7. Uno y el único

Estos ensayos pueden complicarme la vida. El escribir sobre cualquier tema que elija hace que parezca una autoridad en cualquier materia. Hace un par de años toqué por ejemplo el tema de la astrología en uno de mis artículos. La consecuencia fue que al punto me identificaran con un experto en el tema, y con un experto que no tenía miedo de hablar claro en contra de la astrología (algo por lo visto no fácil de encontrar).

Hace cosa de un mes invadió mi despacho un periodista, sacó un magnetófono, lo puso en marcha y procedió a hacerme preguntas. Consentí, y hablé bastante enérgicamente sobre el tema del racionalismo y el misticismo, poniéndome del lado del racionalismo, como mis Amables Lectores no ignoran.

Cuando hubimos terminado y el periodista estaba recogiendo, dije impulsivamente: «Le daré un ejemplo práctico de la diferencia entre misticismo y racionalismo. Un místico aceptaría el hecho de que ese pequeño objeto ha grabado nuestras voces solamente porque usted lo dice. Un racionalista diría: “Déjeme oír las voces antes de creerlo”».

El periodista sonrió y dijo: «He grabado cientos de entrevistas, y este aparato jamás me ha fallado».

«No lo dudo —dije—, pero, sólo para burlarnos de mi racionalismo, reproduzca la conversación y comprobémoslo».

Con la sonrisa en la cara, accionó una tecla. Había hecho algo mal; del aparato no salió ninguna voz. (Os juro por lo que más queráis que la historia es cierta).

El periodista estaba molesto, qué duda cabe, pero ni la décima parte que yo. De haberlo dejado marchar, se habría ido a casa y no habría descubierto el desastre hasta varios días después, demasiado tarde para hacer nada. Pero ahora, y en castigo a mi vacuo deseo de mostrar mi gran racionalidad, hube de someterme por segunda vez a toda la entrevista.

Bueno, el caso es que quedó bastante bien.

El incidente me llevó a pensar lo místicos que son incluso los racionalistas. Es imposible verificar todo personalmente; es imposible cerciorarse de que nuestro propio cerebro entiende todas y cada una de las cosas. Muchas de ellas, a falta de mejor proceder, hemos de aceptarlas por pura fe, y a veces repetimos ciertos tópicos tan a menudo que se tornan incuestionables.

Y entonces —como en el caso del magnetófono que no había fallado nunca en cientos de entrevistas— resulta divertido ponerlos en cuestión de cuando en cuando.

Los químicos, por ejemplo, dividen la química en dos secciones: «orgánica» e «inorgánica»; la primera se ocupa de compuestos que contienen el átomo de carbono, y la segunda de compuestos que contienen cualquiera de las otras 104 clases de átomos, excluyendo sólo el de carbono.

¿No es una división extrañamente desigual? Sí, lo es; pero no por lo que podría parecer.

En realidad, hay más moléculas que incluyen el átomo de carbono, muchas más, que de los restantes 104 elementos combinándose entre ellos de cualquier modo concebible y con la única restricción de evitar el átomo de carbono.

Y cualquier descubrimiento adicional no hará sino incrementar aún más la desproporción en favor del carbono.

Además, los compuestos que contienen carbono, algunos con moléculas pequeñas (que en algunos casos poseen las características de moléculas inorgánicas), otros con moléculas medias, otros con moléculas grandes y otros aún con moléculas gigantes, son la base de la vida (motivo por el cual se denominan «orgánicos»).

Aquellos de entre nosotros que no son químicos puede que hayan oído esto, y en tal caso habrán tenido que aceptarlo sin más. Los átomos de carbono pueden formar cadenas y anillos de todos los tamaños y complejidades, y sobre este hecho descansa la complejidad y versatilidad de la vida. Admitido.

Pero el carbono ¿es de veras el único elemento con átomos capaces de combinarse en compuestos lo bastante variados, lo bastante complejos, lo bastante delicados y lo bastante versátiles como para poseer las sorprendentes propiedades que asociamos con la vida? ¿No podría hacerlo también algún otro elemento, quizá con una ayudita? ¿Cómo es que el carbono es tan diferente de todos los demás elementos?

Buena pregunta. Pasemos al tema.

