Introducción a la ciencia II. Ciencias Biológicas (4 page)

Algunos años después del establecimiento seguro del sistema de Kekulé de las formas estructurales, se resistió a la formación un compuesto con una molécula relativamente simple. Este compuesto era el benceno (descubierto en 1825 por Faraday). Las pruebas químicas mostraban que consistía de 6 átomos de carbono y 6 átomos de hidrógeno. ¿Qué ocurría con los restantes enlaces de carbono? (Seis átomos de carbono unidos unos a otros por enlaces simples podrían unir catorce átomos de hidrógeno, y lo hacen en el compuesto bien conocido denominado hexano, C
₆
H
₁₄
). Evidentemente, los átomos de carbono del benceno se hallaban unidos entre sí por enlaces dobles o triples. Así, el benceno podría tener una estructura tal como CH
º
C–CH
=
CH
-
CH
=
CH
₂
. Pero el problema era que los compuestos conocidos con tal tipo de estructura tenían propiedades totalmente distintas a las del benceno. Además, todas las pruebas químicas parecían indicar que la molécula de benceno era muy simétrica, y 6 carbonos y 6 hidrógenos no podían disponerse en una cadena en una forma razonablemente simétrica. En 1865, el propio Kekulé aportó la respuesta. Refirió algunos años más tarde que la visión de la molécula del benceno le vino mientras se hallaba en un coche y soñaba medio dormido. En su sueño, las cadenas de átomos de carbono parecían adquirir vida y danzar ante sus ojos, y luego, bruscamente, uno se enroscó sobre sí, mismo como una serpiente. Kekulé se despertó de su sueño al ponerse en marcha el vehículo, y podría haber gritado «¡eureka!». Tenía la solución: la molécula de benceno era un anillo. Kekulé sugirió que los 6 átomos de carbonó de la molécula se hallaban dispuestos de la manera siguiente:

Aquí, al menos, se hallaba la simetría requerida. Explicaba, entre otras cosas, por qué la sustitución por otro átomo de uno de los átomos de hidrógeno del benceno siempre daba lugar a un mismo producto. Ya que todos los carbonos en el anillo eran indistinguibles entre sí en términos estructurales, era Independiente que se realizara la sustitución en uno u otro de los átomos de hidrógeno sobre el anillo, ya que siempre se obtendría el mismo producto. En segundo lugar, la estructura anular mostraba que existían justamente tres formas en las que podrían remplazarse dos átomos de hidrógeno sobre el anillo: podrían realizarse sustituciones sobre dos átomos de carbono adyacentes en el anillo, sobre dos separados por un único átomo de carbono, o sobre dos separados por dos átomos de carbono. Evidentemente, se halló que podían obtenerse exactamente 3 isómeros disustituídos del benceno.

Sin embargo, la fórmula asignada por Kekulé a la molécula de benceno presentaba un espinoso problema. En general, los compuestos con dobles enlaces son más reactivos, es decir, más inestables, que aquellos con sólo enlaces sencillos. Es como si el enlace extra estuviera dispuesto y tendiera particularmente a desligarse del átomo de carbono y formar un nuevo enlace. Los compuestos con dobles enlaces adicionan fácilmente hidrógeno u otros átomos e incluso pueden ser degradados sin mucha dificultad. Pero el anillo de benceno es extraordinariamente estable: más estable que las cadenas de carbono con sólo enlaces simples. (En realidad, es tan estable y común en la materia orgánica que las moléculas que contienen anillos de benceno constituyen toda una clase de compuestos orgánicos, denominados «aromáticos», siendo incluidos todos los restantes dentro del grupo de los compuestos «alifáticos».) La molécula de benceno se resiste a la incorporación de más átomos de hidrógeno y es difícil lograr escindirla.

Los químicos orgánicos del siglo XIX no pudieron hallar una explicación para esta extraña estabilidad de los dobles enlaces en la molécula de benceno, y este hecho los trastornó considerablemente. Este problema puede parecer de escasa importancia, pero todo el sistema de Kekulé de las formas estructurales se hallaba en peligro por la recalcitrante actitud de la molécula de benceno. La imposibilidad de explicar esta paradoja ponía en tela de juicio todo lo demás.

