Eso sí, como siempre, antes de mostrar las imágenes, una breve explicación de lo que vas a ver. Se trata en ambos casos de fotografías de la Tierra tomadas por astronautas de la Estación Espacial Internacional, y en ambas aparecen nubes tormentosas muy profundas: cumulonimbos. Este tipo de nubes se producen cuando hay corrientes de convección intensísimas, causadas por el calentamiento del suelo por parte del Sol, y suelen traer precipitaciones muy fuertes, muchas veces acompañadas de granizo. Si has estado en una tormenta bastante repentina en la que parecía que se iba a acabar el mundo… probablemente se trataba de un cumulonimbo.

Claro, cuando estás debajo no puedes ver mucho, y si miras hacia arriba simplemente ves una nube muy oscura, pero si la miras desde unos cuantos kilómetros de distancia, a veces puedes ver el yunque que se forma en la cima. El aire caliente sube con tal fuerza, debido a la densidad mucho menor que el que lo circunda, que puede alcanzar la tropopausa: una “barrera invisible” que separa la troposfera de la estratosfera. La tropopausa es especial porque, desde el suelo hasta ella, el aire se enfría según asciendes –salvo que pasen cosas raras que no vienen al caso ahora–, pero a partir de la tropopausa pasa justo lo contrario (al menos durante cierta distancia).

Por eso el aire que asciende, al llegar a la altitud en la que la temperatura empieza a subir otra vez, ya no es menos denso que el aire que lo rodea, con lo que deja de subir. Es como si se encontrase un “techo de cristal” de aire más caliente que no lo deja seguir ascendiendo, con lo que se expande horizontalmente hacia fuera y forma esa cabeza de yunque tan terrorífica si estás debajo… y tan bella si estás lo suficientemente lejos para verla. Pero ¿desde dónde ver un cumulonimbo monstruoso mejor que desde el espacio?

Aquí tienes la primera foto (si vas a usarla como fondo, asegúrate de descargar la versión a mayor resolución):

Versión a 3032×2064 px. Imagen cortesía del Image Science & Analysis Laboratory, NASA Johnson Space Center (imagen original).

Se trata de un leviatán de nube en la frontera entre Senegal y Malí, y no es casualidad que esté en esa latitud. La tropopausa no tiene la misma altitud en todas partes: debido a la rotación terrestre, está más cerca del suelo hacia los polos, y más lejos hacia el ecuador. Por lo tanto, aunque es posible ver cumulonimbos magníficos en latitudes mayores, en los trópicos son absolutamente despampanantes, porque la cima puede alcanzar hasta 20 kilómetros de altitud.

La segunda imagen muestra varias de estas nubes sobre la Amazonia, y da una idea de lo finísimo de la troposfera (y de la atmósfera al completo) cuando se la mira con cierta perspectiva. Puedes ver el río Madeira en la zona que no está cubierta de nubes, así como el lago Acara –una vez más, para usar como fondo descarga la versión a alta resolución–:

Versión a 4288×2929 px. Imagen cortesía del Image Science & Analysis Laboratory, NASA Johnson Space Center (imagen original).

Si observas los monstruosos cumulonimbos, muchos de ellos tienen una especie de anillos, en muchos casos a diferentes altitudes, como si fueran terrazas. Esto suele suceder cuando la nube es vieja, la corriente ascendente se ha ido debilitando, y la nube se “derrumba”, pero no lo hace en todas partes a la vez, sino que depende de la intensidad de la corriente convectiva más cerca o lejos del centro.

En fin… que hablo demasiado y sobran las palabras. A ver si no tardo otros tantos meses en mostrar alguna imagen más, porque disfruto como un niño.

Para saber más:

• Cumulonimbo / Cumulonimbus
• Tropopausa / Tropopause

En reconocimiento a los servicios extraordinarios que ha proporcionado al avance de la Química por su teoría electrolítica de disociación.

Como ha sucedido antes en la serie, este premio está relacionado con otro anterior, el de van ‘t Hoff en 1901, aunque de una manera un tanto peculiar: el descubrimiento de Arrhenius fue anterior a los de van ‘t Hoff pero, como ves, el premio fue posterior. La razón es, en parte, el carácter a veces mezquino de los seres humanos. De hecho, aunque sea lamentable, esta entrada mostrará la cara más ruin de algunos científicos (incluido el propio Arrhenius); como diría Asimov, “¡ay, todos humanos!”

En el caso de este Premio, no desdoblaremos el artículo en dos, ya que la longitud no es excesiva y así ganamos una semana respecto al resto de series, con lo que entrelazaremos los aspectos históricos con mis pobres explicaciones sobre la Química involucrada. A cambio de este artículo ligerito, por otro lado, preparad vuestras frágiles mentes para un artículo de Cuántica sin fórmulas que es un ladrillo de cemento dentro de un par de semanas, no por difícil sino por largo, denso y farragoso.

Nota: Como sabéis los tamiceros añejos, soy físico, no químico, de modo que corregidme sin piedad los que sabéis más que yo cuando meta la pata en algo.

Casi desde su nacimiento en 1859 fue evidente que Svante Arrhenius no era un niño normal. A los tres años, tras estudiar los libros de cuentas de su padre –y tras aprender a leer, claro–, ya mostró una capacidad matemática fuera de lo común. ¡A los tres años! Tras un paso breve y brillante por el colegio, en la Universidad de Uppsala continuó su aprendizaje rápido y ávido de las ciencias en general, y la Física en particular.

Sin embargo, algo sucedió en Uppsala que determinaría probablemente algunos de los sucesos más importantes del resto de la vida de Arrhenius. Eso sí, un aviso: trataré de diferenciar claramente hechos de mis propias especulaciones, porque no quiero dar por sentado cosas de las que no tenemos pruebas, especialmente tras tanto tiempo. El caso es que la máxima autoridad en Física de la Universidad de Uppsala era Per Teodor Cleve, un químico y geólogo. ¿Por qué no un físico? No lo sé, pero parece ser que, como consecuencia, la instrucción en las ciencias físicas dejaba bastante que desear en Uppsala. Tal vez otros alumnos menos brillantes o ambiciosos se hubieran conformado, pero Arrhenius no: en 1881 decidió ampliar conocimientos en Estocolmo, cuyo Instituto de Física –perteneciente a la Real Academia Sueca de las Ciencias, la misma del futuro Premio Nobel– sí tenía un merecido prestigio.

No sé cuál fue el modo en el que Arrhenius hizo este peregrinaje a Estocolmo, pese a que su título seguiría estando otorgado por la Universidad de Uppsala. Tampoco sé qué sabía Per Teodor Cleve y qué no sabía, pero no se me ocurre cómo podemos tener hoy, ciento cincuenta años después, constancia del bajo nivel en Física de Uppsala, y de la razón de Arrhenius para abandonar esa Universidad para estudiar Física en Estocolmo (algo constatado en sus biografías)… y que Cleve no supiera nada. Mi sospecha es, por tanto, que Cleve supo que Arrhenius se iba porque el químico no podía enseñarle lo suficiente. Mi segunda sospecha –por los hechos posteriores– es que Cleve se lo tomó como algo personal, y no se lo perdonó a Arrhenius. Pero, como digo, se trata de especulaciones, así que cógelas con pinzas.

En cualquier caso, en Estocolmo Svante estudió bajo el físico Erik Edlund. Le interesaba especialmente la electricidad, y pronto la aplicó al estudio de la Química; como en otros casos de la segunda mitad del siglo XIX –por ejemplo, van ‘t Hoff–, mezclando Física y Química de un modo que nadie había hecho antes. Presentó su tesis doctoral, Recherches sur la conductibilité galvanique des électrolytes (Investigaciones sobre la conductividad galvánica de los electrolitos),en 1884. Pero claro, la tesis no podía ser presentada en Estocolmo: la Universidad a la que pertenecía Arrhenius seguía siendo Uppsala y debía ser presentada allí. No sólo eso: el campo de trabajo de la tesis de Arrhenius era la química física, es decir, la explicación de fenómenos químicos mediante propiedades físicas a nivel microscópico. De modo que ¿puedes adivinar quién era uno de los catedráticos del tribunal que debía valorar la tesis del sueco? Pues claro: Per Teodor Cleve (a la derecha).

