Nota preliminar: Este capítulo pertenece a la obra X representa lo desconocido. Para acceder al índice completo, basta hacer click aquí.
V
EL HERMANO MAYOR
V
EL HERMANO MAYOR
Me hallaba el otro día enzarzado en una charla casual
con un joven, y en el transcurso de dicha conversación observó que iba a ser
construida la nave sur de la catedral de St. John the Divine. (Supongo que
todos sabéis que una nave es el espacio largo y estrecho dentro del cuerpo
principal de una iglesia.)
En cuanto el joven hubo pronunciado la palabra «nave», se me ocurrió pensar que si el arquitecto se llamaba Hartz y dos damas de la noche conseguían introducirse en la iglesia, reclamando el derecho de asilo, antes de ser alcanzadas por un guardia empeñado en detenerlas, podría declarar, con toda la razón:
La nave de Hartz
robó a esas rameras,
parodiando la conocida canción de cuna referente a la «sota de corazones»(1)
Como soy muy aficionado a los juegos de palabras, y aquél me parecía muy acertado, pensé que debía explicárselo al joven con quien estaba conversando.
Por consiguiente, dije:
— Si se diese el caso de que la nave sur fuese construida por un arquitecto apellidado Hartz...
— Sí, David Hartz —afirmó el joven.
— ¿David Hartz? —inquirí, desconcertado.
— Sí. ¿No se refería a él? David Hartz, de Yale, si no me equivoco. ¿Le conoce?
— ¿Habla usted en serio? ¿Se llama realmente Hartz el arquitecto?
— ¡Sí! Fue usted quien pronunció su nombre.
¿Qué podía hacer yo? Me enfrentaba con otra coincidencia, que había estropeado mi juego de palabras, ya que habría parecido burdo en comparación con lo que había pretendido. No me molesté en dar explicaciones.
Sin embargo, si el joven está en lo cierto en lo concerniente al nombre del arquitecto, confío en que la estructura será conocida como «la nave de Hartz» por toda la eternidad, y con gusto pagaré a dos jovencitas de la profesión adecuada para que se refugien allí y hagan verdadero mi juego de palabras.
Pero las coincidencias no ocurren solamente en la vida cotidiana, sino también en la Ciencia, y con esto doy por terminado el cuento.
Cuando los químicos estudiaban los elementos, durante el siglo XIX, descubrieron cierto número de interesantes similitudes entre varios de éstos. Si no existiese ningún orden entre los elementos, estas similitudes no supondrían más que coincidencias inexplicadas (y quizás inexplicables), y serían tan incómodas para los científicos como lo son las pulgas para los perros.
Los químicos trataron de encontrar un orden y, al hacerlo, consiguieron establecer la tabla periódica de los elementos (véase «Bridging the Gaps, en The Starts in Their Courses, Doubleday, 1971).
De todos los elementos de la lista, el carbono debería ser el más apreciado por nosotros, ya que gracias a sus raras (y tal vez únicas) propiedades, es posible la vida sobre la Tierra.
En realidad, podríamos incluso sostener, si nos halláramos de un humor conservador, que el carbono es la única base concebible de vida en cualquier parte del Universo. (Véase «The One and Only», en The Tragedy of the Moon, Doubleday, 1973)(2).
Sin embargo, ¿cómo puede ser único el carbono? Según la tabla periódica, el carbono no está solo, sino que es el cabeza de la «familia del carbono», constituida por elementos químicamente similares. La familia del carbono se compone de cinco elementos estables: el carbono propiamente dicho, el silicio, el germanio, el estaño y el plomo.
Dentro de una familia, las similitudes químicas son más fuertes entre elementos adyacentes. Esto significa que el elemento más similar al carbono en propiedades químicas es el silicio, que le sigue en la línea y sobre el que versará este ensayo.
El carbono tiene un número atómico de 6, y el silicio, de 14. (En comparación con éstos, los números atómicos del germanio, del estaño y del plomo son 32, 50 y 82, respectivamente.)
El peso atómico del silicio es 28, y el del carbono, 12. Por consiguiente, el átomo de silicio tiene una masa 2 1/3 veces mayor que el átomo de carbono. Por decirlo así, el silicio es el hermano mayor del carbono.
El número atómico nos dice el número de electrones que giran alrededor del núcleo de un átomo intacto. El carbono tiene seis electrones, divididos en dos capas: dos electrones en la capa interior y cuatro en la exterior. Por su parte, el silicio tiene catorce electrones, divididos en tres capas: dos en la interior, ocho en la intermedia y cuatro en la exterior. Como podéis ver, el carbono y el silicio tienen ambos cuatro electrones en la capa más alejada del núcleo. Podemos describir el carbono como (2/4) y el silicio como (2/8/4), en términos del contenido en electrones de sus átomos.
Cuando un átomo de carbono choca con otro átomo de cualquier clase, son los cuatro electrones de la capa exterior de aquél los que actúan, de alguna manera, sobre los electrones del otro átomo. Esta interacción produce lo que llamamos un cambio químico. Cuando es un átomo de silicio el que choca, actúan también sus cuatro electrones exteriores.
Todos los electrones son idénticos según las mediciones más exactas que pueden realizar los científicos. Por tal razón, los cuatro electrones exteriores del carbono y del silicio se comportan de manera similar y, por consiguiente, las propiedades químicas de los dos elementos son también similares.
Pero en tal caso, si el carbono, con cuatro electrones en la parte externa de sus átomos, tiene las propiedades químicas que le permiten servir de base a la vida, ¿no debería servir igualmente el silicio como tal?
Para contestar a esta pregunta debemos empezar por el principio.
El silicio es un elemento sumamente común. Después del oxígeno, es el componente más abundante de la corteza de la Tierra. Los átomos de oxígeno constituyen aproximadamente el 46,6 % de la masa total de la corteza terrestre, y los de silicio, el 27,7 %. (Los otros ochenta elementos presentes en la corteza terrestre constituyen, sumados, el 25,7 % restante.) Dicho en otras palabras: sin contar el oxígeno, hay más silicio en la corteza de la Tierra que todos los demás elementos juntos.
De todas maneras, no esperéis tropezar con un pedazo de silicio la próxima vez que salgáis de casa. Es imposible. El silicio no se encuentra en la Tierra en su forma elemental; es decir, no encontraréis un pedazo de materia compuesto sólo de átomos de silicio. Todos los átomos de silicio que existen en la corteza terrestre están combinados con otras clases de átomos, principalmente de oxígeno, y existen, por tanto, como «compuestos».
Del mismo modo, no se puede tomar un trozo de corteza terrestre y exprimirlo para extraer oxígeno puro, ya que los átomos de oxígeno presentes están combinados con otras clases de átomos, principalmente de silicio. Hay una cantidad considerable de oxígeno elemental en la atmósfera de la Tierra, pero, naturalmente, no existe silicio libre a nuestro alcance.
Veamos ahora algunas diferencias entre el silicio y el carbono. En primer lugar, el carbono no es tan común como el silicio en la corteza terrestre. Por cada 370 átomos de silicio, hay un solo átomo de carbono. Esto, sin embargo, permite advertir que el carbono es relativamente abundante.)
Se trata de algo peculiar, ya que, en el conjunto del Universo, los átomos más pequeños son más comunes que los más grandes (con algunas excepciones, por razones comprensibles), y los átomos de carbono son claramente más pequeños que los de silicio. Según cálculos de los astrónomos, en el Universo hay siete átomos de carbono por cada dos de silicio.
Entonces, ¿por qué la corteza terrestre es relativamente pobre en carbono? De momento, no me referiré a esto, pero os prometo volver más adelante sobre esta cuestión.
El carbono, como el silicio, se encuentra en general en combinación con otros átomos, principalmente de oxígeno, pero a diferencia del silicio, se encuentran cantidades apreciables de carbono en forma elemental, como pedazos de materia compuestos casi enteramente por átomos de carbono. El carbón, por ejemplo, contiene de un 85 a un 95% de átomos de carbono.
Pero el carbón tiene su origen en materiales vegetales en descomposición. Es producto de la vida. Si el carbono no tuviese propiedades que le permitiesen servir de base para la vida, no se encontraría en estado libre en la corteza de la Tierra.
Contrariamente, podríamos argüir que si el silicio se pareciese lo bastante al carbono para servir de base a otra variedad de vida, también él se presentaría probablemente en estado libre cuando tal vida se descompusiera. En consecuencia, si averiguamos por qué no serviría el silicio como base de vida, sabremos también por qué no se presenta, como el carbono, en forma elemental.
(En realidad, la única razón de que el oxígeno se encuentre libre en la atmósfera es la actividad de la vida vegetal, que libera oxigeno como efecto secundario de la fotosíntesis. Si no existiese vida en la Tierra, los únicos elementos que se presentarían libres serían aquellos que fuesen, químicamente, particularmente inertes. La mayor parte de éstos, como el helio y el platino, son muy raros. El elemento inerte menos raro es el nitrógeno, y, como resultado de ello, hay cantidades apreciables de nitrógeno libre, no sólo en la atmósfera de la Tierra, planeta rico en vida, sino también en la atmósfera de Venus, ¡planeta totalmente desierto!)
Aunque la Naturaleza no ha tenido la gentileza de ofrecernos silicio en forma elemental, los químicos aprendieron a obtenerlo por su cuenta. Dos químicos franceses, Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) y Louis Jacques Thénard (1777-1857), consiguieron, en 1809, descomponer un compuesto que contenía silicio y obtener un material de color castaño rojizo. No prosiguieron su examen. Probablemente, aquel material era una masa de silicio elemental, aunque conteniendo muchas impurezas.
En 1824, el químico sueco Jons Jakob Berzelius (1779-1848) obtuvo una masa similar de silicio por un medio químico algo distinto. Pero, a diferencia de Gay-Lussac y Thénard, Berzelius se dio cuenta de lo que tenia, y se esforzó en librarlo de impurezas.
Berzelius fue el primero en obtener silicio razonablemente puro, estudiar lo que había obtenido e informar sobre sus propiedades. Por esta razón, actualmente se le atribuye el mérito de haber descubierto el silicio.
El silicio de Berzelius era «amorfo»; es decir, los átomos individuales de silicio estaban dispuestos de manera irregular, por lo cual no se formaban cristales visibles. (La palabra «amorfo» viene del griego y significa «sin forma», mientras que los cristales se distinguen por su forma geométrica regular.)
En 1854, el químico francés Henri Etienne Sainte-Claire Deville (1818-1881) consiguió, por vez primera, cristales de silicio. Brillaban con un resplandor metálico, lo cual podía hacer creer que el silicio era diferente del carbono en otro importante nivel, el de que el silicio es un metal y el carbono no lo es.
Sin embargo, no es así. Aunque el silicio posee algunas propiedades similares a los de los metales en general, tiene otras que no lo son, y, por consiguiente, es un «semimetal». El carbono, en forma de grafito, también tiene algunas propiedades metálicas (por ejemplo, conduce bastante bien la electricidad). En consecuencia, los dos elementos no son muy diferentes a tal respecto.
Desde luego, los átomos de carbono no están obligados a ordenarse de manera que produzcan grafito. Pueden también hacerlo de una manera más compacta y simétrica para producir el diamante, que no muestra ninguna propiedad metálica (véase «The Unlikely Twins», en The Tragedy of the Moon, Doubleday, 1973).
El diamante es particularmente notable por su dureza, y, en 1891, el inventor norteamericano Edward Goodrich Acheson (1858-1931) descubrió que el carbono, al ser calentado con arcilla, produce otra sustancia muy dura. Acheson pensó que esta sustancia era carbono combinado con alundum (un compuesto de átomos de aluminio y de oxígeno, que se encuentran, ambos, en la arcilla).
Por consiguiente, llamó carborundum a la nueva sustancia dura.
En realidad, el carborundo resultó ser un compuesto de carbono y silicio (átomos de silicio se encuentran también en la arcilla). El compuesto consistía en átomos de silicio y de carbono en cantidades iguales («carbono de silicio», cuya fórmula química es SiC). Esta mezcla de átomos tomaba la forma compacta y simétrica que se observa en el diamante.
En el carborundo, los átomos de carbono y de silicio están colocados alternativamente dentro de la estructura cristalina. El hecho de que se puedan sustituir átomos de silicio por otros tantos de carbono, y que la sustancia siga siendo dura, demuestra lo similares que son ambos elementos. (Pero no todas las propiedades se conservan. El carborundo no tiene ni la transparencia ni la belleza del diamante.)
Ahora bien, el carborundo no es tan duro como el diamante. ¿Por qué?
Los átomos de silicio y de carbono son químicamente similares, debido al hecho de que ambos tienen cuatro electrones en la capa exterior, pero no son idénticos. El átomo de silicio tiene tres capas de electrones, mientras que el de carbono sólo tiene dos. Esto significa que la distancia desde la capa exterior del átomo de silicio hasta su núcleo es mayor que en el caso del átomo de carbono.
Los electrones llevan una carga negativa, y son mantenidos en su sitio por la atracción de la carga positiva sobre el núcleo del átomo. Esta fuerza de atracción disminuye con la distancia y es, por consiguiente, más débil en el átomo de silicio que en el átomo más pequeño de carbono.
Además, entre los electrones exteriores y el núcleo del átomo de silicio están los diez electrones de las dos capas interiores, mientras que, en el caso del carbono, sólo intervienen los dos electrones de la capa interior. Cada electrón interior con carga negativa, existente entre la capa exterior y el núcleo, tiende a neutralizar, de algún modo, la carga positiva de éste, y debilita la atracción del núcleo sobre los electrones exteriores.
Cuando dos átomos de carbono se juntan, es debido a la fuerza de atracción generada por la asociación de dos electrones (uno de cada átomo). Cuanto más firmemente sean sujetados estos dos electrones por los respectivos núcleos de los dos átomos, más fuerte será el lazo entre ellos.
Por consiguiente, el lazo carbono-carbono es más fuerte que el lazo silicio-silicio, y el lazo silicio-carbono debería tener una fuerza intermedia.
Una manera de demostrar esto es buscando el punto de fusión. Al elevarse la temperatura, los átomos vibran cada vez con más fuerza hasta que, por fin, se rompen, los lazos que les unían y aquéllos se deslizan libremente uno sobre otro. El Silicio se ha convertido en líquido. Por consiguiente, cuanto más fuertes sean los lazos, más alto debe ser el punto de fusión.
En realidad, el carbono no se funde, sino que se «sublima»; es decir, se convierte directamente de sólido en vapor, pero también a esto lo llamaremos punto de fusión. El punto de fusión del carbono es de más de 3.500° C, mientras que el del silicio es de sólo 1.410 °C. El carburundo (que, como el carbono, se sublima) tiene un punto de fusión intermedio de 2.700 °C.
Una vez más, se puede juzgar la fuerza del lazo por la dureza de la sustancia. Cuanto más fuerte es el lazo entre los átomos, más resiste la sustancia a la deformación, y más fácilmente se produce ésta (por ejemplo, en forma de rascadura) en otras sustancias más blandas.
El diamante es la sustancia más dura que se conoce. El carborundo no lo es tanto, pero sí más que el silicio.
Pero aunque el carborundo no es tan duro como el diamante, es más utilizado que éste como «abrasivo» (es decir, algo lo bastante duro como para desgastar, por fricción, objetos más blandos, sin ser a su vez sensiblemente afectado). ¿Por qué?
La respuesta es una cuestión de precio. Todos sabemos lo escasos y caros que son los diamantes, incluso los impuros o de baja calidad. En cambio, el carborundo puede hacerse con carbono ordinario y arcilla, dos cosas tan baratas como se pueda razonablemente esperar.
Dije anteriormente que, en la Naturaleza, los átomos de silicio suelen encontrarse casi siempre en combinación con átomos de oxigeno. El átomo de oxígeno está siempre dispuesto a aceptar dos electrones de otro átomo, combinando cada electrón que acepta con uno de los propios. Entonces se forman dos pares de electrones entre los dos átomos; esto se denomina «doble enlace», que podemos representar de la manera siguiente: «Si O». Pero el átomo de silicio tiene cuatro electrones exteriores, y es perfectamente capaz de donar dos electrones a cada uno de los dos átomos de oxigeno.
El resultado es O=Si=O, que puede también representarse, más sencillamente, como SiO2, y al que podemos llamar «dióxido de silicio». Es una antigua costumbre, nacida en los tiempos en que los químicos no sabían exactamente cuántos átomos de cada elemento estaban presentes en una combinación (o si eran en realidad átomos), hacer que el nombre de un compuesto de un elemento con oxígeno termine con una «e». En consecuencia, el dióxido de silicio es también llamado «sílice».
En realidad, sílice fue el nombre que se empleó primero, y la terminación «e» indicaba que se sospechaba que era una combinación de oxígeno con un elemento que aún no habla sido aislado. Una vez se obtuvo el otro elemento, fue llamado silicon (en inglés), siendo la terminación «n» convencional para un elemento no metálico, como boron (boro), hydrogen (hidrógeno) y chlorine (cloro).
La forma más pura de sílice, cuando sólo contiene átomos de silicio y de oxígeno, es más conocida por el nombre de <cuarzo», palabra de origen desconocido.
Lo más asombroso del cuarzo, siempre que sea lo bastante puro, es que es transparente. Hay muy pocos sólidos naturales que permitan que la luz pase a través de ellos casi sin absorción, y el cuarzo es uno de ellos.
La primera de aquellas sustancias que descubrió el hombre primitivo fue el hielo, que, si se forma lentamente y en una capa bastante fina, es transparente. Cuando los hombres, que habían descubierto el hielo, descubrieron más tarde el cuarzo, sólo acertaron a pensar que habían encontrado otra variedad de hielo, formada de un modo tan rígido y bajo condiciones de un frío tan intenso que ya no podía fundirse.
Por consiguiente, los griegos llamaron khystallos al cuarzo, palabra que significaba «hielo». Dicha palabra se convirtió en crystallum, en latín, y en crystal en inglés. El prefijo cry (en español crío)se emplea todavía para significar «muy frío», como en «criogénico» (relativo a la producción de frío), «criónica» (preservación de tejidos vivos a temperaturas muy bajas), «criómetro» (termómetro para registrar temperaturas muy bajas), etcétera.
Sin embargo, la palabra «cristal», como equivalente de «hielo», está ahora anticuada. Se emplea más a menudo para significar un objeto transparente, aunque no está hecho de cuarzo. Por ejemplo, aún decimos que las adivinas observan su «bola de cristal», que, desde luego, es de vidrio vulgar.
De la misma manera, cuando los griegos dijeron que cada planeta era parte de una esfera y giraba con ésta, las esferas eran llamadas «cristalinas» debido a su transparencia. (Eran totalmentetransparentes, ya que no existían.)
El cuarzo era generalmente encontrado en formas rectilíneas, planas y de ángulos agudos, y la palabra «cristal» vino a significar esto. Los sólidos que se presentaron libremente en aquellas formas fueron llamados «cristales», tanto si eran de cuarzo como si no.
El cuarzo no es necesariamente transparente, porque no es necesariamente los bastante puro. Si la impureza no es muy grande, el cuarzo puede conservarse transparente pero adquirir un color. El mejor y más hermoso ejemplo de esto es la «amatista» púrpura.
(Los antiguos griegos, al observar el color de vino de la amatista, pensaron, por razones de magia, que debía de contrarrestar los efectos del vino. Estaban seguros de que, si se bebía en una copa de amatista, el vino sabía muy bien, pero no emborrachaba. En realidad, la palabra «amatista» procede del griego y significa «no embriaguez». Pero no os molestéis en probarlo; no os daría resultado.)
Con mayores cantidades de impurezas obtendréis sílice, que está químicamente combinado con metales como el hierro, el aluminio, el calcio, el potasio, etcétera, o con mezclas de varios de éstos. Tales compuestos se denominan «silicatos» y son, en su mayor parte, sustancias mates y opacas. Entre los silicatos figuran el granito, el basalto, la arcilla y otros. Ciertamente, la corteza rocosa de la Tierra, junto con el manto inferior, está compuesta, en gran parte, de silicatos.
El pedernal es un silicato común, y resultó muy importante para el hombre primitivo, ya que podía ser descantillado o afilado en bordes y puntas agudos, y era por ello el mejor material para confeccionar útiles tales como cuchillos, hachas y puntas de lanzas y flechas, en una sociedad que desconocía los metales. La palabra inglesa flint (pedernal) procede de un antiguo término germánico que significaba «esquirla de piedra», que era lo que se obtenía cuando se trabajaba el pedernal. A veces, el trozo de piedra constituía por sí solo el útil.
La palabra latina para designar el «pedernal» es sílex, y cuando se quería expresar que algo estaba hecho «de pedernal», se empleaba el genitivo silicis. Por consiguiente, el pedernal fue el origen de la palabra «sílice», que designa el dióxido de silicio, y del término «silicio», que designa el elemento.
Pedacitos de cuarzo, desmenuzados generalmente por la acción de las olas sobre una costa, forman la «arena». El color de la arena depende de la pureza del cuarzo, y si éste no es puro, de la naturaleza de las impurezas. El cuarzo puro producirá una arena bastante blanca; el color generalmente arenoso de la arena (¿cómo podía ser de otra manera?) se debe a su contenido en hierro.
El átomo de oxígeno es más pequeño que el de silicio, pero más grande que el de carbono. Por consiguiente, el dióxido de silicio debería de tener un punto de fusión más alto que el silicio propiamente dicho, pero más bajo que el carborundo.
