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

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

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 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

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

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.

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 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…

Lo dejaremos aquí por hoy.

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.

Producen casi toda nuestra energía y nosotros nos encargamos de alimentarlas y cobijarlas. Nuestras mitocondrias tienen todavía su propia ADN, heredado sólo de nuestras madres, por lo que este ADN podría proceder de una única mujer que estaría en el origen de los seres humanos actuales: una Eva mitocondrial.

Pero estos huéspedes celulares que parecen vivir pacíficamente en simbiosis con el resto de las células, puede ser también ser un enemigo que mata silenciosamente desde dentro. Siempre que una célula muere, hay una serie de pistas que conducen a las mitocondrias y que muestran como están implicadas en enfermedades devastadoras e incapacidades físicas o mentales, así como en el propio proceso de envejecimiento. El invitado indispensable se convierte en asesino en serie de proporciones mostruosas.

Casi todas las células de nuestro cuerpo contienen mitocondrias –alrededor de mil cada célula-. El “mitocondrión” es una bestia incansable que no cesa de adoptar formas distintas. Si se captara su aspecto en una única foto instantánea poco favorecedora, se vería algo parecido a un gusano, pero un gusano que se retuerce, se divide en dos y se fusiona con otros gusanos. Así pues, en ocasiones podemos captar un mitocondrión que parece un zepelín, y otras veces algo parecido a un animal con múltiples cabezas o colas, o bien podríamos ver una red de tubos y láminas que se entrecruzan. El mitocondrión es un monstruo antiguo y maternal – un dragón con un apetito monstruoso, que se come a su vez todo lo que nosotros hemos comido y lo respira a continuación en forma de fuego.

Las mitocondrias consumen prácticamente todo el alimento y el oxígeno que se introduce en el cuerpo, y producen la mayor parte del calor que éste genera. Sin embargo, este monstruo es diminuto –su tamaño es de una micra, es decir, una milésima de milímetro: mil millones de mitocondrias cabrían en el interior de un grano de arena.

Las mitocondrias tienen su propio ADN y su propia identidad, pero esto no significa ningún litigio entre ellas y nosotros. En parte somos mitocondrias; ellas constituyen aproximadamente un décimo del volumen de todas nuestras células juntas, una décima parte de cada uno de nosotros.

Dado que son prácticamente la única parte de la célula que tiene color, las mitocondrias constituyen el color de nuestras células y nuestros tejidos. Si no fuera por la melanina de nuestra piel, la mioglobina de nuestros músculos y la hemoglobina de nuestra sangre, seríamos del color de las mitocondrias, es decir, de un rojo amarronado. Además, si esto fuera así, cambiaríamos de color cuando hiciéramos ejercicio o corriéramos hasta perder el aliento, de tal forma que podría decir si alguien está usando mucha o poca energía..

Las mitocondrias son las centrales eléctricas de nuestras células y producen casi toda nuestra energía. No obstante, son unas centrales eléctricas con bastantes fugas de energía, lo cual tiene unas consecuencias terribles.

“Llegué a creer (dice Guy Brown, autor de todas estas ideas e investigaciones) que los productos del diseño biológico (evolutivo) –la vida y todas sus manifestaciones- eran mucho más eficientes y eficaces que algunos productos de la creatividad humana, tales como las máquinas y la cultura. Nos han enseñado que mil millones de años de evolución han perfeccionado el diseño de la célula hasta tal punto que ningún diseñador humano podría mejorarlo, ningún avaro podría economizar más en el uso de energía, ningún técnico de gestión podría mejorar la adjudicación de recursos, ningún ingeniero podría lograr que hubiera menos fallos en el funcionamiento. Está apliamente difundida la creencia de que la cultura humana no debería interferir con la naturaleza, porque la naturaleza está mejor diseñada que la cultura, y esta creencia causa el temor de que los cintíficos se entrometan en la naturaleza, como sucede en la medicina, la ingenieria genética, la clonación o los pesticidas.”

Sean cuales sean los méritos de esas creencias, lo cierto es que,  nuestras células ciertamente no son tan eficientes como creíamos que eran. Un ejemplo sería lo que parece un defecto espectacular en el diseño de nuestras mitocondrias: tienen fugas. La electricidad de electrones se escapan de las mitocondrias para producir radicales libres no tóxicos, y la electricidad de protones se escapan produciendo calor: no se trata de fugas pequeñas o insignificantes, sino que son grandes y constituyen una amenaza para la vida.