El resultado fue desolador: Svante Arrhenius obtuvo su doctorado, pero con una calificación de cuarta clase. Es posible que Cleve fuera sincero en su juicio de la tesis de su ex-alumno; sin embargo, la tesis de Arrhenius no sólo merecía una mejor puntuación: ¡sería la base de su Premio Nobel dos décadas después! Es posible que, aferrado a concepciones antiguas, no fuera capaz de ver la revolución en la Química que representaban las ideas de Arrhenius. Ya vimos cómo, en el caso de van ‘t Hoff, las nuevas ideas de química física fueron atacadas ferozmente por la vieja guardia. Mi sospecha sigue siendo, sin embargo, que el juicio de Cleve fue nublado por la hostilidad hacia quien había puesto de manifiesto sus propias deficiencias, pero tal vez estoy buscándole tres pies al gato. Por cierto, si te da pena el carácter de Arrhenius en este caso, espera a ver lo que hizo él mismo posteriormente.

Las ideas del sueco no eran totalmente nuevas: otro sueco, Jöns Jacob Berzelius, había propuesto una relación entre la electricidad y las propiedades químicas de las sustancias que tuvo gran aceptación en la primera mitad del siglo XIX. Sin embargo, la teoría de Berzelius era cualitativa e incompleta, y no explicaba muchos experimentos, por lo que había perdido prestigio. La diferencia en el caso de Arrhenius es que éste no sólo tenía la intuición de Berzelius: Arrhenius era un genio matemático de primer orden, y su tesis doctoral sobre los electrolitos tenía un análisis cuantitativo, magnitudes y fórmulas detalladas que explicaban los experimentos con una precisión muchísimo mayor que la de Berzelius.

Sin embargo, el rechazo de las ideas de Berzelius había llevado a la Química a algunos callejones sin salida. Ya vimos, al hablar de la presión osmótica de van ‘t Hoff, que algunas cosas inexplicables hasta ese genio tenían explicación considerando las sustancias disueltas como si fueran moléculas individuales de un gas. Sin embargo, incluso teniendo en cuenta los conceptos introducidos por van ‘t Hoff, había cosas que no encajaban. Cuando se disolvían algunas sustancias en agua, todo funcionaba a la perfección… pero con otras no era así. Es como si el número de moléculas disueltas en el fuera mayor que el número real de moléculas. Pero nadie dudaba de la conservación de la masa, luego ¿de dónde diablos salían las moléculas “extra”?

Desde luego, nadie suponía que si cogías una cantidad de moléculas de sal común y luego disolvías la sal en agua, de repente iban a aparecer moléculas nuevas de NaCl, pero hacía falta determinar qué estaba sucediendo realmente en la disolución. Para resolver el enigma hacía falta darse cuenta, además, de que el comportamiento eléctrico del agua cambiaba cuando la sal estaba disuelta en ella: el agua destilada no conduce bien la corriente eléctrica, mientras que el agua con sal disuelta sí. Ambos hechos (la aparente aparición de “moléculas extra” y la conducción de la corriente eléctrica) estaban relacionados, pero hacía falta un genio de la talla de Arrhenius para percibirlo y, además, demostrarlo numéricamente más allá de toda duda, puesto que la oposición a la naciente Química física era feroz.

Básicamente, Arrhenius postuló que muchas sustancias, al disolverse en agua, se disocian. La molécula de agua tiene un carácter polar, es decir, aun siendo neutra, uno de sus extremos está cargado positivamente y el opuesto negativamente (algo que hemos mencionado recientemente al hablar del jabón). Puesto que a muchas sustancias, como la sal común (cloruro de sodio, NaCl) les sucede lo mismo, al disolverlas en agua, la molécula de sal se disocia en los dos iones que la componen, Na⁺ y Cl^-. Como consecuencia, aunque el agua pura no conduce la electricidad ni tampoco lo hace la sal pura, al disolver sal en agua se obtiene un medio conductor de la corriente eléctrica, porque contiene múltiples cargas móviles (los iones Na⁺ y Cl^-). Y esta disolución de sal en agua, con propiedades nuevas debido a la carga eléctrica de los iones disueltos, es lo que se denomina un electrolito. Existen muchísimos otros electrolitos, ya que multitud de sustancias se disocian en iones en determinadas circunstancias, pero el ejemplo de la sal común en agua es un clásico.

Además, como he dicho antes, Arrhenius proporcionó a su disertación un aparato matemático muy sólido. Describió cómo no todas las moléculas de cualquier sustancia polar se disociaban, sino sólo algunas. La proporción que lo hacía dependía del tipo de sustancia, de la temperatura, de la concentración…, y el comportamiento eléctrico de la disolución resultante dependía a su vez de este grado de disociación de las moléculas. Según Arrhenius, muchos experimentos sin explicación hasta el momento eran perfectamente razonables si se consideraba que, en una disolución, las reacciones químicas no eran molécula-molécula sino, en muchos casos, ión-ión, debido a la disociación de las moléculas.

Esto significaba, por ejemplo, que cuando se realizaban cálculos que implicaban la concentración de la sal en agua, las cosas no encajaban si se consideraba que el número de elementos disueltos en agua era igual al número de moléculas de NaCl, pero sí cuando se multiplicaba ese número por dos (más o menos, ya que no todas las moléculas estaban disociadas): la razón era que cada molécula, al disociarse, se convertía en dos cosas diferentes, con lo que el número de objetos ajenos al agua disueltos en ella se había duplicado. ¡No había “moléculas extra”! La cuestión era que, al disociarse, cada uno de los iones se comportaba, de acuerdo con la teoría de van ‘t Hoff, de manera análoga a la de una molécula gaseosa, con lo que el número efectivo de estas “moléculas gaseosas” aumentaba aunque no lo hiciera el número de moléculas reales.

Es algo así como si tienes un número de cerezas esparcidas aleatoriamente por el suelo de una habitación e intentas caminar por ella sin aplastar ninguna cereza y manchar el suelo. Si cada cereza se parte en dos y los trozos se reparten a su vez aleatoriamente por el suelo… será mucho más difícil que atravieses la habitación sin manchar el suelo, pero no porque haya más cerezas, sino porque hay más “trozos de cereza” que pisar.

Una vez más, la explicación del comportamiento macroscópico de las cosas a partir de propiedades microscópicas, y la relación inevitable entre la Física y la Química. Con Arrhenius no sólo avanza la química física, sino que la electroquímica alcanza su madurez. Se trataba realmente de una tesis de ésas que cambian el paradigma de la ciencia de su tiempo… y obtuvo una calificación “de cuarto grado”. En fin.

Pero Arrhenius no se dio por vencido: envió su texto a otros científicos europeos que estaban desarrollando esta nueva química física, como el buen van ‘t Hoff –viejo conocido de la serie–, Rudolf Clausius y Wilhelm Ostwald (dos de los tres recibirían el Premio Nobel, lo mismo que Arrhenius). Los tres quedaron impresionados por la solidez del trabajo del sueco. Tanto es así que Ostwald viajó a Uppsala ese mismo año de 1884 para conocer al autor de tan revolucionaria tesis e intentar convencerlo de que se fuera a Riga con él para unirse a su equipo (algo que imagino debe de haber dejado patidifusos a algunos miembros del tribunal que juzgó su tesis).

El caso es que, tras la atención recibida por parte de estos tres científicos, y la recomendación del catedrático de Química Otto Petterson, de la Stockholms Högskola (hoy en día la Universidad de Estocolmo), el mismo año en el que había recibido su decepcionante nota de cuarta categoría, Svante Arrhenius se convertiría en profesor de Química física en la Universidad de Uppsala –un departamento inexistente hasta entonces, por cierto–.