Y, efectivamente, es así. El dióxido de silicio tiene un punto de fusión de, aproximadamente, 1.700° C, que es más alto que el del silicio y más bajo que el del carborundo.
Si se añaden a la arena sustancias adecuadas que contengan átomos de sodio y de calcio y se calienta la mezcla, ésta se funde y se convierte en «vidrio», que es, esencialmente, un silicato de sodio y calcio. Sin embargo, pueden añadirse otras sustancias para conseguir ciertas cualidades, como color, dureza, resistencia a los cambios de temperatura o límpida transparencia.
En general, el vidrio es tan transparente a la luz visible como el cuarzo, pero mucho más útil en la práctica.
En primer lugar, el vidrio puede hacerse con arena, que es mucho más abundante que los cristales intactos de cuarzo y, por consiguiente, mucho más barata. En segunda lugar, el vidrio se funde a una temperatura más baja que el cuarzo, y, por tanto, es más fácil trabajar con él.
Además, el vidrio no se solidifica realmente, sino que permanece líquido. Sin embargo, este líquido se hace más y más rígido al enfriarse, hasta adquirir la consistencia de un sólido a todos los efectos. Dicho en pocas palabras: el vidrio que manejamos normalmente es un líquido debido a que su disposición atómica es casual como en los líquidos, y no ordenada como en los sólidos: no obstante, tiene la rigidez de un cuerpo sólido. Esto significa que el vidrio no tiene un punto determinado de fusión, sino que Sigue siendo una especie de líquido viscoso a niveles de temperatura bastante amplios, y esto hace, asimismo, que sea más fácil trabajar con él.
Ahora bien, ¿puede el carbono sustituir al silicio y producir análogos carbónicos de cuarzo, de arena y de piedra, de la sílice y de los silicatos?
El carbono puede tener un buen comienzo. También él puede donar dos de sus cuatro electrones exteriores a cada uno de los átomos de oxígeno. El resultado es O=C=O, ó C02, que es universalmente conocido como «dióxido de carbono» y que, por su fórmula, parece ciertamente análogo al dióxido de silicio.
El lazo entre los átomos de carbono y de oxígeno, en igualdad de condiciones, es más fuerte que el lazo entre el silicio y el oxígeno, ya que los átomos de carbono son más pequeños que los de silicio. Por consiguiente, es lógico suponer que el dióxido de carbono se fundirá a temperatura más alta que el dióxido de silicio.
El dióxido de carbono tiene un punto de fusión de 78,50° C (aunque, en realidad, se sublima más que se funde), y esto significa 1.800 grados menos que el punto de fusión del dióxido de silicio.
¿Por qué? Bien, para responder a esta pregunta, a la cuestión de la relativamente baja cantidad de carbono en la Tierra, y al gran interrogante de cuál originará la vida, y por qué, tendremos que esperar al capítulo siguiente.
En cuanto el joven hubo pronunciado la palabra «nave», se me ocurrió pensar que si el arquitecto se llamaba Hartz y dos damas de la noche conseguían introducirse en la iglesia, reclamando el derecho de asilo, antes de ser alcanzadas por un guardia empeñado en detenerlas, podría declarar, con toda la razón:
La nave de Hartz
robó a esas rameras,
parodiando la conocida canción de cuna referente a la «sota de corazones»(1)
Como soy muy aficionado a los juegos de palabras, y aquél me parecía muy acertado, pensé que debía explicárselo al joven con quien estaba conversando.
Por consiguiente, dije:
— Si se diese el caso de que la nave sur fuese construida por un arquitecto apellidado Hartz...
— Sí, David Hartz —afirmó el joven.
— ¿David Hartz? —inquirí, desconcertado.
— Sí. ¿No se refería a él? David Hartz, de Yale, si no me equivoco. ¿Le conoce?
— ¿Habla usted en serio? ¿Se llama realmente Hartz el arquitecto?
— ¡Sí! Fue usted quien pronunció su nombre.
¿Qué podía hacer yo? Me enfrentaba con otra coincidencia, que había estropeado mi juego de palabras, ya que habría parecido burdo en comparación con lo que había pretendido. No me molesté en dar explicaciones.
Sin embargo, si el joven está en lo cierto en lo concerniente al nombre del arquitecto, confío en que la estructura será conocida como «la nave de Hartz» por toda la eternidad, y con gusto pagaré a dos jovencitas de la profesión adecuada para que se refugien allí y hagan verdadero mi juego de palabras.
Pero las coincidencias no ocurren solamente en la vida cotidiana, sino también en la Ciencia, y con esto doy por terminado el cuento.
Cuando los químicos estudiaban los elementos, durante el siglo XIX, descubrieron cierto número de interesantes similitudes entre varios de éstos. Si no existiese ningún orden entre los elementos, estas similitudes no supondrían más que coincidencias inexplicadas (y quizás inexplicables), y serían tan incómodas para los científicos como lo son las pulgas para los perros.
Los químicos trataron de encontrar un orden y, al hacerlo, consiguieron establecer la tabla periódica de los elementos (véase «Bridging the Gaps, en The Starts in Their Courses, Doubleday, 1971).
De todos los elementos de la lista, el carbono debería ser el más apreciado por nosotros, ya que gracias a sus raras (y tal vez únicas) propiedades, es posible la vida sobre la Tierra.
En realidad, podríamos incluso sostener, si nos halláramos de un humor conservador, que el carbono es la única base concebible de vida en cualquier parte del Universo. (Véase «The One and Only», en The Tragedy of the Moon, Doubleday, 1973)(2).
Sin embargo, ¿cómo puede ser único el carbono? Según la tabla periódica, el carbono no está solo, sino que es el cabeza de la «familia del carbono», constituida por elementos químicamente similares. La familia del carbono se compone de cinco elementos estables: el carbono propiamente dicho, el silicio, el germanio, el estaño y el plomo.
Dentro de una familia, las similitudes químicas son más fuertes entre elementos adyacentes. Esto significa que el elemento más similar al carbono en propiedades químicas es el silicio, que le sigue en la línea y sobre el que versará este ensayo.
El carbono tiene un número atómico de 6, y el silicio, de 14. (En comparación con éstos, los números atómicos del germanio, del estaño y del plomo son 32, 50 y 82, respectivamente.)
El peso atómico del silicio es 28, y el del carbono, 12. Por consiguiente, el átomo de silicio tiene una masa 2 1/3 veces mayor que el átomo de carbono. Por decirlo así, el silicio es el hermano mayor del carbono.
El número atómico nos dice el número de electrones que giran alrededor del núcleo de un átomo intacto. El carbono tiene seis electrones, divididos en dos capas: dos electrones en la capa interior y cuatro en la exterior. Por su parte, el silicio tiene catorce electrones, divididos en tres capas: dos en la interior, ocho en la intermedia y cuatro en la exterior. Como podéis ver, el carbono y el silicio tienen ambos cuatro electrones en la capa más alejada del núcleo. Podemos describir el carbono como (2/4) y el silicio como (2/8/4), en términos del contenido en electrones de sus átomos.
Cuando un átomo de carbono choca con otro átomo de cualquier clase, son los cuatro electrones de la capa exterior de aquél los que actúan, de alguna manera, sobre los electrones del otro átomo. Esta interacción produce lo que llamamos un cambio químico. Cuando es un átomo de silicio el que choca, actúan también sus cuatro electrones exteriores.
Todos los electrones son idénticos según las mediciones más exactas que pueden realizar los científicos. Por tal razón, los cuatro electrones exteriores del carbono y del silicio se comportan de manera similar y, por consiguiente, las propiedades químicas de los dos elementos son también similares.
Pero en tal caso, si el carbono, con cuatro electrones en la parte externa de sus átomos, tiene las propiedades químicas que le permiten servir de base a la vida, ¿no debería servir igualmente el silicio como tal?
Para contestar a esta pregunta debemos empezar por el principio.
El silicio es un elemento sumamente común. Después del oxígeno, es el componente más abundante de la corteza de la Tierra. Los átomos de oxígeno constituyen aproximadamente el 46,6 % de la masa total de la corteza terrestre, y los de silicio, el 27,7 %. (Los otros ochenta elementos presentes en la corteza terrestre constituyen, sumados, el 25,7 % restante.) Dicho en otras palabras: sin contar el oxígeno, hay más silicio en la corteza de la Tierra que todos los demás elementos juntos.
De todas maneras, no esperéis tropezar con un pedazo de silicio la próxima vez que salgáis de casa. Es imposible. El silicio no se encuentra en la Tierra en su forma elemental; es decir, no encontraréis un pedazo de materia compuesto sólo de átomos de silicio. Todos los átomos de silicio que existen en la corteza terrestre están combinados con otras clases de átomos, principalmente de oxígeno, y existen, por tanto, como «compuestos».
Del mismo modo, no se puede tomar un trozo de corteza terrestre y exprimirlo para extraer oxígeno puro, ya que los átomos de oxígeno presentes están combinados con otras clases de átomos, principalmente de silicio. Hay una cantidad considerable de oxígeno elemental en la atmósfera de la Tierra, pero, naturalmente, no existe silicio libre a nuestro alcance.
Veamos ahora algunas diferencias entre el silicio y el carbono. En primer lugar, el carbono no es tan común como el silicio en la corteza terrestre. Por cada 370 átomos de silicio, hay un solo átomo de carbono. Esto, sin embargo, permite advertir que el carbono es relativamente abundante.)
Se trata de algo peculiar, ya que, en el conjunto del Universo, los átomos más pequeños son más comunes que los más grandes (con algunas excepciones, por razones comprensibles), y los átomos de carbono son claramente más pequeños que los de silicio. Según cálculos de los astrónomos, en el Universo hay siete átomos de carbono por cada dos de silicio.
Entonces, ¿por qué la corteza terrestre es relativamente pobre en carbono? De momento, no me referiré a esto, pero os prometo volver más adelante sobre esta cuestión.
El carbono, como el silicio, se encuentra en general en combinación con otros átomos, principalmente de oxígeno, pero a diferencia del silicio, se encuentran cantidades apreciables de carbono en forma elemental, como pedazos de materia compuestos casi enteramente por átomos de carbono. El carbón, por ejemplo, contiene de un 85 a un 95% de átomos de carbono.
Pero el carbón tiene su origen en materiales vegetales en descomposición. Es producto de la vida. Si el carbono no tuviese propiedades que le permitiesen servir de base para la vida, no se encontraría en estado libre en la corteza de la Tierra.
Contrariamente, podríamos argüir que si el silicio se pareciese lo bastante al carbono para servir de base a otra variedad de vida, también él se presentaría probablemente en estado libre cuando tal vida se descompusiera. En consecuencia, si averiguamos por qué no serviría el silicio como base de vida, sabremos también por qué no se presenta, como el carbono, en forma elemental.
(En realidad, la única razón de que el oxígeno se encuentre libre en la atmósfera es la actividad de la vida vegetal, que libera oxigeno como efecto secundario de la fotosíntesis. Si no existiese vida en la Tierra, los únicos elementos que se presentarían libres serían aquellos que fuesen, químicamente, particularmente inertes. La mayor parte de éstos, como el helio y el platino, son muy raros. El elemento inerte menos raro es el nitrógeno, y, como resultado de ello, hay cantidades apreciables de nitrógeno libre, no sólo en la atmósfera de la Tierra, planeta rico en vida, sino también en la atmósfera de Venus, ¡planeta totalmente desierto!)
Aunque la Naturaleza no ha tenido la gentileza de ofrecernos silicio en forma elemental, los químicos aprendieron a obtenerlo por su cuenta. Dos químicos franceses, Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) y Louis Jacques Thénard (1777-1857), consiguieron, en 1809, descomponer un compuesto que contenía silicio y obtener un material de color castaño rojizo. No prosiguieron su examen. Probablemente, aquel material era una masa de silicio elemental, aunque conteniendo muchas impurezas.
En 1824, el químico sueco Jons Jakob Berzelius (1779-1848) obtuvo una masa similar de silicio por un medio químico algo distinto. Pero, a diferencia de Gay-Lussac y Thénard, Berzelius se dio cuenta de lo que tenia, y se esforzó en librarlo de impurezas.
Berzelius fue el primero en obtener silicio razonablemente puro, estudiar lo que había obtenido e informar sobre sus propiedades. Por esta razón, actualmente se le atribuye el mérito de haber descubierto el silicio.
El silicio de Berzelius era «amorfo»; es decir, los átomos individuales de silicio estaban dispuestos de manera irregular, por lo cual no se formaban cristales visibles. (La palabra «amorfo» viene del griego y significa «sin forma», mientras que los cristales se distinguen por su forma geométrica regular.)
En 1854, el químico francés Henri Etienne Sainte-Claire Deville (1818-1881) consiguió, por vez primera, cristales de silicio. Brillaban con un resplandor metálico, lo cual podía hacer creer que el silicio era diferente del carbono en otro importante nivel, el de que el silicio es un metal y el carbono no lo es.
Sin embargo, no es así. Aunque el silicio posee algunas propiedades similares a los de los metales en general, tiene otras que no lo son, y, por consiguiente, es un «semimetal». El carbono, en forma de grafito, también tiene algunas propiedades metálicas (por ejemplo, conduce bastante bien la electricidad). En consecuencia, los dos elementos no son muy diferentes a tal respecto.
Desde luego, los átomos de carbono no están obligados a ordenarse de manera que produzcan grafito. Pueden también hacerlo de una manera más compacta y simétrica para producir el diamante, que no muestra ninguna propiedad metálica (véase «The Unlikely Twins», en The Tragedy of the Moon, Doubleday, 1973).
El diamante es particularmente notable por su dureza, y, en 1891, el inventor norteamericano Edward Goodrich Acheson (1858-1931) descubrió que el carbono, al ser calentado con arcilla, produce otra sustancia muy dura. Acheson pensó que esta sustancia era carbono combinado con alundum (un compuesto de átomos de aluminio y de oxígeno, que se encuentran, ambos, en la arcilla).
Por consiguiente, llamó carborundum a la nueva sustancia dura.
En realidad, el carborundo resultó ser un compuesto de carbono y silicio (átomos de silicio se encuentran también en la arcilla). El compuesto consistía en átomos de silicio y de carbono en cantidades iguales («carbono de silicio», cuya fórmula química es SiC). Esta mezcla de átomos tomaba la forma compacta y simétrica que se observa en el diamante.
En el carborundo, los átomos de carbono y de silicio están colocados alternativamente dentro de la estructura cristalina. El hecho de que se puedan sustituir átomos de silicio por otros tantos de carbono, y que la sustancia siga siendo dura, demuestra lo similares que son ambos elementos. (Pero no todas las propiedades se conservan. El carborundo no tiene ni la transparencia ni la belleza del diamante.)
Ahora bien, el carborundo no es tan duro como el diamante. ¿Por qué?
Los átomos de silicio y de carbono son químicamente similares, debido al hecho de que ambos tienen cuatro electrones en la capa exterior, pero no son idénticos. El átomo de silicio tiene tres capas de electrones, mientras que el de carbono sólo tiene dos. Esto significa que la distancia desde la capa exterior del átomo de silicio hasta su núcleo es mayor que en el caso del átomo de carbono.
Los electrones llevan una carga negativa, y son mantenidos en su sitio por la atracción de la carga positiva sobre el núcleo del átomo. Esta fuerza de atracción disminuye con la distancia y es, por consiguiente, más débil en el átomo de silicio que en el átomo más pequeño de carbono.
Además, entre los electrones exteriores y el núcleo del átomo de silicio están los diez electrones de las dos capas interiores, mientras que, en el caso del carbono, sólo intervienen los dos electrones de la capa interior. Cada electrón interior con carga negativa, existente entre la capa exterior y el núcleo, tiende a neutralizar, de algún modo, la carga positiva de éste, y debilita la atracción del núcleo sobre los electrones exteriores.
Cuando dos átomos de carbono se juntan, es debido a la fuerza de atracción generada por la asociación de dos electrones (uno de cada átomo). Cuanto más firmemente sean sujetados estos dos electrones por los respectivos núcleos de los dos átomos, más fuerte será el lazo entre ellos.
Por consiguiente, el lazo carbono-carbono es más fuerte que el lazo silicio-silicio, y el lazo silicio-carbono debería tener una fuerza intermedia.
Una manera de demostrar esto es buscando el punto de fusión. Al elevarse la temperatura, los átomos vibran cada vez con más fuerza hasta que, por fin, se rompen, los lazos que les unían y aquéllos se deslizan libremente uno sobre otro. El Silicio se ha convertido en líquido. Por consiguiente, cuanto más fuertes sean los lazos, más alto debe ser el punto de fusión.
En realidad, el carbono no se funde, sino que se «sublima»; es decir, se convierte directamente de sólido en vapor, pero también a esto lo llamaremos punto de fusión. El punto de fusión del carbono es de más de 3.500° C, mientras que el del silicio es de sólo 1.410 °C. El carburundo (que, como el carbono, se sublima) tiene un punto de fusión intermedio de 2.700 °C.
Una vez más, se puede juzgar la fuerza del lazo por la dureza de la sustancia. Cuanto más fuerte es el lazo entre los átomos, más resiste la sustancia a la deformación, y más fácilmente se produce ésta (por ejemplo, en forma de rascadura) en otras sustancias más blandas.
El diamante es la sustancia más dura que se conoce. El carborundo no lo es tanto, pero sí más que el silicio.
Pero aunque el carborundo no es tan duro como el diamante, es más utilizado que éste como «abrasivo» (es decir, algo lo bastante duro como para desgastar, por fricción, objetos más blandos, sin ser a su vez sensiblemente afectado). ¿Por qué?
La respuesta es una cuestión de precio. Todos sabemos lo escasos y caros que son los diamantes, incluso los impuros o de baja calidad. En cambio, el carborundo puede hacerse con carbono ordinario y arcilla, dos cosas tan baratas como se pueda razonablemente esperar.
Dije anteriormente que, en la Naturaleza, los átomos de silicio suelen encontrarse casi siempre en combinación con átomos de oxigeno. El átomo de oxígeno está siempre dispuesto a aceptar dos electrones de otro átomo, combinando cada electrón que acepta con uno de los propios. Entonces se forman dos pares de electrones entre los dos átomos; esto se denomina «doble enlace», que podemos representar de la manera siguiente: «Si O». Pero el átomo de silicio tiene cuatro electrones exteriores, y es perfectamente capaz de donar dos electrones a cada uno de los dos átomos de oxigeno.
El resultado es O=Si=O, que puede también representarse, más sencillamente, como SiO2, y al que podemos llamar «dióxido de silicio». Es una antigua costumbre, nacida en los tiempos en que los químicos no sabían exactamente cuántos átomos de cada elemento estaban presentes en una combinación (o si eran en realidad átomos), hacer que el nombre de un compuesto de un elemento con oxígeno termine con una «e». En consecuencia, el dióxido de silicio es también llamado «sílice».
En realidad, sílice fue el nombre que se empleó primero, y la terminación «e» indicaba que se sospechaba que era una combinación de oxígeno con un elemento que aún no habla sido aislado. Una vez se obtuvo el otro elemento, fue llamado silicon (en inglés), siendo la terminación «n» convencional para un elemento no metálico, como boron (boro), hydrogen (hidrógeno) y chlorine (cloro).
La forma más pura de sílice, cuando sólo contiene átomos de silicio y de oxígeno, es más conocida por el nombre de <cuarzo», palabra de origen desconocido.
Lo más asombroso del cuarzo, siempre que sea lo bastante puro, es que es transparente. Hay muy pocos sólidos naturales que permitan que la luz pase a través de ellos casi sin absorción, y el cuarzo es uno de ellos.
La primera de aquellas sustancias que descubrió el hombre primitivo fue el hielo, que, si se forma lentamente y en una capa bastante fina, es transparente. Cuando los hombres, que habían descubierto el hielo, descubrieron más tarde el cuarzo, sólo acertaron a pensar que habían encontrado otra variedad de hielo, formada de un modo tan rígido y bajo condiciones de un frío tan intenso que ya no podía fundirse.
Por consiguiente, los griegos llamaron khystallos al cuarzo, palabra que significaba «hielo». Dicha palabra se convirtió en crystallum, en latín, y en crystal en inglés. El prefijo cry (en español crío)se emplea todavía para significar «muy frío», como en «criogénico» (relativo a la producción de frío), «criónica» (preservación de tejidos vivos a temperaturas muy bajas), «criómetro» (termómetro para registrar temperaturas muy bajas), etcétera.
Sin embargo, la palabra «cristal», como equivalente de «hielo», está ahora anticuada. Se emplea más a menudo para significar un objeto transparente, aunque no está hecho de cuarzo. Por ejemplo, aún decimos que las adivinas observan su «bola de cristal», que, desde luego, es de vidrio vulgar.
De la misma manera, cuando los griegos dijeron que cada planeta era parte de una esfera y giraba con ésta, las esferas eran llamadas «cristalinas» debido a su transparencia. (Eran totalmentetransparentes, ya que no existían.)
El cuarzo era generalmente encontrado en formas rectilíneas, planas y de ángulos agudos, y la palabra «cristal» vino a significar esto. Los sólidos que se presentaron libremente en aquellas formas fueron llamados «cristales», tanto si eran de cuarzo como si no.
