las que antes me referí, disminuyen más rápidamente con la distancia que las fuerzas de Coulomb; y esta distancia es ordinariamente de varios diámetros moleculares.

Fuerzas de Coulomb

Podemos conseguir que la intensidad de esas fuerzas aumente tratando de disminuir la distancia media entre las moléculas. Esto se puede lograr haciendo descender la temperatura, aumentando la presión o ambas cosas.  Alcanzada una determinada temperatura, las moléculas comienzan a sentir las fuerzas de Van der Waals y aparece el estado líquido; si se sigue enfriando aparece el sólido. El orden crece desde el gas al líquido, siendo el sólido el más ordenado. Se trata de una red tridimensional en la que los nudos o vértices del entramado están ocupados por moléculas.

Todas las sustancias conocidas pueden presentarse en cualquiera de los tres estados de la materia (estados ordinarios y cotidianos en nuestras vidas del día a día). Otros estados, como el plasma, sólo se producen en los laboratorios o en el espacio interestelar. De hecho, es el estado más común de la materia en el Universo, todas las estrellas están hechas de material que debido a las altísimas temperaturas, han adquirido el estado de plasma. Puede que existan otros estados de la materia en situaciones poco conocidas y también estaríamos hablando del espacio exterior en el que, pudieran existir estrellas Quarks y Gluones formando una especie de materia extraña.

Estos son los estados de la materia que siempre nos enseñaban en el Colegio, sin embargo, hay otros que, menos conocido no están presentes en nuestra vida cotidiana y sólo se forman en condiciones especiales que, generalmente, no están presentes en nuestra atmósfera.

Si las temperaturas reinantes en las estrellas alcanzan miles de millones de grados, el estado de la materia es el plasma, el material más común del universo. Esa otra clase de materia a la que llamamos materia oscura (si finalmente existe)  no sabemos en qué estado estará o de qué está conformada.

plasma en ebullición en la superficie del Sol

En condiciones ordinarias de presión, la temperatura por debajo de la cual existe el líquido y/o sólido depende del tipo de sustancia. Se denomina temperatura de ebullición o fusión la que corresponde a los sucesivos equilibrios (a presión dada) de fases: vapor ↔ líquido ↔ sólido. Estas temperaturas son muy variadas, por ejemplo, para los gases nobles son muy bajas; también para el oxígeno (O₂) e hidrógeno (H₂). En cambio, la mayoría de las sustancias son sólidos en condiciones ordinarias (grasas, ceras, etc).

Las sustancias pueden ser simples y compuestas, según que la molécula correspondiente tenga átomos iguales o diferentes. El número de las primeras es enormemente inferior al de las segundas.

El concepto de molécula, como individuo físico y químico, pierde su significado en ciertas sustancias que no hemos considerado aún. Entre ellas figuran las llamadas sales, el paradigma de las cuales es la sal de cocina. Se trata de cloruro de  sodio, por lo que cualquier estudiante de E.G.B. escribiría sin titubear su fórmula: Cl Na. Sin embargo, le podríamos poner en un aprieto si le preguntásemos dónde se puede encontrar aisladamente individuos moleculares que respondan a esa composición. Le podemos orientar diciéndole que en el gas Cl H o en el vapor de agua existen moléculas como individualidades. En realidad y salvo casos especiales, por ejemplo, a temperaturas elevadas, no existen moléculas aisladas de sal, sino una especie de molécula gigante que se extiende por todo el cristal. Este edificio de cristal de sal consiste en una red o entramado, como un tablero de ajedrez de tres dimensiones, en cuyos nudos o vértices se encuentran, alternativamente, las constituyentes, que no son los átomos de Cl y Na sino los iones Cl^- y Na⁺.  El primero es un átomo de Cl que ha ganado un electrón, completándose todos los orbitales de valencia; el segundo, un átomo de Na que ha perdido el electrón del orbital s.

“Propiedades físicas” es una expresión de significado muy amplio: engloba todas las propiedades de las sustancias relacionadas a fenómenos físicos. No tendría ningún sentido intentar estudiar todas las propiedades físicas a la vez; apenas para enumerarlas todas juntas ya sería consumidas a un espacio enorme.

En general establecemos objetivos de naturaleza práctica para delimitar nuestros estudios: las propiedades físicas que nos interesan en este momento son aquellas que utilizamos corrientemente en los trabajos comunes de laboratorio, como punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad. Estas propiedades están fuertemente asociadas con las fuerzas que mantienen las moléculas unidas unas a las otras, las que son llamadas fuerzas intermoleculares.

Los puentes de hidrógeno son especialmente fuertes entre las moléculas de agua y son la causa de muchas de las singulares propiedades de esta sustancia. Los compuestos de hidrógeno de elementos vecino al oxígeno y de los miembros de su familia en la tabla periódica, son gases a la temperatura ambiente: CH₄, NH₃, H₂S, H₂Te, PH₃, HCl. En cambio, el H₂O es líquida a la temperatura ambiente, lo que indica un alto grado de atracción intermolecular. En la figura 6 se puede ver que el punto de ebullición del agua es 200 ºC más alto de lo que cabría predecir si no hubiera puentes de hidrógeno. Los puentes de hidrógeno juegan también un papel crucial en la estructura del ADN, la molécula que almacena la herencia genética de todos los seres vivos.

Figura 6. Variación de los puntos de ebullición de los hidruros moleculares.

Fuerzas Intermoleculares

El enlace que atrapa los átomos dentro de una molécula es el enlace covalente. Las fuerzas de atracción entre las moléculas son de naturaleza eléctrica. Fuerzas gravitacionales también existen, pero podemos despreciarlas por ser mucho menores que las fuerzas eléctricas. Analicemos ahora, las fuerzas que existen entre las moléculas. Estas fuerzas pueden ser divididas en dos tipos: Fuerzas de Van der Waals y Puente de Hidrógeno

Fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de atracción o repulsión entre entidades moleculares (o entre grupos dentro de la misma entidad molecular) diferentes de aquellas que son debidas a la formación de enlace o la interacción electroestática de iones o grupos iónicos unos con otros o con moléculas neutras.

Estudiemos los tipos principales:

Fuerza entre dipolos permanentes: Si la molécula de la sustancia contiene un dipolo permanente (debido a la polaridad de uno o más de sus enlaces covalentes), entonces podemos fácilmente ver como esas moléculas se atraen unas a otras: el lado positivo del dipolo de una molécula atrae al lado negativo del dipolo de la otra molécula. Esta fuerza existe, por tanto, entre moléculas polares (μ _total ≠ 0).

Ejemplo:

Fuerzas de London o fuerzas de dispersión: Es cuando las moléculas no contienen dipolos (son apolares). Entonces, como es que logran atraerse? Pensemos en una molécula como una entidad no estática, pero conteniendo electrones en constante movimiento; es razonable pensar que en un determinado momento la distribución en esa molécula puede no ser perfectamente simétrica y aparecen entonces pequeños dipolos instantáneos en este momento.

Esos dipolos desaparecerán en muy poco tiempo, pudiendo llevar a una molécula neutra o a otros dipolos, inclusive contrarios, pero en un corto espacio de tiempo en que ellos existen pueden inducir a la formación de dipolos contrarios en la molécula vecina, llevando a las dos a atraerse mutuamente.

Ejemplo:

Enlaces de Hidrógeno o Puentes de Hidrógeno: El átomo de hidrógeno tiene propiedades especiales por ser un átomo muy pequeño, sin electrones en el interior: por dentro de la capa de valencia existen apenas el núcleo del átomo y el protón.

Una de las propiedades que solo el átomo de hidrógeno presenta es la capacidad de ejercer una fuerza de atracción intermolecular llamada enlace de hidrógeno, o puente de hidrógeno. El enlace de hidrógeno solo puede ocurrir cuando el hidrógeno estuviese enlazado a un átomo pequeño y muy electronegativo: apenas F, O, N satisface las condiciones necesarias.

Cuando el hidrógeno esta enlazado a un átomo muy electronegativo, la densidad electrónica en torno del protón se establece bastante baja, esta parte de la molécula es entonces fuertemente atraída por los pares de electrones del F, O, N de otra molécula, estableciendo el enlace de hidrógeno.

Ejemplo:

Científicos de Austria recientemente publicaron un trabajo sobre la denominada fuerza de van der Waals, responsable de mantener unidas determinadas sustancias químicas a superficies metálicas. Este estudio revela que varios modelos para la interacción entre películas orgánicas y finas capas metálicas en las que se colocan deben ser revisados. Dentro de las aplicaciones se encuentra la fabricación de semiconductores orgánicos, mucho más flexibles que los actuales inorgánicos.

Cuando los átomos de Cl y Na interaccionan por aproximarse suficientemente sus nubes electrónicas, existe un reajuste de cargas, porque el núcleo de Cl atrae con más fuerza los electrones que el de Na, así uno pierde un electrón que gana el otro. El resultado es que la colectividad de átomos se transforma en colectividad de iones, positivos los de Na y negativos los de Cl. Las fuerzas electromagnéticas entre esos iones determinan su ordenación en un cristal, el ClNa. Por consiguiente, en los nudos de la red existen, de manera alternativa, iones de Na e iones de Cl, resultando una red mucho más fuerte que en el caso de que las fuerzas actuantes fueran de Van der Waals. Por ello, las sales poseen puntos de fusión elevados en relación con los de las redes moleculares.

Dejamos aquí el paseo por el fascinante mundo de la Química que, como la Física, es un universo en sí mismo.

emilio silvera

Hacer aquí una mención pormenorizada de todas ellas, es imposible, y, como el modelo elegido a sido Marie Curie, aquí os dejo un reflejo de quien fue con datos tomados de diferentes fuentes:

“MARIE CURIE: LA GRAN APORTACIÓN CIENTÍFICA DE LA MUJER

17 de January, 2009 at 11:26 · Filed under Sin clasificar, Historia de la ciencia by Ana Navarro

Marie Curie, también conocida como Maria Sklodowska-Curie, fue una química y física polaca, posteriormente nacionalizada francesa. Pionera en el campo de la radioactividad, fue la primera persona en recibir dos premios Nobel (premio Nobel de Física en 1903 y de Química en 1911) y la primera mujer en ser profesora en la Universidad de París.

Todo empezó con la elección del tema de su tesis doctoral. Tras analizarlo con su marido (el físico Pierre Curie), ambos decidieron centrarse en los trabajos del físico Henri Becquerel (al que se le concedió el Nobel de Física, junto con el matrimonio Curie, en 1903), que había descubierto que las sales de uranio transmitían unos rayos de naturaleza desconocida. Este trabajo estaba relacionado con el reciente descubrimiento de los rayos X por parte del físico Wilhelm Röntgen. Marie Curie se interesó por estos trabajos y, con la ayuda de su esposo, decidió investigar la naturaleza de las radiaciones que producían las sales de uranio.

• “La mejor vida no es la más larga, sino la más rica en buenas acciones.”

• “La vida no es fácil, para ninguno de nosotros. Pero… ¡qué importa! Hay que perseverar y, sobre todo, tener confianza en uno mismo. Hay que sentirse dotado para realizar alguna cosa y que esa cosa hay que alcanzarla, cueste lo que cueste.”

Marie y Pierre comenzaron separando y midiendo pacientemente la radioactividad de todos los elementos que contiene la pecblenda (mineral de uranio), pero a medida que fueron limitando el campo de su investigación sus hallazgos indicaron la existencia de dos elementos nuevos en vez de uno. El mes de julio de 1898 los esposos Curie pudieron anunciar el descubrimiento de una de estas sustancias. Marie le dio el nombre de polonio en recuerdo de su amada Polonia.

                  Pierre y Marie Curie

En diciembre del mismo año revelaron la existencia de un segundo elemento químico nuevo en la pecblenda, al que bautizaron con el nombre de radio, elemento de enorme radioactividad. Pasaron cuatro años hasta que los esposos Curie pudieran probar la existencia del polonio y el radio. En 1902, a los cuarenta y cinco meses de haber anunciado los esposos Curie la probable existencia del radio, Marie logró preparar un decigramo de radio puro, y determinó el peso atómico del nuevo elemento. Los químicos tuvieron que rendirse ante la evidencia de los hechos. A partir de aquel momento el radio existía oficialmente. El último y más maravilloso milagro era que el radio podía convertirse en un aliado del hombre en su lucha contra el cáncer. Tenía una utilidad práctica así que su extracción había dejado de tener un simple interés experimental. Nació así la industria del radio.

Tanto Pierre como Marie aceptan y prestan todas sus investigaciones sin querer lucrarse de ello mediante patentes, un hecho que es aplaudido por todo el mundo. Pero tanta euforia no agradaba a Marie que en la primavera de 1904, escribió: “…¡Siempre hay ruido a nuestro alrededor! La gente nos distrae de nuestro trabajo. He decidido no recibir más visitas; pero de todos modos se me importuna. Los honores y la fama han estropeado nuestra vida. La existencia pacífica y laboriosa que llevábamos ha sido completamente desorganizada”.

       Midiendo la débil corriente de ionización

Si tenemos en cuenta que para conseguir una gramo de radio se necesitaba 10 toneladas de mineral de uranio, 15 toneladas de materiales químicos y centenares de toneladas de agua, es evidente que eran necesarios los recursos industriales.

Marie Curie visitando la planta de la Stándard chemical company en Canonsburg (Pittsburgh).

Marie quedó muy afectada por la muerte de su esposo (1906), pero quería seguir con sus trabajos y rechazó una pensión vitalicia. Además asumió la cátedra de su marido, y fue la primera mujer en dar clases en la universidad en los 650 años transcurridos desde su fundación. Se le concedió el Premio Nobel de Química el año 1911. Durante más de cincuenta años no hubo nadie, hombre o mujer, que mereciera esta recompensa por segunda vez.

Notaciones de las primeras medidas del peso atómico del radio

La Sorbona y el Instituto Pasteur fundaron conjuntamente el “Instituto Curie de Radio”, con un laboratorio de radioactividad, dirigido por Madame Curie, y otro laboratorio dedicado a las investigaciones biológicas y al estudio del tratamiento del cáncer. Hasta el final de su vida hizo de este laboratorio el centro de su existencia.

” En interés de la humanidad entera “

“Renunciando a la explotación de nuestro descubrimiento, nosotros hemos renunciado a la fortuna que habría podido, después de nosotros, ser transmitida a nuestros niños. Yo he debido defender nuestras concepciones frente a nuestros amigos, quienes pretendían, no sin una razón valiosa, que si hubiéramos garantizado nuestros derechos, habríamos conseguido los medios financieros necesarios para la creación de un “Instituto del Radio” satisfactorio. Pero yo permanezco convencida de que nosotros teníamos una razón para actuar así. Las humanidad tiene ciertamente necesidad de hombres prácticos que saquen el máximo partido de su trabajo sin olvidar el bien general, salvaguardando sus propios intereses.

Pero tiene también necesidad de soñadores para quienes las prolongaciones desinteresadas de una empresa son tan cautivadoras que les resulta imposible mirar por sus propios beneficios materiales.

Posiblemente, estos soñadores no merecen la riqueza: una sociedad bien organizada debería siempre asegurar a sus trabajadores los medios eficaces para cumplir su función en una vida desembarazada de las preocupaciones materiales y libremente consagrada al servicio de la investigación científica.”

¿Donde están el resto de la gente que, como este personaje histórico, piensen más en el bien general que en el suyo propio? Personas así hacen que la Humanidad se enaltezca, le dan un valor superior a la especie y, desde luego, dos premios Nobel son poca cosa para lo que en realidad le debemos.

Marie le dio el nombre de polonio en recuerdo de su amadaPolonia.

Marie nunca tomó las precauciones que ella misma imponía estrictamente a sus discípulos. Apenas se sometía a los exámenes de sangre que eran norma obligatoria en el Instituto del Radio. Estos análisis mostraron que su fórmula sanguínea no era normal, pero eso no le preocupó. Durante 35 años había estado trabajando con el radio y respirando el aire viciado de sus emanaciones. Un pequeño trastorno de la sangre, y algunas quemaduras dolorosas en las manos, no eran un castigo demasiado severo si se tenía en cuenta el número de riesgos que había corrido.

Marie no le dio importancia a una ligera fiebre que finalmente comenzó a molestarla. En mayo de 1934, víctima de un ataque de gripe, se vio obligada a guardar cama. No volvió a levantarse. Cuando, finalmente, falló su corazón, se supo la causa. Los síntomas anormales, los extraños resultados de los análisis de sangre, que no tenían precedente, acusaban al verdadero asesino, el radio. En 1995 sus restos fueron trasladados al Panteón de París, convirtiéndose así en la primera mujer en ser enterrada en él.

Albert Einstein dijo de ella: “Madame Curie es, de todos los personajes célebres, el único al que la gloria no ha corrompido”.

Y es que Marie Curie fue, sin duda, una de las mentes más brillantes del siglo XX. Y no sólo por sus méritos personales, sino por la participación en proyectos junto con su esposo, el adoctrinamiento de un sinfín de científicos y por la creación de tantos otros, entre ellos, su hija Irène (Premio Nobel de Química en 1935 por su descubrimiento de la radioactividad artificial) que también aportó grandes conocimientos continuando el trabajo de sus progenitores.”

Marie Curie & Albert Einstein dos judíos amigos perseguidos por su pertenencia de raza a minorías prohibidas, en una Europa enferma de racismo, xenofobia, discriminaciones, leyes de excepción y guerras declaradas por y hacia el Tercer Reich de Adolf Hitler.

Hay personajes en la historia de la Humanidad a los que nunca podremos pagar sus contribuciones y sacrigicios. Estamos situados en un nivel del saber que, sólo gracias a personajes como Maríe Curie ha sido posible. Poner por delante el bien común, olvidando el propio…nos habla de la grandeza, de lo que va mucho más allá del deber, de personas que están situadas muy por encima de los demás y tienen unos valores que, si pudieran ser extendidos a la Humanidad entera, el mundo sería diferente.

Personas como Marie Curie iluminan y engrandecen a la especie, y, sobre todo, encienden la luz que permite ver lejos en el futuro. La contribución científica de Marie Curie, tiene tanto valor que, por mucho que queramos, nunca podremos saldar la deuda. ¡Nos lo dio todo!

Su vida heróica ganó un lugar privilegiado en la Historia de la Humanidad

La Asamblea General de las Naciones Unidas ha proclamado 2011 como “Año Internacional de la Química” y la filatelia se une al evento con la emisión de un sello conmemorativo. La iniciativa ha sido propuesta por la UNESCO y la IUPAC , con el fin de promover el papel que desarrolla la química en la sociedad, suscitar el interés de esta disciplina científica entre los jóvenes y ayudar al público en general a comprender y apreciar esta ciencia.

 .

El año 2011 coincide con el centenario de la concesión del Premio Nobel de Química a Marie Curie y la fundación de la Asociación Internacional de Sociedades Químicas. No por muchos homenajes y recuerdos que podamos hacer de este personaje, quedará pagado todo lo que le debemos.

Es verdad, existen otras muchas mujeres en la Ciencia que también ganaron su lugar propio en la Historia, a todas ellas, sin excepción, le damos aquí un homenaje y le dedicamos un recuerso. Sin embargo, elegir a Marie Curie para que las represente a todas, no es una casualidad, ella simboliza mejor que nadie el adnegado sacrificio, el amor a la Ciencia, y, el desprendimiento y falta de egoismo personal y, además…estamos en el Año Internacional de la Química, por la que ella dio su vida.

Que os agrade la lectura y el recordar lo que fue este maravilloso personaje.

]]> http://www.emiliosilveravazquez.com/blog/2011/08/27/2-011-ano-internacional-de-la-mujer-cientifica/feed/ 8 http://www.emiliosilveravazquez.com/blog/2011/08/24/universo-ii-2/ http://www.emiliosilveravazquez.com/blog/2011/08/24/universo-ii-2/#comments Wed, 24 Aug 2011 11:00:24 +0000 Emilio Silvera http://www.emiliosilveravazquez.com/blog/?p=3495 Refiriéndonos al silicio, que para nosotros no es el más importante, señalaremos que las “moléculas” que dicho átomo forma con el oxígeno y otros átomos, generalmente metálicos poseyendo gran nivel de información, difieren en varios aspectos de las moléculas orgánicas, es decir, de las que poseen un esqueleto de átomos de carbono.

El mundo de los silicatos es de una gran diversidad, existiendo centenares de especies minerológicas. Esas diferencias se refieren fundamentalmente a que el enlace químico en el caso de las moléculas orgánicas es covalente, y cuando se forma la sustancia correspondiente (cuatrillones de moléculas) o es un líquido, como es el caso de los aceites, o bien un sólido que funde fácilmente. Entre las moléculas que lo forman se ejercen unas fuerzas, llamadas de Van der Waals, que pueden considerarse como residuales de las fuerzas electromagnéticas, algo más débiles que éstas. En cambio, en los silicatos sólidos (como en el caso del topacio) el enlace covalente o iónico no se limita a una molécula, sino que se extiende en el espacio ocupado por el sólido, resultando un entramado particularmente fuerte.

Si prescindimos de las orgánicas, el resto de las moléculas que resultan de la combinación entre los diferentes átomos no llega a 100.000, frente a los varios millones de las primeras. Resulta ranozable suponer que toda la enorme variedad de moléculas existentes, principalmente en los planetas rocosos, se haya formado por evolución de los átomos, como corresponde a un proceso evolutivo. La molécula poseería mayor orden que los átomos de donde procede, esto es, menor entropía. En su formación, el ambiente se habría desordenado al ganar entropía en una cierta cantidad tal, que arrojarse un balance total positivo.

No puedo dejar pasar la oportunidad, aunque sea de pasada, de mencionar las sustancias.

Las así llamadas, son cuerpos formados por moléculas idénticas, entre las cuales pueden o no existir enlaces químicos. Veremos varios ejemplos.  Las sustancias como el oxígeno, cloro, metano, amoníaco, etc, se presentan en estado gaseoso en condiciones ordinarias de presión y temperatura. Para su confinamiento se embotellan, aunque existen casos en que se encuentran mezcladas en el aire (os podéis dar una vueltecita por el polo químico de Huelva).

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" alt="" width="274" height="184" data-width="274" data-height="184" />

En cualquier caso, un gas como los citados consiste en un enjambre de las moléculas correspondientes. Entre ellas no se ejercen fuerzas, salvo cuando colisionan, lo que hacen con una frecuencia que depende de la concentración, es decir, del número de ellas que están concentradas en la unidad de volumen; número que podemos calcular conociendo la presión y temperatura de la masa de gas confinada en un volumen conocido.

Decía que no existen fuerzas entre las moléculas de un gas. En realidad es más exacto que el valor de esas fuerzas es insignificante porque las fuerzas residuales de las electromagnéticas, a las que antes me referí, disminuyen más rápidamente con la distancia que las fuerzas de Coulomb; y esta distancia es ordinariamente de varios diámetros moleculares.

Podemos conseguir que la intensidad de esas fuerzas aumente tratando de disminuir la distancia media entre las moléculas. Esto se puede lograr haciendo descender la temperatura, aumentando la presión o ambas cosas.  Alcanzada una determinada temperatura, las moléculas comienzan a sentir las fuerzas de Van der Waals y aparece el estado líquido; si se sigue enfriando aparece el sólido. El orden crece desde el gas al líquido, siendo el sólido el más ordenado. Se trata de una red tridimensional en la que los nudos o vértices del entramado están ocupados por moléculas.