Sin embargo, las ideas de Arrhenius seguían sin ser aceptadas por la “vieja guardia” de la Química de la época. De modo que, en los años siguientes, el sueco viajó de un lugar a otro, formándose y trabajando con los científicos más ilustres (Boltzmann, Ostwald, Kohlrausch, van ‘t Hoff…). Arrhenius perfeccionó sus ideas, explicó multitud de experimentos con ellas y validó las teorías de los otros mientras que, al mismo tiempo, inspiraba en ellos nuevos descubrimientos. Este pequeño grupo de químicos y físicos de la última parte del XIX era como un grupo de abejas y flores, polinizando y siendo polinizados a su vez constantemente — con ideas y experimentos, claro está. El caso es que, sin Arrhenius, las ideas de van ‘t Hoff probablemente no hubieran sido aceptadas finalmente y el holandés se hubiera quedado sin su Nobel… ¡y al revés!

Afortunadamente para Arrhenius, una vez reconocido su genio por varios de los científicos de su campo más vanguardistas de la época, su carrera profesional siguió un ascenso imparable: en 1891 enseñaba ya en la Stockholms Högskola, en 1895 era catedrático de Física allí, y en 1896 se convirtió en rector. No sólo eso: fue una de las figuras principales involucradas en el establecimiento de los Premios Nobel y los Institutos Nobel. Fue admitido en la Real Academia Sueca de las Ciencias en 1901, y formó parte del Comité de Física (que decide a quién se otorgan los Premios de Física) y, extraoficialmente, miembro del Comité de Química, hasta su muerte. Posteriormente sería incluso admitido en la Royal Society británica, y su fama sería pronto mundial.

En esta época de éxitos, Arrhenius reveló también sus limitaciones. Me parece evidente que van ‘t Hoff merecía sin duda el Premio Nobel de Química del que ya hablamos en su momento, pero también es cierto que Arrhenius, desde su posición de poder en los Comités del Nobel, presionó para que su amigo recibiera el galardón. Dentro de unos meses hablaremos de otro Premio Nobel de Química, el de Ostwald, en el que también pesó la relación personal con Arrhenius. Más decepcionantes –al menos, para mí– fueron las presiones de Arrhenius para que algunos de sus rivales no recibieran el Nobel, como sucedió con Paul Ehrlich o Walther Hermann Nernst. Estos dos científicos, por cierto, sí recibieron el galardón a pesar de las presiones del sueco, algo que honra a la Fundación Nobel.

Es irónico y amargo el hecho de que, en su juventud, Arrhenius probablemente sufrió a causa de su relación con alguien que tenía poder sobre él (Cleve), y su reacción cuando las cosas cambiaron y fue él quien se encontró en el poder fue… hacer exactamente lo mismo, y dejar que sus preferencias personales y emociones guiaran sus decisiones. En fin.

En cualquier caso, juicios personales aparte, la inteligencia y la audacia de Arrhenius eran extraordinarias. Dejo, como siempre, el discurso completo del Presidente de la Real Academia Sueca de las Ciencias, H.R. Törnebladh, pronunciado el 10 de diciembre de 1903. En este caso no puedo ofrecer el discurso del propio Arrhenius, porque sólo lo he encontrado en sueco. Si alguien que sepa sueco puede traducirlo, lo incluyo aquí.

Su Majestad, sus Altezas Reales, Damas y Caballeros.

Durante el primer año del siglo pasado, Volta construyó la primera pila eléctrica. Estudiando la acción química de la corriente así obtenida, Davy en Gran Bretaña y Berzelius y Hisinger en Suecia llegarón a la conclusión de que la relación entre fenómenos eléctricos y químicos era de causa y efecto. Sobre la base de esta idea, Berzelius estableció su conocida teoría electroquímica, que tuvo la supremacía hasta la mitad del siglo; sin embargo, los nuevos descubrimientos demostraron que esta teoría no se sostenía al examinarla con cuidado, y los fenómenos químicos dejaron de ser explicados a partir de la electricidad. Se aceptó la idea de que los cambios químicos de la materia se debían a una cierta afinidad, aunque el origen de esta afinidad era completamente desconocido. Llegó entonces el auge de la termoquímica, cuando se pensaba que la explicación de la transformación de la energía química durante las reacciones químicas se econtraba en los fenómenos térmodinámicos presentes en los procesos químicos.

Alrededor de 1880, Svante Arrhenius –que estaba estudiando por entonces su doctorado en ciencias– llegó, como resultado de sus investigaciones sobre el movimiento de la corriente eléctrica a través de disoluciones, a una nueva explicación de las causas de los fenómenos químicos; es decir, los atribuyó a cambios eléctricos contenidos en los constituyentes de los reactivos. La electricidad era por tanto un factor decisivo en la teoría química, en otras palabras, la noción básica de la teoría de Berzelius había vuelto de nuevo a la palestra, aunque en una forma diferente.

En la época de Berzelius, esta idea tenía una base puramente cualitativa, mientras que la teoría de Arrhenius la determinó cuantitativamente, permitiendo así que fuera tratada de forma matemática. En su tesis doctoral de hace veinte años, Arrhenius había deducido de este principio todas las leyes que gobiernan los cambios químicos, pero a pesar de ello, su teoría no fue entendida. Suponía un conflicto tan grande con las ideas de la época que implicaba la falsedad de éstas. De acuerdo con esta teoría, por ejemplo, la sal común –cloruro de sodio–, cuando se disuelve en agua, se rompe hasta cierto punto; en otras palabras, se disocia en sus partes constituyentes, que son diametralmente opuestas pero cargadas eléctricamente, es decir, en iones de cloro y sodio, las únicas sustancias químicamente activas en una disolución de sal común. La teoría también sostenía que, cuando un ácido y una base reaccionan uno con el otro, el agua es el producto principal, y la sal el secundario, y no al revés, como se pensaba hasta entonces. Era imposible que ideas tan opuestas a las más comunes en aquella época fueran aceptadas inmediatamente. Hizo falta una lucha de más de diez años y un número enorme de experimentos nuevos para que todo el mundo aceptase la nueva teoría. Durante esta larga batalla sobre la teoría de disociación de Arrhenius, se realizaron tremendos avances en la Química, y se descubrieron conexiones aún más íntimas entre la Química y la Física — para gran beneficio de ambas ciencias.

Una de las consecuencias más importantes de la teoría de Arrhenius fue el hecho de completar las grandes generalizaciones por las que el primer Premio Nobel de Química fue otorgado a van ‘t Hoff. Sin el apoyo de la teoría de Arrhenius, la de van ‘t Hoff nunca hubiera logrado un reconocimiento general. Los nombres de Arrhenius y van ‘t Hoff pasarán a la historia de la Química como heraldos de una nueva era de esta ciencia, y es por esta razón que la Academia, a pesar de que la base experimental de la teoría de la disociación pertenece a la Física, no ha dudado en otorgar el Premio Nobel de Química a Arrhenius.

La Academia de las Ciencias se considera afortunada al poder otograr el Premio Nobel de Química de este año al compatriota de Berzelius que rehabilitó la idea fundamental de su teoría, y nuestra tarea se hace aún más agradable por el hecho de que esta elección es apoyada por las autoridades científicas más destacadas de nuestros días.

Doctor¹. El mundo de la Ciencia ya reconoce la importancia y el valor de su teoría, pero su lustre continuará aumentando en el futuro, según usted mismo y otros lo utilizan para avanzar la ciencia de la Química. Las investigaciones en Física han contribuido a su descubrimiento, y este hecho lanza una nueva luz sobre la relación –más percibida que demostrada– entre las diferentes Ciencias Naturales, cuyo objetivo común es resolver los enigmas de la vida.

El éxito nos espolea a nuevos empeños — un hecho comprendido por el generoso Mecenas, cuyo nombre está ahora unido al suyo propio. Espero que su futuro trabajo produzca el más abundante fruto y que, cuando otros campeones del espíritu y el aprendizaje avancen por el camino que usted ha iluminado, su nombre sea recordado con las orgullosas palabras: Ille fecit².

En la próxima entrega de la serie, el Premio Nobel de Física de 1904.