Hay 105 elementos en total, cada uno con su propia variedad de átomos. La pregunta es cuáles de esos 105 diferentes tipos de átomos pueden formar cadenas y anillos de todo tipo, grandes y pequeños, lo bastante versátiles como para constituir la base de la vida.

¿Podemos eliminar a alguno de antemano?

Para empezar, podemos eliminar todos los elementos que carecen de isótopos estables y sólo poseen átomos radiactivos. Porque si suponemos que los átomos radiactivos se conectan en cadenas y anillos, esas cadenas y anillos no pueden en ningún caso sobrevivir. Antes o después uno de los átomos emitirá una partícula muy energética. Lo que queda del átomo retrocederá energéticamente y romperá cualquier cadena o anillo del cual forme parte. Es difícil ver cómo podría construirse la vida sobre moléculas que cambian al azar y a intervalos aleatorios.

Esto suprime 24 elementos de la lista de posibles y deja sólo 81 elementos estables; 81 elementos, entiéndase, que incluyen por lo menos un isótopo no radiactivo, cuyos átomos pueden quizá formar cadenas y anillos.

Sin embargo, resulta que de los 81 elementos, cinco (los gases nobles: helio, neón, argón, kriptón y xenón) están hechos de átomos que no se unen entre sí en ninguna circunstancia^[15]. En forma elemental los gases nobles existen en tanto que átomos, y por tanto los eliminamos. Lo cual nos deja 76 elementos estables distintos de los gases nobles, que siguen siendo candidatos a la base de la vida.

Los átomos de esos 76 elementos pueden vincularse entre sí compartiendo electrones unos con otros. La naturaleza de esa compartición depende de cuántos electrones tenga disponibles un átomo para donarlos al fondo compartido, y de cuánto espacio tenga cada átomo para aceptar lotes de electrones. Muchos tipos de átomos tienen muy pocos electrones que donar, pero apetito para aceptar, muchos. En tales condiciones la situación más estable para el elemento es aquella en que se agrupan gran cantidad de átomos con el fin de poder compartir los pocos electrones disponibles. Tenemos entonces una disposición ordenada de átomos, con unos cuantos electrones moviéndose casi libremente de un átomo a otro y proporcionando a cada uno de ellos una pequeña participación de sí mismos.

La presencia de esos electrones móviles hace posible que un conglomerado de átomos de ese elemento conduzca corriente eléctrica y calor con gran facilidad. También confiere al elemento otras propiedades que asociamos con los metales. Y es que cualquier elemento compuesto de átomos que tiendan a compartir unos cuantos electrones móviles es un metal.

Para compartir los electrones móviles, los átomos de un metal deben apilarse muy juntos; se dice entonces que se mantienen unidos mediante un «enlace metálico».

El enlace metálico puede, en efecto, ser poderoso; hace falta mucha energía para separar los átomos de un metal contra la resistencia que conlleva el deseo de permanecer próximos a los electrones móviles. El modo más fácil de añadir energía a los átomos es elevar su temperatura, y una medida de la tenacidad con que se aferran entre sí los átomos es el punto de ebullición: la temperatura a que los átomos son desgarrados y enviados a tropezones al movimiento independiente de un gas. El tungsteno tiene un punto de ebullición de 5927º C, el más elevado de todos los elementos. La superficie del Sol está justo lo bastante caliente para mantener al tungsteno en estado gaseoso.

Sin embargo, el enlace metálico funciona óptimamente allí donde muchos átomos se aferran entre sí. Dicho enlace proporciona el equivalente de moléculas gigantes, pero no de moléculas pequeñas, y el tejido vivo necesita tanto moléculas pequeñas como grandes. Prescindamos, pues, de todos los elementos metálicos.

Esto representa una gran reducción de las posibilidades, porque elimina 58 elementos y nos deja con los 18 no metales estables (excluidos ya los gases nobles) a título de candidatos para servir como base de la vida.

En esos 18 elementos la capacidad para donar electrones y la aptitud para recibirlos están bastante equilibradas. Dos átomos de un elemento tal pueden donar cada uno un electrón para formar un fondo común de dos electrones a compartir por ambos. La participación en ese fondo común resulta en una estabilidad mayor que la que se produciría si los dos átomos se moviesen independientemente. Para mantener el fondo compartido, los átomos han de permanecer muy próximos; el resultado es un «enlace covalente».