Todas las sustancias conocidas pueden presentarse en cualquiera de los tres estados de la materia (estados ordinarios y cotidianos en nuestras vidas del día a día).

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" alt="" width="225" height="225" data-width="225" data-height="225" />

Si las temperaturas reinantes, como decíamos en páginas anteriores, es de miles de millones de grados, el estado de la materia es el plasma, el material más común del universo, el de las estrellas (aparte de la materia oscura, que no sabemos ni lo que es, ni donde está, ni que “estado” es el suyo).

En condiciones ordinarias de presión, la temperatura por debajo de la cual existe el líquido y/o sólido depende del tipo de sustancia. Se denomina temperatura de ebullición o fusión la que corresponde a los sucesivos equilibrios (a presión dada) de fases: vapor ↔ líquido ↔ sólido. Estas temperaturas son muy variadas, por ejemplo, para los gases nobles son muy bajas; también para el oxígeno (O₂) e hidrógeno (H₂). En cambio, la mayoría de las sustancias son sólidos en condiciones ordinarias (grasas, ceras, etc).

Las sustancias pueden ser simples y compuestas, según que la molécula correspondiente tenga átomos iguales o diferentes. El número de las primeras es enormemente inferior al de las segundas.

El concepto de molécula, como individuo físico y químico, pierde su significado en ciertas sustancias que no hemos considerado aún. Entre ellas figuran las llamadas sales, el paradigma de las cuales es la sal de cocina. Se trata de cloruro de  sodio, por lo que cualquier estudiante de E.G.B. escribiría sin titubear su fórmula: Cl Na. Sin embargo, le podríamos poner en un aprieto si le preguntásemos dónde se puede encontrar aisladamente individuos moleculares que respondan a esa composición. Le podemos orientar diciéndole que en el gas Cl H o en el vapor de agua existen moléculas como individualidades. En realidad y salvo casos especiales, por ejemplo, a temperaturas elevadas, no existen moléculas aisladas de sal, sino una especie de molécula gigante que se extiende por todo el cristal. Este edificio de cristal de sal consiste en una red o entramado, como un tablero de ajedrez de tres dimensiones, en cuyos nudos o vértices se encuentran, alternativamente, las constituyentes, que no son los átomos de Cl y Na sino los iones Cl^- y Na⁺.  El primero es un átomo de Cl que ha ganado un electrón, completándose todos los orbitales de valencia; el segundo, un átomo de Na que ha perdido el electrón del orbital s.

Cuando los átomos de Cl y Na interaccionan por aproximarse suficientemente sus nubes electrónicas, existe un reajuste de cargas, porque el núcleo de Cl atrae con más fuerza los electrones que el de Na, así uno pierde un electrón que gana el otro. El resultado es que la colectividad de átomos se transforma en colectividad de iones, positivos los de Na y negativos los de Cl. Las fuerzas electromagnéticas entre esos iones determinan su ordenación en un cristal, el Cl Na. Por consiguiente, en los nudos de la red existen, de manera alternativa, iones de Na e iones de Cl, resultando una red mucho más fuerte que en el caso de que las fuerzas actuantes fueran de Van der Waals. Por ello, las sales poseen puntos de fusión elevados en relación con los de las redes moleculares.

emilio silvera

Pero el mundo inorgánico es sólo una parte del inmenso mundo molecular. El resto lo constituye el mundo orgánico, que es el de las moléculas que contienen carbono y otros átomos y del que quedan excluidos, por convenio y características especiales, los carbonatos, bicarbonatos y carburos metálicos, los cuales se incluyen en el mundo inorgánico.

Según he dicho muchas veces, los quarks u y d se hallan en el seno de los nucleones (protones y neutrones) y, por tanto, en los núcleos atómicos. Hoy día, éstos se consideran como una subclase de los hadrones.

La composición de los núcleos (lo que en química se llama análisis cualitativo) es extraordinariamente sencilla, ya que como es sabido, constan de neutrones y protones que se pueden considerar como unidades que dentro del núcleo mantienen su identidad. Tal simplicidad cualitativa recuerda, por ejemplo, el caso de las series orgánicas, siendo la de los hidrocarburos saturados la más conocida. Recordad que su fórmula general es , lo que significa que una molécula de hidrocarburo contiene n átomos de carbono (símbolo C) y (2n+2) átomos de hidrógeno (símbolo H).

El número de protones y neutrones determina al elemento, desde el hidrógeno (el más simple), al uranio (el más complejo), siempre referido a elementos naturales que son 92; el resto son artificiales, los conocidos transuránidos en cuyo grupo están el einstenio o el plutonio, artificiales todos ellos.

Los núcleos, como sistemas dinámicos de nucleones, pertenecen obviamente a la microfísica y, por consiguiente, para su descripción es necesario acudir a la mecánica cuántica. La materia, en general, aunque presumimos de conocerla, en realidad, nos queda mucho por aprender de ella.

El número de especímenes atómicos es finito, existiendo ciertas razones para suponer que hacia el número atómico 173 los correspondientes núcleos serían inestables, no por razones intrínsecas de inestabilidad “radiactiva” nuclear, sino por razones relativistas. Ya antes me referiría a las especies atómicas, naturales y artificiales que son de unos pocos millares; en cambio, el número de moléculas conocidas hasta ahora comprende varios millones de especímenes, aumentando continuamente el número de ellas gracias a las síntesis que se llevan a cabo en numerosos laboratorios repartidos por todo el mundo.

Una molécula es una estructura con individualidad propia, constituida por núcleos y electrones. Obviamente, en una molécula las interacciones deben tener lugar entre núcleos y electrones, núcleos y núcleos y electrones y electrones, siendo del tipo electromagnético.

Debido al confinamiento de los núcleos, el papel que desempeñan, aparte del de proporcionar la casi totalidad de la masa de la molécula, es poco relevante, a no ser que se trate de moléculas livianas, como la del hidrógeno. De una manera gráfica podríamos decir que los núcleos en una molécula constituyen el armazón de la misma, el esqueleto, cuya misión sería proporcionar el soporte del edificio. El papel más relevante lo proporcionan los electrones y en particular los llamados de valencia, que son los que de modo mayoritario intervienen en los enlaces, debido a que su energía es comparativamente inferior a la de los demás, lo que desempeña un importante papel en la evolución.

Desde las moléculas más sencilla, como la del hidrógeno con un total de 2 electrones, hasta las más complejas, como las de las proteínas con muchos miles de ellos, existe toda una gama, según decía, de varios millones.  Esta extraordinaria variedad de especies moleculares contrasta con la de las especies nucleares e incluso atómicas.

Sin entrar en las posibles diferencias interpretativas de estas notables divergencias, señalaré que desde el punto de vista de la información, las especies moleculares la poseen en mucho mayor grado que las nucleares y atómicas.

Dejando aparte los núcleos, la información que soportan los átomos se podría atribuir a la distribución de su carga eléctrica, y en particular a la de los electrones más débilmente ligados. Concretando un poco se podría admitir que la citada información la soportan los orbitales atómicos, pues son precisamente estos orbitales las que introducen diferencias “geométricas” entre los diferentes electrones corticales.

Justamente esa información es la que va a determinar las capacidades de unión de unos átomos con otros, previo el “reconocimiento” entre los orbitales correspondientes. De acuerdo con la mecánica cuántica, el número de orbitales se reduce a unos pocos. Se individualizan por unas letras, hablándose de orbitales s, p, d, f, g, h. Este pequeño número nos proporciona una gran diversidad.

La llamada hibridación (una especie de mezcla) de orbitales es un modo de aumentar el número de mensajes, esto es, la información, bien entendido que esta hibridación ocurre en tanto y en cuanto dos átomos se preparan para enlazarse y formar una molécula. En las moléculas, la información, obviamente, debe abarcar todo el edificio, por lo que en principio parece que debería ser más rica que en los átomos. La ganancia de información equivale a una disminución de entropía; por esta razón, a la información se la llama también negantropía.

En términos electrónicos, la información se podría considerar proporcionada por un campo de densidad eléctrica, con valles, cimas, collados, etc, es decir, curvas isoelectrónicas equivalentes formalmente a las de nivel en topografía. Parece razonable suponer que cuanto más diverso sean los átomos de una molécula, más rica y variada podrá ser su información, la información que pueda soportar.

La enorme variedad de formas, colores, comportamientos, etc que acompaña a los objetos, incluidos los vivientes, sería una consecuencia de la riqueza en la información que soportan las moléculas (y sus agregados) que forman parte de dichos objetos. Ello explicaría que las moléculas de la vida sean en general de grandes dimensiones (macromoléculas). La inmensa mayoría de ellas contiene carbono. Debido a su tetravalencia y a la gran capacidad que posee dicho átomo para unirse consigo mismo, dichas moléculas pueden considerarse como un esqueleto formado por cadenas de esos átomos.

El carbono no es el único átomo con capacidad para formar los citados esqueletos. Próximos al carbono en la tabla periódica, el silicio, fósforo y boro comparten con dicho átomo esa característica, si bien en un grado mucho menor.

Refiriéndonos al silicio, que para nosotros es el más importante, señalaremos que las “moléculas” que dicho átomo forma con el oxígeno y otros átomos, generalmente metálicos poseyendo gran nivel de información, difieren en varios aspectos de las moléculas orgánicas, es decir, de las que poseen un esqueleto de átomos de carbono.

El mundo de los silicatos es de una gran diversidad, existiendo centenares de especies minerológicas. Esas diferencias se refieren fundamentalmente a que el enlace químico en el caso de las moléculas orgánicas es covalente, y cuando se forma la sustancia correspondiente (cuatrillones de moléculas) o es un líquido, como es el caso de los aceites, o bien un sólido que funde fácilmente. Entre las moléculas que lo forman se ejercen unas fuerzas, llamadas de Van der Waals, que pueden considerarse como residuales de las fuerzas electromagnéticas, algo más débiles que éstas. En cambio, en los silicatos sólidos (como en el caso del topacio) el enlace covalente o iónico no se limita a una molécula, sino que se extiende en el espacio ocupado por el sólido, resultando un entramado particularmente fuerte.

Al igual que para los cristales de hielo, en la mayoría de los silicatos la información que soportan es pequeña, aunque conviene matizar este punto.  Para un cristal ideal así sería en efecto, pero ocurre que en la realidad el cristal ideal es una abstracción, ya que en el cristal real existen aquí y allá los llamados defectos puntuales que trastocan la periodicidad espacial propia de las redes ideales. Precisamente esos defectos puntuales podían proporcionar una mayor información.

Si prescindimos de las orgánicas, el resto de las moléculas que resultan de la combinación entre los diferentes átomos no llega a 100.000, frente a los varios millones de las primeras. Resulta ranozable suponer que toda la enorme variedad de moléculas existentes, principalmente en los planetas rocosos, se haya formado por evolución de los átomos, como corresponde a un proceso evolutivo. La molécula poseería mayor orden que los átomos de donde procede, esto es, menor entropía. En su formación, el ambiente se habría desordenado al ganar entropía en una cierta cantidad tal, que arrojarse un balance total positivo.

No puedo dejar pasar la oportunidad, aunque sea de pasada, de mencionar las sustancias.

Las así llamadas, son cuerpos formados por moléculas idénticas, entre las cuales pueden o no existir enlaces químicos. Veremos varios ejemplos.  Las sustancias como el oxígeno, cloro, metano, amoníaco, etc, se presentan en estado gaseoso en condiciones ordinarias de presión y temperatura. Para su confinamiento se embotellan, aunque existen casos en que se encuentran mezcladas en el aire (os podéis dar una vueltecita por el polo químico de Huelva).

En cualquier caso, un gas como los citados consiste en un enjambre de las moléculas correspondientes. Entre ellas no se ejercen fuerzas, salvo cuando colisionan, lo que hacen con una frecuencia que depende de la concentración, es decir, del número de ellas que están concentradas en la unidad de volumen; número que podemos calcular conociendo la presión y temperatura de la masa de gas confinada en un volumen conocido.

Decía que no existen fuerzas entre las moléculas de un gas. En realidad es más exacto que el valor de esas fuerzas es insignificante porque las fuerzas residuales de las electromagnéticas, a las que antes me referí, disminuyen más rápidamente con la distancia que las fuerzas de Coulomb; y esta distancia es ordinariamente de varios diámetros moleculares.

Podemos conseguir que la intensidad de esas fuerzas aumente tratando de disminuir la distancia media entre las moléculas. Esto se puede lograr haciendo descender la temperatura, aumentando la presión o ambas cosas.  Alcanzada una determinada temperatura, las moléculas comienzan a sentir las fuerzas de Van der Waals y aparece el estado líquido; si se sigue enfriando aparece el sólido. El orden crece desde el gas al líquido, siendo el sólido el más ordenado. Se trata de una red tridimensional en la que los nudos o vértices del entramado están ocupados por moléculas.

Todas las sustancias conocidas pueden presentarse en cualquiera de los tres estados de la materia (estados ordinarios y cotidianos en nuestras vidas del día a día).

Si las temperaturas reinantes, como decíamos en páginas anteriores, es de miles de millones de grados, el estado de la materia es el plasma, el material más común del universo, el de las estrellas (aparte de la materia oscura, que no sabemos ni lo que es, ni donde está, ni que “estado” es el suyo).

En condiciones ordinarias de presión, la temperatura por debajo de la cual existe el líquido y/o sólido depende del tipo de sustancia. Se denomina temperatura de ebullición o fusión la que corresponde a los sucesivos equilibrios (a presión dada) de fases: vapor ↔ líquido ↔ sólido. Estas temperaturas son muy variadas, por ejemplo, para los gases nobles son muy bajas; también para el oxígeno (O₂) e hidrógeno (H₂). En cambio, la mayoría de las sustancias son sólidos en condiciones ordinarias (grasas, ceras, etc).

Las sustancias pueden ser simples y compuestas, según que la molécula correspondiente tenga átomos iguales o diferentes. El número de las primeras es enormemente inferior al de las segundas. Una estrella, por ejemplo, está conformada por sustancias compuestas y, nosotros también.

emilio silvera

Uno de los descubrimientos más sorprendentes de la historia es el haber podido descifrar la composición de las estrellas y de la materia interestelar sin salir de la Tierra. Resulta tranquilizador saber que todo el cosmos está hecho con los mismos elementos que nosotros mismos y las cosas que nos rodean, aunque existe una pequeña diferencia: El hombre ha sido capaz de fabricar una veintena de elementos que la naturaleza no parece haber logrado y ha extendido la tabla periódica por medios artificiales.

El átomo más pesado que haya existido en la Tierra, y probablemente en el Universo, tiene una masa atómica de 289 (114 protones y 175 neutrones en su núcleo), superando ampliamente la del elemento 112 (277), el más pesado hasta ahora, y en cerca de un 50 por 100 a la de un átomo de plomo. Fue creado en diciembre pasado en el Instituto de Investigación Nuclear de Dubna (Rusia), por un equipo de investigadores rusos y estadounidenses, liderado por Yuri Oganessian, tras cuatro meses de experimentos.

Los 30 segundos de vida que tuvo el nuevo átomo parecen confirmar la existencia de una «isla de estabilidad» en las inmediaciones de los elementos 114 o ll5. Aunque 30 segundos puedan parecer un periodo demasiado corto de tiempo, hay que tener en cuenta que los elementos inmediatamente anteriores apenas sobreviven unas milésimas de segundo, siendo el 111 el más fugaz, ya que su vida media es de sólo 1,5 milisegundos. De hecho, todos los elementos transuránidos, que son los que ocupan los puestos 93 en adelante, son inestables y se desintegran en periodos de tiempo cada vez más cortos, y a partir del 107 ninguno supera el segundo. De ahí la esperanza que suscita entre los físicos nucleares el hallazgo, que aún debe ser confirmado.

Los teóricos consideran que la isla de estabilidad predicha debe encontrarse en núcleos cuya masa atómica se acerque a 298. La razón de esta predicción es puramente geométrica y se debe a que los protones y neutrones concentrados en semejante número deben formar una esfera perfecta. Es lo que ocurre con otros isótopos, como el oxígeno-16 y el plomo-208. Protones y neutrones van formando capas sucesivas de partículas y parece ser que cuando completan una nueva capa tienden a ser estables. Los isótopos con 298 partículas, que podrían ser de diferentes elementos, como el l l4 y el l l5, cumplirían esta norma y podrían ser lo bastante estables como para tener vidas medias de varios millones de años de duración. Y además los núcleos de masa cercana podrían tener vidas medias de varios años.
La historia de la «creación» de elementos químicos en laboratorio se inició en 1937, cuando faltaban aún cuatro elementos por descubrir, el tecnecio, que fue obtenido ese mismo año de forma artificial (de ahí su nombre), el francio, identificado en 1939, el astato, que fue aislado en 1940 y el prometio, que hubo de esperar hasta 1945. La tabla parecía definitivamente cerrada con el elemento 92, el uranio, como último componente. La naturaleza parecía haber encontrado aquí su límite. Pero este límite natural lo empezó a transgredir el hombre en los años treinta. Enrico Fermi y Emilio Segré por un lado, y Otto Hahn y Lise Meitner por otro, investigaban lo que ocurría cuando se lanzaban neutrones sobre núcleos de uranio. Hahn y Meitner descubrieron así la fisión del uranio 235 (92 protones y 143 neutrones), que llevaría al desarrollo de la bomba atómica, mientras Fermi y Segré se plantearon qué ocurriría si un núcleo absorbía un neutrón. En principio se produciría otro isótopo de uranio y si el número de neutrones del núcleo original era ya elevado, cabía la posibilidad de que se alterase su precaria estabilidad y que el nuevo neutrón (u otro) sufriese una desintegración beta, por la que se convertiría en un protón y emitiría un electrón y un neutrino. Al incrementarse el núcleo en un protón se conseguiría un átomo del elemento 93.

Siguiendo esta intuición, científicos de la universidad de Berkeley consiguieron, en 1940, sintetizar dicho elemento, que recibió el nombre de neptunio. Ese mismo año, Glenn Seaborg, también en Berkeley, bombardeó uranio 238 con núcleos de deuterio y produjo el elemento 94, llamado plutonio. Se iniciaba así una carrera por conseguir fabricar nuevos elementos en la que durante ese decenio sólo participarían algunos laboratorios estadounidenses, esencialmente Berkeley, pero a la que se incorporarían después los soviéticos del Laboratorio de Reacciones Nucleares de Dubna, cerca de Moscú, y, ya en los años setenta, los alemanes con el Laboratorio de Investigaciones de Iones Pesados de Darmstadt.

Durante los años cuarenta se consiguió fabricar hasta el elemento 98 siguiendo diferentes métodos. Para conseguir el americio (elemento 95), Glenn Seaborg, el investigador que más éxitos obtuvo en los inicios de esta carrera, utilizó átomos de plutonio en los que provocó la desintegración beta. Después empleó núcleos de helio (o partículas alfa), con los que bombardeó plutonio hasta obtener curio (el 96) por fusión. Para superar el rechazo de las cargas positivas de los protones de ambos núcleos tuvo que acelerar las partículas alfa mediante un ciclotrón. El berkelio (97) y el californio (98) se consiguieron por el mismo método pero empleando como blanco americio y curio respectivamente. La síntesis de los elementos 99 (einsteinio) y 100 (fermio) se encontraron entre las cenizas del ensayo nuclear de la primera bomba de hidrógeno, en 1952 en las islas Bikini.

La paternidad de algunos de los elementos siguientes ha sido motivo de disputa entre los científicos americanos y los rusos. Disputa que aún no ha terminado, 40 años después del descubrimiento de alguno de ellos, a pesar de los dictámenes que la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha realizado. Oficialmente, el 101 se atribuye a Berkeley con fecha del año 1958 y el 102 a los rusos de acerca a Dubna en 1965. El 103, en juicio salomónico lo atribuye a ambos por investigaciones realizadas entre 1961 y 1971. El 105 también se lo disputan ambos grupos, que fechan su síntesis en 1969, mientras que el 106 está plenamente atribuido a Berkeley, que anunció su consecución en 1974.

A partir de 1981 los alemanes de Darmstadt entraron en escena. Desde su laboratorio se ha anunciado el nacimiento de seis nuevos elementos (del 107 al 112) en dos oleadas. La primacía, sin embargo no ha sido cuestionada por los americanos aunque sí, en algún caso, por los rusos. Entre 1981 y 1984, los alemanes consiguieron los elementos 107, 108 y 109 al provocar la fusión de dos núcleos, como en los casos anteriores, pero en lugar de emplear como blanco elementos superpesados y como «balas» núcleos ligeros, usaron dianas algo más leves, bismuto y plomo, y dardos algo más pesados, como cromo y hierro.

Para el siguiente paso hubo que esperar diez años. En el Laboratorio de Investigación de 1ones Pesados de Darmstadt, el 9 de noviembre de 1994 se consiguió sintetizar el elemento ll0, acelerando núcleos de níquel hasta alcanzar una lámina de plomo. De la dificultad del proceso da cuenta el que sólo uno de cada trillón de núcleos de níquel consiguieron fusionarse con uno de plomo y un milisegundo después ya se habían desintegrado. Apenas un mes más tarde, el mismo equipo detectó el hallazgo de tres átomos del elemento 111, esta vez empleando un blanco de bismuto y dardos de níquel. Finalmente, el 9 de febrero de 1996 se consiguió un átomo, uno solo, del elemento l l2 en el mismo centro de investigación, al unir un núcleo de zinc con otro de plomo.

Pero en este campo, como en el espacial, parece llegada la hora de la colaboración. De hecho, en el centro de investigación ruso donde se ha conseguido el elemento l l4 han participado 18 científicos del propio centro y cinco estadounidenses del Lawrence Livermore Laboratory, que también ha proporcionado los isótopos de calcio y plutonio empleados. Además, la confirmación del hallazgo se intentará realizar en el ciclotrón de 88 pulgadas de Ber-keley, según ha confirmado Albert Ghiorso, uno de los científicos más reputados en este campo v que ha participado en la elaboración de 12 elementos nuevos.

Según revelaba hace unos meses la revista Science, los tres laboratorios preparaban experimentos para conseguir el nuevo elemento y acercarse al número mágico de masa atómica 298, incluso saltándose el elemento l l3, que aún no ha sido fabricado. El isótopo conseguido se aproxima a ese número mágico pero a cierta distancia aún, de modo que el reto de alcanzar la masa atómica exacta que la teoría predice como altamente estable continúa siendo un objetivo válido que ahora será atacado con mayor interés.

La ciencia-ficción ha explotado ya la idea de los materiales hechos con este tipo de elementos, y en Star-Trek, por ejemplo, aparece una nave enemiga revestida con un material hecho de un elemento superpesado y desconocido, que posee cualidades sorprendentes. Pero a pesar del entusiasmo de los físicos, la posibilidad de hacer realidad esta idea es enormemente remota, ya que los medios necesarios para fabricar artificialmente estos elementos en cantidades significativas están por ahora fuera de nuestro alcance. Del elemento 114 sólo se ha conseguido un átomo, pero del 105, uno de los mejor conocidos en esta zona de la tabla periódica, se han fabricado ya decenas de millones de ellos y sin embargo todos juntos apenas pesarían una milmillonésima de miligramo.

IGNACIO F. BAYO Periodista científico

“En alguna ocasión todos hemos oído mencionar la palabra “gases nobles”, y sin embargo no siempre sabemos lo que son y el por qué le llaman así.

Los elementos que reaccionan difícilmente o que no reaccionan en ab-soluto con otros elementos se denominan “inertes”. El nitrógeno y el platino son ejemplos de elementos inertes.