Para saber más (en castellano / inglés cuando proceda):

• Svante Arrhenius / Svante Arrhenius
• Per Teodor Cleve / Per Teodor Cleve
• Electrolito / Electrolyte
• Página oficial del Premio Nobel de Química de 1903

1. Si te fijas, casi al final el Presidente siempre se dirige directamente al premiado
2. De “Hoc ille fecit”, “él lo hizo”

Fíjate en que digo “no hemos estudiado apenas” porque, aunque no hayamos entrado en detalles, en la entrada anterior sí que describimos movimientos perceptibles de cargas: por ejemplo, en el chorro de agua del grifo en el Experimento 1 o el movimiento del péndulo en el Experimento 2 había cargas moviéndose debido a atracciones y repulsiones de Coulomb. Sin embargo, se trataba de movimientos muy leves, a lo largo de distancias minúsculas, y desde luego no intentamos entonces evaluarlos de ninguna manera rigurosa — a eso nos dedicaremos hoy.

Por cierto, una aclaración: hay cargas moviéndose siempre que cualquier objeto se mueve, porque cualquier objeto está hecho de cargas de ambos tipos. Sin embargo, no se observan efectos eléctricos perceptibles cuando se mueve un objeto con equilibrio de cargas por la misma razón que no se notan las fuerzas de Coulomb salvo que te acerques mucho: porque los efectos de ambos tipos de carga, “desde lejos”, se cancelan.

Pero vamos con el contenido del artículo de hoy: la causa de que las cargas se muevan y la manera de cuantificar ese movimiento.

Desequilibrio como fuente del movimiento de cargas

De lo que no debería caberte duda, si comprendiste las dos entradas anteriores, es de que es muy fácil producir movimientos de cargas simplemente creando un desequilibrio entre ambos tipos. Es posible además, si se es cuidadoso, utilizar la Ley de Coulomb para controlar tanto la intensidad como la dirección y sentido de esos movimientos… pero permite que te muestre esto con un pequeño experimento mental.

Imagina que tenemos un protón y un electrón separados una distancia cualquiera (digamos que dos metros). E imagina también, para simplificar nuestro experimento, que de algún modo hemos conseguido “clavar” ambas partículas en las posiciones en las que se encuentran; de otro modo, claro está, se atraerían el uno al otro y acabarían juntos. Observa de lo que partimos: un desequilibrio de cargas.

Supón que ahora dejamos libre, justo en medio de las dos partículas, un segundo protón. En este caso no lo “clavamos”, sino que lo dejamos moverse libremente. De acuerdo con la Ley del buen Coulomb, ese protón empezará a moverse, alejándose del protón fijo y acercándose al electrón: estamos haciendo que este protón se mueva empleando la fuerza de Coulomb a través de un desequilibrio de cargas. Y podemos controlar hacia dónde se mueve — si el electrón fijo se encuentra al norte del protón fijo, nuestro protón libre irá hacia el norte, y si el electrón está hacia el este, sucederá lo propio.

Pero también podemos controlar cómo de rápido lo hace: si en vez de tener un protón y un electrón fijos tenemos dos protones y dos electrones fijos en cada sitio –es decir, el desequilibrio de cargas es mayor–, el protón sufrirá una mayor fuerza de repulsión por parte de los protones, y de atracción por parte de los electrones, con lo que su movimiento será más violento que antes.

Corriente eléctrica

Dado que el movimiento de cargas desempeña un papel fundamental en nuestra sociedad –tanto en ciencia como en tecnología–, es muy conveniente definirlo cuidadosamente y cuantificarlo de algún modo. El fenómeno en sí del movimiento de cargas eléctricas recibe un nombre arcaico, inventado cuando conocíamos bastante menos que ahora acerca de la naturaleza de la carga eléctrica y su comportamiento. Algunos pensaban entonces que la carga eléctrica era una especie de fluido invisible que se encontraba dentro de los cuerpos, y que esta sustancia podía fluir de unos cuerpos a otros. Ese flujo, como el de un río, era una especie de corriente, pero no de agua, sino de electricidad: una corriente eléctrica.

Una vez definido el fenómeno, hace falta una magnitud que lo cuantifique y una unidad para medirla. En el caso de la corriente eléctrica, esa magnitud recibe el nombre de intensidad de corriente. A menudo se utiliza “corriente eléctrica” para referirse a la magnitud, y no al fenómeno, pero esto crea a veces malentendidos que se resuelven fácilmente distinguiendo ambos términos. De modo que, a lo largo de esta serie –si no se me escapa alguna vez, claro– emplearemos el término corriente para referirnos al fenómeno físico del movimiento de cargas, e intensidad de corriente (o simplemente intensidad) para la magnitud que cuantifica el movimiento.

Aquí tienes una definición lo más llana posible de lo que es la intensidad de corriente:

La intensidad de corriente a través de una superficie es la cantidad de carga que la atraviesa por unidad de tiempo.

Como puedes ver, se trata de una definición que no tiene mucho sentido para un solo protón, o electrón, que se mueva. Recuerda que es un concepto antiguo, que no funciona demasiado bien para describir las cosas a escala microscópica sino a gran escala, con continuos movimientos de cargas a través de algo. De ahí que, cuando se trabaja –como hicimos nosotros en nuestro experimento mental unos párrafos más arriba– con unas pocas cargas sueltas, se suelan utilizar para describir su movimiento cosas como su velocidad o aceleración, mientras que, cuando se trabaja con muchas partículas cargadas moviéndose (como sucede, como veremos más adelante, en un cable eléctrico) sea muy útil emplear el concepto de intensidad de corriente.

La idea de un “fluido eléctrico” que se mueve se percibe en la propia definición. Si te fijas, es muy parecida a la del caudal de agua en un río: en vez del volumen de agua que fluye por unidad de tiempo, se mide la cantidad de carga que fluye por unidad de tiempo. El concepto es, de hecho, muy similar: si la intensidad de corriente es pequeña, hay poca carga atravesando la superficie por unidad de tiempo. Si es grande, hay mucha carga atravesando la superficie por unidad de tiempo.

Normalmente se asigna a la intensidad de corriente eléctrica, además de un valor, una dirección y sentido, como hacemos con la velocidad del viento, por ejemplo. Sin embargo, con la velocidad del viento no hay problema: su dirección y sentido es la del aire que se mueve. ¡Pero la corriente eléctrica puede ser un movimiento de cargas positivas, o negativas, o de ambas a la vez! Hace falta establecer un convenio –y podría haber varios, todos arbitrarios, como nos ha sucedido antes en este bloque–. El que se eligió históricamente, y que seguimos usando hoy en día, es el siguiente:

La dirección y sentido de la intensidad de corriente son los del movimiento de las cargas positivas, y contrario al de las cargas negativas.

Con este convenio, si se mueven, por ejemplo, protones hacia la derecha, la intensidad de corriente va hacia la derecha:

Si se trata, por el contrario, de electrones que se muevan hacia la izquierda, la intensidad de corriente va también hacia la derecha:

Este convenio puede parecer peor que otro en principio más simple, como el de que la intensidad de corriente tuviera el sentido de movimiento de las cargas, cualquiera que fuera su tipo… pero tiene ventajas en el cálculo que lo hacen muy útil, aunque a veces cree confusión o incluso induzca a error –aunque, como en este Bloque aún no usaremos fórmulas, por ahora tendrás que creerme–.

Un consejo para recordar hacia dónde va la intensidad de la corriente, por si alguna vez te lías: hacia donde aumenta la cantidad de carga positiva. Da igual que esto sea porque cada vez hay más protones, por ejemplo, o que sea porque cada vez hay menos electrones, o por la razón que sea. Si sigues el aumento de carga positiva, tendrás la dirección y el sentido de la corriente.

Espero también que estos dos ejemplos hayan servido para que no caigas en un error que a veces se ve por ahí: el de pensar que la corriente eléctrica es el movimiento de los electrones. La corriente eléctrica es el movimiento de cargas eléctricas, cualquiera que sea su tipo, tamaño y naturaleza. Sí es cierto que, a menudo, estas cargas son electrones, pero a lo largo de estos artículos veremos ejemplos en los que esto no es así.