En la Universidad Iberoamericana de La Rábida (Huelva), tuve el honor de estar preswente en una conferencia que dió una eminente bióloga norteamericana. Me gustaría estar de nuevo frente a Lynn Margulis para hacerle algunas preguntas.

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 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 sil

vera

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

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.

En 1.902, esta radiación sirvió para detectar por vez primera el efecto Doppler-Fizean 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.

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.

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.

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.

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

Ha pasado mucho tiempo desde que Rutherford identificara la primera partícula nuclear (la partícula alfa). El camino ha sido largo y muy duro, con muchos intentos fallidos antes de ir consiguiendo los triunfos (los únicos que suenan), y muchos han sido los nombres que contribuyen para conseguir llegar al conocimiento del átomo y del núcleo actual; los electrones circulando alrededor del núcleo, en sus diferentes niveles, con un núcleo compuesto de protones y neutrones que, a su vez, son constituidos por los quarks allí confinados por los gluones, las partículas mediadoras de la fuerza nuclear fuerte. Pero, ¿qué habrá más allá de los quarks?, ¿las supercuerdas vibrantes? Algún día se sabrá.

Partículas

El universo de las partículas es fascinante. Cuando las partículas primarias chocan con átomos y moléculas en el aire, aplastan sus núcleos y producen toda clase de partículas secundarias. En esta radiación secundaria (aún muy energética) la que detectamos cerca de la Tierra, por los globos enviados a la atmósfera superior, han registrado la radiación primaria.

El físico estadounidense Robert Andrews Millikan, que recogió una gran cantidad de información acerca de esta radiación (y que le dio el nombre de rayos cósmicos), decidió que debería haber una clase de radiación electromagnética. Su poder de penetración era tal que, parte del mismo, atravesaba muchos centímetros de plomo. Para Millikan, esto sugería que la radiación se parecía a la de los penetrantes rayos gamma, pero con una longitud de onda más corta.

Otros, sobre todo el físico norteamericano Holly Compton, no estaban de acuerdo en que los rayos cósmicos fuesen partículas. Había un medio para investigar este asunto; si se trataba de partículas cargadas, deberían ser rechazadas por el campo magnético de la Tierra al aproximarse a nuestro planeta desde el espacio exterior. Compton estudió las mediciones de la radiación cósmica en varias latitudes y descubrió que en realidad se curvaban con el campo magnético: era más débil cera del ecuador magnético y más fuerte cerca de los polos, donde las líneas de fuerza magnética se hundían más en la Tierra.

Las partículas cósmicas primarias, cuando entran en nuestra atmósfera, llevan consigo unas energías fantásticas, muy elevadas. En general, cuanto más pesado es el núcleo, más raro resulta entre las partículas cósmicas. Núcleos tan complejos como los que forman los átomos de hierro se detectaron con rapidez; en 1.968, otros núcleos como el del uranio. Los núcleos de uranio constituyen sólo una partícula entre 10 millones. También se incluirán aquí electrones de muy elevada energía.

Ahora bien, la siguiente partícula inédita (después del neutrón) se descubrió en los rayos cósmicos. A decir verdad, cierto físico teórico había predicho ya este descubrimiento. Paul Adrien Dirac había aducido, fundándose en un análisis matemático de las propiedades inherentes a las partículas subatómicas, que cada partícula debería tener su antipartícula (los científicos desean no sólo que la naturaleza sea simple, sino también simétrica). Así pues, debería haber un antielectrón, salvo por su carga que sería positiva y no negativa, idéntico al electrón; y un antiprotón, con carga negativa en vez de positiva.

En 1.930, cuando Dirac expuso su teoría, no llamó demasiado la atención en el mundo de la ciencia. Pero, fiel a la cita, dos años después apareció el antielectrón. Por entonces, el físico americano Carl David Anderson trabajaba con Millikan en un intento por averiguar si los rayos cósmicos eran radiación electromagnética o partículas. Por aquellas fechas, casi todo el mundo estaba dispuesto a aceptar las pruebas presentadas por Compton, según las cuales, se trataría de partículas cargadas; pero Millikan no acababa de darse por satisfecho con tal solución.