En la última década del siglo pasado se descubrieron en la atmósfera una serie de gases que no parecían intervenir en ninguna reacción química. Estos nuevos gases (helio, neón, argón, kripton, xenón y radón) son más inertes que cualquier otro elemento y se agrupan bajo el nombre de gases inertes.

Los elementos inertes reciben a veces el calificativo de “nobles” porque esa resistencia a reaccionar con otros elementos recordaba un poco a la altanería de la aristocracia. El oro y el platino son ejemplos de “metales nobles”, y por la misma razón se llaman a veces “gases nobles” a los gases inertes. Hasta 1.962, el nombre más común era el de gases inertes, quizá porque lo de nobles parecía poco apropiados en sociedades democráticas.

La razón de que los gases inertes sean inertes es que el conjunto de electrones de cada uno de sus átomos está distribuido en capas especialmente estables. La más exterior, en concreto, tiene 8 electrones. Así la distribución electrónica del neón es (2,8) y la del argón (2,8,8). Como la adición o sustracción de electrones rompe esta distribución estable, no pueden producirse cambios electrónicos. Lo cual significa que no pueden producirse reacciones químicas y que estos elementos son inertes.

Ahora bien, el grado de inercia depende de la fuerza con que el núcleo, cargado positivamente y situado en el centro del átomo sujeta a los 8 electrones de la capa exterior. Cuantas más capas electrónicas haya entre la exterior y el centro, más débil será la atracción del núcleo central sobre los electrones de esa última capa de electrones.

Quiere esto decir que el gas inerte más complejo es también el menos inerte. El gas inerte de estructura atómica más complicada es el radón. Sus átomos tienen una distribución electrónica de (2,8,18,32,18,8). El radón, sin embargo está sólo constituido por isótopos radiactivos y es un elemento con el que difícilmente se pueden hacer experimentos químicos. El siguiente en orden de complejidad es el xenón, que es estable. Sus átomos tienen una distribución electrónica de (2,8,18,18,8).

Los electrones más exteriores de los átomos de xenón y radón están bastante alejados del núcleo y, por consiguiente, muy sueltos. En presencia de átomos que tienen una gran apetencia de electrones, son cedidos rápidamente. El átomo con mayor apetencia de electrones es el flúor, y así fue como en 1.962 el químico canadiense Neil Bartlett consiguió formar compuestos de xenón y flúor.

Desde entonces se han conseguido formar también compuestos de radón y kriptón. Por eso los químicos rehúyen el nombre de gases inertes, porque a fin de cuentas, esos gases no son completamente inertes. Hoy día se ha impuesto la denominación de “gases nobles”, y existe toda una rama de la química que se ocupa de los “compuestos de gases nobles”.

Naturalmente, cuanto más pequeño es el átomo de un gas noble, más inerte es, y no se ha encontrado nada que sea capaz de arrancarles algún electrón. El argón, cuya distribución electrónica es de 2,8,8 y el neón, con 2,8 electrones respectivamente, sigue siendo completamente inerte. Y el más inerte de todos es el helio, cuyos átomos contienen una sola capa electrónica con dos electrones (que es lo máximo que puede alojar esta primera capa) que al estar en la primera linea cerca del núcleo positivo, están fuertemente atraídos al tener su carga eléctrica el signo negativo.

Para finalizar diré que los gases nobles (gases inertes, gases raros) están clasificados en el grupo 18 (antiguamente 0) de la tabla periódica de dos elementos y se definen por símbolos que responden a: helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn).

Ya se dijo antes la configuración electrónica de cada uno de ellos y todas las capas internas están completamente ocupadas, lo que hace que estos elementos, por tanto, constituyan la terminación de un periodo y posean configuración de capa completa, por lo que sus energías de ionización son muy elevadas y su reactividad química escasa.

Como son monoatómicos, las moléculas de los gases nobles poseen simetría esférica, y las fuerzas intermoleculares son muy débiles, por lo que sus entalpías de vaporización son muy bajas.

Con todo lo anteriormente expuesto sobre los gases nobles, espero que el lector del trabajo aquí reflejado pueda tener una idea más amplia y un conocimiento más certero sobre lo que en realidad son los denominados como “gases nobles”.

En comparación con la inmensidad del universo, nos queda aún muchí-simo que aprender. Si nos limitamos a nuestro entorno más cercano, la Tierra, ¿cómo hemos podido llegar tan lejos?

El conocimiento que actualmente tenemos en las distintas ramas del saber (el conocimiento es un árbol enorme, las raíces que lo sustenta son las matemáticas, el tronco es la física, y a partir de ahí, salen las ramas que corresponden a los distintos disciplinas del saber, tales como química, biología, astronomía, etc), tiene su origen muy lejos en el pasado, en civilizaciones olvidadas que dejaron las huellas de su saber a otras que, como los griegos antiguos, hace ahora de ello 2.600 años, o 600 años a. de Cristo, aprovecharon esos conocimientos y se dieron cuenta de que el mundo que les rodeaba y los acontecimientos naturales que ocurrían eran totalmente ajenos a los Dioses del Olimpo y a la mitología.

Isaac Asimov

Los elementos que reaccionan difícilmente o que no reaccionan en absoluto con otros elementos se denominan “inertes”. El nitrógeno y el platino son ejemplos de elementos inertes.

En la última década del siglo pasado se descubrieron en la atmósfera una serie de gases que no parecían intervenir en ninguna reacción química.  Estos nuevos gases (helio, neón, argón, kripton, xenón y radón) son más inertes que cualquier otro elemento y se agrupan bajo el nombre de gases inertes.

Los elementos inertes reciben a veces el calificativo de “nobles” porque esa resistencia a reaccionar con otros elementos recordaba un poco a la altanería de la aristocracia. El oro y el platino son ejemplos de “metales nobles”, y por la misma razón se llaman a veces “gases nobles” a los gases inertes. Hasta 1962, el nombre más común era el de gases inertes, quizá porque lo de nobles parecía poco apropiados en sociedades democráticas.

La razón de que los gases inertes sean inertes es que el conjunto de electrones de cada uno de sus átomos está distribuido en capas especialmente estables. La más exterior, en concreto, tiene 8 electrones. Así la distribución electrónica del neón es (2,8) y la del argón (2,8,8). Como la adición o sustracción de electrones rompe esta distribución estable, no pueden producirse cambios electrónicos. Lo cual significa que no pueden producirse reacciones químicas y que estos elementos son inertes.

Ahora bien, el grado de inercia depende de la fuerza con que el núcleo, cargado positivamente y situado en el centro del átomo sujeta a los 8 electrones de la capa exterior. Cuantas más capas electrónicas haya entre la exterior y el centro, más débil será la atracción del núcleo central sobre los electrones de esa última capa de electrones.

Quiere esto decir que el gas inerte más complejo es también el menos inerte. El gas inerte de estructura atómica más complicada es el radón. Sus átomos tienen una distribución electrónica de (2,8,18,32,18,8). El radón, sin embargo está sólo constituido por isótopos radiactivos y es un elemento con el que difícilmente se pueden hacer experimentos químicos. El siguiente en orden de complejidad es el xenón, que es estable. Sus átomos tienen una distribución electrónica de (2,8,18,18,8).

Los electrones más exteriores de los átomos de xenón y radón están bastante alejados del núcleo y, por consiguiente, muy sueltos. En presencia de átomos que tienen una gran apetencia de electrones, son cedidos rápidamente. El átomo con mayor apetencia de electrones es el flúor, y así fue como en 1.962 el químico canadiense Neil Bartlett consiguió formar compuestos de xenón y flúor.

Desde entonces se han conseguido formar también compuestos de radón y kriptón. Por eso los químicos rehúyen el nombre de gases inertes, porque a fin de cuentas, esos gases no son completamente inertes. Hoy día se ha impuesto la denominación de “gases nobles”, y existe toda una rama de la química que se ocupa de los “compuestos de gases nobles”.

Naturalmente, cuanto más pequeño es el átomo de un gas noble, más inerte es, y no se ha encontrado nada que sea capaz de arrancarles algún electrón. El argón, cuya distribución electrónica es de 2,8,8 y el neón, con 2,8 electrones respectivamente, sigue siendo completamente inerte. Y el más inerte de todos es el helio, cuyos átomos contienen una sola capa electrónica con dos electrones (que es lo máximo que puede alojar esta primera capa) que al estar en la primera linea cerca del núcleo positivo, están fuertemente atraídos al tener su carga eléctrica el signo negativo.

Para finalizar diré que los gases nobles (gases inertes, gases raros) están clasificados en el grupo 18 (antiguamente 0) de la tabla periódica de dos elementos y se definen por símbolos que responden a: helio (He), neón  (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn).

Ya se dijo antes la configuración electrónica de cada uno de ellos y todas las capas internas están completamente ocupadas, lo que hace que estos elementos, por tanto, constituyan la terminación de un periodo y posean configuración de capa completa, por lo que sus energías de ionización son muy elevadas y su reactividad química escasa.

Como son monoatómicos, las moléculas de los gases nobles poseen simetría esférica, y las fuerzas intermoleculares son muy débiles, por lo que sus entalpías de vaporización son muy bajas.

Con todo lo anteriormente expuesto sobre los gases nobles, espero que el lector del trabajo aquí reflejado pueda tener una idea más amplia y un conocimiento más certero sobre lo que en realidad son los denominados como “gases nobles”.

En comparación con la inmensidad del universo, nos queda aún muchísimo que aprender. Si nos limitamos a nuestro entorno más cercano, la Tierra, ¿cómo hemos podido llegar tan lejos?

El conocimiento que actualmente tenemos en las distintas ramas del saber (el conocimiento es un árbol enorme, las raíces que lo sustenta son las matemáticas, el tronco es la física, y a partir de ahí, salen las ramas que corresponden a los distintos disciplinas del saber, tales como química, biología, astronomía, etc), tiene su origen muy lejos en el pasado, en civilizaciones olvidadas que dejaron las huellas de su saber a otras que, como los griegos antiguos, hace ahora de ello 2.600 años, o 600 años a. de Cristo, aprovecharon esos conocimientos y se dieron cuenta de que el mundo que les rodeaba y los acontecimientos naturales que ocurrían eran totalmente ajenos a los Dioses del Olimpo y a la mitología.

Thales de Mileto, uno de los siete sabios de Grecia, así lo entendió; dejó a un lado a los Dioses y expresó sus ideas empleando la lógica observando la naturaleza. Él fue el primero que se dio cuenta de la importancia que tenía el agua para la vida. Empédodes, otro pensador, dijo que todo estaba formado por cuatro elementos: aire, agua, tierra y fuego que, combinados en la debida proporción se convertirían en los distintos materiales de los que estaban formados todas las cosas. Demócrito de Abdera nos habló de algo invisible e indivisible como el componente más pequeño de la materia, le llamó a-tomo o átomo. Sócrates, Aristóteles o Platón (y otros) nos introdujeron en el campo de la filosofía, y Anaximandro, Anaxímedes, Pitágoras, Euclides y muchos más, nos enseñaron astronomía, matemáticas-geometría, medicina, etc.

Se podría decir, sin temor a equivocarse, que allí en la antigua Grecia comenzó a germinar la semilla sobre la que está basada y donde están asentados los pilares de la ciencia actual, de la sociología, de las Humanidades, las Artes y las letras de hoy.

Ahora ya en nuestra época, tendríamos que reflejar otros muchos nombres de los que tomaron la antorcha y continuaron el camino emprendido por los griegos clásicos.

Ni los conozco a todos ni puedo recordar en este preciso momento a todos los que conozco y, en realidad, mi lista de nombres estaría limitada a las disciplinas que más atraen mi atención, lo que nos lleva a una muy pequeña, que a título de muestra quiero reflejar aquí: Ptolomeo, Copérnico, Galileo Galilei, Covendich, Brahe, Newton, Rutherford, Gauss, Euler, Riemann, Max Planck, Einstein, Niels Bohr, Heisemberg, Foucault, Morley, Dirac, E. Schrödinger, Pauli, E. Fermi, Gell-Mann, etc, etc, etc.

Hacer un recorrido pormenorizado de la contribución de cada uno de estos hombres a la humanidad, sería objeto de volúmenes enteros describiendo trabajos y descubrimientos maravillosos que, gracias a un talento y un genio especial, permitieron a estos elegidos elevar el conocimiento del resto; hicieron posible que ahora, en el año 2.006, estemos en un estadio del conocimiento que podríamos denominar como punto de partida para el comienzo de una nueva era. Tenemos las herramientas necesarias para dar ese primer paso.

emilio silvera

El carbono no es el único átomo con capacidad para formar los citados esqueletos. Próximos al carbono en la tabla periódica, el silicio, fósforo y boro comparten con dicho átomo esa característica, si bien en un grado mucho menor.

Refiriéndonos al silicio, que para nosotros es el más importante, señalaremos que las “moléculas” que dicho átomo forma con el oxígeno y otros átomos, generalmente metálicos poseyendo gran nivel de información, difieren en varios aspectos de las moléculas orgánicas, es decir, de las que poseen un esqueleto de átomos de carbono.

El mundo de los silicatos es de una gran diversidad, existiendo centenares de especies minerológicas. Esas diferencias se refieren fundamentalmente a que el enlace químico en el caso de las moléculas orgánicas es covalente, y cuando se forma la sustancia correspondiente (cuatrillones de moléculas) o es un líquido, como es el caso de los aceites, o bien un sólido que funde fácilmente. Entre las moléculas que lo forman se ejercen unas fuerzas, llamadas de Van der Waals, que pueden considerarse como residuales de las fuerzas electromagnéticas, algo más débiles que éstas. En cambio, en los silicatos sólidos (como en el caso del topacio) el enlace covalente o iónico no se limita a una molécula, sino que se extiende en el espacio ocupado por el sólido, resultando un entramado particularmente fuerte.

Al igual que para los cristales de hielo, en la mayoría de los silicatos la información que soportan es pequeña, aunque conviene matizar este punto.  Para un cristal ideal así sería en efecto, pero ocurre que en la realidad el cristal ideal es una abstracción, ya que en el cristal real existen aquí y allá los llamados defectos puntuales que trastocan la periodicidad espacial propia de las redes ideales. Precisamente esos defectos puntuales podían proporcionar una mayor información.

Si prescindimos de las orgánicas, el resto de las moléculas que resultan de la combinación entre los diferentes átomos no llega a 100.000, frente a los varios millones de las primeras. Resulta ranozable suponer que toda la enorme variedad de moléculas existentes, principalmente en los planetas rocosos, se haya formado por evolución de los átomos, como corresponde a un proceso evolutivo. La molécula poseería mayor orden que los átomos de donde procede, esto es, menor entropía. En su formación, el ambiente se habría desordenado al ganar entropía en una cierta cantidad tal, que arrojarse un balance total positivo.

No puedo dejar pasar la oportunidad, aunque sea de pasada, de mencionar las sustancias.

Las así llamadas, son cuerpos formados por moléculas idénticas, entre las cuales pueden o no existir enlaces químicos. Veremos varios ejemplos.  Las sustancias como el oxígeno, cloro, metano, amoníaco, etc, se presentan en estado gaseoso en condiciones ordinarias de presión y temperatura. Para su confinamiento se embotellan, aunque existen casos en que se encuentran mezcladas en el aire.

En cualquier caso, un gas como los citados consiste en un enjambre de las moléculas correspondientes. Entre ellas no se ejercen fuerzas, salvo cuando colisionan, lo que hacen con una frecuencia que depende de la concentración, es decir, del número de ellas que están concentradas en la unidad de volumen; número que podemos calcular conociendo la presión y temperatura de la masa de gas confinada en un volumen conocido.

Decía que no existen fuerzas entre las moléculas de un gas. En realidad es más exacto que el valor de esas fuerzas es insignificante porque las fuerzas residuales de las electromagnéticas, a las que antes me referí, disminuyen más rápidamente con la distancia que las fuerzas de Coulomb; y esta distancia es ordinariamente de varios diámetros moleculares.

Podemos conseguir que la intensidad de esas fuerzas aumente tratando de disminuir la distancia media entre las moléculas. Esto se puede lograr haciendo descender la temperatura, aumentando la presión o ambas cosas.  Alcanzada una determinada temperatura, las moléculas comienzan a sentir las fuerzas de Van der Waals y aparece el estado líquido; si se sigue enfriando aparece el sólido. El orden crece desde el gas al líquido, siendo el sólido el más ordenado. Se trata de una red tridimensional en la que los nudos o vértices del entramado están ocupados por moléculas.

Todas las sustancias conocidas pueden presentarse en cualquiera de los tres estados de la materia (estados ordinarios y cotidianos en nuestras vidas del día a día).

Si las temperaturas reinantes, como decíamos en páginas anteriores, es de miles de millones de grados, el estado de la materia es el plasma, el material más común del universo, el de las estrellas (aparte de la materia oscura, que no sabemos ni lo que es, ni donde está, ni que “estado” es el suyo).

En condiciones ordinarias de presión, la temperatura por debajo de la cual existe el líquido y/o sólido depende del tipo de sustancia. Se denomina temperatura de ebullición o fusión la que corresponde a los sucesivos equilibrios (a presión dada) de fases: vapor ↔ líquido ↔ sólido. Estas temperaturas son muy variadas, por ejemplo, para los gases nobles son muy bajas; también para el oxígeno (O₂) e hidrógeno (H₂). En cambio, la mayoría de las sustancias son sólidos en condiciones ordinarias (grasas, ceras, etc).

Las sustancias pueden ser simples y compuestas, según que la molécula correspondiente tenga átomos iguales o diferentes. El número de las primeras es enormemente inferior al de las segundas.

El concepto de molécula, como individuo físico y químico, pierde su significado en ciertas sustancias que no hemos considerado aún. Entre ellas figuran las llamadas sales, el paradigma de las cuales es la sal de cocina. Se trata de cloruro de  sodio, por lo que cualquier estudiante de E.G.B. escribiría sin titubear su fórmula: Cl Na. Sin embargo, le podríamos poner en un aprieto si le preguntásemos dónde se puede encontrar aisladamente individuos moleculares que respondan a esa composición. Le podemos orientar diciéndole que en el gas Cl H o en el vapor de agua existen moléculas como individualidades. En realidad y salvo casos especiales, por ejemplo, a temperaturas elevadas, no existen moléculas aisladas de sal, sino una especie de molécula gigante que se extiende por todo el cristal. Este edificio de cristal de sal consiste en una red o entramado, como un tablero de ajedrez de tres dimensiones, en cuyos nudos o vértices se encuentran, alternativamente, las constituyentes, que no son los átomos de Cl y Na sino los iones Cl^- y Na⁺.  El primero es un átomo de Cl que ha ganado un electrón, completándose todos los orbitales de valencia; el segundo, un átomo de Na que ha perdido el electrón del orbital s.

Cuando los átomos de Cl y Na interaccionan por aproximarse suficientemente sus nubes electrónicas, existe un reajuste de cargas, porque el núcleo de Cl atrae con más fuerza los electrones que el de Na, así uno pierde un electrón que gana el otro. El resultado es que la colectividad de átomos se transforma en colectividad de iones, positivos los de Na y negativos los de Cl. Las fuerzas electromagnéticas entre esos iones determinan su ordenación en un cristal, el Cl Na. Por consiguiente, en los nudos de la red existen, de manera alternativa, iones de Na e iones de Cl, resultando una red mucho más fuerte que en el caso de que las fuerzas actuantes fueran de Van der Waals. Por ello, las sales poseen puntos de fusión elevados en relación con los de las redes moleculares.

Hablemos de cuerpos.

Me referiré en primer lugar a los que constituyen nuestro entorno ordinario, que sería todo el entorno que abarca nuestro planeta. En segundo lugar considerare los demás cuerpos y objetos del universo. El análisis de muestras de esos diversos cuerpos ha puesto de manifiesto que, en función de la composición, los cuerpos pueden ser simples y compuestos. Los primeros son, precisamente, los llamados elementos químicos, a las que el insigne Lavoisier (conocido como padre de la química), consideró como el último término a que se llega mediante la aplicación del análisis químico.

Hoy sabemos que son colectividades de átomos isotópicos.

La mayoría de ellos son sólidos y se encuentran en la naturaleza (nuestro entorno terráqueo) en estado libre o en combinación química con otros elementos, formando los diversos minerales.

La ordenación de los iones en las redes se manifiesta externamente en multitud de formas y colores. No obstante debo señalar que, aun siendo abundante esta variedad, no es tan rica como la que corresponde a los cuerpos vivos, tanto animales como vegetales. La explicación se basa en que el número de especímenes moleculares y su complejidad son mucho mayores que en el reino inorgánico.

Sería conveniente, salir al paso de una posible interpretación errónea.  Me refiero a que pudiera pensarse que los reinos que acabamos de mencionar constituyen clases disyuntas, esto es, sin conexión mutua. Y no lo digo porque esté considerando el hecho de que el carbono forma compuestos inorgánicos y orgánicos (lo que también hace el silicio), sino porque haya existido, y aún pueda existir, una conclusión, mejor conexión evolutiva del mundo inorgánico y el viviente que no se puede descartar, de hecho yo particularmente estoy seguro de ello. Estamos totalmente conectados con los ríos, las montañas y los valles, con la tierra que pisamos, el aire que respiramos y con todo el resto del universo del que formamos parte.

La teoría de Cairns Smith considera que el eslabón entre ambos mundos se halla localizado en los microcristales de arcilla. Mi teoría particular es que no hay eslabón perdido en dicha conexión, sino que es el tiempo el que pone en cada momento una u otra materia en uno u otro lugar. Ahora nos ha tocado estar aquí como ser complejo, pensante y sensitivo. El eón que viene nos puede colocar formando parte de un enorme árbol, de un monte, o simplemente estar reposando como fina arena en el lecho de un río.  Sin dudarlo, J. M. y P. formarán parte de un hermoso jardín perfumado y lleno de aromas que la brisa regalará a los que pasen cerca de allí.

El granito, por ejemplo, consiste básicamente en una mezcla de tres cuerpos compuestos: cuarzo, mica y feldespato. ¿Quién puede decir hoy lo que seremos mañana?

En todos los cuerpos que hemos estado considerando hasta ahora, las moléculas, los átomos o los iones se hallan situados en los nudos de la correspondiente red, así que, los electrones de esos individuos se encuentran también localizados en el entorno inmediato de esos lugares. Podríamos decir que la densidad electrónica es una función periódica espacial, lo que significa que al recorrer la red siguiendo una determinada dirección irían apareciendo altibajos, es decir, crestas y valles de la densidad electrónica.

La estructura de los cuerpos metálicos, así como las aleaciones, merecen una consideración especial. La estructura de los metales y aleaciones difiere de la de los demás cuerpos en un aspecto muy importante que consideraré a continuación.

Me refiero a que en los cuerpos metálicos existe una deslocalización de los electrones que están menos fuertemente enlazados en los correspondientes núcleos, es decir, de los electrones de valencia.

Vamos a precisar un poco. Supongamos, para fijar las ideas, que tenemos un trozo de plata metálica pura. En los nudos de la red correspondientes los átomos han perdido su electrón de valencia, pero ocurre que cada uno de estos electrones forma una colectividad que se halla desparramada o dispersa por todo el sólido. Una primera imagen de esta situación fue establecida por el gran físico italiano Enrico Fermi, por lo que se habla de un gas electrónico, llamado también de Fermi, que llenaría los espacios libres, es decir, no ocupados por los iones metálicos.