De modo que, si la intensidad es cero, no hay movimiento de cargas, y cuanto mayor sea la intensidad, más cantidad de carga se está moviendo a través de una superficie. Pero, como siempre en Física, una vez definida una magnitud hace falta definir la unidad en la que se mide… y aquí, una vez más, la herencia histórica nos muerde en salva sea la parte.

Unidad de intensidad de corriente eléctrica: el amperio

Como en el caso del culombio, la unidad de medida de la intensidad de corriente recibe su nombre en honor a un físico (y, esta vez, también matemático). En este caso se trata de otro francés, el genial André-Marie Ampère, cuyos descubrimientos en electricidad y, especialmente, en electromagnetismo, fueron fundamentales para el avance de la Física. La unidad de intensidad de corriente es el amperio (A), a veces también escrito ampere.

La definición oficial del amperio, igual que la del culombio, me causa cierto escozor interno, pero no tengo más remedio que mencionarla, antes de darte una segunda definición extraoficial que me gusta mucho más pero que, como pasaba entonces, requiere redefinir ciertos aspectos del Sistema Internacional de unidades. Aquí tienes la definición ortodoxa:

Un amperio es la intensidad de corriente constante que, manteniéndose en dos conductores paralelos, rectilíneos, de longitud infinita, de sección circular despreciable y situados a una distancia de un metro uno de otro en el vacío, produciría una fuerza igual a 2·10^-7 newtons por cada metro de longitud de los cables.

¡Chúpate esa! No sólo es una definición engorrosa –y que, por cierto, no puedo explicar en detalle porque la fuerza a la que se refiere es una fuerza magnética y no hemos hablado aún de magnetismo–; además, el amperio se convierte con ella en una magnitud fundamental, no derivada, a pesar de que se refiere realmente al movimiento de las cargas eléctricas, que son algo más básico que la intensidad de corriente. En fin.

Ya que dimos una definición alternativa de culombio que convertía a aquella unidad en fundamental (”un culombio es la carga de 6 241 509 629 152 650 000 protones o electrones”), lo suyo es ahora dar una definición alternativa del amperio a partir del culombio, en vez de al revés:

Un amperio es la intensidad de corriente que se corresponde con el flujo de un culombio cada segundo.

De este modo es mucho más fácil –en mi opinión, claro– tener una idea de qué significa decir, por ejemplo, que por un cable circula una intensidad de 0,5 A: que cada segundo atraviesan cualquier sección del cable 0,5 culombios, es decir, 3 120 754 814 576 325 000 electrones o protones. Con la analogía del agua, esta definición es algo así como una definición del caudal de un río: un amperio es algo así como un “litro cada segundo”, sólo que al medir carga no hablamos de “litros” sino de culombios. Pero, como ya hicimos al hablar de los culombios, ¿cuánto es realmente un amperio?

Antes de nada, miremos a nuestro alrededor para ver de qué orden son las intensidades de corriente que nos rodean. Para que te hagas una idea, utilizaré como ejemplos los aparatos que tengo cerca: el ordenador con el que escribo estas líneas recibe una intensidad de corriente desde el transformador de unos 4,7 A, y el transformador a su vez recibe unos 1,5 A del enchufe. Mi casa puede consumir una intensidad máxima de unos 40 A. La batería de un coche puede llegar a suministrar unos cuantos cientos de amperios. Como ves, la cosa varía muchísimo — y, antes de que lo preguntes, todavía tenemos que avanzar más para responder a la pregunta de “¿a partir de cuántos amperios es peligrosa la corriente eléctrica?” porque la respuesta es “depende de más cosas que no hemos visto aún”.

Algo que puede que te plantees a estas alturas es, si un culombio de carga “desnuda” genera fuerzas tremendas, una intensidad de 1 A (es decir, 1 C cada segundo) ¿no debería hacer lo mismo? La respuesta es: no necesariamente. Un culombio de electrones moviéndose cada segundo sin ninguna otra carga más, desde luego, originaría fuerzas tremendas por esa misma razón… pero si hay otro culombio de protones con ellos, la carga total es neutra y no se notan efectos por ella.

Puedes imaginarlo así: supón que tienes un donut de carga roja, y el mismo donut de carga verde, y que los pones uno sobre el otro, solapándolos como hemos hecho tantas veces en el bloque, de modo que tienes un donut “negro” (rojo + verde). Si ahora mantienes el donut de carga verde sin moverse, pero haces girar el de carga roja en el sentido de las agujas del reloj, el donut sigue siendo negro (es decir, neutro de forma neta), ¡pero hay cargas moviéndose en él! El movimiento de carga, incluso si tiene valores muy grandes, no significa que haya grandes cantidades de carga excesiva de uno u otro tipo en el cuerpo.

Otra manera de comprender “cuánto es” un amperio es hacerlo a partir de lo que ya hemos asimilado: el culombio. Si por un cable circula una intensidad de un amperio, es decir, un culombio cada segundo, ¿cuánto es eso comparado con la carga total del cable? La respuesta puedes darla tú mismo, si comprendiste la entrada anterior y conoces la magnitud de un culombio y la carga total de cualquier objeto macroscópico — una fracción minúscula de su carga total de cada tipo. Un culombio, comparado con la carga total de un objeto de la vida cotidiana, es algo ridículamente pequeño… pero, eso sí, que la fracción de carga sea pequeña no quiere decir que no se noten sus efectos.

Podrías llegar a la conclusión, ya que la fracción de carga que atraviesa una superficie determinada es pequeña, de que apenas hay cargas moviéndose en el cable… pero estarías descartando, sin pensar en ella, una de las dos posibles explicaciones de lo minúsculo de ese 1 culombio/segundo comparado con la carga total del cable. Para explicar por qué esto es así, un par de ejemplos de intensidades de corriente.

En primer lugar, observa esta figura, en la que hay muy pocos protones moviéndose por un cable, pero cada uno se mueve muy rápido. Imagina que medimos cuántos de ellos atraviesan el aro azul cada segundo, es decir, medimos la intensidad de corriente (si convertimos el número de protones a amperios), y resulta que atraviesan el aro cien protones cada segundo:

Pero ahora, fíjate en esta otra, en la que hay muchísimos protones movíendose, pero se mueven muy despacio. Si medimos una vez más el flujo de carga a través del aro azul, es posible que midamos exactamente lo mismo que antes, y que atraviesen el aro cien protones cada segundo:

¿Ves a lo que me refiero? La intensidad no indica cuánta carga se está moviendo, indica cuánta carga atraviesa cada segundo una superficie determinada. De igual modo, un río puede tener un caudal grande porque sea muy ancho aunque el agua se mueva despacio, o porque sea estrecho pero el agua fluya a gran velocidad. Una corriente puede tener poca intensidad porque haya pocas cargas moviéndose, o porque las que se mueven lo hacen muy despacio.

Pero ¿cuál de las dos posibilidades es la correcta en el caso de la corriente eléctrica del cable de mi ordenador? ¿Hay una fracción minúscula de cargas moviéndose, o es que se están moviendo a paso de tortuga? De eso, y de otras cosas relacionadas con los materiales y la corriente eléctrica, hablaremos en la siguiente entrada del Bloque.

Ideas clave

Lo esencial que debes tener claro para poder continuar con el siguiente artículo del Bloque con garantías es:

• La intensidad de corriente a través de una superficie indica qué cantidad de carga la atraviesa por unidad de tiempo.

• El sentido de la intensidad coincide con el movimiento de las cargas positivas (y contrario al de las negativas).

• La intensidad se mide en amperios, es decir, en culombios que atraviesan la superficie cada segundo.

• Una intensidad puede ser pequeña o grande dependiendo de la cantidad de carga en movimiento, pero también de la velocidad de las cargas.

Hasta la próxima…

Aparte de recomendarte que eches un ojo a los amperios que hay en los aparatos que empleas, en el cuadro de fusibles de tu casa, etc., un pequeño desafío para que ejercites la mente hasta la próxima entrada. En este caso hace falta hacer algunos números y buscar algunos datos, de modo que tal vez te haga falta una calculadora (aunque siempre puedes estimar burdamente sin utilizar una, si lo prefieres).