El cuarzo no es necesariamente transparente, porque no es necesariamente los bastante puro. Si la impureza no es muy grande, el cuarzo puede conservarse transparente pero adquirir un color. El mejor y más hermoso ejemplo de esto es la «amatista» púrpura.
(Los antiguos griegos, al observar el color de vino de la amatista, pensaron, por razones de magia, que debía de contrarrestar los efectos del vino. Estaban seguros de que, si se bebía en una copa de amatista, el vino sabía muy bien, pero no emborrachaba. En realidad, la palabra «amatista» procede del griego y significa «no embriaguez». Pero no os molestéis en probarlo; no os daría resultado.)
Con mayores cantidades de impurezas obtendréis sílice, que está químicamente combinado con metales como el hierro, el aluminio, el calcio, el potasio, etcétera, o con mezclas de varios de éstos. Tales compuestos se denominan «silicatos» y son, en su mayor parte, sustancias mates y opacas. Entre los silicatos figuran el granito, el basalto, la arcilla y otros. Ciertamente, la corteza rocosa de la Tierra, junto con el manto inferior, está compuesta, en gran parte, de silicatos.
El pedernal es un silicato común, y resultó muy importante para el hombre primitivo, ya que podía ser descantillado o afilado en bordes y puntas agudos, y era por ello el mejor material para confeccionar útiles tales como cuchillos, hachas y puntas de lanzas y flechas, en una sociedad que desconocía los metales. La palabra inglesa flint (pedernal) procede de un antiguo término germánico que significaba «esquirla de piedra», que era lo que se obtenía cuando se trabajaba el pedernal. A veces, el trozo de piedra constituía por sí solo el útil.
La palabra latina para designar el «pedernal» es sílex, y cuando se quería expresar que algo estaba hecho «de pedernal», se empleaba el genitivo silicis. Por consiguiente, el pedernal fue el origen de la palabra «sílice», que designa el dióxido de silicio, y del término «silicio», que designa el elemento.
Pedacitos de cuarzo, desmenuzados generalmente por la acción de las olas sobre una costa, forman la «arena». El color de la arena depende de la pureza del cuarzo, y si éste no es puro, de la naturaleza de las impurezas. El cuarzo puro producirá una arena bastante blanca; el color generalmente arenoso de la arena (¿cómo podía ser de otra manera?) se debe a su contenido en hierro.
El átomo de oxígeno es más pequeño que el de silicio, pero más grande que el de carbono. Por consiguiente, el dióxido de silicio debería de tener un punto de fusión más alto que el silicio propiamente dicho, pero más bajo que el carborundo.
Y, efectivamente, es así. El dióxido de silicio tiene un punto de fusión de, aproximadamente, 1.700° C, que es más alto que el del silicio y más bajo que el del carborundo.
Si se añaden a la arena sustancias adecuadas que contengan átomos de sodio y de calcio y se calienta la mezcla, ésta se funde y se convierte en «vidrio», que es, esencialmente, un silicato de sodio y calcio. Sin embargo, pueden añadirse otras sustancias para conseguir ciertas cualidades, como color, dureza, resistencia a los cambios de temperatura o límpida transparencia.
En general, el vidrio es tan transparente a la luz visible como el cuarzo, pero mucho más útil en la práctica.
En primer lugar, el vidrio puede hacerse con arena, que es mucho más abundante que los cristales intactos de cuarzo y, por consiguiente, mucho más barata. En segunda lugar, el vidrio se funde a una temperatura más baja que el cuarzo, y, por tanto, es más fácil trabajar con él.
Además, el vidrio no se solidifica realmente, sino que permanece líquido. Sin embargo, este líquido se hace más y más rígido al enfriarse, hasta adquirir la consistencia de un sólido a todos los efectos. Dicho en pocas palabras: el vidrio que manejamos normalmente es un líquido debido a que su disposición atómica es casual como en los líquidos, y no ordenada como en los sólidos: no obstante, tiene la rigidez de un cuerpo sólido. Esto significa que el vidrio no tiene un punto determinado de fusión, sino que Sigue siendo una especie de líquido viscoso a niveles de temperatura bastante amplios, y esto hace, asimismo, que sea más fácil trabajar con él.
Ahora bien, ¿puede el carbono sustituir al silicio y producir análogos carbónicos de cuarzo, de arena y de piedra, de la sílice y de los silicatos?
El carbono puede tener un buen comienzo. También él puede donar dos de sus cuatro electrones exteriores a cada uno de los átomos de oxígeno. El resultado es O=C=O, ó C02, que es universalmente conocido como «dióxido de carbono» y que, por su fórmula, parece ciertamente análogo al dióxido de silicio.
El lazo entre los átomos de carbono y de oxígeno, en igualdad de condiciones, es más fuerte que el lazo entre el silicio y el oxígeno, ya que los átomos de carbono son más pequeños que los de silicio. Por consiguiente, es lógico suponer que el dióxido de carbono se fundirá a temperatura más alta que el dióxido de silicio.
El dióxido de carbono tiene un punto de fusión de 78,50° C (aunque, en realidad, se sublima más que se funde), y esto significa 1.800 grados menos que el punto de fusión del dióxido de silicio.
¿Por qué? Bien, para responder a esta pregunta, a la cuestión de la relativamente baja cantidad de carbono en la Tierra, y al gran interrogante de cuál originará la vida, y por qué, tendremos que esperar al capítulo siguiente.
(1) Para
comprender el juego de palabras, intraducibles, téngase en cuenta que «nave of
Hartz» (nave de Hartz) se pronuncia casi igual que «knave of hearts» (sota de
corazones). (N. del T.)
(2) Son posibles opiniones más radicales, como las sostenidas en Life Beyond Earth, de Gerald Feinberg y Robert Shapiro (Morrow, 1980), que os recomiendo de todo corazón.
(2) Son posibles opiniones más radicales, como las sostenidas en Life Beyond Earth, de Gerald Feinberg y Robert Shapiro (Morrow, 1980), que os recomiendo de todo corazón.
VI
PAN Y PIEDRA
PAN Y PIEDRA
En el Sermón de la Montaña, Jesús aseguró a sus
oyentes que Dios Padre sería bondadoso con la Humanidad. Lo demostró señalando
que los padres humanos, sumamente imperfectos en comparación con Aquél, eran
bondadosos para con sus hijos. Dijo:
«... ¿quién de vosotros, si su hijo le pide pan, le dará una piedra?» (Mateo, 7,9).
Un amargo eco de este versículo se oyó dieciocho siglos más tarde en relación con Robert Burns, el gran poeta escocés que vivió y murió en espantosa pobreza, incluso cuando escribía sus hoy mundialmente famosos versos.
Después de su muerte, en 1796, a la edad de treinta y siete años, los escoceses descubrieron que era un gran poeta —siempre es más fácil honrar a alguien a quien ya no se debe mantener— y decidieron erigirle un monumento. Cuando dieron la noticia a la anciana madre de Burns, ésta la recibió sin mucha gratitud. Se dijo que exclamó:
— Rabbie, Rabbie, ¡pediste pan y te dieron piedra!
Me encanta esta anécdota, que hace que mis ojos se humedezcan cada vez que la cuento; pero, como todas las historias que me gustan, puede ser apócrifa.
El escritor satírico inglés Samuel Butler, conocido sobre todo por su poema Hudibras, murió en la miseria en 1680, y en 1721, Samuel Wesley, después de observar el monumento a Butler en la abadía de Westminster, escribió:
El sino de un poeta se muestra aquí en emblema.
Él pidió Pan, y recibió una Piedra.
Es muy improbable que Mrs. Burns citase a Wesley tres cuartos de siglo más tarde; en cambio, me parece verosímil que la persona que informó sobre la observación de Mrs. Burns le estuviese citando en realidad.
En todo caso, el pan es producto del átomo de carbono, y la piedra lo es del átomo de silicio. Y aunque el carbono y el silicio son muy similares en estructura atómica, sus productos son tan diferentes que constituyen una antítesis natural y Poderosa.
Terminé el capítulo anterior comparando el dióxido de carbono con el dióxido de silicio, siendo necesario para el primero una temperatura tan baja para convertirlo en gas, que permanece en estado gaseoso incluso en el invierno más crudo de la Antártida, mientras que el segundo se convierte en gas a una temperatura tan alta que ni siquiera los volcanes más activos producen cantidades significativas de vapores de dióxido de silicio.
En la molécula de dióxido de carbono, cada átomo de carbono está combinado con dos átomos de oxigeno, O=C=O. El átomo de carbono (C) está sujeto a cada átomo de oxígeno (O) por un doble enlace, es decir, por dos pares de electrones. Cada átomo que participa en este doble enlace contribuye con un electrón en cada par, o sea, con dos electrones en total. El átomo de oxígeno tiene solamente dos electrones que ofrecer en circunstancias normales, y el átomo de carbono tiene cuatro. Por consiguiente, el átomo de carbono forma un doble enlace con cada uno de los dos átomos de oxígeno, como se muestra en la fórmula.
El átomo de silicio (Si) es muy similar al de carbono en la disposición de sus electrones, y tiene también cuatro de éstos disponibles para la formación de enlaces. También puede formar un doble enlace con cada uno de los dos átomos de oxígeno, por lo que el dióxido de silicio puede representarse como O=Si=O.
En el capítulo anterior observé que los lazos que unen al carbono con el oxígeno son más fuertes que los que unen al silicio con el oxígeno, y sugerí que esto significaba que el dióxido de carbono debería de tener unos puntos de fusión y de ebullición más altos que los del dióxido de silicio. De hecho, ocurre todo lo contrario, y yo lo planteé como problema.
En realidad, simplificaba demasiado la cuestión. Ciertamente, hay veces en que los puntos de fusión y de ebullición significaban la ruptura de fuertes lazos entre átomos, de manera que cuanto más fuertes sean éstos, más altos serán los puntos de fusión y de ebullición. Esto es verdad cuando cada átomo de un sólido está sujeto a sus vecinos por fuertes lazos. Entonces no hay manera de convertir el sólido primero en líquido y después en gas, salvo rompiendo algunos o todos estos lazos.
Sin embargo, en otros casos, de dos a una docena de átomos están firmemente unidos para formar una discreta molécula de tamaño moderado, y las moléculas individuales están débilmente unidas entre ellas. En este caso, los puntos de fusión y de ebullición se alcanzan cuando se rompen los débiles lazos intermoleculares y son liberadas las moléculas individuales. Y entonces no hace falta tocar los fuertes lazos en el interior de la molécula, y los puntos de fusión y de ebullición son entonces generalmente muy bajos.
En el caso del punto de ebullición en particular, tenemos una situación en que los lazos intermoleculares se rompen completamente, de modo que se produce un gas en el que las moléculas individuales se mueven libre e independientemente. En el punto de sublimación, los lazos intermoleculares de un sólido se rompen completamente para formar un gas compuesto de moléculas absolutamente independientes.
El punto de ebullición del dióxido de silicio es de unos 2.300° C, mientras que el punto de sublimación del dióxido de carbono es de —78,5° C. Está claro que, al calentar el dióxido de silicio para convertirlo en gas, debemos romper fuertes lazos entre átomos; mientras que, al calentar el dióxido de carbono para convertirlo en gas, sólo tenemos que romper débiles lazos intermoleculares.
¿Por qué? Las fórmulas O=Si=O y O=C=O parecen tan similares...
Para empezar debemos comprender que un doble enlace es más flojo que un enlace simple. Esto parece ir en contra del sentido común. Es evidente que una presa con ambas manos será más fuerte que otra hecha con una sola mano. Sujetar algo con dos cintas de goma, con dos cuerdas, con dos cadenas, parece ser más eficaz que hacerlo con una sola en cada caso.
Sin embargo, no es así en el caso de los enlaces interatómicos. Para explicar adecuadamente esto tendríamos que recurrir a la mecánica cuántica, pero haré a todos el favor (1) de ofrecer una explicación más metafórica. Imaginemos que existe un determinado espacio entre dos átomos y que, cuando cuatro electrones se introducen en este espacio para establecer un doble lazo, no tienen Sitio suficiente para agarrarse bien. Dos electrones, formando un solo lazo pueden asirse mejor. Imaginaos que introducís ambas manos en un espacio restringido y sujetáis algo con los dedos índice y pulgar de cada mano. Si metéis una sola mano y podéis sujetarlo bien con los cinco dedos, el resultado será mucho más eficaz.
En consecuencia, si existe una posibilidad de redistribuir los electrones del dióxido de silicio de manera que se puedan sustituir los dobles lazos por lazos sencillos, será más probable que ocurra aquello.
Si, por ejemplo, están presentes muchas moléculas de dióxido de silicio, cada átomo de oxígeno distribuye sus electrones de manera que sujeta dos átomos diferentes de silicio con un solo lazo cada uno, en vez de sujetar un solo átomo de silicio con un doble lazo. En vez de O=Si=O, tenemos O—Si—O—Si—O—Si— y así indefinidamente, en ambas direcciones.
Cada átomo de silicio tiene cuatro electrones que ofrecer, y puede, por tanto, formar cuatro lazos simples, pero en la cadena que acabamos de consignar, cada uno de ellos emplea sólo dos lazos simples. Por consiguiente, cada átomo de silicio puede iniciar una cadena infinita en otras dos direcciones, con lo que obtendremos:
Puesto así parece bidimensional, pero en realidad no lo es. Los cuatro lazos del silicio están distribuidos hacia los cuatro vértices de un tetraedro, y el resultado es una estructura tridimensional, bastante parecida a la del diamante o el carburo de silicio.
En consecuencia, cada pedazo de dióxido de silicio puro («cuarzo») es, en efecto, una enorme molécula, en la que hay, en conjunto, dos átomos de oxígeno por cada uno de silicio. Para fundir y hervir este pedazo de cuarzo es preciso romper los fuertes lazos Si—O, su punto de ebullición será, pues, tan alto que, encontramos dióxido de silicio gaseoso en las condiciones de la superficie de la Tierra.
Todo lo anterior sigue siendo cierto si otros tipos de átomos se incorporan al enrejado silicio-oxígeno en numero no lo bastante grande como para quebrantarlo, formando así silicatos. Generalmente, estos silicatos se funden y hierven a temperaturas muy altas.
La cuestión es muy diferente en el dióxido de carbono. Los átomos más pequeños tienden a formar lazos más fuertes, y así, el átomo de carbono, que es más pequeño que el de silicio, se liga con más fuerza que éste al átomo de oxígeno. En realidad, incluso el doble enlace C=O, aunque más débil que el enlace simple C—O, es, empero, lo bastante fuerte para que la tendencia a distribuirse en lazos simples sea mucho menor que en el caso del dióxido de silicio. Las moléculas pequeñas tienen ciertas ventajas sobre las grandes en lo referente a estabilidad, y esto, combinado con la fuerza relativa del doble enlace carbono-oxígeno, tiende a mantener el dióxido de carbono en forma de moléculas pequeñas.
Si la temperatura es lo bastante baja, las moléculas individuales de dióxido de carbono se adhieren y forman un cuerpo sólido, pero son mantenidas juntas por lazos intermoleculares relativamente débiles y se rompen fácilmente. De aquí el bajo punto de sublimación.
Otros átomos pueden combinarse con el dióxido de carbono para formar «carbonatos», y éstos son siempre sólidos a las temperaturas de la superficie de la Tierra. Sin embargo, si se calientan a temperaturas más altas, se rompen y producen dióxido de carbono gaseoso a temperaturas considerablemente más bajas que el punto de ebullición de los silicatos.
El carbonato de calcio («piedra caliza»), por ejemplo, desprende dióxido de carbono gaseoso a unos 825 °C.
Cuando se forma un sistema planetario, el proceso de formación produce, al principio, un planeta cálido. Si los planetas en formación están relativamente cerca del sol central, la temperatura se eleva aún más como resultado de ello.
En estas condiciones, los únicos sólidos que pueden aparecer son los que se componen de átomos que forman grandes enrejados atómicos y que, por consiguiente, tienen altos puntos de fusión y de ebullición. Esto incluye dos variedades de sustancias que tienden a separarse al evolucionar el planeta: los metales (principalmente el hierro y aquellos otros que se mezclan con él con relativa facilidad) y los silicatos.
Los metales densos tienden a concentrarse en el centro del planeta, con los silicatos más ligeros envolviendo aquel núcleo como una concha externa.
Esta es la estructura general de los cinco mundos interiores del Sistema Solar: Mercurio, Venus, la Tierra, la Luna y Marte. (En el caso de Marte y de la Luna, el componente metálico es muy bajo.)
Los elementos cuyos átomos se adaptan con dificultad, o no se adaptan en absoluto, al enrejado metálico o de los silicatos, tienden a quedar como átomos individuales, como pequeñas moléculas o como enrejados en los que los átomos sólo se mantienen flojamente unidos. En todos los casos, son «volátiles» y, en el principio de la formación planetaria, existían en gran parte como vapores.
Como los metales y los silicatos están constituidos por elementos que, a su vez, constituyen una fracción relativamente pequeña de los materiales originales con que se formaron los sistemas planetarios, los mundos interiores del Sistema Solar son relativamente pequeños y tienen, por ende, débiles campos de gravitación; demasiado débiles para retener los vapores.
Esto significa la pérdida de la mayor parte o de la totalidad de algunos de los elementos particularmente comunes en la mezcla original preplanetaria: hidrógeno, helio, carbono, nitrógeno, neón, sodio, potasio y argón.
Así, Mercurio y la Luna poseen poco o ningún hidrógeno, carbono y nitrógeno, tres elementos sin los cuales sabemos que no puede existir la vida. Venus y la Tierra tienen suficiente masa compuesta principalmente para haber retenido algunos de estos elementos, y ambos tienen una atmósfera de materiales volátiles. Marte, con un campo gravitatorio más débil (sólo posee una décima parte de la masa de la Tierra), era, debido a su mayor distancia del Sol, lo bastante frío como para retener una pequeña cantidad de material volátil, por lo cual tiene una atmósfera tenue.
Más allá de Marte, en el Sistema Solar exterior, los planetas permanecieron lo bastante fríos como para recoger sustanciales proporciones de aquellas materias volátiles que constituyeron el 99% de la mezcla original (principalmente hidrógeno y helio), y por eso crecieron más en tamaño y en masa. Al crecer, se intensificó su campo gravitatorio, y pudieron seguir creciendo todavía con más rapidez (el efecto de la «bola de nieve»). Resultado de ello fueron los grandes planetas exteriores: Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno. Estos son los llamados gigantes gaseosos, compuestos principalmente por una mezcla de hidrógeno y helio, con pequeñas moléculas conteniendo carbono, nitrógeno y oxígeno, como impurezas principales y (presuntamente) con núcleos relativamente pequeños de silicatos y metales en el centro.
Incluso los mundos más pequeños del Sistema Solar exterior se enfriaron lo bastante, en su fase primitiva, como para recoger materias volátiles. Las moléculas de éstas contienen carbono, nitrógeno u oxígeno, en combinación con hidrógeno. En las actuales bajísimas temperaturas de estos mundos, tales materias volátiles se hallan en estado sólido. Son «hielos», llamados así por su parecido general, en propiedades, al ejemplo más conocido en la Tierra: el agua helada.
Los cuatro grandes satélites de Júpiter, pongo por caso, sufrieron un calentamiento debido al efecto de marea de Júpiter (que aumenta rápidamente al disminuir la distancia del satélite). Ganímedes y Calisto, los dos satélites más alejados, fueron poco calentados y son, esencialmente, mundos helados, más grandes que los otros dos. lo, el más interior, recibía demasiado calor para recoger materias volátiles, y está compuesto esencialmente por silicatos, mientras que Europa, que se encuentra entre Io y Ganímedes, parece estar también formado de silicatos, envueltos en una cubierta helada.
Pero volvamos a la Tierra, que es, en esencia, un núcleo líquido de níquel y hierro, envuelto en un manto de silicatos.
Sobre la superficie están las materias volátiles que la Tierra consiguió guardar. Los átomos de hidrógeno se encuentran, principalmente, como formando parte de las moléculas de agua que constituyen nuestros (relativamente) grandes océanos. Los átomos de nitrógeno se encuentran como moléculas de dos átomos en la atmósfera. Los átomos de carbono se encuentran como dióxido de carbono en la atmósfera (en pequeñas cantidades), como carbonatos en la corteza y como carbono elemental en forma de depósitos de carbón.
Sin embargo, la Tierra es deficitaria en estos elementos, y, aunque los tiene en cantidad suficiente para permitir una vida copiosa y diversa, tal cantidad es pequeña en comparación con la existente en una masa igual de materia representativa en la composición total del Universo (por ejemplo, una masa igual en Júpiter o en el Sol).
Pero si la corteza terrestre contiene 370 átomos de silicio por cada átomo de carbono, y silos dos son tan similares en muchas de sus propiedades químicas, ¿por qué tenía que formarse la vida alrededor del átomo de carbono y no del de silicio?
A tal respecto, debemos recordar que la vida es una danza atómica bastante complicada. La vida representa un sistema de entropía relativamente bajo, sostenido contra una abrumadora tendencia («segunda ley de termodinámica») a elevar la entropía. La vida está hecha de moléculas muy complejas y frágiles que, por sí solas, se romperían fácilmente. Contiene altas concentraciones de ciertos tipos de átomos o moléculas en algunos sitios, y bajas concentraciones en otros; por consiguiente, si actuasen por sí solas, las concentraciones empezarían rápidamente a nivelarse..., y así sucesivamente.