Anderson se propuso averiguar si los rayos cósmicos que penetraban en una cámara de ionización se curvaban bajo la acción de un potente campo magnético. Al objeto de frenar dichos rayos lo suficiente como para detectar la curvatura, si la había, puso en la cámara una barrera de plomo de 6′35 mm de espesor. Descubrió que, cuando cruzaba el plomo, la radiación cósmica trazaba una estela curva a través de la cámara; y descubrió algo más. A su paso por el plomo, los rayos cósmicos energéticos arrancaban partículas de los átomos de plomo. Una de esas partículas dejó una estela similar a la del electrón. ¡Allí estaba, pues, el antielectrón de Dirac! Anderson le dio el nombre de positrón. Tenemos aquí un ejemplo de radiación secundaria producida por rayos cósmicos. Pero aún había más, pues en 1.963 se descubrió que los positrones figuraban también entre las radiaciones primarias.

Abandonado a sus propios medios, el positrón es tan estable como el electrón (¿y por qué no habría de serlo si el idéntico al electrón, excepto en su carga eléctrica?). Además, su existencia puede ser indefinida. Ahora bien, en realidad no queda abandonado nunca a sus propios medios, ya que se mueve en un universo repleto de electrones. Apenas inicia su veloz carrera (cuya duración ronda la millonésima de segundo), se encuentra ya con uno.

Así, durante un momento relampagueante quedaron asociados el electrón y el positrón; ambas partículas girarán en torno a un centro de fuerza común. En 1.945, el físico americano Arthur Edwed Ruark sugirió que se diera el nombre de positronio a este sistema de dos partículas, y en 1.951, el físico americano de origen austriaco Martin Deutsch consiguió detectarlo guiándose por los rayos gamma característicos del conjunto.

Pero no nos confundamos, aunque se forme un sistema positronio, su existencia durará, como máximo, una diezmillonésima de segundo. El encuentro del electrón-positrón provoca un aniquilamiento mutuo; sólo queda energía en forma de radiación gamma. Ocurre pues, tal como había sugerido Einstein: la materia puede convertirse en energía y viceversa. Por cierto, que Anderson consiguió detectar muy pronto el fenómeno inverso: desaparición súbita de rayos gamma para dar origen a una pareja electrón-positrón. Este fenómeno se llama producción en pareja. Anderson compartió con Hess el premio Nobel de Física de 1.936.

Poco después, los Joliot-Curie detectaron el positrón por otros medios, y al hacerlo así realizaron, de paso, un importante descubrimiento. Al bombardear los átomos de aluminio con partículas alfa, descubrieron que con tal sistema no sólo se obtenían protones, sino también positrones. Cuando suspendieron el bombardeo, el aluminio siguió emitiendo positrones, emisión que sólo con el tiempo se debilitó. Aparentemente habían creado, sin proponérselo, una nueva sustancia radiactiva. He aquí la interpretación de lo ocurrido según los Joliot-Curie: cuando un núcleo de aluminio absorbe una partícula alfa, la adición de los dos protones transforma el aluminio (número atómico 13) en fósforo (número atómico 15). Puesto que las partículas alfa contienen cuatro nucleones en total, el número masivo se eleva 4 unidades, es decir, del aluminio 27 al fósforo 31. Ahora bien, si al reaccionar se expulsa un protón de ese núcleo, la reducción en una unidad de sus números atómicos y masivos hará surgir otro elemento, o sea, el silicio 30.

Puesto que la partícula alfa es el núcleo del helio, y un protón es el núcleo del hidrógeno, podemos escribir la siguiente ecuación de esta reacción nuclear:

aluminio 27 + helio 4 = silicio 30 + hidrógeno 1

Nótese que los números másicos se equilibran:

27 + 4 = 30 + 1

Adentrarse en el universo de las partículas que componen los elementos de la tabla periódica, y en definitiva, la materia conocida, es verdaderamente fantástico.

Tan pronto como los Joliot-Curie crearon el primer isótopo radiactivo artificial, los físicos se lanzaron en tropel a producir tribus enteras de ellas. En realidad, las variedades radiactivas de cada elemento en la tabla periódica son producto de laboratorio. En la moderna tabla periódica, cada elemento es una familia con miembros estables e inestables, algunos procedentes de la naturaleza, otros sólo del laboratorio. Por ejemplo, el hidrógeno presenta tres variedades: en primer lugar, el corriente, que tienen un solo protón. En 1.932, el químico Harold Urey logró aislar el segundo. Lo consiguió sometiendo a lenta evaporación una gran cantidad de agua, de acuerdo con la teoría de que los residuos representarían una concentración de la forma más pesada del hidrógeno que se conocía, y, en efecto, cuando se examinaron al espectroscopio las últimas gotas de agua no evaporadas, se descubrió en el espectro una leve línea cuya posición matemática revelaba la presencia de hidrógeno pesado.