Parte de la “moraleja” del desafío de hoy es que la búsqueda de datos es esencial en Ciencia. A veces no hay más que experimentar para determinar esos datos, otras veces –como hoy– es posible acudir a fuentes que dispongan de esos datos, porque otro antes que nosotros ha realizado los experimentos necesarios para determinarlos. En cualquier caso, si las matemáticas no son tu fuerte, puede que acabes frustrado (hay que realizar cambios de unidades y cosas así, y puede que estés oxidado). Si es así, no te preocupes — el mero hecho de que pienses sobre ello es importante, aunque no llegues al resultado correcto, o incluso a ningún resultado.

Para saber más:

• Intensidad de corriente / Electric current

Ya está disponible para disfrute del personal el número de octubre. Como el del mes anterior, se trata de un archivo comprimido (.zip) de 4,3 MB que contiene los siguientes formatos, para poder leer El Tamiz casi en cualquier soporte y lugar:

• PDF con imágenes para leer en pantalla
• PDF con sólo las imágenes imprescindibles, para impresión
• EPUB, FB2 y PRC (compatible con MOBI) como formatos de libro electrónico
• HTML en su propia carpeta, con imágenes y enlaces íntegros
• Texto plano para quienes quieran convertirlo a cualquier otra cosa

En esta ocasión, las conversiones a EPUB/FB2/PRC son de mejor calidad que el mes pasado, gracias a johansolo (tienen un índice con enlace a cada artículo e imágenes). Además, Geli ha preparado una portada bastante más cuca que la de septiembre –podéis verla a la derecha–, que servirá de modelo “corporativo” para meses posteriores.

Los artículos de este número son:

• [Electricidad I] Introducción
• [Electricidad I] Carga eléctrica
• Inventos ingeniosos – El jabón
• [Electricidad I] Ley de Coulomb
• Conoce tus elementos – El escandio

En total, unas 45 hojas A4. Podéis encontrar el número de octubre en la librería de El Tamiz o pinchando en la imagen de la derecha. ¡Disfrutadlo!

Como ha sucedido alguna vez más en la serie, este artículo no será largo; francamente, no tengo mucho que decir sobre el escandio, y no quiero alargar las cosas simplemente por no dejar la entrada con una longitud menor que la de otras. Lo que sí espero es que, al menos, te quedes con un par de ideas interesantes acerca de este raro metal.

Lo más interesante acerca del escandio, con diferencia, es el papel que desempeñó en la aceptación de la tabla periódica del ruso Dmitri Ivanovich Mendeleev (más comúnmente escrito Mendeleyev) en la segunda mitad del siglo XIX. Como tal vez sepas, Mendeleev elaboró una tabla en la que clasificaba los elementos conocidos de acuerdo con algunas reglas simples, como otros habían intentado antes que él; generalmente, se tendía a ordenar los elementos de acuerdo con su masa atómica, del más ligero (el hidrógeno) hacia arriba. Pero las cosas no funcionaban.

Claro está, por entonces no se conocían los protones ni las capas electrónicas, con lo que clasificar las docenas de elementos químicos conocidos no era fácil. Cuando se ordenaban los elementos de ligero a pesado, por ejemplo, las propiedades no seguían reglas fijas ni predecibles. Parecía que, a veces, las propiedades se repetían cada ocho elementos (y algunos, como Newlands, habían tratado de crear “octavas” de elementos, como en música)… pero esto no siempre sucedía así. El genial Mendeleev –en la foto de la derecha–, que aparte de inteligente debía de tener una enorme seguridad en sí mismo, fue un paso más allá, sugiriendo un par de cambios por los que al principio sería ridiculizado.

En primer lugar, cuando dos elementos A y B deberían estar colocados en un orden por sus masas (por ejemplo, A el más ligero y B el más pesado), pero si se situaban al revés encajaban mucho mejor con la periodicidad de las propiedades, Mendeleev los colocaba en el orden opuesto: B y luego A, de modo que las “octavas” se siguieran cumpliendo, aun a costa de saltarse de vez en cuando el orden de las masas. Hoy en día sabemos, claro, que lo que importa no es la masa de los átomos, sino su número de protones… normalmente, los átomos con más protones pesan más que los que tienen menos, pero a veces (dependiendo del número de neutrones de los isótopos estables) el orden de protones no se corresponde con el de masa. De modo que Mendeleev, aunque no conociera los neutrones, dio importancia a lo esencial (las propiedades químicas) y se la restó a lo accesorio (la masa atómica).

Pero más valiente aún fue la segunda suposición del ruso. A veces, los elementos dejaban de repetir sus propiedades tras ocho lugares, sino tras siete lugares. Intercambiar dos de ellos como antes no solucionaría nada, porque el orden de esas propiedades era correcto; el problema no era el orden, sino que el número de lugares para repetir propiedades no encajaba. Mendeleev sugirió lo siguiente: los elementos sí repetían sus propiedades cada ocho lugares. El problema no estaba en los elementos, sino en nuestra arrogancia: no parecían encajar porque faltaban elementos por descubrir. Si dejábamos esos lugares en los que debería haber un elemento vacíos, y desplazábamos todos los posteriores un lugar hacia delante, las propiedades se repetían como debían… excepto para los huecos, claro.

Mendeleev, con una aparente arrogancia que enfadó a muchos de sus contemporáneos, no sólo predijo dónde estaban los huecos: dependiendo de su lugar, predijo qué propiedades debían tener los elementos (aún desconocidos) que allí se encontrasen. Por ejemplo, debajo del boro, el ruso dejó un hueco, y afirmó que en ese hueco encajaría algún día un elemento aún no descubierto, al que llamó ekaboro (eka es “uno” en sánscrito, es decir, el elemento era algo así como boro-uno). A partir de las propiedades de los elementos circundantes en su tabla, Mendeleev predijo en 1869 las del ekaboro, desde sus puntos de fusión y ebullición hasta la masa atómica que debería tener. ¡Toma castaña!

Como digo, al principio esta actitud de Mendeleev enfureció a algunos… pero afortunadamente para él –porque en otras ocasiones, pioneros de la Ciencia como él mueren antes de que sus predicciones se cumplan– en pocos años empezaron a descubrirse elementos nuevos que encajaban como en un guante en los huecos que había dejado el bueno de Dmitri. Sólo diez años tras la publicación de las supuestas propiedades del ekaboro, en 1879, el sueco Lars Fredrik Nilson descubría un nuevo elemento en dos minerales escandinavos, la exonita y la gadolinita. Nilson consiguió obtener dos gramos del óxido de ese elemento nuevo y, con ellos, determinó las propiedades fundamentales del que llamó escandio, por el nombre latino de Escandinavia, Scandia. Cuando otro químico sueco, Per Teodor Cleve –del que hablaremos dentro de un par de semanas en la serie sobre los Premios Nobel–, revisó las propiedades del escandio, descubrió que coincidían casi exactamente con las del ekaboro de Mendeleev. ¡Se había rellenado el hueco! Y no sería el único, como veremos más adelante en la serie…

Tanto la apariencia del nuevo elemento como sus propiedades eran claramente metálicas (y así lo había predicho Mendeleev, que era más chulo que un ocho). Como tantos otros metales, el escandio se oxida con bastante facilidad, con lo que no es posible verlo puro en la Tierra salvo que lo aislemos artificialmente de minerales como los que he mencionado antes, con lo que probablemente no lo hayas visto, pero si lo haces te encontrarás con algo como esto:

Escandio puro (Gibe / Licencia CC Attribution Sharealike 3.0).

El escandio sería considerado, durante muchos años, una de las tierras raras, junto con otros elementos de más protones de los que hablaremos más adelante. Esta nomenclatura está ya obsoleta, porque ni usamos el término tierra en Química, ni muchos de los elementos llamados tierras raras son tan raros como su nombre pudiera sugerir. Hoy en día, el escandio está clasificado dentro de los metales de transición, el gran grupo de elementos que se encuentran en la “parte media” de la tabla periódica.