Con el fin de mantener el estado de baja entropía, la química de la vida desarrolla una actividad incesante. No es que las moléculas no se rompan, ni que las concentraciones desiguales no se igualen; es que las moléculas complejas son construidas de nuevo con la misma rapidez con que se rompen, y las concentraciones vuelven a desnivelarse en cuanto se igualan. Es como si mantuviésemos seca una casa durante una inundación, no deteniendo la riada (cosa imposible), sino achicando continua e incansablemente el agua a medida que entrase.
Esto significa que debe existir un constante trasiego de átomos y de moléculas, y que las materias primas básicas de la vida han de existir en una forma que permita que sean capturadas y utilizadas rápidamente. Las materias primas deben existir como pequeñas moléculas en cantidades considerables, en condiciones que permitan que los lazos que mantienen los átomos unidos dentro de las moléculas se rompan y se rehagan fácilmente, de modo que moléculas de un tipo se convierten continuamente en otras.
Esto es posible mediante el uso de un medio fluido en el que se disuelven las diversas moléculas. Allí están presentes en alta concentración, se mueven libremente y sirven para el fin propuesto. El medio fluido empleado es el agua, muy abundante en la Tierra, y es un buen disolvente para una gran variedad de sustancias. De hecho, la vida, tal como la conocemos, sería imposible sin el agua.
Las moléculas útiles para la vida son solubles o pueden hacerse solubles en agua. El oxígeno sólo es ligeramente soluble, pero se adhiere fácilmente a la hemoglobina, de modo que la pequeña cantidad que se disuelve es atrapada en seguida, dejando sitio para otra pequeña cantidad a disolver, y así sucesivamente.
Pero el proceso de solución en agua es similar, en algunos aspectos, a los procesos de fusión y ebullición. Hay que romper lazos interatómicos o intermoleculares. Si se tiene un enrejado entero de átomos, no entrará todo él en solución como una masa intacta. Pero si el enrejado puede romperse en pequeños fragmentos, tales fragmentos podrán disolverse.
Los silicatos forman un enrejado fuertemente sujeto, y los lazos son tan resistentes al agua como al calor. Los silicatos son «insolubles», y esto es buena cosa, pues, de no ser así, los mares disolverían buena parte de las zonas continentales y producirían un lodo espeso, que no sería mar ni tierra y en el cual la vida, tal como la conocemos, no podría existir.
Pero esto significa también que los átomos de silicio no existen en forma de pequeñas moléculas solubles y, en consecuencia, no son incorporados en tejidos activamente vivos. Por tanto, el silicio no sirve de base para la vida, y el carbono, si.
Esto, sin embargo, es lo que ocurre en condiciones terrestres. ¿Qué se puede decir de otras condiciones?
La condición química de un planeta puede ser «oxidante» o «reductora». En el primer caso hay una preponderancia de átomos que aceptan electrones, como sucedería de existir grandes cantidades de oxígeno libre en la atmósfera. En el segundo hay una preponderancia de átomos que sueltan electrones, como sería el caso de grandes cantidades de hidrógeno libre
en la atmósfera. La Tierra tiene una atmósfera oxidante; Júpiter la tiene reductora. Aunque al principio la Tierra pudo tener también una atmósfera reductora.
En una atmósfera oxidante, el carbono tiende a existir como dióxido de carbono. En una atmósfera reductora, tiende a existir como «metano», cuya molécula consiste en un átomo de carbono al que se han unido cuatro de hidrógeno (CH4). En el Sistema Solar exterior, donde imperan las condiciones reductoras, el metano es extraordinariamente común.
El metano es padre de un número infinito de otras sustancias, pues los átomos de carbono pueden unirse fácilmente entre ellos en cadenas o anillos, y conectar los lazos sobrantes con átomos de hidrógeno. Existe, pues, un número enorme de «hidrocarburos» posible, con moléculas de diversos tamaños compuestas únicamente de carbono e hidrógeno. El metano es el más sencillo de ellos.
Añádase un átomo ocasional de oxígeno, nitrógeno, azufre o fósforo (o una combinación de éstos) al esqueleto básico del hidrocarburo, y se obtendrá el gran número y variedad de compuestos que se encuentran en los organismos vivos («compuestos orgánicos»). Todos ellos son, en cierta manera, elaboraciones a base de metano.
Dicho en pocas palabras: los productos químicos de la vida son del tipo que cabría esperar que se formase en condiciones reductoras, y ésta es una de las razones de que los químicos supongan que la Tierra primitiva, en los tiempos en que nació la vida, tenía una atmósfera reductora o, al menos, no oxidante.
Sin embargo, los silicatos son característicos de un medio oxidante. ¿No podría el silicio formar otras clases de compuestos en condiciones reductoras? ¿ No podría el silicio, como el carbono, combinarse con cuatro átomos de hidrógeno?
La respuesta es afirmativa. El compuesto SiH4 existe, y recibe el nombre de «silano».
El metano tiene un punto de ebullición de —161,5° C, de modo que en las condiciones de la superficie de la Tierra es siempre un gas. El silano tiene propiedades muy similares, con un punto de ebullición de —112° C, de manera que es también un gas. (El punto de ebullición del silano es notablemente más alto que el del metano, porque su peso molecular es notablemente mayor: 28 contra 16.)
Entonces, el silicio puede formar también cadenas como el carbono, al tomar el hidrógeno los lazos sobrantes.
A una cadena de dos átomos de carbono pueden añadirse seis átomos de hidrógeno; a una cadena de tres átomos de carbono, ocho átomos de hidrógeno, y a una cadena de cuatro átomos de carbono diez átomos de hidrógeno. Dicho de otra manera: podemos tener C2H6, C3H8 y C4H10, llamados, respectivamente, «etano», «propano» y «butano». (Cada nombre tiene una razón de ser, pero ésta es una cuestión que dejaré para otro día.) Del mismo modo, tenemos Si2H6, Si3H8 y Si4H10, que reciben el nombre de «disilano», «trisilano» y «tetrasilano», respectivamente.
Los compuestos de carbono tienen puntos de ebullición de —88,6° C; —44,5° C y —0,5° C, respectivamente, de manera que los tres están en forma de gases en las condiciones de la superficie de la Tierra, aunque el butano sería un líquido en condiciones invernales corrientes, y el propano lo sería también en condiciones polares.
Naturalmente, los silanos tienen puntos más altos de ebullición. El disilano tiene un punto de ebullición de —14,5° C; el trisilano, de 53° C, y el tetrasilano, de 109° C. En las condiciones de la superficie terrestre, el disilano es un gas, mientras que el trisilano y el tetrasilano son líquidos.
Todo esto parece muy prometedor, pero tiene que haber una pega, y la hay. Un solo enlace entre carbono y oxígeno tiene un contenido en energía de 70 kilocalorías por mol (y podemos tomar la unidad por supuesta de ahora en adelante), mientras que el contenido en energía del lazo entre carbono e hidrógeno es de 87. Por consiguiente, el carbono tiende a permanecer unido al hidrógeno, incluso en presencia de grandes cantidades de oxígeno. Los hidrocarburos son muy estables en las condiciones de la superficie de la Tierra.
La gasolina y la parafina son mezclas de hidrocarburos. La primera puede arder en el motor de un automóvil, y la segunda puede hacerlo en una vela, pero la ignición tiene que ser provocada. De no ser así, la gasolina y la parafina permanecerán como tales durante largos períodos de tiempo.
En cambio, el lazo silicio-oxígeno es de 89 y el de silicio-hidrógeno, de 75. Esto significa que los silicatos tienden a permanecer tales incluso en condiciones reductoras, mientras que los silanos se oxidan con relativa facilidad en silicatos.
Resumiendo: las probabilidades favorecen a los hidrocarburos en el caso del carbono y a los silicatos en el caso del silicio. A la menor oportunidad, el carbono se convertirá en hidrocarburos y en vida, mientras que el silicio se convertirá en silicatos sin vida.
En realidad, aunque los silanos pudiesen formarse, el resultado no sería probablemente vida. La vida requiere moléculas muy complicadas, y los átomos de carbono pueden combinarse en cadenas muy largas y en series de anillos muy complejas. Esto se debe a que el lazo carbono-carbono es muy fuerte: 58,6. El lazo silicio-silicio es claramente más débil: 42,5.
Esto significa que una cadena de átomos de silicio es más floja que una de átomos de carbono, por lo que se rompen con más facilidad. De hecho, los químicos han sido incapaces de formar algo más complicado que un hexasilano, con seis átomos de silicio en la molécula. Compárese esto con las cadenas de carbono en las grasas y aceites ordinarios, compuestas generalmente de 16 átomos de carbono unidos, y esto no es en modo alguno una plusmarca.
Además, los átomos de carbono se unen con bastante fuerza para hacer posible la existencia de dobles enlaces carbono-carbono, e incluso triples, aunque éstos son más débiles que los simples. Esto multiplica el número y la variedad de compuestos orgánicos posibles.
Se pensó que los dobles y triples enlaces eran imposibles en el caso de combinaciones silicio-silicio, de manera que masas enteras de complejidad fueron apartadas de una existencia potencial.
Pero sólo aparentemente. En 1981 se informó por primera vez de lazos dobles que afectaban al átomo de silicio. No estaban en los silanos, sino en otros tipos de compuestos de silicio que (¿quizás?) podrían servir de base a la vida.
Mas para tratar de esto pasemos al próximo capítulo.
«... ¿quién de vosotros, si su hijo le pide pan, le dará una piedra?» (Mateo, 7,9).
Un amargo eco de este versículo se oyó dieciocho siglos más tarde en relación con Robert Burns, el gran poeta escocés que vivió y murió en espantosa pobreza, incluso cuando escribía sus hoy mundialmente famosos versos.
Después de su muerte, en 1796, a la edad de treinta y siete años, los escoceses descubrieron que era un gran poeta —siempre es más fácil honrar a alguien a quien ya no se debe mantener— y decidieron erigirle un monumento. Cuando dieron la noticia a la anciana madre de Burns, ésta la recibió sin mucha gratitud. Se dijo que exclamó:
— Rabbie, Rabbie, ¡pediste pan y te dieron piedra!
Me encanta esta anécdota, que hace que mis ojos se humedezcan cada vez que la cuento; pero, como todas las historias que me gustan, puede ser apócrifa.
El escritor satírico inglés Samuel Butler, conocido sobre todo por su poema Hudibras, murió en la miseria en 1680, y en 1721, Samuel Wesley, después de observar el monumento a Butler en la abadía de Westminster, escribió:
El sino de un poeta se muestra aquí en emblema.
Él pidió Pan, y recibió una Piedra.
Es muy improbable que Mrs. Burns citase a Wesley tres cuartos de siglo más tarde; en cambio, me parece verosímil que la persona que informó sobre la observación de Mrs. Burns le estuviese citando en realidad.
En todo caso, el pan es producto del átomo de carbono, y la piedra lo es del átomo de silicio. Y aunque el carbono y el silicio son muy similares en estructura atómica, sus productos son tan diferentes que constituyen una antítesis natural y Poderosa.
Terminé el capítulo anterior comparando el dióxido de carbono con el dióxido de silicio, siendo necesario para el primero una temperatura tan baja para convertirlo en gas, que permanece en estado gaseoso incluso en el invierno más crudo de la Antártida, mientras que el segundo se convierte en gas a una temperatura tan alta que ni siquiera los volcanes más activos producen cantidades significativas de vapores de dióxido de silicio.
En la molécula de dióxido de carbono, cada átomo de carbono está combinado con dos átomos de oxigeno, O=C=O. El átomo de carbono (C) está sujeto a cada átomo de oxígeno (O) por un doble enlace, es decir, por dos pares de electrones. Cada átomo que participa en este doble enlace contribuye con un electrón en cada par, o sea, con dos electrones en total. El átomo de oxígeno tiene solamente dos electrones que ofrecer en circunstancias normales, y el átomo de carbono tiene cuatro. Por consiguiente, el átomo de carbono forma un doble enlace con cada uno de los dos átomos de oxígeno, como se muestra en la fórmula.
El átomo de silicio (Si) es muy similar al de carbono en la disposición de sus electrones, y tiene también cuatro de éstos disponibles para la formación de enlaces. También puede formar un doble enlace con cada uno de los dos átomos de oxígeno, por lo que el dióxido de silicio puede representarse como O=Si=O.
En el capítulo anterior observé que los lazos que unen al carbono con el oxígeno son más fuertes que los que unen al silicio con el oxígeno, y sugerí que esto significaba que el dióxido de carbono debería de tener unos puntos de fusión y de ebullición más altos que los del dióxido de silicio. De hecho, ocurre todo lo contrario, y yo lo planteé como problema.
En realidad, simplificaba demasiado la cuestión. Ciertamente, hay veces en que los puntos de fusión y de ebullición significaban la ruptura de fuertes lazos entre átomos, de manera que cuanto más fuertes sean éstos, más altos serán los puntos de fusión y de ebullición. Esto es verdad cuando cada átomo de un sólido está sujeto a sus vecinos por fuertes lazos. Entonces no hay manera de convertir el sólido primero en líquido y después en gas, salvo rompiendo algunos o todos estos lazos.
Sin embargo, en otros casos, de dos a una docena de átomos están firmemente unidos para formar una discreta molécula de tamaño moderado, y las moléculas individuales están débilmente unidas entre ellas. En este caso, los puntos de fusión y de ebullición se alcanzan cuando se rompen los débiles lazos intermoleculares y son liberadas las moléculas individuales. Y entonces no hace falta tocar los fuertes lazos en el interior de la molécula, y los puntos de fusión y de ebullición son entonces generalmente muy bajos.
En el caso del punto de ebullición en particular, tenemos una situación en que los lazos intermoleculares se rompen completamente, de modo que se produce un gas en el que las moléculas individuales se mueven libre e independientemente. En el punto de sublimación, los lazos intermoleculares de un sólido se rompen completamente para formar un gas compuesto de moléculas absolutamente independientes.
El punto de ebullición del dióxido de silicio es de unos 2.300° C, mientras que el punto de sublimación del dióxido de carbono es de —78,5° C. Está claro que, al calentar el dióxido de silicio para convertirlo en gas, debemos romper fuertes lazos entre átomos; mientras que, al calentar el dióxido de carbono para convertirlo en gas, sólo tenemos que romper débiles lazos intermoleculares.
¿Por qué? Las fórmulas O=Si=O y O=C=O parecen tan similares...
Para empezar debemos comprender que un doble enlace es más flojo que un enlace simple. Esto parece ir en contra del sentido común. Es evidente que una presa con ambas manos será más fuerte que otra hecha con una sola mano. Sujetar algo con dos cintas de goma, con dos cuerdas, con dos cadenas, parece ser más eficaz que hacerlo con una sola en cada caso.
Sin embargo, no es así en el caso de los enlaces interatómicos. Para explicar adecuadamente esto tendríamos que recurrir a la mecánica cuántica, pero haré a todos el favor (1) de ofrecer una explicación más metafórica. Imaginemos que existe un determinado espacio entre dos átomos y que, cuando cuatro electrones se introducen en este espacio para establecer un doble lazo, no tienen Sitio suficiente para agarrarse bien. Dos electrones, formando un solo lazo pueden asirse mejor. Imaginaos que introducís ambas manos en un espacio restringido y sujetáis algo con los dedos índice y pulgar de cada mano. Si metéis una sola mano y podéis sujetarlo bien con los cinco dedos, el resultado será mucho más eficaz.
En consecuencia, si existe una posibilidad de redistribuir los electrones del dióxido de silicio de manera que se puedan sustituir los dobles lazos por lazos sencillos, será más probable que ocurra aquello.
Si, por ejemplo, están presentes muchas moléculas de dióxido de silicio, cada átomo de oxígeno distribuye sus electrones de manera que sujeta dos átomos diferentes de silicio con un solo lazo cada uno, en vez de sujetar un solo átomo de silicio con un doble lazo. En vez de O=Si=O, tenemos O—Si—O—Si—O—Si— y así indefinidamente, en ambas direcciones.
Cada átomo de silicio tiene cuatro electrones que ofrecer, y puede, por tanto, formar cuatro lazos simples, pero en la cadena que acabamos de consignar, cada uno de ellos emplea sólo dos lazos simples. Por consiguiente, cada átomo de silicio puede iniciar una cadena infinita en otras dos direcciones, con lo que obtendremos:
Puesto así parece bidimensional, pero en realidad no lo es. Los cuatro lazos del silicio están distribuidos hacia los cuatro vértices de un tetraedro, y el resultado es una estructura tridimensional, bastante parecida a la del diamante o el carburo de silicio.
En consecuencia, cada pedazo de dióxido de silicio puro («cuarzo») es, en efecto, una enorme molécula, en la que hay, en conjunto, dos átomos de oxígeno por cada uno de silicio. Para fundir y hervir este pedazo de cuarzo es preciso romper los fuertes lazos Si—O, su punto de ebullición será, pues, tan alto que, encontramos dióxido de silicio gaseoso en las condiciones de la superficie de la Tierra.
Todo lo anterior sigue siendo cierto si otros tipos de átomos se incorporan al enrejado silicio-oxígeno en numero no lo bastante grande como para quebrantarlo, formando así silicatos. Generalmente, estos silicatos se funden y hierven a temperaturas muy altas.
La cuestión es muy diferente en el dióxido de carbono. Los átomos más pequeños tienden a formar lazos más fuertes, y así, el átomo de carbono, que es más pequeño que el de silicio, se liga con más fuerza que éste al átomo de oxígeno. En realidad, incluso el doble enlace C=O, aunque más débil que el enlace simple C—O, es, empero, lo bastante fuerte para que la tendencia a distribuirse en lazos simples sea mucho menor que en el caso del dióxido de silicio. Las moléculas pequeñas tienen ciertas ventajas sobre las grandes en lo referente a estabilidad, y esto, combinado con la fuerza relativa del doble enlace carbono-oxígeno, tiende a mantener el dióxido de carbono en forma de moléculas pequeñas.
Si la temperatura es lo bastante baja, las moléculas individuales de dióxido de carbono se adhieren y forman un cuerpo sólido, pero son mantenidas juntas por lazos intermoleculares relativamente débiles y se rompen fácilmente. De aquí el bajo punto de sublimación.
Otros átomos pueden combinarse con el dióxido de carbono para formar «carbonatos», y éstos son siempre sólidos a las temperaturas de la superficie de la Tierra. Sin embargo, si se calientan a temperaturas más altas, se rompen y producen dióxido de carbono gaseoso a temperaturas considerablemente más bajas que el punto de ebullición de los silicatos.
El carbonato de calcio («piedra caliza»), por ejemplo, desprende dióxido de carbono gaseoso a unos 825 °C.
Cuando se forma un sistema planetario, el proceso de formación produce, al principio, un planeta cálido. Si los planetas en formación están relativamente cerca del sol central, la temperatura se eleva aún más como resultado de ello.
En estas condiciones, los únicos sólidos que pueden aparecer son los que se componen de átomos que forman grandes enrejados atómicos y que, por consiguiente, tienen altos puntos de fusión y de ebullición. Esto incluye dos variedades de sustancias que tienden a separarse al evolucionar el planeta: los metales (principalmente el hierro y aquellos otros que se mezclan con él con relativa facilidad) y los silicatos.
Los metales densos tienden a concentrarse en el centro del planeta, con los silicatos más ligeros envolviendo aquel núcleo como una concha externa.
Esta es la estructura general de los cinco mundos interiores del Sistema Solar: Mercurio, Venus, la Tierra, la Luna y Marte. (En el caso de Marte y de la Luna, el componente metálico es muy bajo.)
Los elementos cuyos átomos se adaptan con dificultad, o no se adaptan en absoluto, al enrejado metálico o de los silicatos, tienden a quedar como átomos individuales, como pequeñas moléculas o como enrejados en los que los átomos sólo se mantienen flojamente unidos. En todos los casos, son «volátiles» y, en el principio de la formación planetaria, existían en gran parte como vapores.
Como los metales y los silicatos están constituidos por elementos que, a su vez, constituyen una fracción relativamente pequeña de los materiales originales con que se formaron los sistemas planetarios, los mundos interiores del Sistema Solar son relativamente pequeños y tienen, por ende, débiles campos de gravitación; demasiado débiles para retener los vapores.
Esto significa la pérdida de la mayor parte o de la totalidad de algunos de los elementos particularmente comunes en la mezcla original preplanetaria: hidrógeno, helio, carbono, nitrógeno, neón, sodio, potasio y argón.
Así, Mercurio y la Luna poseen poco o ningún hidrógeno, carbono y nitrógeno, tres elementos sin los cuales sabemos que no puede existir la vida. Venus y la Tierra tienen suficiente masa compuesta principalmente para haber retenido algunos de estos elementos, y ambos tienen una atmósfera de materiales volátiles. Marte, con un campo gravitatorio más débil (sólo posee una décima parte de la masa de la Tierra), era, debido a su mayor distancia del Sol, lo bastante frío como para retener una pequeña cantidad de material volátil, por lo cual tiene una atmósfera tenue.
Más allá de Marte, en el Sistema Solar exterior, los planetas permanecieron lo bastante fríos como para recoger sustanciales proporciones de aquellas materias volátiles que constituyeron el 99% de la mezcla original (principalmente hidrógeno y helio), y por eso crecieron más en tamaño y en masa. Al crecer, se intensificó su campo gravitatorio, y pudieron seguir creciendo todavía con más rapidez (el efecto de la «bola de nieve»). Resultado de ello fueron los grandes planetas exteriores: Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno. Estos son los llamados gigantes gaseosos, compuestos principalmente por una mezcla de hidrógeno y helio, con pequeñas moléculas conteniendo carbono, nitrógeno y oxígeno, como impurezas principales y (presuntamente) con núcleos relativamente pequeños de silicatos y metales en el centro.