El modo más simple de representar el enlace covalente es situar un guión entre los símbolos de los elementos a que pertenecen los átomos: X-X.

Según el número y la disposición de los electrones que poseen, los átomos pueden formar un número variable de enlaces covalentes con otros átomos. Algunos sólo pueden formar uno; otros, dos; otros, tres, y algunos hasta cuatro. Entre los 18 elementos con que estamos aún tratando existen representantes de todas esas clases, y son enumerados en la tabla 1. En cada clase los elementos se enumeran en orden de creciente peso atómico.

Consideremos los elementos que forman un solo covalente; el hidrógeno, por ejemplo. Dos átomos de hidrógeno, representado cada uno por el símbolo químico H, pueden vincularse así: H-H.

Allí donde sólo hay átomos de hidrógeno, no hay ninguna otra posibilidad. Cada átomo de hidrógeno en la combinación H-H ha gastado su único enlace covalente y no puede formar ya enlaces con ningún otro átomo. Lo cual significa que si reunimos una gran masa de átomos de hidrógeno en condiciones normales de temperatura y presión, se emparejarán en combinaciones biatómicas, o moléculas de hidrógeno, muy a menudo simbolizadas simplemente como H₂. Pero ahí se acaba la cosa.

Las moléculas de hidrógeno se mantienen unidas por atracciones muy débiles llamadas «fuerzas de Van der Waals», el físico holandés que las estudió en detalle por primera vez. Esas fuerzas son suficientes para mantener unidas a las moléculas y conservar el hidrógeno líquido o incluso sólido; pero sólo a temperaturas muy bajas. Incluso a una temperatura tan baja como -253º C (sólo veinte grados por encima del cero absoluto) hay suficiente intensidad de calor para contrarrestar las fuerzas de Van der Waals y hacer que las moléculas de hidrógeno evolucionen independientemente en forma gaseosa. O lo que es lo mismo, -253º C es el punto de ebullición del hidrógeno líquido.

No cabe esperar, pues, que los átomos de hidrógeno formen por sí solos ninguna cadena de más de dos átomos. Por muy importantes que sean los átomos de hidrógeno para la vida, no pueden formar el esqueleto de moléculas complejas… por lo cual eliminamos el hidrógeno.

La situación es en realidad idéntica para cualquier átomo de un solo enlace. Flúor, cloro, bromo y yodo son elementos que forman moléculas biatómicas y nada más: F₂, Cl₂, Br₂ e I₂.

Claro que cuanto mayor sea la masa de la molécula, mayores serán (en general) las fuerzas de Van der Waals existentes entre ellas, y más elevado el punto de ebullición. Así, la molécula de flúor tiene 19 veces la masa de la molécula de hidrógeno, y el flúor líquido tiene por lo mismo un punto de ebullición de -188º C, 65º más alto que el del hidrógeno. El cloro, con moléculas aún mayores, tiene un punto de ebullición de -35º C; el bromo, de 58º C, y el yodo, de 183º C. A temperaturas ordinarias el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo, sólido.

Sea gas, líquido o sólido, ninguno de esos elementos de un solo enlace puede formar una cadena de átomos vinculados por enlaces covalentes, esto es, cadenas de longitud superior a dos átomos. Los cinco elementos de un solo enlace quedan eliminados como posibles bases de la vida.

Pasemos a los elementos con átomos capaces de formar cada uno dos enlaces covalentes. Podéis imaginaros una cadena de átomos de oxígeno, por ejemplo, con el aspecto —O-O-O-O—, y así sucesivamente, con un número arbitrario de átomos. He ahí el primer atisbo de una posible cadena de átomos: breve, media, larga o gigante. Lo malo es que no se da en la naturaleza.

Para comprenderlo hemos de considerar las energías de enlace. Una posibilidad es medir la energía que hemos de verter en una combinación de dos átomos para romper el enlace covalente entre ellos. Otra es medir la energía liberada cuando los dos átomos abandonan la independencia y forman un enlace covalente. Por la ley de conservación de la energía, ambas magnitudes deben ser —y son— iguales, y ése es el contenido energético del enlace covalente.

Las energías de enlace se expresan habitualmente en unidades de «kilocalorías por mol», pero tampoco es necesario que nos echemos esa unidad al morral. Lo único que vamos a hacer es comparar una energía de enlace con otra, y para eso basta el número, sin más.