El núcleo de hidrógeno pesado está constituido por un protón y un neutrón. Como tiene un número másico de 2, el isótopo es hidrógeno. Urey llamó a este átomo deuterio (de la voz griega deutoros, “segundo”), y el núcleo deuterón. Una molécula de agua que contenga deuterio se denomina agua pesada, que tiene puntos de ebullición y congelación superiores al agua ordinaria, ya que la masa del deuterio es dos veces mayor que la del hidrógeno corriente. Mientras que ésta hierve a 100º C y se congela a 0º C, el agua pesada hierve a 101′42º C y se congela a 3′79º C. El punto de ebullición del deuterio es de -23′7º K, frente a los 20′4º K del hidrógeno corriente. El deuterio se presenta en la naturaleza en la proporción de una parte por cada 6.000 partes de hidrógeno corriente. En 1.934 se otorgó a Urey el premio Nobel de Química por su descubrimiento del deuterio.

El deuterio resultó ser una partícula muy valiosa para bombardear los núcleos. En 1.934, el físico australiano Marcus Lawrence Edwin Oliphant y el austriaco P. Harteck atacaron el deuterio con deuterones y produjeron una tercera forma de hidrógeno, constituido por un protón y dos neutrones. La reacción se planteó así:

hidrógeno 2 + hidrógeno 2 = hidrógeno 3 + hidrógeno 1

Este nuevo hidrógeno superpesado se denominó tritio (del griego tritos, “tercero”); su ebullición a 25º K y su fusión a 20′5º K.

Como es mi costumbre, me desvío del tema y sin poderlo evitar, mis ideas (que parecen tener vida propia), cogen los caminos más diversos. Basta con que se cruce en el camino del trabajo que realizo un fugaz recuerdo; lo sigo y me lleva a destinos distintos de los que me propuse al comenzar. Así, en este caso, me pasé a la química, que también me gusta mucho y está directamente relacionada con la física; de hecho son hermanas: la madre, las matemáticas, la única que finalmente lo podrá explicar todo.

emilio silvera

H, He, (Li, Be, B) C, N, O… Fe

¿Apreciáis la maravilla? Las estrellas brillan en el cielo para hacer posible que nosotros estemos aquí descubriendo los enigmas del universo y… de la vida inteligente.

Pero está claro que todo el proceso estelar evolutivo inorgánico nos condujo desde el simple gas y polvo cósmico a la formación de estrellas y nebulosas solares hasta los planetas, la Tierra en particular, en cuyo medio ígneo describimos la formación de las estructuras de los silicatos, desplegándose con ello una enorme diversidad de composiciones, formas y colores, asistiéndose, por primera vez en la historia de la materia, a unas manifestaciones que contrastan con las que hemos mencionado en relación al proceso de las estrellas.

Desde el punto de vista del orden es la primera vez que nos encontramos con objetos de tamaño comparables al nuestro, en los que la ordenación de sus constituyentes es el rasgo más característico.

Al mismo tiempo nos ha parecido reconocer que esos objetos, es decir, sus redes cristalinas “reales”, almacenan información (memoria) que se nos muestra muy diversa y que puede cobrar interés en ciertos casos, como el de los microcristales de arcilla, en los que, según Cairns-Smith, puede incluso llegar a transmitirse.

Porque, ¿qué sabemos en realidad de lo que llamamos materia inerte? Lo único que sabemos de ella son los datos referidos a sus condiciones físicas de dureza, composición, etc; en otros aspectos ni sabemos si pueden existir otras propiedades distintas a las meramente físicas.

¿No os hace pensar que nosotros estemos hechos, precisamente, de lo que llamamos materia inerte?

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 decía en páginas anteriores, 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 transuránicos 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.

Hablemos un poco de moléculas.

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.

emilio silvera

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.

Comienza

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

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, es por ello que me he entretenido en dar tantas explicaciones que, para no resultar pesado, he amenizado con alguna que otra historia, noticia o comentario.

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…

emilio silvera