Incluso los mundos más pequeños del Sistema Solar exterior se enfriaron lo bastante, en su fase primitiva, como para recoger materias volátiles. Las moléculas de éstas contienen carbono, nitrógeno u oxígeno, en combinación con hidrógeno. En las actuales bajísimas temperaturas de estos mundos, tales materias volátiles se hallan en estado sólido. Son «hielos», llamados así por su parecido general, en propiedades, al ejemplo más conocido en la Tierra: el agua helada.
Los cuatro grandes satélites de Júpiter, pongo por caso, sufrieron un calentamiento debido al efecto de marea de Júpiter (que aumenta rápidamente al disminuir la distancia del satélite). Ganímedes y Calisto, los dos satélites más alejados, fueron poco calentados y son, esencialmente, mundos helados, más grandes que los otros dos. lo, el más interior, recibía demasiado calor para recoger materias volátiles, y está compuesto esencialmente por silicatos, mientras que Europa, que se encuentra entre Io y Ganímedes, parece estar también formado de silicatos, envueltos en una cubierta helada.
Pero volvamos a la Tierra, que es, en esencia, un núcleo líquido de níquel y hierro, envuelto en un manto de silicatos.
Sobre la superficie están las materias volátiles que la Tierra consiguió guardar. Los átomos de hidrógeno se encuentran, principalmente, como formando parte de las moléculas de agua que constituyen nuestros (relativamente) grandes océanos. Los átomos de nitrógeno se encuentran como moléculas de dos átomos en la atmósfera. Los átomos de carbono se encuentran como dióxido de carbono en la atmósfera (en pequeñas cantidades), como carbonatos en la corteza y como carbono elemental en forma de depósitos de carbón.
Sin embargo, la Tierra es deficitaria en estos elementos, y, aunque los tiene en cantidad suficiente para permitir una vida copiosa y diversa, tal cantidad es pequeña en comparación con la existente en una masa igual de materia representativa en la composición total del Universo (por ejemplo, una masa igual en Júpiter o en el Sol).
Pero si la corteza terrestre contiene 370 átomos de silicio por cada átomo de carbono, y silos dos son tan similares en muchas de sus propiedades químicas, ¿por qué tenía que formarse la vida alrededor del átomo de carbono y no del de silicio?
A tal respecto, debemos recordar que la vida es una danza atómica bastante complicada. La vida representa un sistema de entropía relativamente bajo, sostenido contra una abrumadora tendencia («segunda ley de termodinámica») a elevar la entropía. La vida está hecha de moléculas muy complejas y frágiles que, por sí solas, se romperían fácilmente. Contiene altas concentraciones de ciertos tipos de átomos o moléculas en algunos sitios, y bajas concentraciones en otros; por consiguiente, si actuasen por sí solas, las concentraciones empezarían rápidamente a nivelarse..., y así sucesivamente.
Con el fin de mantener el estado de baja entropía, la química de la vida desarrolla una actividad incesante. No es que las moléculas no se rompan, ni que las concentraciones desiguales no se igualen; es que las moléculas complejas son construidas de nuevo con la misma rapidez con que se rompen, y las concentraciones vuelven a desnivelarse en cuanto se igualan. Es como si mantuviésemos seca una casa durante una inundación, no deteniendo la riada (cosa imposible), sino achicando continua e incansablemente el agua a medida que entrase.
Esto significa que debe existir un constante trasiego de átomos y de moléculas, y que las materias primas básicas de la vida han de existir en una forma que permita que sean capturadas y utilizadas rápidamente. Las materias primas deben existir como pequeñas moléculas en cantidades considerables, en condiciones que permitan que los lazos que mantienen los átomos unidos dentro de las moléculas se rompan y se rehagan fácilmente, de modo que moléculas de un tipo se convierten continuamente en otras.
Esto es posible mediante el uso de un medio fluido en el que se disuelven las diversas moléculas. Allí están presentes en alta concentración, se mueven libremente y sirven para el fin propuesto. El medio fluido empleado es el agua, muy abundante en la Tierra, y es un buen disolvente para una gran variedad de sustancias. De hecho, la vida, tal como la conocemos, sería imposible sin el agua.
Las moléculas útiles para la vida son solubles o pueden hacerse solubles en agua. El oxígeno sólo es ligeramente soluble, pero se adhiere fácilmente a la hemoglobina, de modo que la pequeña cantidad que se disuelve es atrapada en seguida, dejando sitio para otra pequeña cantidad a disolver, y así sucesivamente.
Pero el proceso de solución en agua es similar, en algunos aspectos, a los procesos de fusión y ebullición. Hay que romper lazos interatómicos o intermoleculares. Si se tiene un enrejado entero de átomos, no entrará todo él en solución como una masa intacta. Pero si el enrejado puede romperse en pequeños fragmentos, tales fragmentos podrán disolverse.
Los silicatos forman un enrejado fuertemente sujeto, y los lazos son tan resistentes al agua como al calor. Los silicatos son «insolubles», y esto es buena cosa, pues, de no ser así, los mares disolverían buena parte de las zonas continentales y producirían un lodo espeso, que no sería mar ni tierra y en el cual la vida, tal como la conocemos, no podría existir.
Pero esto significa también que los átomos de silicio no existen en forma de pequeñas moléculas solubles y, en consecuencia, no son incorporados en tejidos activamente vivos. Por tanto, el silicio no sirve de base para la vida, y el carbono, si.
Esto, sin embargo, es lo que ocurre en condiciones terrestres. ¿Qué se puede decir de otras condiciones?
La condición química de un planeta puede ser «oxidante» o «reductora». En el primer caso hay una preponderancia de átomos que aceptan electrones, como sucedería de existir grandes cantidades de oxígeno libre en la atmósfera. En el segundo hay una preponderancia de átomos que sueltan electrones, como sería el caso de grandes cantidades de hidrógeno libre
en la atmósfera. La Tierra tiene una atmósfera oxidante; Júpiter la tiene reductora. Aunque al principio la Tierra pudo tener también una atmósfera reductora.
En una atmósfera oxidante, el carbono tiende a existir como dióxido de carbono. En una atmósfera reductora, tiende a existir como «metano», cuya molécula consiste en un átomo de carbono al que se han unido cuatro de hidrógeno (CH4). En el Sistema Solar exterior, donde imperan las condiciones reductoras, el metano es extraordinariamente común.
El metano es padre de un número infinito de otras sustancias, pues los átomos de carbono pueden unirse fácilmente entre ellos en cadenas o anillos, y conectar los lazos sobrantes con átomos de hidrógeno. Existe, pues, un número enorme de «hidrocarburos» posible, con moléculas de diversos tamaños compuestas únicamente de carbono e hidrógeno. El metano es el más sencillo de ellos.
Añádase un átomo ocasional de oxígeno, nitrógeno, azufre o fósforo (o una combinación de éstos) al esqueleto básico del hidrocarburo, y se obtendrá el gran número y variedad de compuestos que se encuentran en los organismos vivos («compuestos orgánicos»). Todos ellos son, en cierta manera, elaboraciones a base de metano.
Dicho en pocas palabras: los productos químicos de la vida son del tipo que cabría esperar que se formase en condiciones reductoras, y ésta es una de las razones de que los químicos supongan que la Tierra primitiva, en los tiempos en que nació la vida, tenía una atmósfera reductora o, al menos, no oxidante.
Sin embargo, los silicatos son característicos de un medio oxidante. ¿No podría el silicio formar otras clases de compuestos en condiciones reductoras? ¿ No podría el silicio, como el carbono, combinarse con cuatro átomos de hidrógeno?
La respuesta es afirmativa. El compuesto SiH4 existe, y recibe el nombre de «silano».
El metano tiene un punto de ebullición de —161,5° C, de modo que en las condiciones de la superficie de la Tierra es siempre un gas. El silano tiene propiedades muy similares, con un punto de ebullición de —112° C, de manera que es también un gas. (El punto de ebullición del silano es notablemente más alto que el del metano, porque su peso molecular es notablemente mayor: 28 contra 16.)
Entonces, el silicio puede formar también cadenas como el carbono, al tomar el hidrógeno los lazos sobrantes.
A una cadena de dos átomos de carbono pueden añadirse seis átomos de hidrógeno; a una cadena de tres átomos de carbono, ocho átomos de hidrógeno, y a una cadena de cuatro átomos de carbono diez átomos de hidrógeno. Dicho de otra manera: podemos tener C2H6, C3H8 y C4H10, llamados, respectivamente, «etano», «propano» y «butano». (Cada nombre tiene una razón de ser, pero ésta es una cuestión que dejaré para otro día.) Del mismo modo, tenemos Si2H6, Si3H8 y Si4H10, que reciben el nombre de «disilano», «trisilano» y «tetrasilano», respectivamente.
Los compuestos de carbono tienen puntos de ebullición de —88,6° C; —44,5° C y —0,5° C, respectivamente, de manera que los tres están en forma de gases en las condiciones de la superficie de la Tierra, aunque el butano sería un líquido en condiciones invernales corrientes, y el propano lo sería también en condiciones polares.
Naturalmente, los silanos tienen puntos más altos de ebullición. El disilano tiene un punto de ebullición de —14,5° C; el trisilano, de 53° C, y el tetrasilano, de 109° C. En las condiciones de la superficie terrestre, el disilano es un gas, mientras que el trisilano y el tetrasilano son líquidos.
Todo esto parece muy prometedor, pero tiene que haber una pega, y la hay. Un solo enlace entre carbono y oxígeno tiene un contenido en energía de 70 kilocalorías por mol (y podemos tomar la unidad por supuesta de ahora en adelante), mientras que el contenido en energía del lazo entre carbono e hidrógeno es de 87. Por consiguiente, el carbono tiende a permanecer unido al hidrógeno, incluso en presencia de grandes cantidades de oxígeno. Los hidrocarburos son muy estables en las condiciones de la superficie de la Tierra.
La gasolina y la parafina son mezclas de hidrocarburos. La primera puede arder en el motor de un automóvil, y la segunda puede hacerlo en una vela, pero la ignición tiene que ser provocada. De no ser así, la gasolina y la parafina permanecerán como tales durante largos períodos de tiempo.
En cambio, el lazo silicio-oxígeno es de 89 y el de silicio-hidrógeno, de 75. Esto significa que los silicatos tienden a permanecer tales incluso en condiciones reductoras, mientras que los silanos se oxidan con relativa facilidad en silicatos.
Resumiendo: las probabilidades favorecen a los hidrocarburos en el caso del carbono y a los silicatos en el caso del silicio. A la menor oportunidad, el carbono se convertirá en hidrocarburos y en vida, mientras que el silicio se convertirá en silicatos sin vida.
En realidad, aunque los silanos pudiesen formarse, el resultado no sería probablemente vida. La vida requiere moléculas muy complicadas, y los átomos de carbono pueden combinarse en cadenas muy largas y en series de anillos muy complejas. Esto se debe a que el lazo carbono-carbono es muy fuerte: 58,6. El lazo silicio-silicio es claramente más débil: 42,5.
Esto significa que una cadena de átomos de silicio es más floja que una de átomos de carbono, por lo que se rompen con más facilidad. De hecho, los químicos han sido incapaces de formar algo más complicado que un hexasilano, con seis átomos de silicio en la molécula. Compárese esto con las cadenas de carbono en las grasas y aceites ordinarios, compuestas generalmente de 16 átomos de carbono unidos, y esto no es en modo alguno una plusmarca.
Además, los átomos de carbono se unen con bastante fuerza para hacer posible la existencia de dobles enlaces carbono-carbono, e incluso triples, aunque éstos son más débiles que los simples. Esto multiplica el número y la variedad de compuestos orgánicos posibles.
Se pensó que los dobles y triples enlaces eran imposibles en el caso de combinaciones silicio-silicio, de manera que masas enteras de complejidad fueron apartadas de una existencia potencial.
Pero sólo aparentemente. En 1981 se informó por primera vez de lazos dobles que afectaban al átomo de silicio. No estaban en los silanos, sino en otros tipos de compuestos de silicio que (¿quizás?) podrían servir de base a la vida.
Mas para tratar de esto pasemos al próximo capítulo.
(1) ¡Sobre
todo a mí mismo!
VII
UNA DIFERENCIA DE UNA «E»
UNA DIFERENCIA DE UNA «E»
Cuando alguien escribe tanto como yo, vive en un miedo constante de que
parezca, de vez en cuando, que ha tomado algo de los trabajos de otros sin
estar autorizado para ello. Digo «parezca», porque, en mi caso, no hay peligro
de que lo haga realmente. Sin embargo, el parecido es ya de por sí
bastante nocivo.
Por ejemplo, hace algunos años, los editores de una enciclopedia me pidieron que revisara un breve artículo sobre ciencia-ficción, con el fin de corregirlo y ponerlo al día. Lo leí y me pareció absolutamente correcto, por lo cual no introduje ningún cambio. Sólo añadí dos frases para ponerlo al día, cobré mis modestos honorarios y olvidé todo el asunto.
No supe que lo editores de la enciclopedia eliminaron entonces el nombre del verdadero autor y pusieron el mío al pie del artículo. Hace cosa de un mes, recibí una carta muy acalorada de un lector que estaba convencido de que había descubierto una apropiación ilegal. Me enviaba fotocopias del artículo original firmado por su autor y del artículo ulterior con mi nombre, y, en términos muy ofensivos, me pedía una explicación.
Pacientemente, le expliqué que ignoraba aquella sustitución del nombre del autor. (A fin de cuentas, la lista de mis obras no es tan reducida como para que tenga que apropiarme de un artículo de medio palmo en una enciclopedia.)
No me sirvió de nada. Con idéntica fogosidad, mi curioso corresponsal escribió a los editores de la enciclopedia pidiéndoles su versión de la historia.
Veamos ahora un ejemplo más sustancioso. Hace unos veinte años, en un picnic del MIT(1), oí una variación humorística de la conocida canción sentimental que dice:
Dime por qué brillan las estrellas,
dime por qué se enrosca la hiedra,
dime por qué el cielo es azul
y yo te diré por qué te amo.
La versión del MIT acerca de la segunda estrofa era:
La fusión nuclear hace brillar las estrellas.
Los tropismos hacen que se enrosque la hiedra.
El efecto de Rayleigh hace que el cielo sea azul.
Las hormonas glandulares hacen que yo te ame.
Me gustó la estrofa y, como tengo buena memoria, la recordé y la cantaba de vez en cuando. Por último, la incluí (ligeramente modificada) en mi libro Isaac Asimov's Treasury of Humor. Comprenderéis que no podía atribuirme su paternidad, pero tampoco podía atribuirla a otra persona, porque ignoraba quién la había escrito.
Hace un par de meses, recibí una carta de Richard C. Levine, que ahora vive en Texas, y que al abrir el Treasury encontró allí la estrofa, que era suya. Reconozco aquí gustosamente su autoría.
Pero a veces ocurre también al revés. La semana pasada un físico me dijo que la teoría cosmogónica más emocionante que se estaba elaborando ahora era la de la creación del Universo de la nada, y me expuso el razonamiento fundamental en que se apoya aquélla. Le pregunté cuándo había sido sugerida por primera vez. En 1972 ó 1973, por Fulanito, me contestó.
Con gran satisfacción, le pedí que leyese mi ensayo Estoy buscando un trébol de cuatro hojas (véase Sciencie, Numbers, and I, Doubleday, 1968), que adelantaba una teoría parecida, fundada en un razonamiento similar, y le envié un ejemplar.
Desde luego, no presumí nada incorrecto. Estoy seguro de que aquel físico llegó independientemente a su conclusión, con muchos más detalles y con mayor precisión en los argumentos de lo que yo había sido capaz; pero me encantó poder reclamar cierta dosis de prioridad.
Me satisfizo que algo que yo había presentado simplemente como una pequeña y deliciosa especulación, se convirtiese en preocupación seria de los físicos. En realidad, esto no es raro en la Historia de la Ciencia, y me lleva a hablar del químico inglés Frederick Stanley Kipping (1863-1949).
Kipping se interesaba por las moléculas asimétricas, algo que yo comenté con algún detalle en «The 3-D Molecule» (véase The Left Hand of the Electron, Doubleday, 1972). Citándolo brevemente aquí, diré que, si un átomo de carbono es ligado a cuatro átomos o grupos atómicos diferentes, la molécula resultante puede disponerse en una de dos maneras distintas, siendo una como la imagen en un espejo de la otra. Tales moléculas son asimétricas.
La naturaleza y la razón de la asimetría fueron explicadas en 1874, y no había motivo por el que la explicación debiese aplicarse únicamente al átomo de carbono. Kipping, junto con su ayudante William Jackson Pope (1870-1939), trabajó en la síntesis de moléculas asimétricas en las que interviniesen átomos tales como el de nitrógeno y estaño.
En 1899, Kipping empezó una larga serie de investigaciones sobre compuestos de silicio, presumiendo, con razón, que el átomo de silicio químicamente similar al de carbono, debería producir moléculas asimétricas en las mismas condiciones en que las producía el átomo de carbono.
Esto nos lleva de nuevo al tema de los ensayos anteriores. Los compuestos de silicio que se encuentran en la Naturaleza son los silicatos, que, como he explicado en el capítulo anterior, tienen átomos de silicio conectados con átomos de oxígeno por cada uno de sus cuatro enlaces. En estas condiciones, no es de esperar que se produzca asimetría a nivel molecular.
Lo que Kipping pretendía era conectar átomos de silicio con diferentes grupos en diferentes planos.
Se daba el caso de que un químico francés, Francis-Auguste Grignard (1871-1935) había descubierto, en 1900, una manera de enlazar grupos de átomos a otros grupos de átomos mediante el empleo de metal de magnesio en éter seco.
Utilizando tales «reacciones de Grignard», Kipping empezó a añadir grupos atómicos a átomos de silicio de maneras no efectuadas anteriormente, y trató de sintetizar moléculas en las que los átomos de silicio remplazan a los átomos clave de carbono en compuestos carbónicos sencillos y conocidos.
Consideremos, por ejemplo, el dióxido de carbono, O=C=O. Déjese un átomo de oxígeno en su sitio, pero quítese el otro, sustituyéndolo por dos grupos atómicos diferentes que contengan carbono, uno para cada enlace del carbono. Simbolícense los dos grupos que contienen carbono como R1 y R2, y se tendrá una molécula de la forma siguiente:
Por ejemplo, hace algunos años, los editores de una enciclopedia me pidieron que revisara un breve artículo sobre ciencia-ficción, con el fin de corregirlo y ponerlo al día. Lo leí y me pareció absolutamente correcto, por lo cual no introduje ningún cambio. Sólo añadí dos frases para ponerlo al día, cobré mis modestos honorarios y olvidé todo el asunto.
No supe que lo editores de la enciclopedia eliminaron entonces el nombre del verdadero autor y pusieron el mío al pie del artículo. Hace cosa de un mes, recibí una carta muy acalorada de un lector que estaba convencido de que había descubierto una apropiación ilegal. Me enviaba fotocopias del artículo original firmado por su autor y del artículo ulterior con mi nombre, y, en términos muy ofensivos, me pedía una explicación.
Pacientemente, le expliqué que ignoraba aquella sustitución del nombre del autor. (A fin de cuentas, la lista de mis obras no es tan reducida como para que tenga que apropiarme de un artículo de medio palmo en una enciclopedia.)
No me sirvió de nada. Con idéntica fogosidad, mi curioso corresponsal escribió a los editores de la enciclopedia pidiéndoles su versión de la historia.
Veamos ahora un ejemplo más sustancioso. Hace unos veinte años, en un picnic del MIT(1), oí una variación humorística de la conocida canción sentimental que dice:
Dime por qué brillan las estrellas,
dime por qué se enrosca la hiedra,
dime por qué el cielo es azul
y yo te diré por qué te amo.
La versión del MIT acerca de la segunda estrofa era:
La fusión nuclear hace brillar las estrellas.
Los tropismos hacen que se enrosque la hiedra.
El efecto de Rayleigh hace que el cielo sea azul.
Las hormonas glandulares hacen que yo te ame.
Me gustó la estrofa y, como tengo buena memoria, la recordé y la cantaba de vez en cuando. Por último, la incluí (ligeramente modificada) en mi libro Isaac Asimov's Treasury of Humor. Comprenderéis que no podía atribuirme su paternidad, pero tampoco podía atribuirla a otra persona, porque ignoraba quién la había escrito.
Hace un par de meses, recibí una carta de Richard C. Levine, que ahora vive en Texas, y que al abrir el Treasury encontró allí la estrofa, que era suya. Reconozco aquí gustosamente su autoría.
Pero a veces ocurre también al revés. La semana pasada un físico me dijo que la teoría cosmogónica más emocionante que se estaba elaborando ahora era la de la creación del Universo de la nada, y me expuso el razonamiento fundamental en que se apoya aquélla. Le pregunté cuándo había sido sugerida por primera vez. En 1972 ó 1973, por Fulanito, me contestó.