Por ejemplo, la energía del enlace covalente entre dos átomos de oxígeno (O-O) es 34. (Varía algo con las condiciones, pero 34 es un buen valor representativo).

Esta propiedad es aditiva. Imaginad cuatro átomos de oxígeno en los ángulos de un cuadrado, cada uno vinculado a sus dos vecinos por un enlace:

Habría cuatro enlaces en total, y la energía total de enlace sería de 4 x 34 = 136.

Supongamos, sin embargo, que dos átomos de oxígeno utilizan ambos enlaces para unirse a otro. Los átomos de oxígeno se encuentran entonces conectados por un «doble enlace» de este tipo: O = O. En este caso la energía de enlace es de 118. Esto no equivale al doble de la energía de enlace de un enlace sencillo, sino aproximadamente a tres veces y media esa energía^[16].

Quiere decirse que si cuatro átomos de oxígeno se combinan en una molécula de cuatro átomos con cuatro enlaces simples, la energía de enlace total es 4 x 34 = 136, pero sí se combinan en dos moléculas biatómicas con dos enlaces dobles la energía de enlace total es 2 x 118 = 236.

La tendencia natural es que los átomos adopten las configuraciones que hagan máximas las energías de enlace. (Algo semejante a la tendencia natural de las pelotas a rodar ladera abajo). En consecuencia, cuando se reúnen muchos átomos de oxígeno juntos, todos ellos, sin excepción, forman la molécula biatómica de doble enlace, expresada usualmente como O₂, y a ninguno de los átomos de la molécula le sobra ningún enlace covalente. Sólo las fuerzas de Van der Waals los mantienen juntos, y el punto de ebullición del oxígeno líquido es -183º C.

Esto elimina de inmediato al oxígeno, ¿pero significa que podemos eliminar también a los otros elementos de dos enlaces?

No del todo. En general, cuanto mayores son los átomos menos pueden aproximarse, centro a centro, para formar un enlace covalente, y menor es la energía de enlace. El átomo de oxígeno, que es el más pequeño de los átomos de dos enlaces, puede formar un segundo enlace espectacularmente energético. Un átomo semejante pero mayor, como el azufre, el selenio o el telurio, no puede. El segundo enlace, caso de formarse, no sería particularmente energético, y no hay nada que fuerce a los átomos a una situación de doble enlace en lugar de una situación de enlace simple.

El azufre, por ejemplo, puede formar fácilmente una cadena o anillo de átomos. En el azufre líquido la molécula está formada por un anillo de ocho átomos.

Sin embargo, la cadena o anillo de azufre, por el mero hecho de existir, utiliza todos los enlaces de valencia de que disponen los átomos de azufre en circunstancias ordinarias. (Los átomos de oxígeno o de flúor pueden forzar a los átomos de azufre a donar electrones y formar enlaces covalentes adicionales, pero son efectos limitados que no proporcionan a las cadenas o anillos suficiente versatilidad para las exigencias de las biomoléculas).

Podemos, pues, eliminar todos los elementos de dos enlaces y pasar a los de tres.

La situación del nitrógeno es muy semejante a la del oxígeno. El enlace sencillo entre dos átomos de nitrógeno, tiene una energía de 38, pero un enlace doble entre ellos eleva la energía a 100, dos veces y media la del primero.

Y supongamos que el átomo de nitrógeno utilizase sus tres enlaces covalentes para la conexión con otro átomo de nitrógeno, formando un «triple enlace». La energía del enlace se convierte entonces en 225, lo cual representa más del doble que el enlace doble y seis veces la cuantía del enlace simple.

En consecuencia, cuando se juntan varios átomos de nitrógeno, forman inmediatamente la molécula biatómica de triple enlace, y la molécula de nitrógeno resultante, simbolizada habitualmente como N₂, no puede formar ningún otro enlace de valencia. Las moléculas se mantienen agrupadas por fuerzas Van der Waals, y el punto de ebullición del nitrógeno líquido es -196º C.

El nitrógeno queda eliminado como posibilidad, pero una vez más es preciso estudiar por separado los átomos mayores de la misma clase: fósforo, arsénico y antimonio. Estos elementos pueden formar cadenas de enlace sencillo. (El vapor de fósforo, por ejemplo, contiene moléculas de cuatro átomos).