Este gas electrónico es el responsable de las propiedades metálicas, tales como el brillo, conductibilidades eléctrica y térmica, etc. La aplicación de la mecánica cuántica a la descripción del estado metálico conduce a la obtención del mapa de la densidad electrónica, o como decía antes, a las características de la información correspondiente.

Sin entrar en detalles que desviarían nuestra atención hacia otros conceptos fuera de los límites de lo que ahora estoy pretendiendo, utilizaré el mismo lenguaje que para las estructuras de núcleos y átomos.

Recordemos que en la sociedad de los nucleones y electrones existen las relaciones verticales y las de estratificación, que se manifiestan en las capas y subcapas. En el caso de los metales tendríamos una colectividad de núcleos, arropados con sus capas cerradas, ocupando los nudos de la red; únicamente los electrones de valencia de cada átomo forman la colectividad del gas electrónico.

La pregunta que nos debemos hacer es: ¿estos electrones, en número igual por lo menos al de los átomos, se hallan estratificados? La respuesta es que sí. Existe una estratificación de estos electrones en las llamadas bandas.  El concepto de banda energética resulta de la consideración simultánea de dos aspectos: la cuantización energética (o la estratificación de los niveles energéticos en los átomos) y el grandísimo número de electrones existentes.  Este colectivo no podría ubicarse en un número finito y escaso de niveles.   Esta dificultad queda soslayada si se admite que cada uno de esos niveles atómicos de los n átomos que forman el cuerpo se funde en otros tantos niveles de cierta anchura donde ya pueden alojarse los electrones disponibles.

Esa fusión de los niveles atómicos da lugar a las bandas. Esta imagen equivaldría a considerar un metal como un átomo gigante en el que los niveles energéticos poseyeran una anchura finita.

En cuanto a la información que puede soportar un metal, podríamos señalar que sería parecida a la del correspondiente átomo, pero mucha más extendida espacialmente. Una información puntual, la del átomo, daría paso a otra espacial, si bien vendría a ser una mera repetición periódica de aquella.

¿Y los cuerpos que pueblan el resto del universo?

Cuando un cuerpo sobrepasa unas determinadas dimensiones, aparece algo que conocemos como fuerza gravitatoria y que se deja sentir en la forma que todos conocemos y que da lugar primeramente a la fusión de los diversos materiales que forman los cuerpos.

Así, por ejemplo, en el cuerpo que llamamos Tierra, la presión crece con la profundidad, por lo que a partir de un determinado valor de ésta, aparece el estado líquido y con él una estratificación que trata de establecer el equilibrio hidrostático.

Dentro de nuestro sistema planetario se distinguen los planetas rocosos, hasta Marte y meteoritos inclusive, y el resto de ellos, desde Júpiter en adelante, incluido este. Estos últimos difieren esencialmente de los primeros en su composición. Recuérdese que la de Júpiter es mucho más simple que la de los planetas rocosos. Consta fundamentalmente de hidrógeno, helio, agua, amoniaco y metano, con un núcleo rocoso en su interior. El hidrógeno que rodea a este núcleo se encuentra en forma de hidrógeno atómico sólido.

También la composición del Sol (y todas las estrellas que brillan) es más simple que la de los planetas rocosos, su estado físico es el de plasma y su contenido está reducido (mayormente) a hidrógeno y helio. Más variedad de materiales existe en las estrellas supernovas, donde el primitivo hidrógeno ha evolucionado de la manera que expliqué en otra parte de este trabajo.

En cuanto a los derechos de la evolución estelar, enanas blancas, estrellas de neutrones y agujeros negros, señalaré que la composición de la primera es sencilla en cuanto al numero de “elementos” constituyentes; la segunda ya lo indica su propio nombre, constan de nucleones, particularmente neutrones que están fuertemente empaquetados (muy juntos) por la gravedad. Una estrella de neutrones puede tener una densidad superior a la del agua, en millones de veces y del mismo orden que la de los núcleos atómicos. El agujero negro es un fenómeno aparte, su inmensa fuerza gravitatoria es tal que ni la luz puede escapar de ella, es decir, su velocidad de escape es superior a 300.000 Km/s, y como según la relatividad nada es en nuestro universo superior en velocidad a la luz, resulta que nada podrá escapar de un agujero negro.

Allí dentro, en el interior del agujero negro, no existen ni el tiempo ni el espacio; es como un objeto que estando en nuestro universo (deja sentir su fuerza gravitatoria y engulle estrellas), al mismo tiempo no está aquí.

Desde el comienzo de este trabajo estoy tratando de relacionar el universo, la materia y la consciencia, ¿cómo lo podría conseguir?

emilio silvera

Una molécula es una estructura, con individualidad propia, constituida por núcleos y electrones.  Obviamente, en una molécula las interacciones deben tener lugar entre núcleos y electrones, núcleos y núcleos y electrones y electrones, siendo del tipo electromagnético.

Debido al confinamiento de los núcleos, el papel que desempeñan, aparte del de proporcionar la casi totalidad de la masa de la molécula, es poco relevante, a no ser que se trate de moléculas livianas, como la del hidrógeno.  De una manera gráfica podríamos decir que los núcleos en una molécula constituyen el armazón de la misma, el esqueleto, cuya misión sería proporcionar el soporte del edificio.  El papel más relevante lo proporcionan los electrones y en particular los llamados de valencia, que son los que de modo mayoritario intervienen en los enlaces, debido a que su energía es comparativamente inferior a la de los demás, lo que desempeña muy importante papel en la evolución.

Desde las moléculas más sencilla, como la del hidrógeno, con un total de 2 electrones, hasta las más complejas, como las de las proteínas, con muchos miles de ellos, existe toda una gama, según decía, de varios millones.  Esta extraordinaria variedad de especies moleculares contrasta con la de las especies nucleares e incluso atómicas.

Sin entrar en las posibles diferencias interpretativas de estas notables divergencias, señalaré que, desde el punto de vista de la información, las especies moleculares la poseen en mucho mayor grado que los nucleares y atómicas.

Dejando aparte los núcleos, la información que soportan los átomos se podría atribuir a la distribución de su carga eléctrica,  y en particular a la de los electrones más débilmente ligados.   Concretando un poco se podría admitir que la citada información la soportan los orbitales atómicos, pues son precisamente estos orbitales las que introducen diferencias “geométricas” entre los diferentes electrones corticales.

Justamente esa información es la que vá a determinar las capacidades de unión de unos átomos con otros, previo el “reconocimiento” entre los orbitales correspondientes.   De acuerdo con la mecánica cuántica el número de orbitales se reduce a unos pocos.  Se individualizan por unas letras hablándose de orbitales, s,p,d,f,g,h.  Este pequeño número no proporciona una gran diversidad.

La llamada hibridación (una especie de mezcla) de orbitales es un modo de aumentar el número de mensajes, esto es, la información, bien entendido que esta hibridación ocurre en tanto y en cuanto dos átomos se preparan para enlazarse y formar una molécula.  En las moléculas, la información, obviamente, debe de abarcar a todo el edificio, por lo que en principio parece que debería ser más rica que en los átomos.  La ganancia de información equivale a una disminución de entropía; por esta razón,  a la información se la llama también negantropía.

En términos electrónicos, la información se podría considerar proporcionada por un campo de densidad eléctrica, con valles, cimas, collados, etc., es decir, curvas isoelectrónicas, equivalentes formalmente a las de nivel en topografía.  Parece razonable suponer que cuanto más diverso sean los átomos de una molécula, más rica y variada podrá ser su información, la información que pueda soportar.

La enorme variedad de formas, colores, comportamientos, etc., que acompaña a los objetos, incluidos los vivientes, sería una consecuencia de la riqueza en la información que soportan las moléculas (y sus agregados) que forman parte de dichos objetos.  Ello explicaría que las moléculas de la vida sean en general de grandes dimensiones (macromoléculas).  La inmensa mayoría de ellas contiene carbono.  Debido a su tetravalencia y a la gran capacidad que posee dicho átomo para unirse consigo mismo, dichas moléculas pueden considerarse como un esqueleto formado por cadenas de esos átomos.

El carbono no es el único átomo con capacidad para formar los citados esqueletos.  Próximos al carbono en la tabla periódica, el silicio, fósforo y boro comparten con dicho átomo esa característica, si bien en un grado mucho menor.

Refiriéndonos al silicio, que para nosotros es el más importante, señalaremos que las “moléculas” que dicho átomo forma con el oxígeno y otros átomos, generalmente metálicos, poseyendo gran nivel de información, difieren, en varios aspectos, de las moléculas orgánicas, es decir, de las que poseen un esqueleto de átomos de carbono.

El mundo de los silicatos es de una gran diversidad, existiendo centenares de especies minerológicas.  Esas diferencias se refieren, fundamentalmente, a que el enlace químico en el caso de las moléculas orgánicas es covalente, y cuando se forma la sustancia correspondiente (cuatrillones de moléculas) o es un líquido, como es el caso de los aceites, o bien un sólido que funde fácilmente.  Entre las moléculas que lo forman se ejercen unas fuerzas, llamadas de van der Waals, que, pueden considerarse como residuales de las fuerzas electromagnéticas, algo más débiles que éstas.  En cambio, en los silicatos sólidos (como en el caso del topacio) el enlace covalente o iónico no se limita a una molécula, sino que se extiende en el espacio ocupado por el sólido, resultando un entramado particularmente fuerte.

Al igual que para los cristales de hielo, en la mayoría de los silicatos la información que soportan es pequeña, aunque conviene matizar este punto.  Para un cristal ideal así sería en efecto, pero ocurre que en la realidad el cristal ideal es una abstracción, ya que en el cristal real existen aquí y allá los llamados defectos puntuales que trastocan la periodicidad espacial propia de las redes ideales.  Precisamente esos defectos puntuales podían proporcionar una mayor información.

Si prescindimos de las orgánicas, el resto de las moléculas que resultan de la combinación entre los diferentes átomos no llega a 100.000, frente a los varios millones de las primeras.  Resulta ranozable suponer que toda la enorme variedad de moléculas existentes, principalmente en los planetas rocosos, se haya formado por evolución de los átomos, como corresponde a un proceso evolutivo. La molécula poseería mayor orden que los átomos de donde procede, esto es, menor entropía. En su formación, el ambiente se habría desordenado al ganar entropía en una cierta cantidad tal, que arrojarse un balance total positivo.

No puedo, dejar pasar la oportunidad, aunque sea de pasada, remencionar las sustancias.

Las así llamadas, son cuerpos formados por moléculas idénticas, entra las cuales pueden o no existir enlaces químicos.  Veremos varios ejemplos.  Las sustancias como el oxígeno, cloro, metano, amoníaco, etc., se presentan en estado gaseoso en condiciones ordinarias de presión y temperatura.  Para su confinamiento se embotellan, aunque existen casos en que se encuentran mezcladas en el aire (os podéis dar una vueltecita por el Polo químico de Huelva).

En cualquier caso, un gas como los citados consiste en un enjambre de las moléculas correspondientes.  Entre ellas no se ejercen fuerzas, salvo cuando colisionan, lo que hacen con una frecuencia que depende de la concentración, es decir, del número de ellas que están concentradas en la unidad de volumen; número que podemos calcular conociendo la presión y temperatura de la masa de gas confinada en un volumen conocido.

Decía que no existen fuerzas entre las moléculas de un gas.  En realidad, es más exacto que el valor de esas fuerzas es insignificante porque las fuerzas residuales de las electromagnéticas, a las que antes me referí, disminuyen más rápidamente con la distancia que las fuerzas de coulomb; y esta distancia es ordinariamente de varios diámetros moleculares.

Podemos conseguir que la intensidad de esas fuerzas aumenten tratando de disminuir la distancia media entre las moléculas.  Esto se puede lograr haciendo descender la temperatura, aumentando la presión o ambas cosas.  Alcanzada una determinada temperatura, las moléculas comienzan a sentir las fuerzas de Van der Waals y aparece el estado líquido; si se sigue enfriando aparece el sólido.  El orden crece desde el gas al líquido, siendo el sólido el más ordenado.  Se trata de una red tridimensional en la que los nudos o vértices del entramado están ocupados por moléculas.

Todas las sustancias conocidas pueden presentarse en cualquiera de los tres estados de la materia (estados ordinarios y cotidianos en nuestras vidas del día a día).

Si las temperaturas reinantes, como decíamos en páginas anteriores, es de miles de millones de grados, el estado de la materia es el plasma, el material más común del Universo, el de las estrellas (aparte de la materia oscura, que no sabemos ni lo que es, ni donde está, ni que “estado” es el suyo).

En condiciones ordinarias de presión, la temperatura por debajo de la cual existe el líquido y/o sólido depende del tipo de sustancia.  Se denomina temperatura de ebullición o fusión la que corresponde a los sucesivos equilibrios(a presión dada) de fases: vapor <-> líquido <-> sólido.  Estas temperaturas son muy variadas.  Por ejemplo, para los gases nobles son muy bajas; también para el oxígeno (O₂) e hidrógeno (H₂).  En cambio, la mayoría de las sustancias son sólidos en condiciones ordinarias (grasas,  ceras, etc.)

Las sustancias pueden ser simples y compuestas, según que la molécula correspondiente tenga átomos iguales o diferentes.  El número de las primeras es enormemente inferior al de las segundas.

El concepto de molécula, como individuo-físico y químico, pierde su significado en ciertas sustancias que no hemos considerado aun.  Entre ellas figuran las llamadas sales, el paradigma de las cuales es la sal de cocina.  Se trata de cloruro de  sodio, por lo que cualquier estudiante de E.G.B. escribiría sin titubear, su fórmula: Cl Na.  Sin embargo, le podríamos poner en un aprieto si le preguntásemos donde se puede encontrar aisladamente individuos moleculares que respondan a esa composición.  Le podemos orientar diciéndole que en el gas Cl H o en el vapor de agua existen moléculas como individualidades.  En realidad y salvo casos especiales, por ejemplo, a temperaturas elevadas, no existen moléculas aisladas de sal, sino una especie de molécula gigante que se extiende por todo el cristal.  Este edificio de cristal de sal consiste en una red o entramado, como un tablero de ajedrez de tres dimensiones, en cuyos nudos o vértices se encuentran, alternativamente, las constituyentes, que no son los átomos de   Cl  y  Na  sino los iones Cl^- y Na⁺.  El primero es un átomo de Cl que ha ganado un electrón, completándose todos los orbitales de valencia; el segundo, un átomo de Na que ha perdido el electrón del orbital s.

Cuando los átomos de Cl y Na interaccionan por aproximarse suficientemente sus nubes electrónicas, existe un reajuste de cargas, porque el núcleo de Cl atrae con más fuerza los electrones que el de Na, así uno pierde un electrón que gana el otro.  El resultado es que, la colectividad de átomos se transforma en colectividad de iones, positivos los de Na y negativos los de Cl.  Las fuerzas electromagnéticas entre esos iones determinan su ordenación en un cristal, el ClNa.  Por consiguiente, en los nudos de la red existen, de manera alternativa, iones de Na e iones de Cl, resultando una red mucho más fuerte que en el caso de que las fuerzas actuantes fueran de Van der Waals.  Por ello, las sales poseen puntos de fusión elevados en relación con los de las redes moleculares.

emilio silvera

El carbono no es el único átomo con capacidad para formar los citados esqueletos. Próximos al carbono en la tabla periódica, el silicio, fósforo y boro comparten con dicho átomo esa característica, si bien en un grado mucho menor.

Refiriéndonos al silicio, que para nosotros es el más importante, señalaremos que las “moléculas” que dicho átomo forma con el oxígeno y otros átomos, generalmente metálicos poseyendo gran nivel de información, difieren en varios aspectos de las moléculas orgánicas, es decir, de las que poseen un esqueleto de átomos de carbono.

El mundo de los silicatos es de una gran diversidad, existiendo centenares de especies minerológicas. Esas diferencias se refieren fundamentalmente a que el enlace químico en el caso de las moléculas orgánicas es covalente, y cuando se forma la sustancia correspondiente (cuatrillones de moléculas) o es un líquido, como es el caso de los aceites, o bien un sólido que funde fácilmente. Entre las moléculas que lo forman se ejercen unas fuerzas, llamadas de Van der Waals, que pueden considerarse como residuales de las fuerzas electromagnéticas, algo más débiles que éstas. En cambio, en los silicatos sólidos (como en el caso del topacio) el enlace covalente o iónico no se limita a una molécula, sino que se extiende en el espacio ocupado por el sólido, resultando un entramado particularmente fuerte.

Al igual que para los cristales de hielo, en la mayoría de los silicatos la información que soportan es pequeña, aunque conviene matizar este punto.  Para un cristal ideal así sería en efecto, pero ocurre que en la realidad el cristal ideal es una abstracción, ya que en el cristal real existen aquí y allá los llamados defectos puntuales que trastocan la periodicidad espacial propia de las redes ideales. Precisamente esos defectos puntuales podían proporcionar una mayor información.

Si prescindimos de las orgánicas, el resto de las moléculas que resultan de la combinación entre los diferentes átomos no llega a 100.000, frente a los varios millones de las primeras. Resulta ranozable suponer que toda la enorme variedad de moléculas existentes, principalmente en los planetas rocosos, se haya formado por evolución de los átomos, como corresponde a un proceso evolutivo. La molécula poseería mayor orden que los átomos de donde procede, esto es, menor entropía. En su formación, el ambiente se habría desordenado al ganar entropía en una cierta cantidad tal, que arrojarse un balance total positivo.

No puedo dejar pasar la oportunidad, aunque sea de pasada, de mencionar las sustancias.

Las así llamadas, son cuerpos formados por moléculas idénticas, entre las cuales pueden o no existir enlaces químicos. Veremos varios ejemplos.  Las sustancias como el oxígeno, cloro, metano, amoníaco, etc, se presentan en estado gaseoso en condiciones ordinarias de presión y temperatura. Para su confinamiento se embotellan, aunque existen casos en que se encuentran mezcladas en el aire (os podéis dar una vueltecita por el polo químico de Huelva).

En cualquier caso, un gas como los citados consiste en un enjambre de las moléculas correspondientes. Entre ellas no se ejercen fuerzas, salvo cuando colisionan, lo que hacen con una frecuencia que depende de la concentración, es decir, del número de ellas que están concentradas en la unidad de volumen; número que podemos calcular conociendo la presión y temperatura de la masa de gas confinada en un volumen conocido.

Decía que no existen fuerzas entre las moléculas de un gas. En realidad es más exacto que el valor de esas fuerzas es insignificante porque las fuerzas residuales de las electromagnéticas, a las que antes me referí, disminuyen más rápidamente con la distancia que las fuerzas de Coulomb; y esta distancia es ordinariamente de varios diámetros moleculares.

Podemos conseguir que la intensidad de esas fuerzas aumente tratando de disminuir la distancia media entre las moléculas. Esto se puede lograr haciendo descender la temperatura, aumentando la presión o ambas cosas.  Alcanzada una determinada temperatura, las moléculas comienzan a sentir las fuerzas de Van der Waals y aparece el estado líquido; si se sigue enfriando aparece el sólido. El orden crece desde el gas al líquido, siendo el sólido el más ordenado. Se trata de una red tridimensional en la que los nudos o vértices del entramado están ocupados por moléculas.

Todas las sustancias conocidas pueden presentarse en cualquiera de los tres estados de la materia (estados ordinarios y cotidianos en nuestras vidas del día a día).

Si las temperaturas reinantes, como decíamos en páginas anteriores, es de miles de millones de grados, el estado de la materia es el plasma, el material más común del universo, el de las estrellas (aparte de la materia oscura, que no sabemos ni lo que es, ni donde está, ni que “estado” es el suyo).

En condiciones ordinarias de presión, la temperatura por debajo de la cual existe el líquido y/o sólido depende del tipo de sustancia. Se denomina temperatura de ebullición o fusión la que corresponde a los sucesivos equilibrios (a presión dada) de fases: vapor ↔ líquido ↔ sólido. Estas temperaturas son muy variadas, por ejemplo, para los gases nobles son muy bajas; también para el oxígeno (O₂) e hidrógeno (H₂). En cambio, la mayoría de las sustancias son sólidos en condiciones ordinarias (grasas, ceras, etc).

Las sustancias pueden ser simples y compuestas, según que la molécula correspondiente tenga átomos iguales o diferentes. El número de las primeras es enormemente inferior al de las segundas.

El concepto de molécula, como individuo físico y químico, pierde su significado en ciertas sustancias que no hemos considerado aún. Entre ellas figuran las llamadas sales, el paradigma de las cuales es la sal de cocina. Se trata de cloruro de  sodio, por lo que cualquier estudiante de E.G.B. escribiría sin titubear su fórmula: Cl Na. Sin embargo, le podríamos poner en un aprieto si le preguntásemos dónde se puede encontrar aisladamente individuos moleculares que respondan a esa composición. Le podemos orientar diciéndole que en el gas Cl H o en el vapor de agua existen moléculas como individualidades. En realidad y salvo casos especiales, por ejemplo, a temperaturas elevadas, no existen moléculas aisladas de sal, sino una especie de molécula gigante que se extiende por todo el cristal. Este edificio de cristal de sal consiste en una red o entramado, como un tablero de ajedrez de tres dimensiones, en cuyos nudos o vértices se encuentran, alternativamente, las constituyentes, que no son los átomos de Cl y Na sino los iones Cl^- y Na⁺.  El primero es un átomo de Cl que ha ganado un electrón, completándose todos los orbitales de valencia; el segundo, un átomo de Na que ha perdido el electrón del orbital s.

Cuando los átomos de Cl y Na interaccionan por aproximarse suficientemente sus nubes electrónicas, existe un reajuste de cargas, porque el núcleo de Cl atrae con más fuerza los electrones que el de Na, así uno pierde un electrón que gana el otro. El resultado es que la colectividad de átomos se transforma en colectividad de iones, positivos los de Na y negativos los de Cl. Las fuerzas electromagnéticas entre esos iones determinan su ordenación en un cristal, el Cl Na. Por consiguiente, en los nudos de la red existen, de manera alternativa, iones de Na e iones de Cl, resultando una red mucho más fuerte que en el caso de que las fuerzas actuantes fueran de Van der Waals. Por ello, las sales poseen puntos de fusión elevados en relación con los de las redes moleculares.

emilio silvera

El carbono no es el único átomo con capacidad para formar los citados esqueletos. Próximos al carbono en la tabla periódica, el silicio, fósforo y boro comparten con dicho átomo esa característica, si bien en un grado mucho menor.

Refiriéndonos al silicio, que para nosotros es el más importante, señalaremos que las “moléculas” que dicho átomo forma con el oxígeno y otros átomos, generalmente metálicos poseyendo gran nivel de información, difieren en varios aspectos de las moléculas orgánicas, es decir, de las que poseen un esqueleto de átomos de carbono.

El mundo de los silicatos es de una gran diversidad, existiendo centenares de especies minerológicas. Esas diferencias se refieren fundamentalmente a que el enlace químico en el caso de las moléculas orgánicas es covalente, y cuando se forma la sustancia correspondiente (cuatrillones de moléculas) o es un líquido, como es el caso de los aceites, o bien un sólido que funde fácilmente. Entre las moléculas que lo forman se ejercen unas fuerzas, llamadas de Van der Waals, que pueden considerarse como residuales de las fuerzas electromagnéticas, algo más débiles que éstas. En cambio, en los silicatos sólidos (como en el caso del topacio) el enlace covalente o iónico no se limita a una molécula, sino que se extiende en el espacio ocupado por el sólido, resultando un entramado particularmente fuerte.