Lo que sí es cierto es que el escandio es difícil de conseguir. Hasta 1960 no se logró el primer medio kilo de escandio metálico con un 99% de pureza. Parte del problema es que este metal no es demasiado abundante en nuestro planeta: ocupa el lugar número 50 en abundancia en la Tierra, y el 35 en la corteza terrestre. Sin embargo, como estoy seguro de que te imaginas, ser el elemento número 35 en abundancia no debería hacerlo tan raro; la segunda parte del problema es que está muy disperso. Muchísimos minerales diferentes contienen escandio, pero en concentraciones ínfimas, tan pequeñas que, en la práctica, no es factible extraerlo de ellos –al menos, no para ganar dinero con ello–. Sólo unas poquísimas rocas contienen escandio en altas concentraciones, con lo que apenas disponemos de él.

Para que te hagas una idea, la producción mundial de escandio metálico no es de millones de toneladas, ni de miles de toneladas. Ni siquiera es de cientos de kilogramos: al año se producen unos 10 kg de escandio puro. Sólo hay un puñado de minas en el mundo que lo extraigan, y no son minas de escandio propiamente dichas, sino que extraen óxido de escandio de rocas procesadas para obtener otros minerales, y luego lo venden para recibir un beneficio de algo que, de otro modo, tirarían.

Sí, tampoco estamos hablando de un metal muy escaso pero valiosísimo. El escandio es útil, pero no es extraordinario en ninguna de sus propiedades, con lo que su importancia en nuestra industria y economía es muy pequeña (y, si desapareciese, probablemente nos arreglaríamos perfectamente). De ahí una de las razones de que este artículo no sea extenso: no es un metal especial por sus propiedades, ni es tan común que esté por todas partes. Ni siquiera tenemos muchos estudios toxicológicos detallados, por lo poco que hay y la escasa relevancia de los resultados; ¿quién va a estar expuesto a grandes cantidades de escandio en la vida cotidiana?

MiG-29 de la Luftwaffe (imagen de dominio público).

La inmensa mayoría del escandio que se emplea en el mundo se utiliza para alearlo con aluminio. Las aleaciones de aluminio-escandio, en las que hay ínfimas cantidades del segundo –del orden del 0,3%–, se comportan mejor ante la soldadura y son más resistentes que el aluminio solo, pero tienen la ligereza del aluminio. Sin embargo, como he dicho antes, ni siquiera aquí el escandio es tan especial: otros metales se emplean con funciones similares aleados con aluminio, como el titanio, más baratos y abundantes que el escandio. En cualquier caso, los ejemplos más famosos de máquinas construidas con aleaciones de aluminio-escandio fueron los aviones soviéticos MiG-21 y MiG-29.

Y, hablando del Rey de Roma… en la próxima entrada nos dedicaremos al rival del escandio en las aleaciones de aluminio, un metal bastante más conocido. Hablaremos del elemento de 22 protones: el titanio.

Para saber más:

• Escandio / Scandium

En el primer artículo del bloque introductorio sobre electricidad hablamos acerca del concepto de carga eléctrica y sus unidades. Hoy continuaremos profundizando en este asunto; como siempre en este nivel básico, tratando de centrarnos en los conceptos y no en las fórmulas. Hablaremos en primer lugar de la Ley de Coulomb, y luego de sus consecuencias perceptibles en nuestra vida cotidiana, especialmente los dos tipos fundamentales de electrización.

Como recordarás, terminamos aquel artículo preguntándonos cuánto es un culombio. Dimos una definición oficial, derivada de otras, que no era demasiado informativa, y después otra más fundamental, basada en un número concreto y arbitrario de protones o electrones. Sin embargo, para comprender de verdad si un culombio es mucha carga o poca, hace falta compararlo con algo que podamos percibir: con lo que define la carga de verdad, es decir, la fuerza electromagnética.

Esta fuerza puede percibirse en la Naturaleza de dos formas determinadas: como fuerza eléctrica y como fuerza magnética, aunque ambas tengan el mismo origen último. Ahora mismo no nos interesa la fuerza magnética, de la que hablaremos en un bloque diferente: nos centraremos en la versión eléctrica de la interacción electromagnética, descrita en su forma más simple y asequible por el genial Charles-Augustin de Coulomb en su famosa Ley.

La Ley de Coulomb

En el siguiente bloque atacaremos la Ley de Coulomb numéricamente, pero por ahora lo que más me interesa es dejar claro su concepto. Esta ley es una de las dos conexiones (en términos de 1785, por supuesto) entre la carga y su fuerza correspondiente: en este caso, entre la carga eléctrica y la fuerza electromagnética. Expresada con mis palabras, de forma algo más extensa a como lo hizo el buen Coulomb,

Las cargas del mismo signo se repelen; las cargas de signo contrario se atraen. La fuerza con la que lo hacen es tanto mayor cuanto mayores son las cargas, y tanto menor cuanto más lejos están una de la otra, y depende además del medio que separa ambas cargas.

Como cualquier otra ley física, no tiene demostración: se trata de algo que hemos observado que es así, y punto. Si en algún momento se verifica, mediante experimentos, que esta ley no siempre se cumple, o que hay algo más fundamental por debajo de ella y que es simplemente una consecuencia de otra cosa, la descartaríamos, o la dejaríamos como un caso particular de una Ley más amplia. Hasta ahora, todos los experimentos realizados con cargas han cumplido la Ley de Coulomb, con lo que la mantenemos.

Si analizamos la Ley con un poco de calma, no debería resultar demasiado sorprendente. Dos protones se repelen entre sí; dos núcleos de oxígeno, cada uno con ocho protones, se repelen mucho más intensamente. Y, si los alejamos mucho uno del otro, se repelen con menos intensidad. Si ponemos esas cargas en el aire, la fuerza que sufren no es la misma que si están en el agua o dentro de un metal. Cuánto vale esa fuerza exactamente es algo que discutiremos en el siguiente bloque; por ahora, lo importante es que te quedes con la copla de quiénes se repelen y quiénes se atraen, y que la fuerza aumenta con la cantidad de carga y disminuye con la distancia. La influencia de la sustancia que haya entre las cargas tampoco será algo que tratemos en detalle por ahora, porque no es lo importante.

Con esta Ley, podemos responder a la cuestión de ¿cuánto es un culombio? “hacia atrás”. Es decir: Si tuvieras algo con una carga de 1 C en una mano, y un objeto idéntico, con una carga de 1 C, en la otra mano, y tuvieras los brazos extendidos ante ti y separados un metro, ¿qué fuerza notarías? ¿serías capaz de resistir la repulsión y mantener los objetos quietos, o no? ¿podrías ser capaz de vencer esa fuerza y forzar a los objetos a acercarse el uno al otro?

Por ahora, tendrás que creerme en el cálculo, porque no será hasta el siguiente bloque que haremos números con la Ley de Coulomb. Y el resultado tal vez resulte difícil de creer: cada uno de los objetos repelería al contrario con una fuerza de 9 000 000 000 newtons. Dado que tampoco hemos dedicado ningún bloque a la dinámica hasta ahora, permite que “traduzca” esto a términos que nuestra cabeza comprende bien. Para levantar 1 kg en la Tierra hacen falta más o menos 10 newtons. Para levantar un coche de 1 000 kg, por tanto, hacen falta 10 000 newtons. Dicho de otro modo, cada mano que sujeta la carga de un culombio, para mantenerla ahí, quieta, tendría que hacer la misma fuerza que se necesitaría para levantar 900 000 coches. ¡Toma castaña!

Vamos, que la respuesta a “¿cuánto es un culombio”? es: “una verdadera barbaridad”. No sólo no serías capaz de mantener esos dos objetos quietos, si no los soltases a tiempo te arrancarían los brazos de cuajo. La razón, de la que hablaremos más en detalle en el Bloque II, es que la fuerza electromagnética es de una intensidad terrorífica.

De hecho, si has entendido la verdadera magnitud de un culombio, puedes utilizar las células grises para sacar conclusiones sobre las situaciones en las que te das cuenta de que has notado cargas eléctricas: por intenso que te pareciese entonces el fenómeno eléctrico que fuera, tiene que haberse tratado de desequilibrios de carga absolutamente minúsculos.