El planteamiento más próximo a una solución, antes del siglo xx, fue el del químico alemán Johannes Thiele. En 1899, sugirió que, cuando los enlaces dobles y los enlaces simples aparecen alternados, los extremos más próximos de un par de enlaces dobles se neutralizan entre sí de algún modo y se neutralizan recíprocamente su naturaleza reactiva. Consideremos, como ejemplo, el compuesto «butadieno», que contiene, en su forma más simple, dos enlaces dobles separados por un enlace simple («dobles enlaces conjugados»). Ahora, si se añaden dos átomos al compuesto, éstos se añaden en los carbonos de los extremos, tal como se muestra en la fórmula abajo representada. Tal punto de vista explicaba la no-reactividad del benceno, ya que los tres dobles enlaces de los anillos de benceno, al hallarse dispuestos en un anillo, se neutralizaban recíprocamente de forma absoluta.

Unos cuarenta años más tarde se halló una explicación mejor, al aplicar una nueva teoría de los enlaces químicos, que representaba a los átomos como unidos entre sí por electrones compartidos.

El enlace químico, que Kekulé había dibujado como un guión entre los átomos, aparecía ya representado por un par de electrones compartidos (véase capítulo 6). Cada átomo que formaba una combinación con su vecino compartía uno de sus electrones con éste, y el vecino recíprocamente donaba uno de sus electrones al enlace. El carbono, con cuatro electrones en su capa más extensa, podía formar cuatro enlaces; el hidrógeno podía donar su electrón para formar un enlace con otro átomo, etc.

Ahora se planteaba la cuestión: ¿Cómo eran compartidos los electrones? Evidentemente, dos átomos de carbono comparten el par de electrones entre ellos de forma igual, debido a que cada átomo ejerce una atracción similar sobre los electrones. Por otra parte, en una combinación tal como el H
₂
O, el átomo de oxígeno, que ejerce una mayor atracción sobre los electrones que el átomo de hidrógeno, toma posesión de la mayor parte del par de electrones compartidos con cada átomo de hidrógeno. Esto significa que el átomo de oxígeno, debido a su excesiva riqueza en electrones, tiene un ligero exceso de carga negativa. Del mismo modo, el átomo de hidrógeno, que sufre de la deficiencia relativa de un electrón, tiene un ligero exceso de carga positiva. Una molécula que contenga un par oxígeno-hidrógeno, tal como el agua o el alcohol etílico, posee una pequeña concentración de cargas negativas en una parte de la molécula y una pequeña concentración de cargas positivas en otra. Posee dos polos de carga, por así decirlo, y por ello se la denomina una «molécula polar».

Este punto de vista sobre la estructura molecular fue propuesto por vez primera en 1912 por el químico holandés Peter Joseph Wilhelm Debye, quien más tarde prosiguió sus investigaciones en los Estados Unidos. Utilizó Un campo eléctrico para medir el grado en que estaban separados los polos de carga eléctrica en una molécula. En tal campo, las moléculas polares se alinean con los extremos negativos dirigidos hacia el polo positivo y los extremos positivos dirigidos hacia el polo negativo, y la facilidad con que esto se produce es la medida del «momento dipolar» de la molécula. Hacia principios de los años 30, las mediciones de los momentos dipolares se habían convertido en rutinarias, y en 1936, por éste y otros trabajos, Debye fue galardonado con el premio Nobel de Química.

La nueva imagen explicaba una serie de hechos que los puntos de vista anteriores sobre la estructura molecular no pudieron hacer. Por ejemplo, explicaba algunas anomalías de los puntos de ebullición de las sustancias. En general, cuanto mayor es el peso molecular, tanto mayor es el punto de ebullición. Pero esta regla muestra con frecuencia desviaciones. El agua, con un peso molecular de sólo 18, hierve a 100 ºC, mientras que el propano, con más de dos veces su peso molecular (44), hierve a una temperatura mucho menor, a saber, la de –42 ºC. ¿Cómo podía ser esto? La respuesta consiste en que el agua es una molécula polar con un elevado momento dipolar, mientras que el propano es «no polar» —es decir, no tiene polos de carga—. Las moléculas polares tienden a orientarse ellas mismas con el polo negativo de una molécula adyacente al polo positivo de su vecina. La atracción electrostática resultante entre moléculas próximas hace más difícil separar a las moléculas entre sí y, de esta forma, tales sustancias tienen puntos de ebullición relativamente elevados. Esto explica el hecho de que el alcohol etílico tenga un punto de ebullición mucho más elevado (78 ºC) que su isómero, el dimetil éter, que hierve a los –24 ºC, aunque ambas sustancias tienen el mismo peso molecular (46). El alcohol etílico tiene un elevado momento dipolar y el dimetil éter sólo uno pequeño. El agua tiene un momento dipolar aún más grande que el del alcohol etílico.