Al igual que para los cristales de hielo, en la mayoría de los silicatos la información que soportan es pequeña, aunque conviene matizar este punto.  Para un cristal ideal así sería en efecto, pero ocurre que en la realidad el cristal ideal es una abstracción, ya que en el cristal real existen aquí y allá los llamados defectos puntuales que trastocan la periodicidad espacial propia de las redes ideales. Precisamente esos defectos puntuales podían proporcionar una mayor información.

Si prescindimos de las orgánicas, el resto de las moléculas que resultan de la combinación entre los diferentes átomos no llega a 100.000, frente a los varios millones de las primeras. Resulta ranozable suponer que toda la enorme variedad de moléculas existentes, principalmente en los planetas rocosos, se haya formado por evolución de los átomos, como corresponde a un proceso evolutivo. La molécula poseería mayor orden que los átomos de donde procede, esto es, menor entropía. En su formación, el ambiente se habría desordenado al ganar entropía en una cierta cantidad tal, que arrojarse un balance total positivo.

No puedo dejar pasar la oportunidad, aunque sea de pasada, de mencionar las sustancias.

Las así llamadas, son cuerpos formados por moléculas idénticas, entre las cuales pueden o no existir enlaces químicos. Veremos varios ejemplos.  Las sustancias como el oxígeno, cloro, metano, amoníaco, etc, se presentan en estado gaseoso en condiciones ordinarias de presión y temperatura. Para su confinamiento se embotellan, aunque existen casos en que se encuentran mezcladas en el aire (os podéis dar una vueltecita por el polo químico de Huelva).

En cualquier caso, un gas como los citados consiste en un enjambre de las moléculas correspondientes. Entre ellas no se ejercen fuerzas, salvo cuando colisionan, lo que hacen con una frecuencia que depende de la concentración, es decir, del número de ellas que están concentradas en la unidad de volumen; número que podemos calcular conociendo la presión y temperatura de la masa de gas confinada en un volumen conocido.

Decía que no existen fuerzas entre las moléculas de un gas. En realidad es más exacto que el valor de esas fuerzas es insignificante porque las fuerzas residuales de las electromagnéticas, a las que antes me referí, disminuyen más rápidamente con la distancia que las fuerzas de Coulomb; y esta distancia es ordinariamente de varios diámetros moleculares.

Podemos conseguir que la intensidad de esas fuerzas aumente tratando de disminuir la distancia media entre las moléculas. Esto se puede lograr haciendo descender la temperatura, aumentando la presión o ambas cosas.  Alcanzada una determinada temperatura, las moléculas comienzan a sentir las fuerzas de Van der Waals y aparece el estado líquido; si se sigue enfriando aparece el sólido. El orden crece desde el gas al líquido, siendo el sólido el más ordenado. Se trata de una red tridimensional en la que los nudos o vértices del entramado están ocupados por moléculas.

Todas las sustancias conocidas pueden presentarse en cualquiera de los tres estados de la materia (estados ordinarios y cotidianos en nuestras vidas del día a día).

Si las temperaturas reinantes, como decíamos en páginas anteriores, es de miles de millones de grados, el estado de la materia es el plasma, el material más común del universo, el de las estrellas (aparte de la materia oscura, que no sabemos ni lo que es, ni donde está, ni que “estado” es el suyo).

En condiciones ordinarias de presión, la temperatura por debajo de la cual existe el líquido y/o sólido depende del tipo de sustancia. Se denomina temperatura de ebullición o fusión la que corresponde a los sucesivos equilibrios (a presión dada) de fases: vapor ↔ líquido ↔ sólido. Estas temperaturas son muy variadas, por ejemplo, para los gases nobles son muy bajas; también para el oxígeno (O₂) e hidrógeno (H₂). En cambio, la mayoría de las sustancias son sólidos en condiciones ordinarias (grasas, ceras, etc).

Las sustancias pueden ser simples y compuestas, según que la molécula correspondiente tenga átomos iguales o diferentes. El número de las primeras es enormemente inferior al de las segundas.

El concepto de molécula, como individuo físico y químico, pierde su significado en ciertas sustancias que no hemos considerado aún. Entre ellas figuran las llamadas sales, el paradigma de las cuales es la sal de cocina. Se trata de cloruro de  sodio, por lo que cualquier estudiante de E.G.B. escribiría sin titubear su fórmula: Cl Na. Sin embargo, le podríamos poner en un aprieto si le preguntásemos dónde se puede encontrar aisladamente individuos moleculares que respondan a esa composición. Le podemos orientar diciéndole que en el gas Cl H o en el vapor de agua existen moléculas como individualidades. En realidad y salvo casos especiales, por ejemplo, a temperaturas elevadas, no existen moléculas aisladas de sal, sino una especie de molécula gigante que se extiende por todo el cristal. Este edificio de cristal de sal consiste en una red o entramado, como un tablero de ajedrez de tres dimensiones, en cuyos nudos o vértices se encuentran, alternativamente, las constituyentes, que no son los átomos de Cl y Na sino los iones Cl^- y Na⁺.  El primero es un átomo de Cl que ha ganado un electrón, completándose todos los orbitales de valencia; el segundo, un átomo de Na que ha perdido el electrón del orbital s.

Cuando los átomos de Cl y Na interaccionan por aproximarse suficientemente sus nubes electrónicas, existe un reajuste de cargas, porque el núcleo de Cl atrae con más fuerza los electrones que el de Na, así uno pierde un electrón que gana el otro. El resultado es que la colectividad de átomos se transforma en colectividad de iones, positivos los de Na y negativos los de Cl. Las fuerzas electromagnéticas entre esos iones determinan su ordenación en un cristal, el Cl Na. Por consiguiente, en los nudos de la red existen, de manera alternativa, iones de Na e iones de Cl, resultando una red mucho más fuerte que en el caso de que las fuerzas actuantes fueran de Van der Waals. Por ello, las sales poseen puntos de fusión elevados en relación con los de las redes moleculares.

emilio silvera

Una de las primeras aportaciones de Lavoisier surgió cuando éste hizo el experimento de hervir agua durante largos períodos de tiempo. En la Europa del siglo XVIII muchos científicos creían en la transmutación. Pensaban, por ejemplo, que el agua podía transmutarse en tierra, entre otras cosas. Entre las pruebas, la principal consistía en hervir agua en una cazuela: en la superficie interior se formaban residuos sólidos. Algunos científicos proclamaron que esto se debía a que el agua se convertía en un nuevo elemento. Robert Boyle, el gran físico y químico británico del siglo XVII  que llegó al apogeo de su actividad científica cien años antes que Lavoisier, creía en la transmutación. Después de observar cómo crecían las plantas absorbiendo agua, llegó a la conclusión—al igual que muchos antes que él—de que el agua podía transformarse en hojas, flores y bayas. Según dice el químico Harold Goldwhite, de la State University de California, en Los Ángeles, “ Boyle fue un activo alquimista ”.

Lavoisier observó que el peso era la clave y que las mediciones eran fundamentales. Puso agua destilada en un hervidor especial en forma de tetera llamado pelícano, un recipiente cerrado con una tapa esférica que tomaba el vapor del agua y lo devolvía a la base del recipiente por dos tubos parecidos a unas asas. Hirvió el agua durante 101 días y encontró un residuo considerable. Pesó l agua, el residuo y el pelícano. El agua pesaba exactamente lo mismo. El pelícano pesaba algo menos, una cantidad exactamente igual al peso del residuo. Por lo tanto, el residuo no era producto de una transmutación, sino parte del recipiente: vidrio disuelto, sílice y otras sustancias.

Como los científicos seguían creyendo que el agua era un elemento básico, Lavoisier realizó otro experimento crucial. Inventó un aparato con dos boquillas e hizo pasar distintos gases de la una a la otra, para ver que sucedía. Un día mezcló oxígeno con hidrógeno, esperando conseguir algún ácido. Lo que obtuvo fue agua. Filtró el agua a través de un cañón de escopeta lleno de anillos de hierro calientes, para hacer que ésta se descompusiera de nuevo en hidrógeno y oxígeno, confirmando así que ésta no era un elemento.

Lavoisier hizo mediciones de todo y observó que, cada vez que hacía este experimento, obtenía los mismos números. El agua siempre producía oxígeno e hidrógeno en una proporción de 8 a 1 en sus pesos. Lo que Lavoisier  vio fue que la naturaleza era estricta en cuanto al peso y la proporción. Los gramos o los kilos de materia no desparecían o aparecían de forma aleatoria: tomando las mismas proporciones de gases, éstos producían los mismos compuestos. La naturaleza era predecible…y, por consiguiente, maleable.

La antigua alquimia china, aproximadamente entre los años 300 y 200 a.C., giraba en torno al concepto de dos principios opuestos. Estos principios podían ser, por ejemplo, uno activo y otro pasivo, masculino y femenino, o Luna y Sol. Los alquimistas consideraban que la naturaleza tenía un equilibrio circular. Las sustancias podían transformarse de un principio en el otro y luego volver a su estado inicial.

Un ejemplo excelente es el del cinabrio, conocido actualmente en general como sulfuro de mercurio, un pesado mineral rojo que constituye la principal mena de mercurio. Utilizando el fuego, estos primeros alquimistas descomponían el cinabrio en mercurio y dióxido de azufre. Luego descubrieron que el mercurio se combinaba con azufre para formar una sustancia negra llamada metacinabrio, “que después, si se calienta una vez más, puede sublimarse volviendo a su estado original, el brillante cinabrio rojo”, según el historiador de la ciencia Wang Kuike. Tanto la calidad líquida del mercurio, como la transformación cíclica de cinabrio a mercurio y viceversa, daban a este elemento unas cualidades mágicas. Kuike llamaba al mercurio “huandan, un elixir regenerador transformado cíclicamente” asociado con la longevidad. Estos primitivos profesionales se familiarizaron con la idea de que era posible transformar las sustancias y luego cerrar el círculo haciendo que volvieran a su estado original. Llegaron a conocer las proporciones exactas de las cantidades de mercurio y azufre, así como las recetas para la duración e intensidad exactas del calentamiento requerido. Lo más importante, según Kuike, es que estas operaciones podían realizarse “sin la más mínima pérdida de peso total”.

Parece ser que los antiguos alquimistas chinos conocían de forma empírica la conservación de la masa mil quinientos años antes de los experimentos de Lavoisier. Este químico y sus precursores alquimistas descubrieron que en una reacción química el peso de los productos es igual al peso de los reactantes.

El texto alquimista más antiguo es el Ts´an T´ung Ch´i (Unificación de los tres principios) de Wei Po-Yang, escrito alrededor del año 140 d. C. Esta obra describe un experimento que muy probablemente es la reacción cinabrio-mercurio-azufre. Es difícil saberlo con seguridad porque los productos químicos que se echan al fuego reciben nombres metafóricos: Tigre Blanco (probablemente mercurio), Dragón Azul y Dragón Gris  (¿azufre?). Más importante es el recipiente que utilizaron:

A los lados [del aparato] está el recinto cerrado, que tiene la forma                                                                                                                                                                                                                de un recipiente peng-hu. Está cerrado por todos los lados y su interior consta de una serie de laberintos que comunican unos con otros. La protección es tan completa que hacer retroceder todo esto es diabólico e indeseable…Como la Luna yaciendo sobre su espalda, así es la forma del horno y el recipiente. En el se calienta el Tigre Blanco. El Sol Mercurio es la perla que fluye, y con el, el Dragón Azul. El este y el oeste se fusionan, y el huen y el po [dos tipos de almas] se consuelan mutuamente…El pájaro Rojo es el espíritu de fuego y dispensa con justicia una victoria o una derrota. Al ascender el agua, se produce la victoria sobre el fuego.

Este recipiente se utiliza para fundir y sublimar varios y distintos metales. Aun siendo más complejo, es un instrumento similar al aplicado por Lavoisier, diseñado para “devolver” todos los productos con el fin de garantizar la conservación de la masa.

La Historia de la química, tanto occidental como no occidental, se desarrolla de forma contraria a la historia de la física. Esta última contiene gran abundancia de teoría, quedando la actividad experimental muy por detrás. En la química observamos una fascinación por el conocimiento empírico, por la experimentación con toda una variedad de sustancias (líquidos, sólidos, gases), utilizando todo tipo de métodos (el fuego, la ebullición, la destilación), pero sin un marco teórico sólido que guíe la experimentación. La imagen de película del científico de cabellera hirsuta metido en su laboratorio y mezclando el contenido de probetas llenas de productos químicos de colores brillantes no está muy lejos de la realidad. La química ha sido una ciencia de pruebas y tanteos. La teoría no siempre ha sido de máxima calidad.

El mundo occidental desarrolló una teoría coherente que predice qué elementos se combinan entre sí y cuáles no, y también por qué algunos compuestos son imposibles y otros no lo son y qué es exactamente lo que va a suceder cuando una sustancia química se combina con otra. Además de Lavoisier, hubo dos grandes pioneros en esta materia.

En 1869, en la Universidad de San Petersburgo, el científico nacido e Liberia Dimitri Mendeleiev no pudo encontrar un buen libro de texto de química para asignarlo a sus clases. Por consiguiente, se puso a escribir su propio libro. Como Lavoisier y los antiguos chinos, consideró la química como la “ciencia de la masa”. Era aficionado a hacer solitarios, por lo que escribió los símbolos de los elementos con sus pesos atómicos en unas fichas de cartulina, una para cada elemento, con la lista de sus diversas propiedades (por ejemplo, sodio: metal activo; cloro: gas reactivo).

Mendeleiev ordenó estas fichas en orden ascendente según el peso atómico de los elementos. Observó una periodicidad evidente (de aquí que se diga “tabla periódica de los elementos”, que es como llegó a llamarse este ordenamiento). Los elementos que tenían propiedades químicas similares estaban a una distancia de ocho fichas. El litio, el sodio y el potasio, por ejemplo, son todos aquellos metales activos (se combinan fuertemente con otros elementos, tales como el oxígeno y el cloro) y sus posiciones son 3, 11 y 19. El hidrógeno, el flúor y el cloro son gases activos y ocupan las posiciones 1, 9 y 17. Mendeleiev reorganizó las fichas en una tabla de ocho columnas verticales. Leyendo la tabla horizontalmente, los elementos que aparecían eran cada vez más pesados. Leyéndola verticalmente hacia abajo, los elementos de cada columna mostraban unas propiedades similares.

Mendeleiev no se sintió obligado a rellenar todas las casillas de la tabla, sabiendo que, como un solitario, algunas de las cartas estaban aún ocultas en el mazo. Si una casilla de la tabla pedía un elemento con unas propiedades especiales y tal elemento no existía, lo dejaba en blanco. Muchos ridiculizaron a Mendeleiev por dejar esos huecos en la tabla periódica. Sin embargo, pocos años más tarde, en 1875, se descubrió el galio y este encajó en el hueco situado bajo el aluminio., con todas las propiedades que su lugar en la tabla predecía. En 1886 se descubrió el germanio y éste encajó en el espacio situado bajo el silicio. Nadie se ha reído desde entonces. Mendeleiev nunca ganó el premio Nobel de química, aunque seguía vivo y elegible durante los primeros años de este premio. No obstante, tres químicos que descubrieron nuevos elementos para “llenar” los huecos si lo ganaron: William Ramsay, que descubrió el argón, el criptón, el neón y el xenón; Henri Moissan, por el descubrimiento del fluor, y Marie Curie por descubrir el radio y el polonio.

No podría explicar el motivo real de que ocurra así pero, cuando veo una Tabla Periódica, me quedo mirándola como fascinado de lo que allí está encerrado y del mensaje que nos comunica: Todos los elementos naturales del Universo están allí.

Si por mi fuese, la Tabla Periódica se expondría por todas partes, para que la gente se familiarizara con ella y con lo que nos dice. Es una desgracia que no sea así, ya que el verla de manera constante inculca, hasta en la mente más lenta, la importancia del número atómico, que coincide con el lugar que ocupa el elemento en la Tabla Periódica. Las impactantes diferencias cualitativas entre elementos –el carbono se parece poco al hidrógeno, lo mismo que el plomo al helio- son, a un  nivel básico, diferencias entre sus números atómicos, que actualmente equiparamos con la carga del núcleo.

El significado de la Tabla Periódica y sus regularidades y pautas repetitivas siguió estando oculto hasta principios del siglo XX, cuando se hizo la disección del átomo y los físicos encontraron dentro electrones y un núcleo que contenía protones y neutrones que tienen en su núcleo y al número de electrones que zumban en torno a estos núcleos. A partir de todo esto comenzó a surgir lo que hoy se llama teoría cuántica.

Ya he dicho muchas veces en mis escritos que, en un artículo de ocho páginas que Max Planck escribió en 1.900, quedó sembrada la semilla para la teoría cuántica, allí nació el cuanto de acción de Planck que denominamos h. Sin embargo, no sería justo dar todo el mérito a Planck, otros también pusieron su empeño y su genio en llegar a conclusiones valiosas en ese universo de lo microscópico en lo más profundo de la materia.

Uno de los pioneros del apogeo cuántico (de 1900 a 1930) fue Wolfgang Pauli. Pauli no intentaba resolver el misterio de la Tabla Periódica; simplemente trataba de comprender el átomo. Este personaje era famoso por su cruel sentido del humor. Nadie se libraba. Cuando el famoso físico Victor Weisskopf, que entonces era ayudante de Pauli, le presentó los resultados de sus esfuerzos por desarrollar cierta teoría, Pauli dijo: “¡Bah!, esto ni siquiera es erróneo”. Pauli también envió una carta a Albert Einstein, decía Pauli, “este estudiante es bueno, pero no entiende claramente la diferencia entre las matemáticas y la física. Por otra parte, usted, querido maestro, hace tiempo que perdió la noción de estas diferencias.”

Aparte de que era un auténtico imbécil, también era un auténtico gran físico, y, en 1924, Pauli anunció el principio de exclusión: no hay dos electrones que puedan ocupar el mismo estado cuántico. Este principio explicaba el orden de los elementos de la Tabla de Mendeleiev y, además, por qué podemos utilizarla para predecir que elementos pueden combinarse con cuáles y cómo. No entraré aquí en detalle de lo que es un estado cuántico. Baste decir que el principio de exclusión de Pauli limita el número de electrones en lo que actualmente llamamos las “capas” [o niveles de energía] de cada átomo: dos electrones en el primer nivel, ocho en el segundo, dieciocho en el tercero, y así sucesivamente. El átomo de hidrógeno, por ejemplo, no tiene más que un protón en su núcleo. Para equilibrar esta carga positiva única necesitamos un electrón (carga negativa), que ocupa en su órbita el nivel más bajo de energía. El siguiente en la Tabla es el helio. Su núcleo tiene dos cargas positivas, por lo que necesitamos dos electrones, que, según el principio de Pauli, encajan ambos en el primer nivel…

¡Que cosas!

emilio silvera

Por otra parte, Henri Becquerel descubrió que el uranio purificado y ligeramente radiactivo adquiría mayor radiactividad con el tiempo, por causas desconocidas.  Si se dejan reposar durante algún tiempo, se podía extraer de él repetidas veces uranio activo X. Para decirlo de otra manera: por su propia radiactividad, el uranio se convertía en el uranio X, más activo aún.

Por entonces, Rutherfor, a su vez, separó del torio un “torio X” muy radiactivo, y comprobó también que el torio seguía produciendo más torio X. Hacia aquellas fechas se sabía ya que el más famoso de los elementos radiactivos, el radio, emitía un gas radiactivo, denominado radón.  Por tanto, Rutherford y su ayudante, el químico Frederick Soddy, dedujeron que, durante la emisión de sus partículas, los átomos radiactivos de transformaban en otras variedades de átomos radiactivos.

Varios químicos, que investigaron tales transformaciones, lograron obtener un surtido muy variado de nuevas sustancias, a los que dieron nombres tales como radio A, radio B, mesotorio I, mesotorio II y Actinio C.  Luego los agruparon todos en tres series, de acuerdo con sus historiales atómicos. Una serie de originó del uranio disociado; otra, del torio, y la tercera, del actinio (si bien más tarde se encontró un predecesor del actinio, llamado “protactinio”).

En total se identificaron unos cuarenta miembros de esas series, y cada uno se distinguió por su peculiar esquema de radiación.  Pero los productos finales de las tres series fueron idénticos: en último término, todas las cadenas de sustancias conducían al mismo elemento, estable: PLOMO.

Ahora bien, esas cuarenta sustancias no podían ser, sin excepción, elementos disociados, entre el uranio (92) y el plomo (82) había sólo diez lugares en la tabla periódica, y todos ellos, salvo dos, pertenecían a elementos conocidos.

En realidad, los químicos descubrieron que aunque las sustancias diferían entre sí por su radiactividad, algunas tenían propiedades químicas idénticas.  Por ejemplo, ya en 1.907, los químicos americanos Herbert Newby Mc Coy y W.H. Ross descubrieron que el “radiotorio” (uno entre los varios productos de la desintegración del torio) mostraba el mismo comportamiento químico que el torio, y el “radio D”, el mismo que el del plomo; tanto, que era llamado a veces “radio plomo”.  De todo lo cual se infirió que tales sustancias eran en realidad variedades del mismo elemento: el radiotorio, una forma de torio; el radioplomo, un miembro de una familia de plomos, y así sucesivamente.

En 1.913, Soddy esclareció esa idea y le dio más amplitud.  Demostró que cuándo un átomo emitía una partícula alfa, se transformaba en un elemento que ocupaba dos lugares más abajo en la lista de elementos, y que cuando emitía una partícula beta, ocupaba, después de su transformación, el lugar inmediatamente superior.  Con arreglo a tal norma, el “radiotorio” descendería en la tabla hasta el lugar del torio, y lo mismo ocurría con las sustancias denominadas “uranio X” y “uranio Y”, es decir, que los tres serían variedades del elemento 90.  Así mismo, el “radio D”, el “radio B” el “torio B” y el “actinio B” compartirían el lugar del plomo como variedades del elemento 82.

Soddy dio el nombre de “isótopos” (del griego iso y topos, “el mismo lugar”) a todos los miembros de una familia de sustancias que ocupaban el mismo lugar en la tabla periódica.  En 1.921 se le concedió el premio Nóbel de Química.

El modelo protón-electrón del núcleo concordó perfectamente con la teoría de Soddy sobre los isótopos. Al retirar una partícula de dicho núcleo, exactamente lo que necesitaba para bajar dos lugares en la tabla periódica.  Por otra parte, cuando el núcleo expulsaba un electrón (partícula beta), quedaba sin neutralizar un protón adicional, y ello incrementaba en una unidad la carga positiva del núcleo, lo cual era como agregar una unidad al número atómico, y, por tanto, el elemento pasaba a ocupar la posición inmediatamente superior en la tabla periódica de elementos.

¡Maravilloso!

Lo de maravilloso de antes, es que me entusiasmo con los movimientos que lleva a cabo la naturaleza para conseguir sus fines.

¿Cómo se explica que cuando el torio se descompone en “radiotorio” después de sufrir no una, sino tres desintegraciones, el producto siga siendo torio?  Pues bien, en este proceso el átomo de torio pierde una partícula alfa, luego una partícula beta y, más tarde, una segunda partícula beta.  Si aceptamos la teoría sobre el bloque constitutivo de los protones, ello significa que el átomo ha perdido cuatro electrones (dos de ellos, contenidos presuntamente en la partícula alfa) y cuatro protones.  (La situación actual difiere bastante de este cuadro, aunque, en cierto modo, esto no afecta al resultado.)