Cabe imaginar una cadena de fósforo (-P-P-P-P) en la que cada átomo disponga aún de un tercer enlace de valencia. Este tercer enlace de valencia podría vincularse a otros átomos de fósforo, o a otros tipos de átomos, y cabría concebir moléculas de cualquier nivel de simplicidad o complejidad. Lo cual significa que no podemos eliminar el fósforo como posible esqueleto de tus moléculas de la vida. Ni tampoco podemos eliminar el arsénico y el antimonio a estas alturas.

El boro, el otro átomo de tres enlaces, no pertenece a la familia del nitrógeno, pero tiene también la capacidad de formar cadenas.

Nos resta ahora el grupo final de elementos, los de cuatro enlaces. De entre ellos, el carbono es el de átomo más pequeño. ¿Podemos seguir el camino marcado por el oxígeno y el nitrógeno y considerar dos átomos de carbono unidos por los cuatro enlaces, formando la molécula C₂ con un enlace cuádruple?

No, no podemos. El enlace cuádruple no existe, y los átomos de carbono sólo pueden unirse entre sí mediante enlaces simples, dobles y triples. En cualquiera de esos casos el átomo de carbono seguirá teniendo enlaces covalentes disponibles para unirse a otros átomos. Aunque dos átomos de carbono estén conectados por un enlace triple, cada cual conserva libre un cuarto enlace. Diríase entonces que las cadenas del carbono no sólo son posibles, sino inevitables.

Pero ¿cuál es el enlace predilecto en los átomos de carbono? La energía de un enlace sencillo entre átomos de carbono es 82, la de un doble enlace 146 y la de un enlace triple 200. Obsérvese que dos enlaces sencillos tienen una energía total de 164 y tres enlaces sencillos una energía total de 246. En consecuencia, los átomos de carbono logran las máximas energías de enlace si se conectan exclusivamente mediante enlaces sencillos.

Las diferencias de energía no son enormes. Pueden existir y existen átomos de carbono conectados por enlaces dobles o triples, y a veces condiciones especiales incrementan las energías de enlace hasta el punto de tornarlos bastante estables. Sin embargo, en la mayoría de los casos los enlaces dobles y triples son relativamente inestables y pueden transformarse con poco esfuerzo en enlaces sencillos.

La situación típica en el caso del átomo de carbono cabe, pues, expresarla de modo muy simple presentándola como una cadena de longitud indefinida —C-C-C-C— donde cada átomo de carbono posee dos enlaces de valencia adicionales para conectarse a otros átomos. Los dos enlaces adicionales pueden ligarse a otros átomos de carbono, formando cadenas ramificadas, o a otros lugares de la cadena, formando anillos.

Esto ofrece todas las posibilidades de complejidad que antes mencioné en conexión con el átomo de fósforo, pero llevadas a un nivel muy superior, puesto que aquí sobran dos enlaces por átomo en vez de uno. La situación es idéntica para los otros miembros de la familia del carbono: silicio, germanio y estaño.

Hemos reducido el número de elementos que pueden servir como base para la vida de los 105 iniciales a ocho solamente. De esos ocho candidatos cuatro tienen tres enlaces (boro, fósforo, arsénico y antimonio) y cuatro tienen cuatro enlaces (carbono, silicio, germanio y estaño).

¿Cómo discernir entre ellos? ¿Hay algún modo de mostrar que unos son candidatos más firmes que otros? ¿Cuáles son los criterios?

En primer lugar, podemos decir que los átomos de cuatro enlaces son sin duda superiores a los de tres enlaces, pues los primeros pueden claramente producir moléculas más complicadas a igualdad de los demás factores.

En segundo lugar, podríamos considerar las energías de enlace simple para cada uno de los ocho elementos. Parece justo pensar que cuanto más altas sean las energías de enlace más estables serán las cadenas y anillos construidos con esos átomos, y más probable que sirvan como base para la vida. En la tabla 2 doy la energía de enlace que conecta a dos átomos de cada candidato^[17].

Sí miramos la tabla 2, vemos inmediatamente que, según los dos criterios antes mencionados, el carbono es a todas luces el mejor candidato al fundamento de la vida. Tiene cuatro enlaces, y éstos son mucho más fuertes que los de los demás, formando por eso las cadenas más estables y complicadas con diferencia.