Con gran satisfacción, le pedí que leyese mi ensayo Estoy buscando un trébol de cuatro hojas (véase Sciencie, Numbers, and I, Doubleday, 1968), que adelantaba una teoría parecida, fundada en un razonamiento similar, y le envié un ejemplar.
Desde luego, no presumí nada incorrecto. Estoy seguro de que aquel físico llegó independientemente a su conclusión, con muchos más detalles y con mayor precisión en los argumentos de lo que yo había sido capaz; pero me encantó poder reclamar cierta dosis de prioridad.
Me satisfizo que algo que yo había presentado simplemente como una pequeña y deliciosa especulación, se convirtiese en preocupación seria de los físicos. En realidad, esto no es raro en la Historia de la Ciencia, y me lleva a hablar del químico inglés Frederick Stanley Kipping (1863-1949).
Kipping se interesaba por las moléculas asimétricas, algo que yo comenté con algún detalle en «The 3-D Molecule» (véase The Left Hand of the Electron, Doubleday, 1972). Citándolo brevemente aquí, diré que, si un átomo de carbono es ligado a cuatro átomos o grupos atómicos diferentes, la molécula resultante puede disponerse en una de dos maneras distintas, siendo una como la imagen en un espejo de la otra. Tales moléculas son asimétricas.
La naturaleza y la razón de la asimetría fueron explicadas en 1874, y no había motivo por el que la explicación debiese aplicarse únicamente al átomo de carbono. Kipping, junto con su ayudante William Jackson Pope (1870-1939), trabajó en la síntesis de moléculas asimétricas en las que interviniesen átomos tales como el de nitrógeno y estaño.
En 1899, Kipping empezó una larga serie de investigaciones sobre compuestos de silicio, presumiendo, con razón, que el átomo de silicio químicamente similar al de carbono, debería producir moléculas asimétricas en las mismas condiciones en que las producía el átomo de carbono.
Esto nos lleva de nuevo al tema de los ensayos anteriores. Los compuestos de silicio que se encuentran en la Naturaleza son los silicatos, que, como he explicado en el capítulo anterior, tienen átomos de silicio conectados con átomos de oxígeno por cada uno de sus cuatro enlaces. En estas condiciones, no es de esperar que se produzca asimetría a nivel molecular.
Lo que Kipping pretendía era conectar átomos de silicio con diferentes grupos en diferentes planos.
Se daba el caso de que un químico francés, Francis-Auguste Grignard (1871-1935) había descubierto, en 1900, una manera de enlazar grupos de átomos a otros grupos de átomos mediante el empleo de metal de magnesio en éter seco.
Utilizando tales «reacciones de Grignard», Kipping empezó a añadir grupos atómicos a átomos de silicio de maneras no efectuadas anteriormente, y trató de sintetizar moléculas en las que los átomos de silicio remplazan a los átomos clave de carbono en compuestos carbónicos sencillos y conocidos.
Consideremos, por ejemplo, el dióxido de carbono, O=C=O. Déjese un átomo de oxígeno en su sitio, pero quítese el otro, sustituyéndolo por dos grupos atómicos diferentes que contengan carbono, uno para cada enlace del carbono. Simbolícense los dos grupos que contienen carbono como R1 y R2, y se tendrá una molécula de la forma siguiente:
R1
\
C=O
/
R2
Los químicos llaman a esto una «cetona», y los nombres que se dan a tales
compuestos suelen llevar el sufijo «ona» para indicarlo.
Kipping trató de sintetizar el análogo en silicio de una cetona,
Kipping trató de sintetizar el análogo en silicio de una cetona,
R1
\
Si=O
/
R2
y, empleando el sufijo acostumbrado, llamó «silicona» a este análogo.
Personalmente, no me gusta el nombre y lamento que se le ocurriese. Silicone y silicon Sólo se distinguen por una e(2), lo cual no basta. Es demasiado fácil inducir a confusión con un error tipográfico.
Más aún, Kipping no consiguió jamás producir una cetona de silicio. Sin embargo, el nombre silicona llegó a aplicarse, no sólo a aquella molécula, sino también a todos los compuestos donde átomos de silicio se asocian a grupos atómicos contenedores de carbono.
Kipping trabajó durante cuarenta años en el problema de las moléculas asimétricas de silicio, y publicó cincuenta y un ensayos sobre ellas. Consiguió su objetivo y fue capaz de demostrar, de manera convincente, que los compuestos de silicio seguían las mismas normas de asimetría que los de carbono.
Sin embargo, las siliconas que formó para demostrarlo no parecían ser útiles para nada más. Eran curiosidades que sólo servían para confirmar un punto teórico. En 1937, cuando tenía setenta y cuatro años, Kipping comentó, tristemente: «No parece ser muy esperanzadora la perspectiva de algún avance inmediato e importante en esta rama de la Química orgánica.»
¡Se equivocaba! En 1941 se registraron las primeras patentes de silicona, y una industria de silicona comenzó a crecer y se desarrolló muy rápidamente. Kipping vivió hasta los ochenta y cinco años, y tuvo la satisfacción de ser testigo de su inesperado éxito. La investigación realizada en su torre de marfil se había convertido, al fin, en una cuestión práctica y valiosa.
Veamos por qué.
El enrejado del dióxido de silicio, según se dijo en el capítulo anterior, tiene aproximadamente este aspecto (si os acordáis, es en realidad tridimensional, y no bidimensional):
Estos enlaces pueden continuar indefinidamente, ya que el dióxido de silicio (así como los silicatos, que tienen átomos metálicos añadidos, acá y allá, al enrejado) es un sólido de alto grado de fusión.
Pero supongamos que, en vez de los átomos de oxígeno que sirven de puentes de conexión entre las cadenas de silicio-oxígeno, tenemos algún átomo, o grupo de átomos, que sólo tiene un enlace. Puede adherirse al átomo de silicio de una cadena particular con su único enlace, y entonces no tendrá nada con que asirse a una cadena contigua.
Consideremos, a este respecto, grupos atómicos que contengan carbono. Los átomos de carbono (como los de silicio) tienen cuatro enlaces, pero tres de ellos pueden estar firmemente aferrados a átomos de hidrógeno, dejando el cuarto libre para agarrarse a cualquier otro sitio. Podemos representar el grupo así: CH3. Es el llamado «grupo metilo». (Siento deseos de explicar aquí por qué se llamó «metilo», pero me abstendré de hacerlo, dejando para más tarde y otro ensayo el sucumbir a la tentación.)
Si pensáis que un grupo metilo sustituye a un átomo de oxígeno en el enrejado del silicato, se romperá un puente entre dos átomos de silicio:
Cuantos más grupos metilo se añadan al enrejado, tantos más puentes se romperán, y tanto más débil será el enrejado. En definitiva, éste se romperá en fragmentos separados, que pueden ser cadenas de combinaciones silicio-oxígeno, cadenas ramificadas o anillos.
Una «silicona de metilo» típica podría ser la siguiente:
Estas siliconas de metilo son oleosas, mucho más que los verdaderos aceites (los verdaderos aceites se componen, en su mayor parte, de cadenas de átomos de carbono). Empero, la cadena de silicio-oxígeno es más estable que una cadena de carbono. Es más resistente a los cambios por elevación de la temperatura o por interacciones químicas.
La oleaginosidad es fruto de una tendencia de las moléculas de cadenas a adelantarse las unas a las otras, pero con lentitud. Cuanto mayor es ésta, más viscoso es el aceite; un ejemplo es que se vierte más despacio.
Un líquido que sea a la vez oleoso y viscoso es útil como lubricante. La oleaginosidad permite que dos superficies metálicas que se mueven la una con respecto a la otra, lo hagan sobre una película de moléculas que se mueven adelantándose las unas a las otras, en vez de establecer contacto directo. Esto significa que el movimiento es relativamente silencioso, y que el rozamiento no perjudica las superficies metálicas. Si el líquido es lo bastante viscoso, no se escapa de entre las superficies metálicas, sino que permanece allí, prosiguiendo su útil función de prevenir el deterioro.
Sin lubricación sería inútil pretender que durase mucho tiempo cualquier máquina con partes en movimiento.
Por lo general, los aceites lubricantes tienden a hacerse menos viscosos con el calor. La elevación de la temperatura acelera el movimiento de las moléculas, hace que las largas cadenas de carbono se adelanten las unas a las otras con más facilidad, con lo cual aumenta el peligro de que el aceite se escape de entre las superficies metálicas.
Además, la elevación de la temperatura aumenta la rapidez con que los aceites lubricantes ordinarios se combinan con el oxígeno del aire (o con otros vapores que puedan estar presentes en la atmósfera). Estas combinaciones químicas pueden producir compuestos corrosivos que oxiden los metales, o impurezas que reduzcan la untuosidad del compuesto, o roturas en las cadenas de carbono que mengüen la viscosidad. En ningún caso estas combinaciones químicas mejoran las propiedades del aceite lubricante.
Por otra parte, el lento movimiento de las cadenas de silicona, al adelantarse las unas a las otras, apenas se ve afectado por la temperatura. Esto significa que la viscosidad de las siliconas es relativamente constante, disminuyendo sólo ligeramente al aumentar la temperatura.
Más aún: las siliconas son mucho menos propensas a combinarse con diversas sustancias químicas que los aceites lubricantes ordinarios, y, por consiguiente, es mucho menos probable que sufran los indeseables efectos que padecerían los aceites lubricantes ordinarios a temperaturas parecidas.
Los aceites lubricantes de silicona conservan sin dificultad sus útiles propiedades a temperaturas tan altas como 150° C, y, si se excluye el oxígeno, a temperaturas superiores a los 200° C.
En ocasiones también es necesario lubricar superficies que se mueven entre sí a temperaturas muy bajas. Un aceite lubricante ordinario, con la viscosidad adecuada a temperatura normal, aumenta rápidamente de viscosidad al descender la temperatura, se endurece y ya no sirve para nada. Esto no ocurre con el lubricante de silicona.
Para expresarlo en cifras, un aceite lubricante ordinario puede ser 1.800 veces más viscoso a —35° C que a 40° C (una diferencia de 75 grados), mientras que un aceite lubricante de silicona será sólo siete veces más viscoso a —35° C que a 40° C.
Durante los días críticos de la Segunda Guerra Mundial se advirtió la utilidad de las siliconas en el sumamente necesario campo de la lubricación, lo cual llevó directamente al vertiginoso aumento de la importancia concedida a los compuestos.
La viscosidad de la silicona tiende a aumentar de manera previsible al alargarse la cadena de silicio-oxígeno, y por esto pueden prepararse fácilmente aceites lubricantes de silicona con la viscosidad necesaria para una función particular.
Si la cadena se alarga lo bastante, la viscosidad se hace lo suficientemente alta como para producir sustancias sólidas de calidad gomosa. Esto ocurre, particularmente, si las cadenas están conectadas entre sí por unos pocos puentes.
Si se añaden más puentes a la silicona, el resultado es una sustancia resinosa.
Ninguna silicona es conductora de electricidad; de aquí que las gomas y las resinas de silicona puedan emplearse como aislantes eléctricos. Son mejores que las gomas y las resinas ordinarias, porque son más resistentes al calor, y es menos probable que se vuelvan frágiles y se rompan, o que presenten fallos en su capacidad aislante.
Si se produce una silicona con la viscosidad adecuada, puede incluso emplearse como una especie de juguete. Una silicona puede ser lo bastante viscosa como para circular muy, muy lentamente, y resistirse a que le den prisa. Las largas moléculas continuarán deslizándose y adelantándose con dignidad, por decirlo así, y la presión no servirá para acelerarlas.
Por ejemplo, una bola de semejante sustancia, arrojada contra una pared, se deformará bajo la presión del contacto, pero rebotará, como indignada por haber sido obligada a moverse contra su voluntad. Dicho de otra manera: rebotará con eficiencia.
Sin embargo, ponedla sobre una mesa y dadle tiempo; entonces se aplanará, adaptándose a cualquier desigualdad de la superficie. Apretadla entre los dedos y será maleable como la cera. Fue llevada al mercado con el nombre de «Silly Putty», y recuerdo muy bien que aquella tontería me impresionó durante varias décadas.
Las siliconas, como las moléculas ordinarias de cadenas de carbono, no son solubles ni se mezclan en modo alguno con el agua, y la repelen.
Esto resulta muy útil cuando se añade una capa de silicona a la superficie de tejidos u otros materiales.
Así, se puede partir del metilclorisilano (hecho con moléculas formadas por un átomo de silicio ligado a tres grupos de metilo y un átomo de cloro). Dicho compuesto se combinará con la celulosa, que constituye la mayor parte de cualquier tejido. La celulosa contiene grupos de oxígeno-hidrógeno, y el átomo de hidrógeno del grupo se combina con los átomos de cloro del metilclorisilano. Esto significa que un átomo de silicio, unido a tres grupos de metilo, se adhiere a un átomo de oxígeno de la celulosa y permanece allí de un modo razonablemente estable.
De esta manera, toda la superficie del tejido queda revestida de una capa de silicona de una molécula de grosor. La capa no puede advertirse, pero el tejido revestido con ella repelerá el agua.
Y no es el grupo metilo el único que puede adherirse a las cadenas de silicio-oxígeno. Otros grupos contenedores de carbono pueden enlazarse con los átomos de silicio de tales cadenas. Por ejemplo, el «grupo etilo», compuesto por dos átomos de carbono y cinco de hidrógeno, puede utilizarse para tal fin.
Podríamos imaginar toda clase de grupos provistos de carbono sujetos a la cadena silicio-oxígeno, toda una serie de diferentes tipos, todos ellos complicados y cada uno ligado a la cadena por un sitio diferente.
Estas complicadísimas moléculas de silicona (que podemos construir fácilmente con la imaginación) serían el equivalente de las proteínas y de los ácidos nucleicos, aunque no imitarían necesariamente su estructura. No tenemos siliconas tan complicadas y, que yo sepa, nadie está tratando de fabricarlas, pero parece justo reconocer que podrían existir en teoría. Y si es así, pueden constituir la base de una especie de vida de silicio o, más propiamente, de vida de silicona.
Pero si la vida de silicona era posible, ¿por qué no se desarrolló en la Tierra junto a la vida de carbono? Aunque la vida de carbono fuese a la larga más eficiente y pudiese triunfar en una presunta competición, ¿no habría que suponer que la vida de silicona persistiese en pequeñas cantidades o en medios apartados donde, por alguna razón, podría resultar más adecuada que la vida de carbono?
Que nosotros sepamos, sin embargo, no existe ninguna huella de vida de silicona en ningún lugar de la Tierra, ni ha existido jamas.
Esto puede deberse a que la Tierra es demasiado fría para la vida de silicona. Si comparamos las moléculas de silicona con otras similares de la cadena del carbono, la única diferencia notable es la mayor estabilidad de las siliconas, su mayor resistencia al calor y al cambio químico; lo cual es magnifico, si es lo que pretendemos; pero si estamos tratando de la vida, no es lo que pretendemos. Pues para la vida no se pretende estabilidad, sino facilidad en el cambio químico, en el flujo y el reflujo constantes de electrones y átomos.
Si la vida significa cambio, las moléculas de silicona parecerían, a todos los niveles, menos vivas potencialmente que las cadenas de carbono.
También es posible que la Tierra sea demasiado acuosa para la vida a base de siliconas. Todos los cambios que caracterizan la vida se producen rápidamente y con delicada precisión, porque las moléculas de la vida están inmersas en un medio acuoso en el que pueden desarrollar fácilmente su interacción y en el que se disuelven algunas de ellas.
Como sabemos, la vida de carbono sólo es posible en presencia de agua (o de algún líquido con propiedades parecidas a las del agua, entre ellas, la posesión de moléculas polares; es decir, moléculas en que al menos pequeñas cargas eléctricas positivas y negativas están separadas asimétricamente).
En cambio, las siliconas tienden a no interaccionar con el agua ni con ningún líquido polar, sino a tenerla con líquidos no polares. Aunque se añadan a la cadena de silicona grupos de átomos que contengan carbono y actúen recíprocamente con el agua, el resultado será una molécula que tendrá menos interacción con el agua que la que tendría una molécula de cadena de carbono.
Si la vida implica interacción con el agua o con un líquido polar en general, las moléculas de silicona parecerán potencialmente menos vivas, a todos los niveles, que las cadenas de carbono.
Pero, ¿y si imaginamos un mundo que no sea frío y acuoso como la Tierra? Supongamos un mundo con una temperatura muy superior a la del punto de ebullición del agua. En tal caso, la temperatura puede ser lo bastante alta para activar las moléculas de silicona lo suficiente como para que sirvan de fundamento a la vida, y no habría agua que sostuviese la vida del carbono rival (en todo caso, el calor destruiría los compuestos de carbono demasiado activos).
Naturalmente, tendría que existir algún líquido en el que pudiesen disolverse las moléculas de silicona o con el que pudiesen actuar recíprocamente, y es posible que las siliconas lo proporcionasen también.
Siliconas relativamente simples podrían constituir líquidos no polares a elevadas temperaturas, digamos de 350° C, y en ellos podrían disolverse, o al menos dispersarse, las complicadas moléculas que serían los equivalentes en silicona de las proteínas y los ácidos nucleicos. Entonces podríamos tener una vida de silicona.
Podríamos imaginar, además, que las complejas siliconas fuesen elaboradas a expensas de la energía solar, sacándolas de la sílice añadida a compuestos simples de carbono, lo cual sería un equivalente a las fábricas de silicona. Una vez formadas, las siliconas complejas podrían, después de ser ingeridas por los equivalentes de los animales, sufrir la oxidación de sus porciones contenedoras de carbono para soltar energía química, dejando sílice sólida como producto de desecho. (Standley G. Weinbaum describió una situación algo parecida a ésta en su cuento A Martian Odyssey, en 1934.)
Sin embargo, podemos formular una objeción. Nos imaginamos las complicadas siliconas como poseedoras de cadenas laterales muy complejas a base de carbono. Cuanto más complejas sean, más sensibles serán, con toda seguridad, a las altas temperaturas. La cadena silicio-oxígeno tiene una influencia estabilizadora, pero, aun así, debe tener sus limites.
En definitiva, las cadenas laterales contenedoras de carbono serían incapaces de sobrevivir a altas temperaturas, y sospecho que esto nos llevaría a un punto en que difícilmente podríamos esperar que existiese la vida.
De todas formas, considerémoslo. Las intrincadas cadenas de carbono y anillos de carbono del tejido vivo tienen la mayor parte de sus enlaces ocupados por átomos de hidrógeno, de manera que los compuestos de la vida son, en cierta manera, «hidrocarburos» modificados. Ello es posible porque los átomos de hidrógeno son sumamente pequeños, y pueden tomar la mayor parte o todos los enlaces del carbono sin cerrarse el paso los unos a los otros. Sólo otro átomo es lo bastante pequeño para hacer esto, y es el del flúor. ¿Y si imaginásemos complicados compuestos de carbono que fuesen «fluorcarburos» modificados?
En realidad, el enlace carbon-flúor es más fuerte que el carbono-hidrógeno. Por consiguiente, los fluorcarbonos son más estables e inertes que los correspondientes hidrocarburos, y más capaces de soportar altas temperaturas.
Podríamos imaginar «fluorsiliconas» que fuesen más estables e inertes que las siliconas ordinarias y que pudiesen sobrevivir al calor requerido para sufrir los cambios que asociamos con la vida.
(Ésta no es una idea completamente nueva en mí. La mencioné, de pasada, en «Not as We Know It», en View from a Height, Doubleday, 1963.)
Ahora se presenta otra objeción. Las siliconas y las fluorsiliconas están constituidas por átomos de silicio, de oxígeno, de carbono, de hidrógeno y de flúor. En los planetas muy cálidos, donde las siliconas o las fluorsiliconas podrían constituir las bases de la vida, es muy probable que los átomos de carbono, de hidrógeno y de flúor sean rarísimos, si no virtualmente inexistentes. Estas moléculas tienden a existir como compuestos que se funden y evaporan fácilmente, y los mundos muy cálidos y pequeños (como habría que esperar que fuesen) no serían capaces de retenerlos con sus débiles campos gravitatorios.
La Luna, que alcanza temperaturas bastante altas en su día de dos semanas, es muy pobre en estos átomos volátiles, y podemos asegurar que lo propio ocurre también en el aún más cálido Mercurio.
Venus tiene masa suficiente para retener una espesa atmósfera, que contiene numerosos átomos de carbono en sus moléculas de dióxido de carbono, y una menor cantidad de átomos de hidrógeno en sus moléculas de agua. Es concebible que también estén presentes átomos de flúor.
Y, sin embargo, ¿permiten las condiciones de Venus que aquellas siliconas se produzcan naturalmente, incluso dada la existencia de las materias primas? Yo creo, casi con certeza, que no. Sospecho que sería sumamente difícil imaginar un planeta con la clase de química que permitiese que las siliconas o las fluorsiliconas se formasen espontáneamente y pudiesen evolucionar con la complejidad necesaria para producir vida.
Sin embargo, aunque he empleado tres capítulos para demostrar que los átomos de silicio no sirven de base para una vida como la del carbono, lo cierto es que una forma de vida de silicio se está desarrollando actualmente aquí en la Tierra.
Pero esta vida no se parece a nada de lo que he comentado hasta aquí; por consiguiente, en el próximo capítulo trataré todo el asunto partiendo de un punto de vista completamente nuevo.