El núcleo de torio constaba inicialmente (según se suponía) de 232 protones y 142 electrones.  Al haber perdido cuatro protones y otros cuatro electrones, quedaba reducido a 228 protones y 138 electrones.  No obstante, conservaba todavía y el número atómico 90, es decir, el mismo antes.

Así, pues, el “radiotorio”, a semejanza del torio, posee 90 electrones planetarios, que giran alrededor del núcleo.  Puesto que las propiedades químicas de átomo están sujetas al número de sus electrones planetarios, el torio y el “radiotorio” tienen el mismo comportamiento químico, sea cual fuere su diferencia en peso atómico (232 y 228, respectivamente).

Los isótopos de un elemento se identifican por su peso atómico, o “número másico”.  Así, el torio corriente se denomina torio 232, y el “radiotorio”, torio 228.  Los isótopos radiactivos del plomo se distinguen también por estas denominaciones: Plomo 210 – Plomo 214 – Plomo 212 y Plomo 211; “radio D” – “radio B” – “Torio B” y “Actinio B”

Se descubrió que la noción de isótopos podía aplicarse indistintamente tanto a los elementos estables como a los radiactivos.  Por ejemplo, se comprobó que las tres series radiactivas anteriormente mencionadas terminaban en tres formas distintas de plomo.  La serie del uranio acababa en plomo 206; la del torio, en el plomo 208, y la del actinio, en el plomo 207.  Cada uno de estos era un isótopo estable y “corriente” del plomo, pero los tres plomos diferían por su peso atómico.

Mediante un dispositivo inventado por cierto ayudante de J.J.Thomson, llamado Francis William Aston, se demostró la existencia de los isótopos estables. En 1.919, Thomson, empleando la versión primitiva de aquel artilugio, demostró que el neón estaba constituído por dos variedades de átomos: una cuyo número de masa era 20, y otra, 22.  El neón 20 era el isótopo común; el neón 22 lo acompañaba en la proporción de un átomo por cada diez.  (Mas tarde se descubrió un tercer isótopo, el neón 21, cuyo porcentaje en el neón atmosférico era de un átomo por cada 400.)

Entonces fue posible, al fin, razonar el peso atómico fraccionario de los elementos.  El peso atómico del neón (20, 183) representaba el peso conjunto de los tres isótopos, de pesos diferentes, que integraban, el elemento en su estado natural.  Cada átomo individual tenía un número másico entero, pero el promedio de sus masas -el peso atómico- era un número fraccionario.

Aston procedió a mostrar que varios elementos estables comunes eran, en realidad, mezclas de isótopos.  Descubrió que el cloro, con un peso atómico fraccionario de 35’453, estaba constituido por el cloro 35 y el cloro 37, en la “proporción” de cuatro a uno.  En 1.922 se le otorgó el premio Nóbel de Química.

En el discurso pronunciado al recibir el premio, Aston predijo la posibilidad de aprovechar la energía almacenada en el núcleo atómico, vislumbrando ya las futuras y nefastas bombas y centrales nucleares.  Allá por 1.935, el físico canadiense Arthur Jeffrey Dempster empleó el instrumento de Aston para avanzar sensiblemente en esa dirección.  Demostró que, si bien 993 de cada 1.000 átomos de uranio serían del tipo 238 (no válido para combustible nuclear), los siete restantes eran uranio 235 (buen combustible nuclear).  Y, muy pronto se haría evidente el profundo significado de tal descubrimiento.

Así, después de esta siguiendo huellas falsas durante un siglo, se reivindicó definitivamente la teoría de Prout.  Los elementes estaban constituidos por bloques estructurales uniformes; si no átomos de hidrógeno, sí, por lo menos, unidades con masa de hidrógeno.

¿Qué no será capaz de inventar el hombre para descubrir los misterios de la naturaleza? De la misma manera que se las ingenió para paliar la escacez de Uranio 235 mediante el truco de convertir el Uranio 238 en Plutonio 239, igualmente amigos, sabremos descubrir el camino que nos llevará haasta la Materia Oscura, las más altas dimensiones y,… ¿por qué no decirlo? visitar otras galaxias e incluso, otros Universos pero, eso, será otra Historia.

emilio silvera

emilio silvera

El carbono no es el único átomo con capacidad para formar los citados esqueletos. Próximos al carbono en la tabla periódica, el silicio, fósforo y boro comparten con dicho átomo esa característica, si bien en un grado mucho menor.

Refiriéndonos al silicio, que para nosotros es el más importante, señalaremos que las “moléculas” que dicho átomo forma con el oxígeno y otros átomos, generalmente metálicos poseyendo gran nivel de información, difieren en varios aspectos de las moléculas orgánicas, es decir, de las que poseen un esqueleto de átomos de carbono.

El mundo de los silicatos es de una gran diversidad, existiendo centenares de especies minerológicas. Esas diferencias se refieren fundamentalmente a que el enlace químico en el caso de las moléculas orgánicas es covalente, y cuando se forma la sustancia correspondiente (cuatrillones de moléculas) o es un líquido, como es el caso de los aceites, o bien un sólido que funde fácilmente. Entre las moléculas que lo forman se ejercen unas fuerzas, llamadas de Van der Waals, que pueden considerarse como residuales de las fuerzas electromagnéticas, algo más débiles que éstas. En cambio, en los silicatos sólidos (como en el caso del topacio) el enlace covalente o iónico no se limita a una molécula, sino que se extiende en el espacio ocupado por el sólido, resultando un entramado particularmente fuerte.

Al igual que para los cristales de hielo, en la mayoría de los silicatos la información que soportan es pequeña, aunque conviene matizar este punto.  Para un cristal ideal así sería en efecto, pero ocurre que en la realidad el cristal ideal es una abstracción, ya que en el cristal real existen aquí y allá los llamados defectos puntuales que trastocan la periodicidad espacial propia de las redes ideales. Precisamente esos defectos puntuales podían proporcionar una mayor información.

Si prescindimos de las orgánicas, el resto de las moléculas que resultan de la combinación entre los diferentes átomos no llega a 100.000, frente a los varios millones de las primeras. Resulta ranozable suponer que toda la enorme variedad de moléculas existentes, principalmente en los planetas rocosos, se haya formado por evolución de los átomos, como corresponde a un proceso evolutivo. La molécula poseería mayor orden que los átomos de donde procede, esto es, menor entropía. En su formación, el ambiente se habría desordenado al ganar entropía en una cierta cantidad tal, que arrojarse un balance total positivo.

No puedo dejar pasar la oportunidad, aunque sea de pasada, de mencionar las sustancias.

Las así llamadas, son cuerpos formados por moléculas idénticas, entre las cuales pueden o no existir enlaces químicos. Veremos varios ejemplos.  Las sustancias como el oxígeno, cloro, metano, amoníaco, etc, se presentan en estado gaseoso en condiciones ordinarias de presión y temperatura. Para su confinamiento se embotellan, aunque existen casos en que se encuentran mezcladas en el aire (os podéis dar una vueltecita por el polo químico de Huelva en España).

En cualquier caso, un gas como los citados consiste en un enjambre de las moléculas correspondientes. Entre ellas no se ejercen fuerzas, salvo cuando colisionan, lo que hacen con una frecuencia que depende de la concentración, es decir, del número de ellas que están concentradas en la unidad de volumen; número que podemos calcular conociendo la presión y temperatura de la masa de gas confinada en un volumen conocido.

Decía que no existen fuerzas entre las moléculas de un gas. En realidad es más exacto que el valor de esas fuerzas es insignificante porque las fuerzas residuales de las electromagnéticas, a las que antes me referí, disminuyen más rápidamente con la distancia que las fuerzas de Coulomb; y esta distancia es ordinariamente de varios diámetros moleculares.

Podemos conseguir que la intensidad de esas fuerzas aumente tratando de disminuir la distancia media entre las moléculas. Esto se puede lograr haciendo descender la temperatura, aumentando la presión o ambas cosas.  Alcanzada una determinada temperatura, las moléculas comienzan a sentir las fuerzas de Van der Waals y aparece el estado líquido; si se sigue enfriando aparece el sólido. El orden crece desde el gas al líquido, siendo el sólido el más ordenado. Se trata de una red tridimensional en la que los nudos o vértices del entramado están ocupados por moléculas.

Todas las sustancias conocidas pueden presentarse en cualquiera de los tres estados de la materia (estados ordinarios y cotidianos en nuestras vidas del día a día).

Si las temperaturas reinantes, como decíamos en páginas anteriores, es de miles de millones de grados, el estado de la materia es el plasma, el material más común del universo, el de las estrellas (aparte de la materia oscura, que no sabemos ni lo que es, ni donde está, ni que “estado” es el suyo).

En condiciones ordinarias de presión, la temperatura por debajo de la cual existe el líquido y/o sólido depende del tipo de sustancia. Se denomina temperatura de ebullición o fusión la que corresponde a los sucesivos equilibrios (a presión dada) de fases: vapor ↔ líquido ↔ sólido. Estas temperaturas son muy variadas, por ejemplo, para los gases nobles son muy bajas; también para el oxígeno (O₂) e hidrógeno (H₂). En cambio, la mayoría de las sustancias son sólidos en condiciones ordinarias (grasas, ceras, etc).

Las sustancias pueden ser simples y compuestas, según que la molécula correspondiente tenga átomos iguales o diferentes. El número de las primeras es enormemente inferior al de las segundas.

El concepto de molécula, como individuo físico y químico, pierde su significado en ciertas sustancias que no hemos considerado aún. Entre ellas figuran las llamadas sales, el paradigma de las cuales es la sal de cocina. Se trata de cloruro de  sodio, por lo que cualquier estudiante de E.G.B. escribiría sin titubear su fórmula: Cl Na. Sin embargo, le podríamos poner en un aprieto si le preguntásemos dónde se puede encontrar aisladamente individuos moleculares que respondan a esa composición. Le podemos orientar diciéndole que en el gas Cl H o en el vapor de agua existen moléculas como individualidades. En realidad y salvo casos especiales, por ejemplo, a temperaturas elevadas, no existen moléculas aisladas de sal, sino una especie de molécula gigante que se extiende por todo el cristal. Este edificio de cristal de sal consiste en una red o entramado, como un tablero de ajedrez de tres dimensiones, en cuyos nudos o vértices se encuentran, alternativamente, las constituyentes, que no son los átomos de Cl y Na sino los iones Cl^- y Na⁺.  El primero es un átomo de Cl que ha ganado un electrón, completándose todos los orbitales de valencia; el segundo, un átomo de Na que ha perdido el electrón del orbital s.

Cuando los átomos de Cl y Na interaccionan por aproximarse suficientemente sus nubes electrónicas, existe un reajuste de cargas, porque el núcleo de Cl atrae con más fuerza los electrones que el de Na, así uno pierde un electrón que gana el otro. El resultado es que la colectividad de átomos se transforma en colectividad de iones, positivos los de Na y negativos los de Cl. Las fuerzas electromagnéticas entre esos iones determinan su ordenación en un cristal, el Cl Na. Por consiguiente, en los nudos de la red existen, de manera alternativa, iones de Na e iones de Cl, resultando una red mucho más fuerte que en el caso de que las fuerzas actuantes fueran de Van der Waals. Por ello, las sales poseen puntos de fusión elevados en relación con los de las redes moleculares.

emilio silvera

Los elementos que reaccionan difícilmente o que no reaccionan en absoluto con otros elementos se denominan “inertes”. El nitrógeno y el platino son ejemplos de elementos inertes.

En la última década del siglo pasado se descubrieron en la atmósfera una serie de gases que no parecían intervenir en ninguna reacción química. Estos nuevos gases (helio, neón, argón, kripton, xenón y radón) son más inertes que cualquier otro elemento y se agrupan bajo el nombre de gases inertes.

Los elementos inertes reciben a veces el calificativo de “nobles” porque esa resistencia a reaccionar con otros elementos recordaba un poco a la altanería de la aristocracia. El oro y el platino son ejemplos de “metales nobles”, y por la misma razón se llaman a veces “gases nobles” a los gases inertes. Hasta 1.962, el nombre más común era el de gases inertes, quizá porque lo de nobles parecía poco apropiados en sociedades democráticas.

La razón de que los gases inertes sean inertes es que el conjunto de electrones de cada uno de sus átomos está distribuido en capas especialmente estables. La más exterior, en concreto, tiene 8 electrones. Así la distribución electrónica del neón es (2,8) y la del argón (2,8,8). Como la adición o sustracción de electrones rompe esta distribución estable, no pueden producirse cambios electrónicos. Lo cual significa que no pueden producirse reacciones químicas y que estos elementos son inertes.

Ahora bien, el grado de inercia depende de la fuerza con que el núcleo, cargado positivamente y situado en el centro del átomo sujeta a los 8 electrones de la capa exterior. Cuantas más capas electrónicas haya entre la exterior y el centro, más débil será la atracción del núcleo central sobre los electrones de esa última capa de electrones.

Quiere esto decir que el gas inerte más complejo es también el menos inerte. El gas inerte de estructura atómica más complicada es el radón. Sus átomos tienen una distribución electrónica de (2,8,18,32,18,8). El radón, sin embargo está sólo constituido por isótopos radiactivos y es un elemento con el que difícilmente se pueden hacer experimentos químicos. El siguiente en orden de complejidad es el xenón, que es estable. Sus átomos tienen una distribución electrónica de (2,8,18,18,8).

Los electrones más exteriores de los átomos de xenón y radón están bastante alejados del núcleo y, por consiguiente, muy sueltos. En presencia de átomos que tienen una gran apetencia de electrones, son cedidos rápidamente. El átomo con mayor apetencia de electrones es el flúor, y así fue como en 1.962 el químico canadiense Neil Bartlett consiguió formar compuestos de xenón y flúor.

Desde entonces se han conseguido formar también compuestos de radón y kriptón. Por eso los químicos rehúyen el nombre de gases inertes, porque a fin de cuentas, esos gases no son completamente inertes. Hoy día se ha impuesto la denominación de “gases nobles”, y existe toda una rama de la química que se ocupa de los “compuestos de gases nobles”.

Naturalmente, cuanto más pequeño es el átomo de un gas noble, más inerte es, y no se ha encontrado nada que sea capaz de arrancarles algún electrón. El argón, cuya distribución electrónica es de 2,8,8 y el neón, con 2,8 electrones respectivamente, sigue siendo completamente inerte. Y el más inerte de todos es el helio, cuyos átomos contienen una sola capa electrónica con dos electrones (que es lo máximo que puede alojar esta primera capa) que al estar en la primera linea cerca del núcleo positivo, están fuertemente atraídos al tener su carga eléctrica el signo negativo.

Para finalizar diré que los gases nobles (gases inertes, gases raros) están clasificados en el grupo 18 (antiguamente 0) de la tabla periódica de dos elementos y se definen por símbolos que responden a: helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn).

Ya se dijo antes la configuración electrónica de cada uno de ellos y todas las capas internas están completamente ocupadas, lo que hace que estos elementos, por tanto, constituyan la terminación de un periodo y posean configuración de capa completa, por lo que sus energías de ionización son muy elevadas y su reactividad química escasa.

Como son monoatómicos, las moléculas de los gases nobles poseen simetría esférica, y las fuerzas intermoleculares son muy débiles, por lo que sus entalpías de vaporización son muy bajas.

Con todo lo anteriormente expuesto sobre los gases nobles, espero que el lector del trabajo aquí reflejado pueda tener una idea más amplia y un conocimiento más certero sobre lo que en realidad son los denominados como “gases nobles”.

En comparación con la inmensidad del universo, nos queda aún muchí-simo que aprender. Si nos limitamos a nuestro entorno más cercano, la Tierra, ¿cómo hemos podido llegar tan lejos?

El conocimiento que actualmente tenemos en las distintas ramas del saber (el conocimiento es un árbol enorme, las raíces que lo sustenta son las matemáticas, el tronco es la física, y a partir de ahí, salen las ramas que corresponden a los distintos disciplinas del saber, tales como química, biología, astronomía, etc), tiene su origen muy lejos en el pasado, en civilizaciones olvidadas que dejaron las huellas de su saber a otras que, como los griegos antiguos, hace ahora de ello 2.600 años, o 600 años a. de Cristo, aprovecharon esos conocimientos y se dieron cuenta de que el mundo que les rodeaba y los acontecimientos naturales que ocurrían eran totalmente ajenos a los Dioses del Olimpo y a la mitología.

emilio silvera

Una de las primeras aportaciones de Lavoisier surgió cuando éste hizo el experimento de hervir agua durante largos períodos de tiempo. En la Europa del siglo XVIII muchos científicos creían en la transmutación. Pensaban, por ejemplo, que el agua podía transmutarse en tierra, entre otras cosas. Entre las pruebas, la principal consistía en hervir agua en una cazuela: en la superficie interior se formaban residuos sólidos. Algunos científicos proclamaron que esto se debía a que el agua se convertía en un nuevo elemento. Robert Boyle, el gran físico y químico británico del siglo XVII  que llegó al apogeo de su actividad científica cien años antes que Lavoisier, creía en la transmutación. Después de observar cómo crecían las plantas absorbiendo agua, llegó a la conclusión—al igual que muchos antes que él—de que el agua podía transformarse en hojas, flores y bayas. Según dice el químico Harold Goldwhite, de la State University de California, en Los Ángeles, “ Boyle fue un activo alquimista ”.

Lavoisier observó que el peso era la clave y que las mediciones eran fundamentales. Puso agua destilada en un hervidor especial en forma de tetera llamado pelícano, un recipiente cerrado con una tapa esférica que tomaba el vapor del agua y lo devolvía a la base del recipiente por dos tubos parecidos a unas asas. Hirvió el agua durante 101 días y encontró un residuo considerable. Pesó l agua, el residuo y el pelícano. El agua pesaba exactamente lo mismo. El pelícano pesaba algo menos, una cantidad exactamente igual al peso del residuo. Por lo tanto, el residuo no era producto de una transmutación, sino parte del recipiente: vidrio disuelto, sílice y otras sustancias.

Como los científicos seguían creyendo que el agua era un elemento básico, Lavoisier realizó otro experimento crucial. Inventó un aparato con dos boquillas e hizo pasar distintos gases de la una a la otra, para ver que sucedía. Un día mezcló oxígeno con hidrógeno, esperando conseguir algún ácido. Lo que obtuvo fue agua. Filtró el agua a través de un cañón de escopeta lleno de anillos de hierro calientes, para hacer que ésta se descompusiera de nuevo en hidrógeno y oxígeno, confirmando así que ésta no era un elemento.

Lavoisier hizo mediciones de todo y observó que, cada vez que hacía este experimento, obtenía los mismos números. El agua siempre producía oxígeno e hidrógeno en una proporción de 8 a 1 en sus pesos. Lo que Lavoisier  vio fue que la naturaleza era estricta en cuanto al peso y la proporción. Los gramos o los kilos de materia no desparecían o aparecían de forma aleatoria: tomando las mismas proporciones de gases, éstos producían los mismos compuestos. La naturaleza era predecible…y, por consiguiente, maleable.

La antigua alquimia china, aproximadamente entre los años 300 y 200 a.C., giraba en torno al concepto de dos principios opuestos. Estos principios podían ser, por ejemplo, uno activo y otro pasivo, masculino y femenino, o Luna y Sol. Los alquimistas consideraban que la naturaleza tenía un equilibrio circular. Las sustancias podían transformarse de un principio en el otro y luego volver a su estado inicial.

Un ejemplo excelente es el del cinabrio, conocido actualmente en general como sulfuro de mercurio, un pesado mineral rojo que constituye la principal mena de mercurio. Utilizando el fuego, estos primeros alquimistas descomponían el cinabrio en mercurio y dióxido de azufre. Luego descubrieron que el mercurio se combinaba con azufre para formar una sustancia negra llamada metacinabrio, “que después, si se calienta una vez más, puede sublimarse volviendo a su estado original, el brillante cinabrio rojo”, según el historiador de la ciencia Wang Kuike. Tanto la calidad líquida del mercurio, como la transformación cíclica de cinabrio a mercurio y viceversa, daban a este elemento unas cualidades mágicas. Kuike llamaba al mercurio “huandan, un elixir regenerador transformado cíclicamente” asociado con la longevidad. Estos primitivos profesionales se familiarizaron con la idea de que era posible transformar las sustancias y luego cerrar el círculo haciendo que volvieran a su estado original. Llegaron a conocer las proporciones exactas de las cantidades de mercurio y azufre, así como las recetas para la duración e intensidad exactas del calentamiento requerido. Lo más importante, según Kuike, es que estas operaciones podían realizarse “sin la más mínima pérdida de peso total”.

Parece ser que los antiguos alquimistas chinos conocían de forma empírica la conservación de la masa mil quinientos años antes de los experimentos de Lavoisier. Este químico y sus precursores alquimistas descubrieron que en una reacción química el peso de los productos es igual al peso de los reactantes.

El texto alquimista más antiguo es el Ts´an T´ung Ch´i (Unificación de los tres principios) de Wei Po-Yang, escrito alrededor del año 140 d. C. Esta obra describe un experimento que muy probablemente es la reacción cinabrio-mercurio-azufre. Es difícil saberlo con seguridad porque los productos químicos que se echan al fuego reciben nombres metafóricos: Tigre Blanco (probablemente mercurio), Dragón Azul y Dragón Gris  (¿azufre?). Más importante es el recipiente que utilizaron:

A los lados (del aparato) está el recinto cerrado, que tiene la forma de un recipiente peng-hu. Está cerrado por todos los lados y su interior consta de una serie de laberintos que comunican unos con otros. La protección es tan completa que hacer retroceder todo esto es diabólico e indeseable…Como la Luna yaciendo sobre su espalda, así es la forma del horno y el recipiente. En el se calienta el Tigre Blanco. El Sol Mercurio es la perla que fluye, y con el, el Dragón Azul. El este y el oeste se fusionan, y el huen y el po [dos tipos de almas] se consuelan mutuamente…El pájaro Rojo es el espíritu de fuego y dispensa con justicia una victoria o una derrota. Al ascender el agua, se produce la victoria sobre el fuego.

Este recipiente se utiliza para fundir y sublimar varios y distintos metales. Aun siendo más complejo, es un instrumento similar al aplicado por Lavoisier, diseñado para “devolver” todos los productos con el fin de garantizar la conservación de la masa.

La Historia de la química, tanto occidental como no occidental, se desarrolla de forma contraria a la historia de la física. Esta última contiene gran abundancia de teoría, quedando la actividad experimental muy por detrás. En la química observamos una fascinación por el conocimiento empírico, por la experimentación con toda una variedad de sustancias (líquidos, sólidos, gases), utilizando todo tipo de métodos (el fuego, la ebullición, la destilación), pero sin un marco teórico sólido que guíe la experimentación. La imagen de película del científico de cabellera hirsuta metido en su laboratorio y mezclando el contenido de probetas llenas de productos químicos de colores brillantes no está muy lejos de la realidad. La química ha sido una ciencia de pruebas y tanteos. La teoría no siempre ha sido de máxima calidad.

El mundo occidental desarrolló una teoría coherente que predice qué elementos se combinan entre sí y cuáles no, y también por qué algunos compuestos son imposibles y otros no lo son y qué es exactamente lo que va a suceder cuando una sustancia química se combina con otra. Además de Lavoisier, hubo dos grandes pioneros en esta materia.