Pero eso sólo significa que el carbono es la mejor de varias posibilidades, lo cual no es suficiente. ¿Hay algún modo de mostrar que es estrictamente la única posibilidad?

Muy bien; abordemos la situación desde otro ángulo. Los tres tipos más comunes de átomos en el universo son, por orden, el hidrógeno, el helio y el oxígeno. El helio no forma enlaces covalentes, por lo cual podemos olvidarlo. Creo, pues, que todo planeta considerable habrá de tener un predominio de hidrógeno (y helio) o un predominio de oxígeno.

Si es un planeta grande y frío como Júpiter, tenderá a una preponderancia de hidrógeno por el simple hecho de que existe gran cantidad de ese gas. Si es un planeta más pequeño y cálido como la Tierra, y no consigue retener la mayor parte del hidrógeno (y del helio) a medida que se forman, habrá de tener una preponderancia de oxígeno (aunque no necesariamente de oxígeno libre en la atmósfera, desde luego). Es una cosa o la otra.

En tal caso, no basta hablar de cadenas y anillos de átomos de un elemento particular, como si ese elemento existiera aislado. ¿Qué ocurriría con esas cadenas y anillos si estuvieran presentes átomos de otros elementos? En concreto, ¿qué ocurriría si hubiera un exceso de átomos de hidrógeno o de oxígeno, de uno o de otro?

Si los átomos de un elemento forman enlaces más fuertes con el oxígeno o el hidrógeno, o con ambos, que consigo mismos, no tenderán a formar largas cadenas ni anillos.

Considérese el silicio, por ejemplo. Tiene cuatro enlaces y una energía de enlace bastante alta, aunque no tanto como la del carbono. En la ciencia ficción se ha contemplado a menudo la posibilidad de una «vida de silicio». El enlace simple silicio-silicio posee una energía de 53 pero el enlace silicio-oxígeno tiene una energía de 88 (66 por 100 más fuerte) y el enlace silicio-hidrógeno, de 75 (42 por 100 más fuerte).

En presencia de un gran exceso de oxígeno o hidrógeno, los átomos de silicio no se unen entre sí, sino que lo harán o con el oxígeno o con el hidrógeno. En la Tierra, que tiene exceso de oxígeno, no encontramos enlaces silicio-silicio en la naturaleza. ¡Jamás! Cada átomo de silicio encontrado en la corteza terrestre está vinculado cuando menos a un átomo de oxígeno.

Podemos recorrer toda la lista de elementos enumerados en la tabla 2 y mostrar que todos ellos propenden más a existir en combinación con el oxígeno que consigo mismos, y que no es probable que en la Naturaleza se den cadenas y anillos complicados de dichos elementos.

Hasta que llegamos al carbono. ¿Qué pasa con el carbono?

El enlace simple carbono-carbono tiene una energía de 82. El enlace carbono-hidrógeno tiene una energía de 93 (esto es, 13 por 100 más fuerte), mientras que el de carbono-oxígeno es de 85 (esto es, sólo un 4 por 100 más fuerte).

La diferencia está ahí, pero no es grande. En presencia del oxígeno el carbono formará, efectivamente, enlaces carbono-oxígeno (y, por tanto, arderá), pero sólo si está suficientemente caliente. En presencia de hidrógeno el carbono formará efectivamente enlaces C-H (por lo cual puede convertirse carbón en petróleo), pero no sin gran dificultad.

Ninguno de estos cambios se produce fácil ni rápidamente. Los átomos de carbono tan pronto se conectan entre sí como con hidrógeno u oxígeno. El carbono formará efectivamente cadenas, tanto largas como cortas, rectas como ramificadas; y anillos, tanto simples como complejos; incluso en presencia de un exceso de hidrógeno o de oxígeno (como en la Tierra).

Cabría aún especular con la posibilidad de que otros elementos sirviesen como base de la vida (silicio, oxígeno y fósforo, por ejemplo), pero son posibilidades altamente especulativas e improbables.

Así, pues, si nos atenemos a lo razonable, el carbono es el único elemento capaz de permitir la formación de moléculas, tanto simples como complejas, del tipo que caracterizan a la vida. No ya el mejor, sino el único.

Uno y el único.