Personalmente, no me gusta el nombre y lamento que se le ocurriese. Silicone y silicon Sólo se distinguen por una e(2), lo cual no basta. Es demasiado fácil inducir a confusión con un error tipográfico.
Más aún, Kipping no consiguió jamás producir una cetona de silicio. Sin embargo, el nombre silicona llegó a aplicarse, no sólo a aquella molécula, sino también a todos los compuestos donde átomos de silicio se asocian a grupos atómicos contenedores de carbono.
Kipping trabajó durante cuarenta años en el problema de las moléculas asimétricas de silicio, y publicó cincuenta y un ensayos sobre ellas. Consiguió su objetivo y fue capaz de demostrar, de manera convincente, que los compuestos de silicio seguían las mismas normas de asimetría que los de carbono.
Sin embargo, las siliconas que formó para demostrarlo no parecían ser útiles para nada más. Eran curiosidades que sólo servían para confirmar un punto teórico. En 1937, cuando tenía setenta y cuatro años, Kipping comentó, tristemente: «No parece ser muy esperanzadora la perspectiva de algún avance inmediato e importante en esta rama de la Química orgánica.»
¡Se equivocaba! En 1941 se registraron las primeras patentes de silicona, y una industria de silicona comenzó a crecer y se desarrolló muy rápidamente. Kipping vivió hasta los ochenta y cinco años, y tuvo la satisfacción de ser testigo de su inesperado éxito. La investigación realizada en su torre de marfil se había convertido, al fin, en una cuestión práctica y valiosa.
Veamos por qué.
El enrejado del dióxido de silicio, según se dijo en el capítulo anterior, tiene aproximadamente este aspecto (si os acordáis, es en realidad tridimensional, y no bidimensional):
Estos enlaces pueden continuar indefinidamente, ya que el dióxido de silicio (así como los silicatos, que tienen átomos metálicos añadidos, acá y allá, al enrejado) es un sólido de alto grado de fusión.
Pero supongamos que, en vez de los átomos de oxígeno que sirven de puentes de conexión entre las cadenas de silicio-oxígeno, tenemos algún átomo, o grupo de átomos, que sólo tiene un enlace. Puede adherirse al átomo de silicio de una cadena particular con su único enlace, y entonces no tendrá nada con que asirse a una cadena contigua.
Consideremos, a este respecto, grupos atómicos que contengan carbono. Los átomos de carbono (como los de silicio) tienen cuatro enlaces, pero tres de ellos pueden estar firmemente aferrados a átomos de hidrógeno, dejando el cuarto libre para agarrarse a cualquier otro sitio. Podemos representar el grupo así: CH3. Es el llamado «grupo metilo». (Siento deseos de explicar aquí por qué se llamó «metilo», pero me abstendré de hacerlo, dejando para más tarde y otro ensayo el sucumbir a la tentación.)
Si pensáis que un grupo metilo sustituye a un átomo de oxígeno en el enrejado del silicato, se romperá un puente entre dos átomos de silicio:
Cuantos más grupos metilo se añadan al enrejado, tantos más puentes se romperán, y tanto más débil será el enrejado. En definitiva, éste se romperá en fragmentos separados, que pueden ser cadenas de combinaciones silicio-oxígeno, cadenas ramificadas o anillos.
Una «silicona de metilo» típica podría ser la siguiente:
Estas siliconas de metilo son oleosas, mucho más que los verdaderos aceites (los verdaderos aceites se componen, en su mayor parte, de cadenas de átomos de carbono). Empero, la cadena de silicio-oxígeno es más estable que una cadena de carbono. Es más resistente a los cambios por elevación de la temperatura o por interacciones químicas.
La oleaginosidad es fruto de una tendencia de las moléculas de cadenas a adelantarse las unas a las otras, pero con lentitud. Cuanto mayor es ésta, más viscoso es el aceite; un ejemplo es que se vierte más despacio.
Un líquido que sea a la vez oleoso y viscoso es útil como lubricante. La oleaginosidad permite que dos superficies metálicas que se mueven la una con respecto a la otra, lo hagan sobre una película de moléculas que se mueven adelantándose las unas a las otras, en vez de establecer contacto directo. Esto significa que el movimiento es relativamente silencioso, y que el rozamiento no perjudica las superficies metálicas. Si el líquido es lo bastante viscoso, no se escapa de entre las superficies metálicas, sino que permanece allí, prosiguiendo su útil función de prevenir el deterioro.
Sin lubricación sería inútil pretender que durase mucho tiempo cualquier máquina con partes en movimiento.
Por lo general, los aceites lubricantes tienden a hacerse menos viscosos con el calor. La elevación de la temperatura acelera el movimiento de las moléculas, hace que las largas cadenas de carbono se adelanten las unas a las otras con más facilidad, con lo cual aumenta el peligro de que el aceite se escape de entre las superficies metálicas.
Además, la elevación de la temperatura aumenta la rapidez con que los aceites lubricantes ordinarios se combinan con el oxígeno del aire (o con otros vapores que puedan estar presentes en la atmósfera). Estas combinaciones químicas pueden producir compuestos corrosivos que oxiden los metales, o impurezas que reduzcan la untuosidad del compuesto, o roturas en las cadenas de carbono que mengüen la viscosidad. En ningún caso estas combinaciones químicas mejoran las propiedades del aceite lubricante.
Por otra parte, el lento movimiento de las cadenas de silicona, al adelantarse las unas a las otras, apenas se ve afectado por la temperatura. Esto significa que la viscosidad de las siliconas es relativamente constante, disminuyendo sólo ligeramente al aumentar la temperatura.
Más aún: las siliconas son mucho menos propensas a combinarse con diversas sustancias químicas que los aceites lubricantes ordinarios, y, por consiguiente, es mucho menos probable que sufran los indeseables efectos que padecerían los aceites lubricantes ordinarios a temperaturas parecidas.
Los aceites lubricantes de silicona conservan sin dificultad sus útiles propiedades a temperaturas tan altas como 150° C, y, si se excluye el oxígeno, a temperaturas superiores a los 200° C.
En ocasiones también es necesario lubricar superficies que se mueven entre sí a temperaturas muy bajas. Un aceite lubricante ordinario, con la viscosidad adecuada a temperatura normal, aumenta rápidamente de viscosidad al descender la temperatura, se endurece y ya no sirve para nada. Esto no ocurre con el lubricante de silicona.
Para expresarlo en cifras, un aceite lubricante ordinario puede ser 1.800 veces más viscoso a —35° C que a 40° C (una diferencia de 75 grados), mientras que un aceite lubricante de silicona será sólo siete veces más viscoso a —35° C que a 40° C.
Durante los días críticos de la Segunda Guerra Mundial se advirtió la utilidad de las siliconas en el sumamente necesario campo de la lubricación, lo cual llevó directamente al vertiginoso aumento de la importancia concedida a los compuestos.
La viscosidad de la silicona tiende a aumentar de manera previsible al alargarse la cadena de silicio-oxígeno, y por esto pueden prepararse fácilmente aceites lubricantes de silicona con la viscosidad necesaria para una función particular.
Si la cadena se alarga lo bastante, la viscosidad se hace lo suficientemente alta como para producir sustancias sólidas de calidad gomosa. Esto ocurre, particularmente, si las cadenas están conectadas entre sí por unos pocos puentes.
Si se añaden más puentes a la silicona, el resultado es una sustancia resinosa.
Ninguna silicona es conductora de electricidad; de aquí que las gomas y las resinas de silicona puedan emplearse como aislantes eléctricos. Son mejores que las gomas y las resinas ordinarias, porque son más resistentes al calor, y es menos probable que se vuelvan frágiles y se rompan, o que presenten fallos en su capacidad aislante.
Si se produce una silicona con la viscosidad adecuada, puede incluso emplearse como una especie de juguete. Una silicona puede ser lo bastante viscosa como para circular muy, muy lentamente, y resistirse a que le den prisa. Las largas moléculas continuarán deslizándose y adelantándose con dignidad, por decirlo así, y la presión no servirá para acelerarlas.
Por ejemplo, una bola de semejante sustancia, arrojada contra una pared, se deformará bajo la presión del contacto, pero rebotará, como indignada por haber sido obligada a moverse contra su voluntad. Dicho de otra manera: rebotará con eficiencia.
Sin embargo, ponedla sobre una mesa y dadle tiempo; entonces se aplanará, adaptándose a cualquier desigualdad de la superficie. Apretadla entre los dedos y será maleable como la cera. Fue llevada al mercado con el nombre de «Silly Putty», y recuerdo muy bien que aquella tontería me impresionó durante varias décadas.
Las siliconas, como las moléculas ordinarias de cadenas de carbono, no son solubles ni se mezclan en modo alguno con el agua, y la repelen.
Esto resulta muy útil cuando se añade una capa de silicona a la superficie de tejidos u otros materiales.
Así, se puede partir del metilclorisilano (hecho con moléculas formadas por un átomo de silicio ligado a tres grupos de metilo y un átomo de cloro). Dicho compuesto se combinará con la celulosa, que constituye la mayor parte de cualquier tejido. La celulosa contiene grupos de oxígeno-hidrógeno, y el átomo de hidrógeno del grupo se combina con los átomos de cloro del metilclorisilano. Esto significa que un átomo de silicio, unido a tres grupos de metilo, se adhiere a un átomo de oxígeno de la celulosa y permanece allí de un modo razonablemente estable.
De esta manera, toda la superficie del tejido queda revestida de una capa de silicona de una molécula de grosor. La capa no puede advertirse, pero el tejido revestido con ella repelerá el agua.
Y no es el grupo metilo el único que puede adherirse a las cadenas de silicio-oxígeno. Otros grupos contenedores de carbono pueden enlazarse con los átomos de silicio de tales cadenas. Por ejemplo, el «grupo etilo», compuesto por dos átomos de carbono y cinco de hidrógeno, puede utilizarse para tal fin.
Podríamos imaginar toda clase de grupos provistos de carbono sujetos a la cadena silicio-oxígeno, toda una serie de diferentes tipos, todos ellos complicados y cada uno ligado a la cadena por un sitio diferente.
Estas complicadísimas moléculas de silicona (que podemos construir fácilmente con la imaginación) serían el equivalente de las proteínas y de los ácidos nucleicos, aunque no imitarían necesariamente su estructura. No tenemos siliconas tan complicadas y, que yo sepa, nadie está tratando de fabricarlas, pero parece justo reconocer que podrían existir en teoría. Y si es así, pueden constituir la base de una especie de vida de silicio o, más propiamente, de vida de silicona.
Pero si la vida de silicona era posible, ¿por qué no se desarrolló en la Tierra junto a la vida de carbono? Aunque la vida de carbono fuese a la larga más eficiente y pudiese triunfar en una presunta competición, ¿no habría que suponer que la vida de silicona persistiese en pequeñas cantidades o en medios apartados donde, por alguna razón, podría resultar más adecuada que la vida de carbono?
Que nosotros sepamos, sin embargo, no existe ninguna huella de vida de silicona en ningún lugar de la Tierra, ni ha existido jamas.
Esto puede deberse a que la Tierra es demasiado fría para la vida de silicona. Si comparamos las moléculas de silicona con otras similares de la cadena del carbono, la única diferencia notable es la mayor estabilidad de las siliconas, su mayor resistencia al calor y al cambio químico; lo cual es magnifico, si es lo que pretendemos; pero si estamos tratando de la vida, no es lo que pretendemos. Pues para la vida no se pretende estabilidad, sino facilidad en el cambio químico, en el flujo y el reflujo constantes de electrones y átomos.
Si la vida significa cambio, las moléculas de silicona parecerían, a todos los niveles, menos vivas potencialmente que las cadenas de carbono.
También es posible que la Tierra sea demasiado acuosa para la vida a base de siliconas. Todos los cambios que caracterizan la vida se producen rápidamente y con delicada precisión, porque las moléculas de la vida están inmersas en un medio acuoso en el que pueden desarrollar fácilmente su interacción y en el que se disuelven algunas de ellas.
Como sabemos, la vida de carbono sólo es posible en presencia de agua (o de algún líquido con propiedades parecidas a las del agua, entre ellas, la posesión de moléculas polares; es decir, moléculas en que al menos pequeñas cargas eléctricas positivas y negativas están separadas asimétricamente).
En cambio, las siliconas tienden a no interaccionar con el agua ni con ningún líquido polar, sino a tenerla con líquidos no polares. Aunque se añadan a la cadena de silicona grupos de átomos que contengan carbono y actúen recíprocamente con el agua, el resultado será una molécula que tendrá menos interacción con el agua que la que tendría una molécula de cadena de carbono.
Si la vida implica interacción con el agua o con un líquido polar en general, las moléculas de silicona parecerán potencialmente menos vivas, a todos los niveles, que las cadenas de carbono.
Pero, ¿y si imaginamos un mundo que no sea frío y acuoso como la Tierra? Supongamos un mundo con una temperatura muy superior a la del punto de ebullición del agua. En tal caso, la temperatura puede ser lo bastante alta para activar las moléculas de silicona lo suficiente como para que sirvan de fundamento a la vida, y no habría agua que sostuviese la vida del carbono rival (en todo caso, el calor destruiría los compuestos de carbono demasiado activos).
Naturalmente, tendría que existir algún líquido en el que pudiesen disolverse las moléculas de silicona o con el que pudiesen actuar recíprocamente, y es posible que las siliconas lo proporcionasen también.
Siliconas relativamente simples podrían constituir líquidos no polares a elevadas temperaturas, digamos de 350° C, y en ellos podrían disolverse, o al menos dispersarse, las complicadas moléculas que serían los equivalentes en silicona de las proteínas y los ácidos nucleicos. Entonces podríamos tener una vida de silicona.
Podríamos imaginar, además, que las complejas siliconas fuesen elaboradas a expensas de la energía solar, sacándolas de la sílice añadida a compuestos simples de carbono, lo cual sería un equivalente a las fábricas de silicona. Una vez formadas, las siliconas complejas podrían, después de ser ingeridas por los equivalentes de los animales, sufrir la oxidación de sus porciones contenedoras de carbono para soltar energía química, dejando sílice sólida como producto de desecho. (Standley G. Weinbaum describió una situación algo parecida a ésta en su cuento A Martian Odyssey, en 1934.)
Sin embargo, podemos formular una objeción. Nos imaginamos las complicadas siliconas como poseedoras de cadenas laterales muy complejas a base de carbono. Cuanto más complejas sean, más sensibles serán, con toda seguridad, a las altas temperaturas. La cadena silicio-oxígeno tiene una influencia estabilizadora, pero, aun así, debe tener sus limites.
En definitiva, las cadenas laterales contenedoras de carbono serían incapaces de sobrevivir a altas temperaturas, y sospecho que esto nos llevaría a un punto en que difícilmente podríamos esperar que existiese la vida.
De todas formas, considerémoslo. Las intrincadas cadenas de carbono y anillos de carbono del tejido vivo tienen la mayor parte de sus enlaces ocupados por átomos de hidrógeno, de manera que los compuestos de la vida son, en cierta manera, «hidrocarburos» modificados. Ello es posible porque los átomos de hidrógeno son sumamente pequeños, y pueden tomar la mayor parte o todos los enlaces del carbono sin cerrarse el paso los unos a los otros. Sólo otro átomo es lo bastante pequeño para hacer esto, y es el del flúor. ¿Y si imaginásemos complicados compuestos de carbono que fuesen «fluorcarburos» modificados?
En realidad, el enlace carbon-flúor es más fuerte que el carbono-hidrógeno. Por consiguiente, los fluorcarbonos son más estables e inertes que los correspondientes hidrocarburos, y más capaces de soportar altas temperaturas.
Podríamos imaginar «fluorsiliconas» que fuesen más estables e inertes que las siliconas ordinarias y que pudiesen sobrevivir al calor requerido para sufrir los cambios que asociamos con la vida.
(Ésta no es una idea completamente nueva en mí. La mencioné, de pasada, en «Not as We Know It», en View from a Height, Doubleday, 1963.)
Ahora se presenta otra objeción. Las siliconas y las fluorsiliconas están constituidas por átomos de silicio, de oxígeno, de carbono, de hidrógeno y de flúor. En los planetas muy cálidos, donde las siliconas o las fluorsiliconas podrían constituir las bases de la vida, es muy probable que los átomos de carbono, de hidrógeno y de flúor sean rarísimos, si no virtualmente inexistentes. Estas moléculas tienden a existir como compuestos que se funden y evaporan fácilmente, y los mundos muy cálidos y pequeños (como habría que esperar que fuesen) no serían capaces de retenerlos con sus débiles campos gravitatorios.
La Luna, que alcanza temperaturas bastante altas en su día de dos semanas, es muy pobre en estos átomos volátiles, y podemos asegurar que lo propio ocurre también en el aún más cálido Mercurio.
Venus tiene masa suficiente para retener una espesa atmósfera, que contiene numerosos átomos de carbono en sus moléculas de dióxido de carbono, y una menor cantidad de átomos de hidrógeno en sus moléculas de agua. Es concebible que también estén presentes átomos de flúor.
Y, sin embargo, ¿permiten las condiciones de Venus que aquellas siliconas se produzcan naturalmente, incluso dada la existencia de las materias primas? Yo creo, casi con certeza, que no. Sospecho que sería sumamente difícil imaginar un planeta con la clase de química que permitiese que las siliconas o las fluorsiliconas se formasen espontáneamente y pudiesen evolucionar con la complejidad necesaria para producir vida.
Sin embargo, aunque he empleado tres capítulos para demostrar que los átomos de silicio no sirven de base para una vida como la del carbono, lo cierto es que una forma de vida de silicio se está desarrollando actualmente aquí en la Tierra.
Pero esta vida no se parece a nada de lo que he comentado hasta aquí; por consiguiente, en el próximo capítulo trataré todo el asunto partiendo de un punto de vista completamente nuevo.
(1)
Instituto Tecnológico de Massachusetts. (N. del T.)
(2) Naturalmente, esto se refiere a los vocablos ingleses. En los españoles, silicona y silicio, no cabe la confusión. (N. del T.)
(2) Naturalmente, esto se refiere a los vocablos ingleses. En los españoles, silicona y silicio, no cabe la confusión. (N. del T.)
VIII
EN DEFINITIVA, LA VIDA DEL SILICIO
Toda ocupación tiene sus albures; y mi situación
particular en el mundo literario incluye el riesgo de adquirir fama de
omnisciente. Siempre me encuentro al borde de que la gente se imagine que lo sé
todo.EN DEFINITIVA, LA VIDA DEL SILICIO
Niego esta acusación, con vergonzoso fervor, siempre que tengo oportunidad de hacerlo. En realidad, he adquirido la costumbre de terminar todos mis discursos con una frase rutinaria cuando llega el momento de responder a las preguntas del público. Digo: «Pueden preguntarme todo lo que quieran, pues les podré contestar a todo, siempre que "No lo sé" sea considerado como una respuesta.»
¿Sirve esto de algo? No.
En el número del 24 de mayo de 1982 de la revista New York, se publicaron respuestas para el «Concurso 44», consistente en que los lectores presentasen citas consideradas humorísticamente impropias de las «personas famosas » a quienes se atribuían. Una de las honrosas menciones fue: «"No lo sé" -Isaac Asimov.»
Estoy seguro de que mis ensayos científicos son un factor importante de aquella mala interpretación; pero nada puedo hacerle. No tengo intención de interrumpir estos ensayos por cualquier razón que no sea mi muerte.
Partamos de la noción de que una corriente eléctrica viaja fácilmente a través de algunas sustancias, pero no de otras. La sustancia que transporta fácilmente una corriente eléctrica se denomina «conductor eléctrico» o, simplemente, «conductor». La sustancia que no conduce bien una corriente es, casi inevitablemente, un «no conductor».
No todos los conductores transmiten una corriente eléctrica con la misma facilidad. Toda sustancia particular ofrece cierta resistencia al paso de la corriente, y, cuanto mayor es la resistencia, menos apropiado es el conductor.
Aunque manejemos una sola sustancia, en forma de alambre, podemos esperar que existan diferentes resistencias en diferentes circunstancias. Cuanto más largo sea el alambre, mayor será la resistencia; cuanto más pequeño sea el grueso del alambre, tanto mayor será también la resistencia. (Esto podría aplicarse normalmente a la más conocida situación del agua que pasa por una tubería; por tanto, no debe sorprendernos.)
Supongamos, empero, que comparamos las resistencias de diferentes sustancias, todas ellas en forma de alambre de la misma longitud y grosor, y conservadas a 0° C. Cualquier diferencia en la resistencia tendrá que ser debida, por entero, a las propiedades intrínsecas de la sustancia. Será la «resistencia» propia de la sustancia, y cuanto más baja, mejor será el conductor.
La resistencia se mide en «ohmios»; el significado exacto de la palabra no nos interesa ahora, y no voy a repetirlo. Sólo daré las cifras.
La plata es el mejor conductor que se conoce, y tiene la resistencia más baja: 0,0000000152, o sea, 1,52 x 10-8. Le sigue el cobre, con una resistencia de 1,54 x 10-8. El cobre tiene una resistencia de poco más del 1% superior a la de la plata, y es considerablemente más barato; por ello, si quitáis la cubierta aislante de los cables que se emplean en las instalaciones eléctricas, encontraréis que son de cobre y no de plata.
En tercer lugar está el oro, con una resistencia de 2,27 x 10-8 (el elevado coste impide su uso), y en cuarto lugar está el aluminio, con 2,63 x 10-8.