En 1869, en la Universidad de San Petersburgo, el científico nacido e Liberia Dimitri Mendeleiev no pudo encontrar un buen libro de texto de química para asignarlo a sus clases. Por consiguiente, se puso a escribir su propio libro. Como Lavoisier y los antiguos chinos, consideró la química como la “ciencia de la masa”. Era aficionado a hacer solitarios, por lo que escribió los símbolos de los elementos con sus pesos atómicos en unas fichas de cartulina, una para cada elemento, con la lista de sus diversas propiedades (por ejemplo, sodio: metal activo; cloro: gas reactivo).

Mendeleiev ordenó estas fichas en orden ascendente según el peso atómico de los elementos. Observó una periodicidad evidente (de aquí que se diga “tabla periódica de los elementos”, que es como llegó a llamarse este ordenamiento). Los elementos que tenían propiedades químicas similares estaban a una distancia de ocho fichas. El litio, el sodio y el potasio, por ejemplo, son todos aquellos metales activos (se combinan fuertemente con otros elementos, tales como el oxígeno y el cloro) y sus posiciones son 3, 11 y 19. El hidrógeno, el flúor y el cloro son gases activos y ocupan las posiciones 1, 9 y 17. Mendeleiev reorganizó las fichas en una tabla de ocho columnas verticales. Leyendo la tabla horizontalmente, los elementos que aparecían eran cada vez más pesados. Leyéndola verticalmente hacia abajo, los elementos de cada columna mostraban unas propiedades similares.

Mendeleiev no se sintió obligado a rellenar todas las casillas de la tabla, sabiendo que, como un solitario, algunas de las cartas estaban aún ocultas en el mazo. Si una casilla de la tabla pedía un elemento con unas propiedades especiales y tal elemento no existía, lo dejaba en blanco. Muchos ridiculizaron a Mendeleiev por dejar esos huecos en la tabla periódica. Sin embargo, pocos años más tarde, en 1875, se descubrió el galio y este encajó en el hueco situado bajo el aluminio., con todas las propiedades que su lugar en la tabla predecía. En 1886 se descubrió el germanio y éste encajó en el espacio situado bajo el silicio. Nadie se ha reído desde entonces. Mendeleiev nunca ganó el premio Nobel de química, aunque seguía vivo y elegible durante los primeros años de este premio. No obstante, tres químicos que descubrieron nuevos elementos para “llenar” los huecos si lo ganaron: William Ramsay, que descubrió el argón, el criptón, el neón y el xenón; Henri Moissan, por el descubrimiento del fluor, y Marie Curie por descubrir el radio y el polonio.

No podría explicar el motivo real de que ocurra así pero, cuando veo una Tabla Periódica, me quedo mirándola como fascinado de lo que allí está encerrado y del mensaje que nos comunica: Todos los elementos naturales del Universo están allí.

Si por mi fuese, la Tabla Periódica se expondría por todas partes, para que la gente se familiarizara con ella y con lo que nos dice. Es una desgracia que no sea así, ya que el verla de manera constante inculca, hasta en la mente más lenta, la importancia del número atómico, que coincide con el lugar que ocupa el elemento en la Tabla Periódica. Las impactantes diferencias cualitativas entre elementos –el carbono se parece poco al hidrógeno, lo mismo que el plomo al helio- son, a un  nivel básico, diferencias entre sus números atómicos, que actualmente equiparamos con la carga del núcleo.

El significado de la Tabla Periódica  y sus regularidades y pautas repetitivas siguió estando oculto hasta principios del siglo XX, cuando se hizo la disección del átomo y los físicos encontraron dentro electrones y un núcleo que contenía protones y neutrones que tienen en su núcleo y al número de electrones que zumban en torno a estos núcleos. A partir de todo esto comenzó a surgir lo que hoy se llama teoría cuántica.

emilio silvera

El carbono no es el único átomo con capacidad para formar los citados esqueletos. Próximos al carbono en la tabla periódica, el silicio, fósforo y boro comparten con dicho átomo esa característica, si bien en un grado mucho menor.

Refiriéndonos al silicio, que para nosotros es el más importante, señalaremos que las “moléculas” que dicho átomo forma con el oxígeno y otros átomos, generalmente metálicos poseyendo gran nivel de información, difieren en varios aspectos de las moléculas orgánicas, es decir, de las que poseen un esqueleto de átomos de carbono.

El mundo de los silicatos es de una gran diversidad, existiendo centenares de especies minerológicas. Esas diferencias se refieren fundamentalmente a que el enlace químico en el caso de las moléculas orgánicas es covalente, y cuando se forma la sustancia correspondiente (cuatrillones de moléculas) o es un líquido, como es el caso de los aceites, o bien un sólido que funde fácilmente. Entre las moléculas que lo forman se ejercen unas fuerzas, llamadas de Van der Waals, que pueden considerarse como residuales de las fuerzas electromagnéticas, algo más débiles que éstas. En cambio, en los silicatos sólidos (como en el caso del topacio) el enlace covalente o iónico no se limita a una molécula, sino que se extiende en el espacio ocupado por el sólido, resultando un entramado particularmente fuerte.

Al igual que para los cristales de hielo, en la mayoría de los silicatos la información que soportan es pequeña, aunque conviene matizar este punto.  Para un cristal ideal así sería en efecto, pero ocurre que en la realidad el cristal ideal es una abstracción, ya que en el cristal real existen aquí y allá los llamados defectos puntuales que trastocan la periodicidad espacial propia de las redes ideales. Precisamente esos defectos puntuales podían proporcionar una mayor información.

Si prescindimos de las orgánicas, el resto de las moléculas que resultan de la combinación entre los diferentes átomos no llega a 100.000, frente a los varios millones de las primeras. Resulta ranozable suponer que toda la enorme variedad de moléculas existentes, principalmente en los planetas rocosos, se haya formado por evolución de los átomos, como corresponde a un proceso evolutivo. La molécula poseería mayor orden que los átomos de donde procede, esto es, menor entropía. En su formación, el ambiente se habría desordenado al ganar entropía en una cierta cantidad tal, que arrojarse un balance total positivo.

No puedo dejar pasar la oportunidad, aunque sea de pasada, de mencionar las sustancias.

Las así llamadas, son cuerpos formados por moléculas idénticas, entre las cuales pueden o no existir enlaces químicos. Veremos varios ejemplos.  Las sustancias como el oxígeno, cloro, metano, amoníaco, etc, se presentan en estado gaseoso en condiciones ordinarias de presión y temperatura. Para su confinamiento se embotellan, aunque existen casos en que se encuentran mezcladas en el aire (os podéis dar una vueltecita por el polo químico de Huelva).

En cualquier caso, un gas como los citados consiste en un enjambre de las moléculas correspondientes. Entre ellas no se ejercen fuerzas, salvo cuando colisionan, lo que hacen con una frecuencia que depende de la concentración, es decir, del número de ellas que están concentradas en la unidad de volumen; número que podemos calcular conociendo la presión y temperatura de la masa de gas confinada en un volumen conocido.

Decía que no existen fuerzas entre las moléculas de un gas. En realidad es más exacto que el valor de esas fuerzas es insignificante porque las fuerzas residuales de las electromagnéticas, a las que antes me referí, disminuyen más rápidamente con la distancia que las fuerzas de Coulomb; y esta distancia es ordinariamente de varios diámetros moleculares.

Podemos conseguir que la intensidad de esas fuerzas aumente tratando de disminuir la distancia media entre las moléculas. Esto se puede lograr haciendo descender la temperatura, aumentando la presión o ambas cosas.  Alcanzada una determinada temperatura, las moléculas comienzan a sentir las fuerzas de Van der Waals y aparece el estado líquido; si se sigue enfriando aparece el sólido. El orden crece desde el gas al líquido, siendo el sólido el más ordenado. Se trata de una red tridimensional en la que los nudos o vértices del entramado están ocupados por moléculas.

Todas las sustancias conocidas pueden presentarse en cualquiera de los tres estados de la materia (estados ordinarios y cotidianos en nuestras vidas del día a día).

Si las temperaturas reinantes, como decíamos en páginas anteriores, es de miles de millones de grados, el estado de la materia es el plasma, el material más común del universo, el de las estrellas (aparte de la materia oscura, que no sabemos ni lo que es, ni donde está, ni que “estado” es el suyo).

En condiciones ordinarias de presión, la temperatura por debajo de la cual existe el líquido y/o sólido depende del tipo de sustancia. Se denomina temperatura de ebullición o fusión la que corresponde a los sucesivos equilibrios (a presión dada) de fases: vapor ↔ líquido ↔ sólido. Estas temperaturas son muy variadas, por ejemplo, para los gases nobles son muy bajas; también para el oxígeno (O₂) e hidrógeno (H₂). En cambio, la mayoría de las sustancias son sólidos en condiciones ordinarias (grasas, ceras, etc).

Las sustancias pueden ser simples y compuestas, según que la molécula correspondiente tenga átomos iguales o diferentes. El número de las primeras es enormemente inferior al de las segundas.

El concepto de molécula, como individuo físico y químico, pierde su significado en ciertas sustancias que no hemos considerado aún. Entre ellas figuran las llamadas sales, el paradigma de las cuales es la sal de cocina. Se trata de cloruro de  sodio, por lo que cualquier estudiante de E.G.B. escribiría sin titubear su fórmula: Cl Na. Sin embargo, le podríamos poner en un aprieto si le preguntásemos dónde se puede encontrar aisladamente individuos moleculares que respondan a esa composición. Le podemos orientar diciéndole que en el gas Cl H o en el vapor de agua existen moléculas como individualidades. En realidad y salvo casos especiales, por ejemplo, a temperaturas elevadas, no existen moléculas aisladas de sal, sino una especie de molécula gigante que se extiende por todo el cristal. Este edificio de cristal de sal consiste en una red o entramado, como un tablero de ajedrez de tres dimensiones, en cuyos nudos o vértices se encuentran, alternativamente, las constituyentes, que no son los átomos de Cl y Na sino los iones Cl^- y Na⁺.  El primero es un átomo de Cl que ha ganado un electrón, completándose todos los orbitales de valencia; el segundo, un átomo de Na que ha perdido el electrón del orbital s.

Cuando los átomos de Cl y Na interaccionan por aproximarse suficientemente sus nubes electrónicas, existe un reajuste de cargas, porque el núcleo de Cl atrae con más fuerza los electrones que el de Na, así uno pierde un electrón que gana el otro. El resultado es que la colectividad de átomos se transforma en colectividad de iones, positivos los de Na y negativos los de Cl. Las fuerzas electromagnéticas entre esos iones determinan su ordenación en un cristal, el Cl Na. Por consiguiente, en los nudos de la red existen, de manera alternativa, iones de Na e iones de Cl, resultando una red mucho más fuerte que en el caso de que las fuerzas actuantes fueran de Van der Waals. Por ello, las sales poseen puntos de fusión elevados en relación con los de las redes moleculares.

emilio silvera

El insospechado tesoro de reliquias que guardaba la tierra se remontaba a la prehistoria. El pasado se convirtió en algo más que un almacén de mitos y leyendas o un catálogo de lo familiar.

Nuevos mundos terrestres y marinos, riquezas de continentes remotos, relatos de viajeros aventureros que nos traían otras formas de vida de pueblos ignotos y lejanos, abrieron perspectivas de progreso y novedad. La sociedad, la vida diaria del hombre en comunidad, se convirtió en un nuevo y cambiante escenarios de descubrimientos.

Aquí, como sería imposible hacer un recorrido por el ámbito de todos los descubrimientos de la Humanidad, me circunscribo al ámbito de la física, y, hago un recorrido breve por el mundo del átomo que es el tema de hoy, sin embargo, sin dejar de mirar al hecho cierto de que, TODA LA HUMANIDAD ES UNA, y, desde luego, teniendo muy presente que, todo lo que conocemos es finito y lo que no conocemos infinito. Es bueno tener presente que intelectualmente nos encontramos en medio de un océano ilimitado de lo inexplicable. La tarea de cada generación es reclamar un poco más de terreno, añadir algo a la extensión y solidez de nuestras posesiones del saber.

Como decía Einstein: “El eterno misterio del mundo es su comprensibilidad.”

Ahora, amigos, hablemos del átomo.

De lo Grande a lo Pequeño

El 6 de Agosto de 1945 el mundo recibió estupefacto desde Hiroshima la noticia de que el hombre había desembarcado en el oscuro continente del átomo. Sus misterios habrían de obsesionar al siglo XX. Sin embargo, el “átomo” había sido más de dos mil años una de las más antiguas preocupaciones de los filósofos naturales. La palabra griega átomo significa unidad mínima de materia, que se suponía era indestructible. Ahora el átomo era un término de uso corriente, una amenaza y una promesa sin precedentes.

El primer filósofo atómico fue un griego legendario, Leucipo, que se cree vivió en el siglo V a.C., y, a Demócrito, su discípulo, que dio al atomismo su forma clásica como filosofía: “la parte invisible e indivisible de la materia”, se divertía tanto con la locura de los hombres que era conocido como “el filósofo risueño” o “el filósofo que ríe”. No obstante fue uno de los primeros en oponerse a la idea de la decadencia de la Humanidad a partir de una Edad de Oro mítica, y predicó sobre una base de progreso. Si todo el Universo estaba compuesto solamente por átomos y vacío, no sólo no era infinitamente complejo, sino que, de un modo u otro, era inteligible, y seguramente el poder del hombre no tenía límite.

Lucrecio (c. 95 a.C. –c. 55 a.C.) perpetuó en De rerum natura uno de los más importantes poemas latinos, al atomismo antiguo. Con la intención de liberar al pueblo del temor a los dioses, el poeta demostró que el mundo entero estaba constituido por vacío y átomos, los cuales se movían según sus leyes propias; que el alma moría con el cuerpo y que por consiguiente no había razón para temer a la muerte o a los poderes sobrenaturales.

Lucrecio decía que comprender la Naturaleza era el único modo de hallar la paz de espíritu, y, como era de esperar, los padres de la Iglesia que pregonaban la vida eterna, atacaron sin piedad a Lucrecia y este fue ignorado y olvidado durante toda la Edad Media que, como sabéis, fue la culpable de la paralización del saber de la Humanidad. Sin embargo, Lucrecio fue, una de las figuras más influyentes del Renacimiento.

Así pues, en un principio el atomismo vino al mundo como sistema filosófico. Del mismo modo que la simetría pitagórica había proporcionado un marco a Copérnico, la geometría había seducido a Kepler y el círculo perfecto aristotélico hechizo a Harvey, así los “indestructibles” átomos de los filósofos atrajeron a los físicos y a los químicos. Francis Bacon observó que “la teoría de Demócrito referida a los átomos es, si no cierta, al menos aplicable con excelentes resultados al análisis de la Naturaleza”.

Descartes (1596 – 1650) inventó su propia noción de partículas infinitamente pequeñas que se movían en un medio que llamó éter. Otro filósofo francés, Pierre Gassendi (1592 – 1655), pareció confirmar la teoría de Demócrito y presentó otra versión más del atomismo, que Robert Boyle (1627 – 1691) adaptó a la química demostrando que los “elementos clásicos –tierra, aire, fuego y agua- no eran en absoluto elementales.

Las proféticas intuiciones de un matemático jesuita, R.G. Boscovich (1711 – 1787) trazaron los caminos para una nueva ciencia, la física atómica. Su atrevido concepto de “los puntos centrales” abandonaba la antigua idea de una variedad de átomos sólidos diferentes. Las partículas fundamentales de la materia, sugería Boscovich, eran todas idénticas, y las relaciones espaciales alrededor de esos puntos centrales constituían la materia… Boscovich que había llegado a estas conclusiones a partir de sus conocimientos de matemáticas y astronomía, anunció la íntima conexión entre la estructura del átomo y la del Universo, entre lo infinitesimal y lo infinito.

El camino experimental hacia el átomo fue trazado por John Dalton (1766 – 1844). Era este un científico aficionado cuáquero y autodidacta que recogió un sugestivo concepto de Lavoisier (1743 – 1794). Considerado una de los fundadores de la química moderna, Lavoisier, cuando definió un “elemento” como una sustancia que no puede ser descompuesta en otras sustancias por medio de ningún método conocido, hizo del átomo un útil concepto de laboratorio y trajo la teoría atómica a la realidad.

Dalton había nacido en el seno de una familia de tejedores de Cumberland, localidad inglesa situada en la región de los lagos, y estuvo marcada toda su vida por su origen humilde. A los doce años ya se encontraba a cargo de la escuela cuáquera de su pueblo. Después, comenzó a ejercer la enseñanza en la vecina Kendal, y en la biblioteca del colegio encontró ejemplares de los Principia de Newton, de las Obras de la Historia Natural de Buffón, así como un telescopio reflectante de unos setenta centímetros y un microscopio doble.

Dalton recibió allí la influencia de John Gough, un notable filósofo natural ciego que, de acuerdo a lo que Dalton escribió a un amigo, “entiende muy bien todas las diferentes ramas de las matemáticas…Conoce por el tacto, el sabor y el olor de casi todas las plantas que crecen a casi treinta kilómetros a la redonda”. También Wordsworth elogia a Gough en su Excursión. Dalton recibió del filósofo ciego una educación básica en latín, griego y francés, y fue introducido en las matemáticas, la astronomía y todas las ciencias “de la observación”. Siguiendo el ejemplo de Gough, Dalton comenzó a llevar un registro meteorológico diario, que continuó hasta el día de su muerte.

Cuando los “disidentes” fundaron su colegio propio en Manchester, Dalton fue designado profesor de matemáticas y de filosofía natural. Halló una audiencia muy receptiva para sus experimentos en la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester, y presentó allí sus Hechos extraordinarios concernientes a la visión de los colores, que probablemente fue el primer trabajo sistemático sobre la imposibilidad de percibir los colores, o daltonismo, enfermedad que padecían tanto John Dalton como su hermano Jonathan. “He errado tantas veces el camino por aceptar los resultados de otros que he decidido escribir lo menos posible y solamente lo que pueda afirmar por mi propia experiencia”.

Dalton observó la aurora boreal, sugirió el probable origen de los vientos alisios, las causas de la formación de nubes y de la lluvia y, sin habérselo propuesto, introdujo mejoras en los pluviómetros, los barómetros, los termómetros y los higrómetros. Su interés por la atmósfera le proporcionó una visión de la química que lo condujo al átomo.

Newton había confiado en que los cuerpos visibles más pequeños siguieran las leyes cuantitativas que gobernaban los cuerpos celestes de mayor tamaño. La química sería una recapitulación de la Astronomía. Pero, ¿Cómo podía el hombre observar y medir los movimientos y la atracción mutua de estas partículas invisibles? En los Principios Newton había conjeturado que los fenómenos de la Naturaleza no descritos en este libro podrían “depender todos de ciertas fuerzas por las cuales las partículas de los cuerpos, debido a causas hasta ahora desconocidas, se impulsan mutuamente unas hacia otras y se unen formando figuras regulares, o bien se repelen y se apartan unas de otras.”

Dalton se lanzó a la búsqueda  de “estas partículas primitivas” tratando de encontrar algún medio experimental que le permitiera incluirlas en un sistema cuantitativo. Puesto que los gases eran la forma de materia más fluida, más móvil, Dalton centró su estudio en la atmósfera, la mezcla de gases que componen el aire, el cual constituyó el punto de partida de toda su reflexión sobre los átomos.

“¿Por qué el agua no admite un volumen similar de cada gas?, preguntó Dalton a sus colegas de la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester en 1803. “Estoy casi seguro de que la circunstancia depende del peso y el número de las partículas últimas de los diversos gases; aquellos cuyas partículas son más ligeras y simples se absorben con más dificultad, y los demás con mayor facilidad, según vayan aumentando en peso y en complejidad.”

Dalton había descubierto que, contrariamente a la idea dominante, el aire no era un vasto disolvente químico único sino una mezcla de gases, cada uno de los cuales conservaban su identidad y actuaba de manera independiente. El producto de sus experimentos fue recogido en la trascendental TABLE: Of the Relative Weights of Ultimate Particles of Gaseous and Other Bodies (“Tabla de los pesos relativos de las partículas últimas de los cuerpos gaseosos y de otros cuerpos”).

Tomando al Hidrógeno como número uno, Dalton detalló en esta obra veintiuna sustancias. Describió las invisibles “partículas últimas” como diminutas bolitas sólidas, similares a balas pero mucho más pequeñas, y propuso que se les aplicaran las leyes newtonianas de las fuerzas de atracción de la materia. Dalton se proponía lograr “una nueva perspectiva de los primeros principios de los elementos de los cuerpos y sus combinaciones”, que “sin duda…con el tiempo, producirá importantísimos cambios en el sistema de la química y la reducirá a una ciencia de gran simplicidad, inteligible hasta para los intelectos menos dotados”. Cuando Dalton mostró una “partícula de aire que descansa sobre cuatro partículas de agua como una ordenada pila de metralla” donde cada pequeño globo está en contacto con sus vecinos, proporcionó el modelo de esferas y radio de la química del siglo siguiente.

Dalton inventó unas “señales arbitrarias como signos elegidos para representar los diversos elementos químicos o partículas últimas”, organizadas en una tabla de pesos atómicos que utilizaba en sus populares conferencias. Naturalmente, Dalton no fue el primero en emplear una escritura abreviada para representar las sustancias químicas, pues los alquimistas también tenían su código. Pero él fue probablemente el primero que utilizó este tipo de simbolismo en un sistema cuantitativo de “partículas últimas”. Dalton tomó como unidad el átomo de Hidrógeno, y a partir de él calculó el peso de las moléculas como la suma de los pesos de los átomos que la componían, creando así una sintaxis moderna para la química. Las abreviaturas actuales que utilizan la primera letra del nombre latino (por ejemplo H2O) fueron ideadas por el químico sueco Berzelius (1779 – 1848).

La teoría del átomo de Dalton no fue recibida en un principio con entusiasmo. El gran sir Humphry Davy desestimó inmediatamente sus ideas tachándolas de “más ingeniosas que importantes”. Pero las nociones de Dalton, desarrolladas en A New System of Chemical Philosophy (1808), eran tan convincentes que en 1826 le fue concedida la medalla real. Como Dalton no olvidó nunca su origen plebeyo, permaneció siempre apartado de la Royal Society de Londres, pero fue elegido miembro, sin su consentimiento, en 1822. Receloso del tono aristocrático y poco profesional de la Sociedad, él se encontraba más a gusto en Manchester, donde realizó la mayor parte de su obra, colaboró con Charles Babage y contribuyó a fundar la Asociación Británica para el Progreso de la Ciencia, cuyo objetivo era llevar la ciencia hasta el pueblo. Los newtonianos partidarios de la ortodoxia religiosa no creían que Dios hubiera hecho necesariamente sus invisibles “partículas últimas” invariables e indestructibles. Compartían con Isaac Newton la sospecha de que Dios había utilizado su poder “para variar las leyes de la Naturaleza y crear mundos diversos en distintos lugares del Universo”.

El átomo indestructible de Dalton se convirtió en el fundamento de una naciente ciencia de la química, proporcionando los principios elementales, las leyes de composición constante y de proporciones múltiples y la combinación de elementos químicos en razón de su peso atómico. “El análisis y la síntesis química no van más allá de la separación de unas partículas de otras y su reunión”, insistió Dalton. “La creación o la destrucción de la materia no está al alcance de ningún agente químico. Sería lo mismo tratar de introducir un planeta nuevo en el Sistema Solar o aniquilar uno de los ya existentes que crear o destruir una partícula de Hidrógeno.” Dalton continuó usando las leyes de los cuerpos celestes visibles como indicios del Universo infinitesimal. El profético sir Humphry Davy, sin embargo, no se convencía, “no hay razón para suponer que ha sido descubierto un principio real indestructible”, afirmó escéptico.