Mientras que De Broglie y Schrödinger formulaban el nuevo punto de vista de que los electrones no eran partículas claramente definidas, sino haces de ondas (véase capítulo 8), la idea del enlace químico experimentó un nuevo cambio. En 1939, el químico norteamericano Linus Pauling presentó un concepto mecánico-cuántico del enlace molecular en un libro titulado
La naturaleza del enlace químico
. Su teoría explicaba finalmente, entre otras cosas, la paradoja de la estabilidad de la molécula de benceno.

Pauling representó los electrones que formaban un enlace como «resonando» entre los átomos que unían. Mostró que, bajo ciertas condiciones, era necesario considerar a un electrón como ocupando una entre distintas posiciones (con diversa probabilidad). El electrón, con sus propiedades ondulatorias, puede, por tanto, ser mejor representado como dispersado en una especie de mancha, que representa el promedio de las probabilidades individuales de posición. Cuanto más homogéneamente se hallara dispersado el electrón, tanto más estable sería el compuesto. Tal «estabilización de resonancia» ocurría más probablemente cuando la molécula poseía enlaces conjugados en un plano y cuando la existencia de simetría permitía una serie de posiciones alternativas para el electrón considerado como una partícula. El anillo de benceno es plano y simétrico. Pauling mostró que los enlaces del anillo no eran en realidad alternadamente dobles y simples, sino que los electrones se hallaban extendidos, por así decirlo, en una distribución igual, que se traducía en que todos los enlaces eran iguales y todos eran más fuertes y menos reactivos que los enlaces simples ordinarios.

Las estructuras resonantes, aunque explican satisfactoriamente el comportamiento químico, son difíciles de representar en un simbolismo sencillo sobre el papel. Por tanto, todavía se utilizan de forma universal las antiguas estructuras de Kekulé, aunque ahora se entiende que sólo representan aproximaciones de la verdadera situación electrónica, y sin lugar a dudas seguirán siendo usadas en un futuro previsible.

Después de que Kolbe hubo producido ácido acético, surgió, hacia 1850, un químico que, sistemáticamente y de forma metódica, intentó sintetizar las sustancias orgánicas en el laboratorio. Este fue el francés Pierre-Eugène-Marcelin Berthelot. Preparó una serie de compuestos orgánicos sencillos a partir de compuestos inorgánicos aún más simples, tales como el monóxido de carbono. Berthelot creó sus compuestos orgánicos simples aumentando la complejidad hasta que, finalmente, obtuvo entre otros al alcohol etílico. Fue «alcohol etílico sintético», pero absolutamente indiferenciable del «real», por cuanto era realmente alcohol etílico.

El alcohol etílico es un compuesto orgánico familiar a todos y, por lo general, muy apreciado por la mayoría. Sin duda, la idea de que el químico podía crear alcohol etílico a partir del carbono, aire y agua (carbón que aportaba el carbono, aire que aportaba el oxígeno y agua que proporcionaba el hidrógeno) sin necesidad de frutas o granos como punto de partida, debió de crear visiones seductoras y envolver al químico con una nueva clase de reputación como milagrero. De cualquier forma, puso a la síntesis orgánica sobre el tapete.

Sin embargo, para los químicos, Berthelot hizo algo más importante. Empezó a formar productos que no existían en la Naturaleza. Tomó el «glicerol», un compuesto descubierto por Scheele en 1778, obtenido por la desintegración de las grasas de los organismos vivos, y lo combinó con ácidos de los que se desconocía su existencia de forma natural en las grasas (aunque existían naturalmente en cualquier lugar). De esta forma obtuvo sustancias grasas que no eran idénticas a aquellas que existían en los organismos.