El aluminio tiene una resistencia, aproximadamente, el 70% más alta que el cobre, pero es tan barato, que es el metal preferido para la transmisión de electricidad a larga distancia. Haciendo más gruesos los alambres de aluminio, su resistencia será menor que la de los acostumbrados finos cables de cobre; y, sin embargo, el aluminio es mucho menos denso que el cobre, de modo que los cables gruesos de aluminio tendrán una masa menor que los cables finos de cobre. De hecho, masa por masa, el aluminio es el mejor conductor.
La mayor parte de los metales son bastante buenos conductores. Incluso el nicromo, aleación de níquel, hierro y cromo, con una elevada resistencia, desacostumbrada en los metales, la tiene sólo de 1 x 10-6. Esta resistencia es 65 veces mayor que la del cobre, y hace que el cable de nicromo sea muy adecuado para tostadoras y elementos de calefacción en general. La corriente eléctrica, al abrirse paso a través del nicromo, lo calienta mucho más que a un cable de cobre de tamaño equivalente, pues el efecto de calor crece con la resistencia, según es lógico pensar.
La razón de que los metales conduzcan la electricidad relativamente bien es que, en cada átomo del metal, hay generalmente uno o dos electrones, localizados a mucha distancia de los bordes atómicos y, por tanto, son flojamente retenidos. Estos electrones pueden pasar fácilmente de átomo en átomo, y es esto lo que facilita el paso de la corriente eléctrica.
(El movimiento de los electrones no es igual que el de la corriente eléctrica. Los electrones se mueven con bastante lentitud, pero el impulso eléctrico facilitado por su movimiento viaja a lo largo del cable a la velocidad de la luz.)
En sustancias donde todos los electrones son firmemente mantenidos en su sitio, de modo que hay escasos o ningún paso de un átomo a otro, la corriente eléctrica fluye muy poco. La sustancia es no conductora, y su resistencia es alta.
La madera de arce tiene una resistencia de 3 x 108; el cristal, aproximadamente de 1 x 1012, el azufre, aproximadamente de 1 x 1015, y el cuarzo, de alrededor de 5 x 1017. Estos son los no conductores destacables.
El cuarzo tiene 33 billones de billones de veces la resistencia de la plata, de modo que si un filamento de cuarzo y un alambre de plata, de igual longitud y grosor, se conectasen a la misma fuente de electricidad, la cantidad de corriente que pasaría a través de la plata en una unidad de tiempo dada sería 33 billones de billones de veces mayor que la que pasaría a través del cuarzo.
Naturalmente, hay sustancias de capacidad intermedia para conducir una corriente eléctrica. El germanio tiene una resistencia de 2, y el silicio, de 30.000.
El silicio tiene una resistencia dos billones de veces mayor que la de la plata. Por su parte, el cuarzo, la tiene dieciséis billones de veces mayor que la del silicio.
El silicio (que fue objeto de mis tres últimos capítulos) tiene, por consiguiente, una resistencia que está a medio camino entre los extremos de los conductores y los no conductores. Es un ejemplo de «semiconductor».
En uno de los capítulos anteriores expliqué que, de los catorce electrones del átomo de silicio, cuatro estaban en los bordes y adheridos con menos firmeza que los otros. Sin embargo, en un cristal de silicio cada uno de los cuatro electrones exteriores de un átomo de dicho elemento está emparejado con uno de los cuatro exteriores de un átomo vecino, y la pareja queda más firmemente sujeta entre los dos vecinos de lo que lo estaría un electrón solitario. Por ello, el silicio es, en el mejor de los casos, un semiconductor.
La propiedad de semiconducción se halla en su grado mínimo si todos los átomos de silicio están perfectamente alineados en un conjunto tridimensional, de modo que los electrones queden firmemente sujetos. Sin embargo, lo más probable es que en el Universo, los cristales tengan imperfecciones, de manera que, en alguna parte, un átomo de silicio no tiene un vecino adecuadamente colocado, y uno de sus electrones queda suelto. Este electrón ocasional aumenta el poder conductor del silicio, y contribuye desproporcionadamente a sus propiedades semiconductoras.
Si deseáis que una corriente eléctrica pase a través de silicio con razonable facilidad, podéis conseguirlo añadiéndole unos pocos electrones suplementarios. Una manera fácil de hacerlo es añadir deliberadamente al silicio una impureza adecuada, por ejemplo, arsénico.
Cada átomo de arsénico tiene 33 electrones, divididos en cuatro capas. La capa interior contiene dos electrones; la siguiente, ocho; la siguiente, dieciocho, y la exterior, cinco. Estos cinco electrones exteriores son los que están menos fuertemente unidos.
Cuando se añade arsénico al silicio, los átomos de aquél tienden a ocupar su sitio en el enrejado, colocándose cada uno en una posición casual donde, de haber sido puro el silicio, habría estado un átomo de éste. Cuatro de los electrones exteriores del átomo de arsénico se emparejan con los átomos vecinos; pero, desde luego, el quinto no puede hacerlo. Permanece suelto y a la deriva.
Puede que consiga encontrar un sitio acá o allá, pero sólo a costa de desplazar a otros electrones, quienes serán entonces los que vayan a la deriva. Si un extremo de aquel cristal se sujeta al polo negativo de una batería y el otro a un polo positivo, los electrones sueltos —todos, con carga negativa— tenderán a apartarse del polo negativo y a acercarse al positivo. Este cristal impuro de silicio es un «semiconductor de tipo n»; la n significa «negativo», pues negativa es la carga de los electrones que van a la deriva.
Pero supongamos que lo que se ha añadido al silicio es una pequeña impureza de boro. Cada átomo de boro tiene cinco electrones, dos en la capa inferior y tres en la exterior.
Los átomos de boro se alinean con los átomos de silicio, y cada uno de los tres electrones exteriores se empareja con un electrón de los vecinos de silicio. No hay un cuarto electrón, y en su lugar existe un «vacío».
Si se sujeta este cristal a los polos negativo y positivo de una batería, los electrones tienden a moverse, cuando pueden, alejándose del polo negativo y acercándose al positivo. Esta tendencia sirve de poco porque, generalmente, los electrones no tienen adónde ir; pero si un electrón encuentra un vacío entre él mismo y el polo positivo, avanza para llenarlo y, desde luego, deja un vacío en el sitio donde estaba. Otro electrón llena este vacío, llegando otro en su lugar, y así sucesivamente.
Al rellenar los electrones el vacío por turno, moviéndose cada uno en dirección al polo positivo, el vacío se mueve regularmente en la otra dirección, hacia el polo negativo. De esta manera, el vacío actúa como si fuese una partícula con carga positiva, y por ello este tipo de cristal se llama «semiconductor de tipo p, donde p significa «positivo».
Si un semiconductor de tipo n se sujeta a una fuente de corriente alterna, los electrones sobrantes se mueven en una dirección y después en la contraria, para volver a hacerlo después en la primera, y así sucesivamente, al cambiar sin cesar de dirección la corriente. Lo propio ocurre, con los vacíos avanzando y retrocediendo, si se trata de un semiconductor de tipo p.
Pero supongamos que tenemos un cristal de silicio con una impureza de arsénico en un extremo y una impureza de boro en el otro. La mitad es de tipo n, y la otra mitad, de tipo p.
Imaginemos ahora que la mitad de tipo n está conectada al polo negativo de una batería de corriente continua, mientras que la mitad de tipo p está conectada al polo positivo. Los electrones sobrantes en la mitad de tipo n se apartarán del polo negativo y se moverán hacia el centro del cristal. Los vacíos de la mitad de tipo p se alejarán del polo positivo y se moverán hacia el centro del cristal.
En el centro del cristal, los electrones sobrantes llenarán los vacíos y las dos imperfecciones se compensarán; pero se añadirán nuevos electrones en el extremo n del cristal, y se formarán nuevos vacíos en el extremo p, al alejarse los electrones. Y la corriente seguirá pasando indefinidamente.
Supongamos que el extremo n del semiconductor está conectado al polo positivo de una batería de corriente continua, y que el extremo p está conectado al polo negativo. Los electrones del extremo n son atraídos hacia el polo positivo al que está conectado el extremo, y se mueven hacia el borde del cristal, alejándose del centro. Los vacíos en el extremo p son atraídos hacia el polo negativo, y también se alejan del centro. Todos los electrones y los vacíos se mueven hacia los extremos opuestos, dejando libre de ambos el cuerpo principal del semiconductor, de modo que la corriente eléctrica no puede pasar por él.
Por tanto, una corriente eléctrica puede pasar a través de un semiconductor en ambas direcciones, siempre que éste sea totalmente n o p. En cambio, si el semiconductor es n en un extremo y p en el otro, la corriente eléctrica puede pasar en una dirección, pero no en la otra. Este semiconductor permitirá que pase sólo la mitad de una corriente alterna. Una corriente puede entrar como alterna en tal semiconductor, pero saldrá como continua. El semiconductor que es n en un extremo y p en el otro es un «rectificador»
Examinemos ahora un semiconductor que tenga tres regiones: un extremo izquierdo n, una región p y un extremo derecho n.
Supongamos que el polo negativo de una batería se conecta a un extremo n y que el polo positivo se conecta al otro extremo, también n. El centro, p, es conectado a una segunda batería, de manera que son mantenidos allí los vacíos.
El polo negativo empuja los electrones sobrantes del extremo n, al que está conectado, hacia el centro p. El centro p atrae a estos electrones y favorece la corriente.
En el otro extremo, el polo positivo atrae el sobrante de electrones del extremo n al que está conectado. El centro p atrae, empero, también a estos electrones, y detiene la corriente en esta mitad del cristal.
Así, pues, el centro p acelera el flujo de electrones en una de sus mitades, pero lo impide en la otra. El flujo total de la corriente puede modificarse intensamente si se cambia el volumen de la carga positiva de la sección central.
Una pequeña alteración en la carga del centro p dará por resultado una gran alteración en el flujo total a través del semiconductor, y, si se hace fluctuar la carga del centro, se impone una fluctuación similar, pero mucho más importante, al semiconductor en su conjunto. Este semiconductor es un «amplificador».
Este semiconductor de tres partes fue elaborado en 1948, y, como transmitía una corriente a través de un material resistor (es decir, que normalmente posee mucha resistencia), el nuevo ingenio fue llamado «transistor». Este nombre le fue dado por John R. Pierce (1910- ), más conocido por los aficionados a la ciencia-ficción por los relatos fantásticos que ha escrito bajo el seudónimo de J. J. Coupling.
Los rectificadores y los amplificadores no son unos extraños en la industria electrónica. De hecho, las radios, los tocadiscos, los aparatos de televisión, las computadoras y otros ingenios semejantes dependen muchísimo de ellos.
Desde 1920 hasta 1950, los rectificadores y los amplificadores significaron la manipulación de torrentes de electrones obligados a pasar a través de un vacío.
En 1883, el inventor norteamericano Thomas Alva Edison (1847-1931) estudiaba la manera de hacer que los filamentos de las bombillas que había inventado durasen más. Trató de incluir un filamento de metal frío junto al incandescente de la bombilla en la que se había hecho el vacío. Observó que fluía una corriente eléctrica entre el filamento caliente y el frío.
En 1900, un físico británico, Owen W. Richardson (1879-1959), demostró que, cuando se calentaba un hilo metálico, había electrones que tendían a escaparse de él en una especie de evaporación subatómica, y que esto explicaba el «efecto Edison». (En los tiempos de la observación de Edison, los electrones no habían sido todavía descubiertos.)
En 1904, el ingeniero eléctrico inglés John A. Fleming (1849-1945) experimentó con un filamento rodeado de una pieza cilíndrica de metal llamada «placa», e introducido todo ello en un contenedor en el que había hecho el vacío. Cuando el filamento estaba conectado al polo negativo de una batería, pasaban electrones a través de él; y después cruzaban el vacío y se introducían en la placa, pasando así una corriente eléctrica a través del sistema. Desde luego, el filamento desprendía electrones con más facilidad cuanto más se calentaba, y por ello, Fleming tenía que esperar algún tiempo a que se calentase el filamento bajo la presión de los electrones antes de expulsarlos en cantidades lo bastante grandes para producir una corriente apreciable.
Pero si el filamento era conectado al polo positivo de una batería, los electrones eran extraídos del filamento y no había sitio alguno del que obtener sustitutos. No podían ser absorbidos a través de la batería desde una placa que estaba demasiado fría para soltarlos. Dicho de otra manera: la corriente sólo podía pasar en una dirección a través del sistema, que era, por consiguiente, un rectificador.
Fleming llamó «válvula» a este aparato, ya que podía, en cierto sentido, abrirse o cerrarse, permitiendo o impidiendo el flujo de electrones. Sin embargo, en los Estados Unidos se les llamó «tubos», porque eran cilindros huecos, y, como se les conoció sobre todo por su empleo en los aparatos de radio, se les llamó también «tubos de radio».
En 1907, el inventor norteamericano Lee de Forest (1873-1961) incluyó un tercer elemento metálico (la «parrilla») entre el filamento y la placa. Si se colocaba una carga positiva en aquella parrilla, el tamaño de la carga producía un efecto desproporcionado en el flujo de electrones entre el filamento y la placa, y el aparato se convertía en un amplificador.
Los tubos de radio funcionaron magníficamente en el control del flujo de electrones, pero tenían pequeños defectos.
Por ejemplo, debían ser bastante grandes, ya que en el espacio vacío tenían que estar encerrados el filamento, la parrilla y la placa, con la suficiente separación como para que los electrones no saltasen hasta ser incitados a hacerlo. Esto quería decir que eran relativamente caros, ya que requerían un material considerable y, además, tenía que hacerse el vacío en ellos.
Como los tubos eran grandes, cualquier aparato que los utilizase tenía que ser también voluminoso y, desde luego, no podía hacerse más pequeño que los tubos que tenía que albergar. Al complicarse más y más los aparatos, se necesitaron más y más tubos (destinado cada uno a cumplir una misión especial), y el volumen se hizo aún más pronunciado.
Las primeras computadoras electrónicas tuvieron que emplear miles de tubos de radio y, por consiguiente, eran enormes.
Además, los tubos eran frágiles, ya que el cristal se rompe con facilidad. También eran de corta duración, ya que la menor grieta daba al traste con el vacío, y, si de momento no había ninguna, seguramente se producía alguna con el tiempo. Peor aún, como los filamentos debían estar a altas temperaturas durante todo el tiempo en que funcionaban los tubos, a la larga se rompían.
(Recuerdo cuando, a principios de los años cincuenta, tuve mi primer aparato de televisión y necesité lo que podría llamar un reparador «en casa». Me horrorizaba pensar el escaso tiempo que podría aguantar una computadora sin que se estropease alguno de sus tubos.)
Y esto no es todo. Debido a las altas temperaturas requeridas, se producía un gran consumo de energía. Más aún: como el aparato no funcionaba hasta que el filamento había alcanzado dicha temperatura, se producía siempre un irritante período de «calentamiento». (Todos los que hemos pasado de la primera juventud, lo recordamos muy bien.)
El transistor y sus inventos aliados cambiaron todo esto, corrigiendo cada una de las deficiencias indicadas, sin introducir otras nuevas. (Desde luego, tuvimos que esperar algunos años después de la invención del transistor, en 1948, hasta que se descubrieron técnicas para producir materiales de la pureza necesaria, y que fuesen lo bastante precisos para «combatir» las impurezas añadidas, y hacerlo todo con una eficacia y garantía capaces de mantener los precios bajos.)
Una vez desarrolladas las técnicas necesarias, los transistores pudieron remplazar a los tubos y, para empezar, desapareció el vacío. Los transistores eran totalmente sólidos, de modo que se les pudo llamar, junto a toda una familia de artículos similares, «dispositivos de estado sólido».
Así desaparecieron la fragilidad y la posibilidad de grietas. Los transistores eran mucho más resistentes de lo que podían ser los tubos al vacío, y estaban mucho menos expuestos a fallar.
Más aún, los transistores podían funcionar a la temperatura ambiente, de modo que consumían mucha menos energía y no requerían un período de calentamiento.
Pero lo más importante era que, por no exigir el vacío, no tenían que ser voluminosos. Los pequeños transistores funcionaban perfectamente, aunque hubiese sólo una distancia de una pequeñísima fracción de centímetro entre las regiones n y las p, ya que el volumen del material era un no conductor mucho más eficaz que el vacío.
Esto significaba que cada tubo vacío podía ser sustituido por un dispositivo de estado sólido muchísimo más pequeño. Esto fue generalmente comprendido cuando las computadoras fueron «transistorizadas», término rápidamente sustituido por el más espectacular de «miniaturizadas».
Las computadoras menguaron de tamaño, y lo propio hicieron los aparatos de radio. Ahora podemos llevar radios y computadoras en el bolsillo.
Los aparatos de televisión podrían ser también miniaturizados, pero no nos conviene reducir los tubos de la imagen. El mismo deseo limita las posibilidades de reducción de las procesadoras de palabras y de otras formas de pantallas de televisión computerizadas.
En el último cuarto de siglo, el principal perfeccionamiento de las computadoras se ha logrado en el sentido de hacer los dispositivos de estado sólido cada vez más pequeños, empleando conexiones cada vez más delicadas y montando transistores individuales que son, literalmente, de tamaño microscópico.
En los años setenta empezó a usarse el «microchip», diminuto cuadro de silicio, de un par de milímetros de lado, sobre el que rayos de electrones podían grabar miles de circuitos eléctricos controlados.
El microchip es el que ha hecho posible comprimir en una caja diminuta capacidades enormemente versátiles. Gracias a él, las computadoras de bolsillo no sólo son de tamaño muy pequeño, sino que pueden hacer muchas más cosas que las gigantescas computadoras de hace una generación, aparte su coste, que es casi nulo, y de que, virtualmente, no necesitan ser reparadas.
El microchip ha hecho también posible el robot industrial. Incluso la más sencilla acción humana, siempre que requiera un juicio, es tan compleja que sería imposible que una máquina la hiciese sin incluir alguna especie de sustituto de aquel juicio.
Supongamos, por ejemplo, que tratamos de construir una máquina que realice la labor de apretar tuercas (la misma labor que volvió loco a Charlie Chaplin en la película Tiempos modernos, simplemente porque el trabajo era demasiado vulgar y reiterado para que la mente humana pudiese aguantarlo mucho tiempo).
La tarea parece tan sencilla que hasta un cerebro humano de capacidad inferior a la media podría realizarla sin pensar. Pero considerémoslo más despacio...
Hay que fijarse en dónde está la tuerca; alcanzarla rápidamente; colocar una llave sobre ella con la orientación debida; hacerla girar de prisa y apretar debidamente; comprobar, mientras tanto, que el tornillo está en la adecuada posición, y corregirla si no es así; ver si la tuerca tiene algún defecto y, en tal caso, cambiarla; etcétera.
Si hubiésemos tratado de construir un brazo artificial con las aptitudes necesarias para reproducir todas las cosas que hace un ser humano, sin darse cuenta de la dificultad de la tarea que realiza, habríamos terminado (antes de 1970) con un aparato nada práctico, increíblemente voluminoso y caro..., si hubiésemos logrado hacerlo.
Sin embargo, con el advenimiento del microchip, todos los detalles de juicio necesarios pudieron hacerse lo bastante completos y baratos como para producir robots industriales útiles.
Indudablemente, podemos esperar que continúe esta tendencia. Las personas que trabajan hoy en robots concentran principalmente su atención en dos direcciones: proveerlas de un equivalente de la visión y hacer posible que respondan a la voz humana y hablen a su vez.
Un robot que pueda ver, oír y hablar, representará un paso gigantesco en la tarea de hacer que parezca «vivo» e «inteligente».
Además, está claro que lo único que puede hacer que un robot parezca vivo e inteligente es el microchip. Sin los dispositivos de estado sólido que le proporcionan sus capacidades y un sentido de juicio, un robot no sería más que un intrincado montón de metal, cables, aislantes, etcétera
¿Y qué es, en esencia, un microchip? Silicio ligeramente impuro, como el cerebro humano es, en esencia, carbono ligeramente impuro.
Creo que nos estamos encaminando hacia una sociedad compuesta por dos tipos amplios de inteligencia, de calidad tan diferente que no podrá haber competencia entre ellos en sentido estricto, sino que se complementarán recíprocamente. Tendremos seres humanos con cerebro a base de carbono, y robots con cerebro a base de silicio. En términos más generales, tendremos la vida del carbono y la vida del silicio.
Desde luego, la vida del silicio será de creación humana y constituirá lo que llamamos «inteligencia artificial», pero, ¿qué importará esto?
Aunque no es posible que llegue a evolucionar en cualquier parte del Universo lo que imaginamos como vida natural a base de silicio, habrá, de todas maneras, una vida del silicio.
Y si nos paramos a pensar en ello, veremos que la vida del silicio será tan natural como la del carbono, aunque sea «manufacturada». A fin de cuentas, se puede «evolucionar» de más de una manera.
Si a nosotros puede parecernos que toda la función del Universo fue hacer que evolucionase la vida del carbono, a un robot podría muy bien parecerle que toda la función de la vida del carbono fue desarrollar, a su vez, una especie capaz de inventar la vida del silicio. Así como nosotros consideramos que la vida del carbono es infinitamente superior al Universo inanimado del que nació, un robot podría argüir que...
Pero dejemos esto; ya traté este punto en mi cuento Reason, escrito hace casi medio siglo.