Dalton no era más que un Colón. Los Vespucios aún no habían llegado, y cuando lo hicieron trajeron consigo algunas sorpresas muy agradables y conmociones aterradoras. Entretanto, y durante medio siglo, el sólido e indestructible átomo de Dalton fue muy útil para los químicos, y dio lugar a prácticas elaboraciones. Un científico francés, Gay-Lussac, demostró que cuando los átomos se combinaban no lo hacían necesariamente de dos en dos, como había indicado Dalton, sino que podían agruparse en asociaciones distintas de unidades enteras. Un químico italiano, Avogadro (1776 – 1856), demostró que volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contenían el mismo número de moléculas. Un químico ruso, Mendeleiev, propuso una sugestiva “Ley periódica” de los elementos. Si los elementos estaban dispuestos en orden según su creciente peso atómico entonces grupos de elementos de características similares se repetirían periódicamente.

La disolución del indestructible átomo sólido provendría de dos fuentes, una conocida y la otra bastante nueva: el estudio de la luz y el descubrimiento de la electricidad. El propio Einstein describió este histórico movimiento como la decadencia de una perspectiva “mecánica” y el nacimiento de una perspectiva “de campo” del mundo físico, que le ayudó a encontrar su propio camino hacia la relatividad, hacia explicaciones y misterios nuevos.

Albert Einstein tenía en la pared de su estudio un retrato de Michael Faraday (1791 – 1867), y ningún otro hubiera podido ser más apropiado, pues Faraday fue el pionero y el profeta de la gran revisión que hizo posible la obra de Einstein. El mundo ya no sería un escenario newtoniano de “fuerzas a distancias”, objetos mutuamente atraídos por la fuerza de la Gravedad inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que hay entre ellos. El mundo material se convertiría en una tentadora escena de sutiles y omnipresentes “campos de fuerzas”. Esta idea era tan radical como la revolución newtoniana, e incluso más difícil de comprender para los legos en la materia.

emilio silvera

Una de las primeras aportaciones de Lavoisier surgió cuando éste hizo el experimento de hervir agua durante largos períodos de tiempo. En la Europa del siglo XVIII muchos científicos creían en la transmutación. Pensaban, por ejemplo, que el agua podía transmutarse en tierra, entre otras cosas. Entre las pruebas, la principal consistía en hervir agua en una cazuela: en la superficie interior se formaban residuos sólidos. Algunos científicos proclamaron que esto se debía a que el agua se convertía en un nuevo elemento. Robert Boyle, el gran físico y químico británico del siglo XVII  que llegó al apogeo de su actividad científica cien años antes que Lavoisier, creía en la transmutación. Después de observar cómo crecían las plantas absorbiendo agua, llegó a la conclusión—al igual que muchos antes que él—de que el agua podía transformarse en hojas, flores y bayas. Según dice el químico Harold Goldwhite, de la State University de California, en Los Ángeles, “ Boyle fue un activo alquimista ”.

Lavoisier observó que el peso era la clave y que las mediciones eran fundamentales. Puso agua destilada en un hervidor especial en forma de tetera llamado pelícano, un recipiente cerrado con una tapa esférica que tomaba el vapor del agua y lo devolvía a la base del recipiente por dos tubos parecidos a unas asas. Hirvió el agua durante 101 días y encontró un residuo considerable. Pesó l agua, el residuo y el pelícano. El agua pesaba exactamente lo mismo. El pelícano pesaba algo menos, una cantidad exactamente igual al peso del residuo. Por lo tanto, el residuo no era producto de una transmutación, sino parte del recipiente: vidrio disuelto, sílice y otras sustancias.

Como los científicos seguían creyendo que el agua era un elemento básico, Lavoisier realizó otro experimento crucial. Inventó un aparato con dos boquillas e hizo pasar distintos gases de la una a la otra, para ver que sucedía. Un día mezcló oxígeno con hidrógeno, esperando conseguir algún ácido. Lo que obtuvo fue agua. Filtró el agua a través de un cañón de escopeta lleno de anillos de hierro calientes, para hacer que ésta se descompusiera de nuevo en hidrógeno y oxígeno, confirmando así que ésta no era un elemento.

Lavoisier hizo mediciones de todo y observó que, cada vez que hacía este experimento, obtenía los mismos números. El agua siempre producía oxígeno e hidrógeno en una proporción de 8 a 1 en sus pesos. Lo que Lavoisier  vio fue que la naturaleza era estricta en cuanto al peso y la proporción. Los gramos o los kilos de materia no desparecían o aparecían de forma aleatoria: tomando las mismas proporciones de gases, éstos producían los mismos compuestos. La naturaleza era predecible…y, por consiguiente, maleable.

La antigua alquimia china, aproximadamente entre los años 300 y 200 a.C., giraba en torno al concepto de dos principios opuestos. Estos principios podían ser, por ejemplo, uno activo y otro pasivo, masculino y femenino, o Luna y Sol. Los alquimistas consideraban que la naturaleza tenía un equilibrio circular. Las sustancias podían transformarse de un principio en el otro y luego volver a su estado inicial.

Un ejemplo excelente es el del cinabrio, conocido actualmente en general como sulfuro de mercurio, un pesado mineral rojo que constituye la principal mena de mercurio. Utilizando el fuego, estos primeros alquimistas descomponían el cinabrio en mercurio y dióxido de azufre. Luego descubrieron que el mercurio se combinaba con azufre para formar una sustancia negra llamada metacinabrio, “que después, si se calienta una vez más, puede sublimarse volviendo a su estado original, el brillante cinabrio rojo”, según el historiador de la ciencia Wang Kuike. Tanto la calidad líquida del mercurio, como la transformación cíclica de cinabrio a mercurio y viceversa, daban a este elemento unas cualidades mágicas. Kuike llamaba al mercurio “huandan, un elixir regenerador transformado cíclicamente” asociado con la longevidad. Estos primitivos profesionales se familiarizaron con la idea de que era posible transformar las sustancias y luego cerrar el círculo haciendo que volvieran a su estado original. Llegaron a conocer las proporciones exactas de las cantidades de mercurio y azufre, así como las recetas para la duración e intensidad exactas del calentamiento requerido. Lo más importante, según Kuike, es que estas operaciones podían realizarse “sin la más mínima pérdida de peso total”.

Parece ser que los antiguos alquimistas chinos conocían de forma empírica la conservación de la masa mil quinientos años antes de los experimentos de Lavoisier. Este químico y sus precursores alquimistas descubrieron que en una reacción química el peso de los productos es igual al peso de los reactantes.

El texto alquimista más antiguo es el Ts´an T´ung Ch´i (Unificación de los tres principios) de Wei Po-Yang, escrito alrededor del año 140 d. C. Esta obra describe un experimento que muy probablemente es la reacción cinabrio-mercurio-azufre. Es difícil saberlo con seguridad porque los productos químicos que se echan al fuego reciben nombres metafóricos: Tigre Blanco (probablemente mercurio), Dragón Azul y Dragón Gris  (¿azufre?). Más importante es el recipiente que utilizaron:

                                                                                            A los lados (del aparato) está el recinto cerrado, que tiene la forma de un recipiente peng-hu. Está cerrado por todos los lados y su interior consta de una serie de laberintos que comunican unos con otros. La protección es tan completa que hacer retroceder todo esto es diabólico e indeseable…Como la Luna yaciendo sobre su espalda, así es la forma del horno y el recipiente. En el se calienta el Tigre Blanco. El Sol Mercurio es la perla que fluye, y con el, el Dragón Azul. El este y el oeste se fusionan, y el huen y el po [dos tipos de almas] se consuelan mutuamente…El pájaro Rojo es el espíritu de fuego y dispensa con justicia una victoria o una derrota. Al ascender el agua, se produce la victoria sobre el fuego.

Este recipiente se utiliza para fundir y sublimar varios y distintos metales. Aun siendo más complejo, es un instrumento similar al aplicado por Lavoisier, diseñado para “devolver” todos los productos con el fin de garantizar la conservación de la masa.

La Historia de la química, tanto occidental como no occidental, se desarrolla de forma contraria a la historia de la física. Esta última contiene gran abundancia de teoría, quedando la actividad experimental muy por detrás. En la química observamos una fascinación por el conocimiento empírico, por la experimentación con toda una variedad de sustancias (líquidos, sólidos, gases), utilizando todo tipo de métodos (el fuego, la ebullición, la destilación), pero sin un marco teórico sólido que guíe la experimentación. La imagen de película del científico de cabellera hirsuta metido en su laboratorio y mezclando el contenido de probetas llenas de productos químicos de colores brillantes no está muy lejos de la realidad. La química ha sido una ciencia de pruebas y tanteos. La teoría no siempre ha sido de máxima calidad.

El mundo occidental desarrolló una teoría coherente que predice qué elementos se combinan entre sí y cuáles no, y también por qué algunos compuestos son imposibles y otros no lo son y qué es exactamente lo que va a suceder cuando una sustancia química se combina con otra. Además de Lavoisier, hubo dos grandes pioneros en esta materia.

En 1869, en la Universidad de San Petersburgo, el científico nacido e Liberia Dimitri Mendeleiev no pudo encontrar un buen libro de texto de química para asignarlo a sus clases. Por consiguiente, se puso a escribir su propio libro. Como Lavoisier y los antiguos chinos, consideró la química como la “ciencia de la masa”. Era aficionado a hacer solitarios, por lo que escribió los símbolos de los elementos con sus pesos atómicos en unas fichas de cartulina, una para cada elemento, con la lista de sus diversas propiedades (por ejemplo, sodio: metal activo; cloro: gas reactivo).

Mendeleiev ordenó estas fichas en orden ascendente según el peso atómico de los elementos. Observó una periodicidad evidente (de aquí que se diga “tabla periódica de los elementos”, que es como llegó a llamarse este ordenamiento). Los elementos que tenían propiedades químicas similares estaban a una distancia de ocho fichas. El litio, el sodio y el potasio, por ejemplo, son todos aquellos metales activos (se combinan fuertemente con otros elementos, tales como el oxígeno y el cloro) y sus posiciones son 3, 11 y 19. El hidrógeno, el flúor y el cloro son gases activos y ocupan las posiciones 1, 9 y 17. Mendeleiev reorganizó las fichas en una tabla de ocho columnas verticales. Leyendo la tabla horizontalmente, los elementos que aparecían eran cada vez más pesados. Leyéndola verticalmente hacia abajo, los elementos de cada columna mostraban unas propiedades similares.

Mendeleiev no se sintió obligado a rellenar todas las casillas de la tabla, sabiendo que, como un solitario, algunas de las cartas estaban aún ocultas en el mazo. Si una casilla de la tabla pedía un elemento con unas propiedades especiales y tal elemento no existía, lo dejaba en blanco. Muchos ridiculizaron a Mendeleiev por dejar esos huecos en la tabla periódica. Sin embargo, pocos años más tarde, en 1875, se descubrió el galio y este encajó en el hueco situado bajo el aluminio., con todas las propiedades que su lugar en la tabla predecía. En 1886 se descubrió el germanio y éste encajó en el espacio situado bajo el silicio. Nadie se ha reído desde entonces. Mendeleiev nunca ganó el premio Nobel de química, aunque seguía vivo y elegible durante los primeros años de este premio. No obstante, tres químicos que descubrieron nuevos elementos para “llenar” los huecos si lo ganaron: William Ramsay, que descubrió el argón, el criptón, el neón y el xenón; Henri Moissan, por el descubrimiento del fluor, y Marie Curie por descubrir el radio y el polonio.

No podría explicar el motivo real de que ocurra así pero, cuando veo una Tabla Periódica, me quedo mirándola como fascinado de lo que allí está encerrado y del mensaje que nos comunica: Todos los elementos naturales del Universo están allí.

Si por mi fuese, la Tabla Periódica se expondría por todas partes, para que la gente se familiarizara con ella y con lo que nos dice. Es una desgracia que no sea así, ya que el verla de manera constante inculca, hasta en la mente más lenta, la importancia del número atómico, que coincide con el lugar que ocupa el elemento en la Tabla Periódica. Las impactantes diferencias cualitativas entre elementos –el carbono se parece poco al hidrógeno, lo mismo que el plomo al helio- son, a un  nivel básico, diferencias entre sus números atómicos, que actualmente equiparamos con la carga del núcleo.

El significado de la Tabla Periódica  y sus regularidades y pautas repetitivas siguió estando oculto hasta principios del siglo XX, cuando se hizo la disección del átomo y los físicos encontraron dentro electrones y un núcleo que contenía protones y neutrones que tienen en su núcleo y al número de electrones que zumban en torno a estos núcleos. A partir de todo esto comenzó a surgir lo que hoy se llama teoría cuántica.

Ya he dicho muchas veces en mis escritos que, en un artículo de ocho páginas que Max Planck escribió en 1.900, quedó sembrada la semilla para la teoría cuántica, allí nació el cuanto de acción de Planck que denominamos h. Sin embargo, no sería justo dar todo el mérito a Planck, otros también pusieron su empeño y su genio en llegar a conclusiones valiosas en ese universo de lo microscópico en lo más profundo de la materia.

Uno de los pioneros del apogeo cuántico (de 1900 a 1930) fue Wolfgang Pauli. Pauli no intentaba resolver el misterio de la Tabla Periódica; simplemente trataba de comprender el átomo. Este personaje era famoso por su cruel sentido del humor. Nadie se libraba. Cuando el famoso físico Victor Weisskopf, que entonces era ayudante de Pauli, le presentó los resultados de sus esfuerzos por desarrollar cierta teoría, Pauli dijo: “¡Bah!, esto ni siquiera es erróneo”. Pauli también envió una carta a Albert Einstein, decía Pauli, “este estudiante es bueno, pero no entiende claramente la diferencia entre las matemáticas y la física. Por otra parte, usted, querido maestro, hace tiempo que perdió la noción de estas diferencias.”

Aparte de que era un auténtico pedante, también era un auténtico gran físico, y, en 1924, Pauli anunció el principio de exclusión: no hay dos electrones que puedan ocupar el mismo estado cuántico. Este principio explicaba el orden de los elementos de la Tabla de Mendeleiev y, además, por qué podemos utilizarla para predecir que elementos pueden combinarse con cuáles y cómo. No entraré aquí en detalle de lo que es un estado cuántico. Baste decir que el principio de exclusión de Pauli limita el número de electrones en lo que actualmente llamamos las “capas” [o niveles de energía] de cada átomo: dos electrones en el primer nivel, ocho en el segundo, dieciocho en el tercero, y así sucesivamente. El átomo de hidrógeno, por ejemplo, no tiene más que un protón en su núcleo. Para equilibrar esta carga positiva única necesitamos un electrón (carga negativa), que ocupa en su órbita el nivel más bajo de energía. El siguiente en la Tabla es el helio. Su núcleo tiene dos cargas positivas, por lo que necesitamos dos electrones, que, según el principio de Pauli, encajan ambos en el primer nivel…

 ¡Qué bonito es saber!

Hoy sabemos que son colectividades de átomos isotópicos.

La mayoría de ellos son sólidos y se encuentran en la Naturaleza (nuestro entorno terráqueo) en estado libre o en combinación química con otros elementos, formando los diversos minerales.

La ordenación de los iones en las redes se manifiesta externamente en multitud de formas y colores.  No obstante, debo señalar que, aun siendo abundante esta variedad, no es tan rica como la que corresponde a los cuerpos vivos, tanto animales como vegetales.   La explicación se basa en que el número de especimenes moleculares y su complejidad son mucho mayores que en el reino inorgánico.

Sería conveniente, salir al paso de una posible interpretación errónea.  Me refiero a que pudiera pensarse que los reinos que acabamos de mencionar constituyen clases disyuntas, esto es, sin conexión mutua.  Y no lo digo porque esté considerando el hecho de que el carbono forma compuestos inorgánicos y orgánicos (lo que también hace el silicio), sino porque haya existido, y aún pueda existir, una conclusión, mejor conexión evolutiva del mundo inorgánico y el viviente que no se puede descartar, de hecho, yo particularmente, estoy seguro de ello.  Estamos totalmente conectados con los ríos, las montañas y los valles, con la tierra que pisamos, el aire que respiramos y con todo el resto del Universo del que formamos parte.

La teoría de Cairos Swith considera que el eslabón entre ambos mundos se halla localizado en los microcristales de arcilla.  Mi teoría particular es que no hay eslabón perdido en dicha conexión, sino que es el tiempo el que pone, en cada momento, una u otra materia en uno u otro lugar.  Ahora, nos ha tocado estar aquí como ser complejo, pensante y sensitivo.  El eón que viene nos puede colocar formando parte de un enorme árbol, de un monte, o, simplemente estar reposando como fina arena en el lecho de un río.  Sin dudarlo, J.M.y P. formarán parte de un hermoso jardín perfumado y lleno de aromas que la brisa regalará a los que pasen cerca de allí.

El granito, por ejemplo, consiste básicamente en una mezcla de tres cuerpos compuestos: cuarzo, mica y feldespato. ¿Quién puede decir hoy lo que seremos mañana?

En todos los cuerpos que hemos estado considerando hasta ahora, las moléculas, los átomos o los iones se hallan situados en los nudos de la correspondiente red, así que, los electrones de esos individuos se encuentran también localizados en el entorno inmediato de esos lugares.  Podríamos decir que la densidad electrónica es una función periódica espacial, lo que significa que al recorrer la red siguiendo una determinada dirección irían apareciendo altibajos, es decir, crestas y valles de la densidad electrónica.

La estructura de los cuerpos metálicos, así como las aleaciones, merecen una consideración especial.  La estructura de los metales y aleaciones difiere de la de los demás cuerpos en un aspecto muy importante que consideraré a continuación.

Me refiero a que en los cuerpos metálicos existe una deslocalización de los electrones que están menos fuertemente enlazados en los correspondientes núcleos, es decir, de los electrones de valencia.

Vamos a precisar un poco.  Supongamos, para fijar las ideas, que tenemos un trozo de plata metálica pura. En los nudos de la red correspondientes los átomos han perdido su electrón de valencia, pero ocurre que cada uno de estos electrones forma una colectividad que se halla desparramada o dispersa por todo el sólido.  Una primera imagen de esta situación fue establecida por el gran físico italiano Enrico Fermi, por lo que se habla de un gas electrónico, llamado también de Fermi, que llenaría los espacios libres, es decir, no ocupados por los iones metálicos.

Este gas electrónico es el responsable de las propiedades metálicas, tales como el brillo, conductibilidades eléctrica y térmica, etc.  La aplicación de la mecánica cuántica a la descripción del estado metálico conduce a la obtención del mapa de la densidad electrónica, o, como decía antes, a las características de la información correspondiente.

Sin entrar en detalles que desviarían nuestra atención hacia otros conceptos fuera de los límites de lo que ahora estoy pretendiendo, utilizaré el mismo lenguaje que para las estructuras de núcleos y átomos.

Recordemos que en la sociedad de los nucleones y electrones existen las relaciones verticales y las de estratificación, que se manifiestan en las capas y subcapas.  En el caso de los metales tendríamos una colectividad de núcleos, arropados con sus capas cerradas, ocupando los nudos de la red; únicamente los electrones de valencia de cada átomo forman la colectividad del gas electrónico.

La pregunta que nos debemos hacer es: ¿estos electrones, en número igual, por lo menos,  al de los átomos, se hallan estratificados?  La respuesta es que sí.  Existe una estratificación de estos electrones en las llamadas bandas.  El concepto de banda energética resulta de la consideración simultánea de dos aspectos: la cuantización energética ( o la estratificación de los niveles energéticos en los átomos) y el grandísimo número de electrones existentes.  Este colectivo no podría ubicarse en un número finito y escaso de niveles.   Esta dificultad queda soslayada si se admite que cada uno de esos niveles atómicos de los N átomos que forman el cuerpo se funde en otros tantos niveles de cierta anchura donde ya pueden alojarse los electrones disponibles.

Esa fusión de los niveles atómicos da lugar a las bandas.  Esta imagen equivaldría a considerar un metal como un átomo gigante en el que los niveles energéticos poseyeran una anchura finita.

En cuanto a la información que puede soportar un metal, podríamos señalar que sería parecida a la del correspondiente átomo, pero mucha más extendida espacialmente.   Una información puntual, la del átomo, daría paso a otra espacial, si bien vendría a ser una mera repetición periódica de aquella.

¿Y los cuerpos que pueblan el resto del Universo?

Cuando un cuerpo sobrepasa unas determinadas dimensiones, aparece algo que conocemos como fuerza gravitatoria y que se deja sentir en la forma que todos conocemos y, que da lugar, primeramente a la fusión de los diversos materiales que forman los cuerpos.

Así, por ejemplo, en el cuerpo que llamamos Tierra, la presión crece con la profundidad, por lo que, a partir de un determinado valor de ésta, aparece el estado líquido y con él una estratificación que trata de establecer el equilibrio hidrostático.

Dentro de nuestro sistema planetario se distinguen los planetas rocosos, hasta Marte y meteoritos inclusive, y el resto de ellos, desde Júpiter en adelante, incluido este.  Estos últimos difieren esencialmente de los primeros en su composición.  Recuérdese que la de Júpiter es mucho más simple que la de los planetas rocosos.  Consta fundamentalmente de hidrógeno, helio, agua, amoniaco y metano, con un núcleo rocoso en su interior.  El hidrógeno que rodea a este núcleo se encuentra en forma de hidrógeno atómico sólido*

También la composición del Sol (y todas las estrellas que brillan) es más simple que la de los planetas rocosos, su estado físico es el de plasma y su contenido está reducido (mayormente) a hidrógeno y helio.  Mas variedad de materiales existe en las estrellas supernovas, donde el primitivo hidrógeno ha evolucionado de la manera que expliqué en otra parte de este trabajo.

En cuanto a los derechos de la evolución estelar, enanas blancas, estrellas de neutrones y agujeros negros, señalaré que la composición de la primera es sencilla en cuanto al numero de “elementos” constituyentes; la segunda ya lo indica su propio nombre, constan de nucleones, particularmente neutrones que están fuertemente empaquetados (muy juntos) por la gravedad.  Una estrella de nuetrones puede tener una densidad superior a la del agua, en millones de veces y del mismo orden que la de los núcleos atómicos.   El agujero negro, es un fenómeno aparte, su inmensa fuerza gravitatoria es tal que, ni la luz puede escapar de ella, es decir, su velocidad de escape es superior a 300.000 km/s, y, como según la relatividad, nada es en nuestro Universo, superior en velocidad, a la luz, resulta que nada podrá escapar de un agujero negro.

Allí dentro, en el interior del agujero negro, no existen ni el tiempo ni el espacio, es como un objeto que estando en nuestro Universo (deja sentir su fuerza gravitatoria y engulle estrellas), al mismo tiempo, no está aquí.

Desde el comienzo de este trabajo estoy tratando de relacionar el Universo, la materia y la consciencia, es por ello que me he entrenido en dar tantas explicaciones que, para no resultar pesado, he amenizado con alguna que otra historia, noticia o comentario.

Ha sido un largo recorrido por las profundidades de la materia vista desde distintas perspectivas, y, en ella, estamos nosotros incluidos, con una adicional: El pensamiento, la racionalidad: el Ser.

emilio silvera 

En todo el Universo, siempre es lo mismo, rigen las mismas leyes, las mismas fuerzas y está presente la misma materia.