Por cierto, ¿por qué digo “te das cuenta de que has notado” y no simplemente “has notado”? ¡Porque estás notando la fuerza de Coulomb constantemente! Otra cosa es que no te parezca que haya electricidad por ningún lado cuando coges una piedra o caminas por el suelo, pero un ejemplo relativamente sencillo debería hacerte ver lo contrario:

Los dedos de mi mano están compuestos de átomos. Lo mismo sucede con las teclas con las que estoy escribiendo este texto. Cuando mi dedo está lejos de la tecla (“lejos” = “a una distancia mucho mayor que el tamaño del átomo”), la posición exacta de los electrones y protones en los átomos es irrelevante: mis átomos ven a los de la tecla “negros”, es decir, con cargas superpuestas, y los de la tecla ven a los de mi mano exactamente igual. ¿Qué noto entonces? Absolutamente nada.

Pero, si acerco mi dedo a la tecla hasta que la distancia sea suficientemente pequeña como para notar las posiciones relativas de cada partícula que compone los átomos (traducción a nuestro lenguaje cotidiano: si “toco la tecla”), mis átomos y los de la mesa se ven como son: un núcleo verde rodeado de una nube roja de electrones. Y, de acuerdo con la Ley de Coulomb, cuanto más cerca están las cargas, con más intensidad se atraen o repelen. Pensemos con un poco de cuidado sobre lo que sucede entonces.

Mis núcleos verdes se repelen con los núcleos verdes de la mesa, y se atraen con los electrones rojos de la mesa; y mis electrones se repelen con los electrones rojos de la mesa, y se atraen con los núcleos verdes de la mesa. Dado que las cargas totales rojas y verdes son las mismas, ¿quién gana? Gana, y con diferencia, la repulsión entre mis electrones rojos y los electrones rojos de la mesa, dado que son los que están más cerca unos de otros.

Es más: si me empeño en seguir acercando mi dedo a la tecla, la repulsión será mayor y mayor. Tanto que, estrictamente hablando, nunca puedo llegar a tocar “realmente”, por ejemplo, una mesa, porque la fuerza de repulsión se hace muchísimo mayor que la que puedo ejercer yo con mis patéticos deditos. Desde luego, todos nos entendemos, pero en este sentido físico, “tocar” significa “acercar una cosa a otra lo suficiente como para notar la fuerza de repulsión entre las nubes electrónicas de ambas cosas”.

De hecho, cuando me empeño en acercarme a la tecla, llega un momento en el que la fuerza con la que nos repelemos es mayor que la fuerza elástica del muelle que la mantiene en su sitio, y entonces, empujo la tecla. Sólo que es un empujón indirecto, como el de un imán que se acerca a otro hasta empujarlo sin realmente tocarlo. La cuestión es que la distancia entre una y otra es tan pequeña que me es imposible verla; y “noto que la toco”, sólo que lo que estoy notando realmente con los nervios de mi piel es esa fuerza de repulsión.

Lo mismo sucede cuando estoy de pie sobre el suelo: realmente, no estoy tocando el suelo “de verdad”, estoy levitando sobre él, pero a una distancia comparable al tamaño de un átomo, claro, o la fuerza de repulsión no vencería a las otras entre protones y electrones de uno y otro lado. De modo que la fuerza de Coulomb es lo suficientemente intensa como para sostenerme sobre el suelo (y mucho más); y, si no existiera, dada la cantidad de espacio vacío entre átomos y dentro de cada átomo, atravesaría el suelo y seguiría cayendo hacia el centro de la Tierra, porque nada me sujetaría. Pero yo no soy lo único que la fuerza de Coulomb sostiene: la propia Tierra no se colapsa sobre sí misma por su propia atracción gravitatoria porque los átomos de las capas más profundas se repelen, a través de las nubes electrónicas rojas de unos y otros, a las capas superiores del planeta.

Aunque por ahora no entraremos más en esto, las fuerzas de atracción entre cargas positivas y negativas desempeñan otros papeles fundamentales, y sin ellas no habría química ni estarías leyendo este artículo. Pero mi objetivo era simplemente hacerte ver que sí, efectivamente, sí que notas la fuerza de Coulomb y el hecho de que las cosas tienen carga todo el tiempo. Es imposible escapar de ella, ya que estamos compuestos de enormes cantidades de carga de ambos tipos (dentro de un momento veremos cuánta).

Pero, a veces, notamos las cargas eléctricas y la Ley de Coulomb de un modo que no podemos ignorar. Uno de los fenómenos en los que las cargas se muestran sin tapujos, y se pone de manifiesto la inmensidad de un culombio, es la electrización.

Electrización

“Electrización” es un nombre, en mi opinión, desafortunado, como tantos otros en este Bloque. Electrizar un cuerpo significa conseguir de algún modo desequilibrar las cargas de un cuerpo (quitando cargas de un tipo o añadiendo cargas del contrario). El nombre, como digo, no me parece muy bueno, porque suena como si antes no hubiera “electricidad” en el cuerpo y se la estuviéramos dando, pero no es así — lo único que hacemos es crear un minúsculo desequilibrio entre las cargas de ambos tipos en el cuerpo.

Es así como casi todos entramos en contacto con la electricidad de un modo obvio. Los fenómenos resultantes de la electrización de los cuerpos reciben el nombre colectivo de “electricidad estática”, un nombre que tampoco me gusta lo más mínimo. Seguro que sabes de lo que estoy hablando: frotas un peine de plástico contra tu pelo y, si lo acercas a un trocito de papel, notas la fuerza de Coulomb.

La manera en la que solemos conseguir esto es mediante la triboelectricidad, o electricidad por frotamiento. ¡Otro nombre malísimo! Dicho mal y pronto, cuando se ponen en contacto dos objetos, mediante adhesión, golpes o frotamiento, en determinadas circunstancias, uno de ellos puede “robar” electrones al otro, de modo que uno se queda con un exceso de electrones y el otro con un defecto de electrones, es decir, ambos quedan cargados (en el sentido de que tienen un desequilibrio entre los dos tipos de cargas). De ahí que el nombre no sea bueno: se puede lograr esta electrización por contacto frotando los cuerpos, pero hay otros medios. Si alguna vez has botado un balón de baloncesto y luego has sentido un chispazo al tocar otra cosa, sabes a lo que me refiero.

El caso más típico es el cepillarse el pelo con un cepillo o peine de plástico: a veces, el cepillo se lleva algunos electrones del pelo, con lo que el cepillo o el peine queda cargado negativamente y el pelo positivamente, y ambos se atraen (quién roba electrones a quién depende, en último término, de la naturaleza de los dos materiales a escala atómica y de sus “hambres de electrones” relativas). Estoy convencido de que has notado esto. Dicho en términos de nuestras cargas de colores, el cepillo se ha llevado un poco de carga roja del pelo:

Tanto el pelo como el cepillo quedan cargados, y se atraen. Esto es precisamente lo primero que te pedí que hicieras en el Experimento 1 del artículo anterior (si no lo hiciste, no pasa nada, puedes seguir entendiendo esto sin problemas aunque no lo hayas visto tú mismo): que frotases un cepillo o peine de plástico contra tu pelo. Ahora entiendes la primera de las dos cosas importantes que sucedieron durante el experimento — el cepillo “robó” algunos electrones a tu pelo.

Pero para entender qué es lo que sucedió después (que, al acercar el peine al agua, el chorro de agua se curva y se acerca al peine de plástico) hace falta comprender el segundo método fundamental de electrizar una sustancia. Es posible desequilibrar las cargas de un cuerpo sin tocarlo; es decir, es posible inducir, indirectamente, un desequilibrio de cargas en un cuerpo, utilizando la maravillosa Ley de Coulomb. El resultado no es que el cuerpo tenga más cargas positivas que negativas ni viceversa, de forma total, sino que la distribución de cargas sea diferente a la de antes, de modo que una parte del cuerpo quede cargada negativamente y la contraria positivamente. Esta electrización sin contacto, indirecta, se denomina inducción electrostática, y es lo que hiciste tú al acercar el cepillo de plástico al agua del grifo.

Es evidente que lo que pasa al acercar el peine al agua no es trata de un fenómeno triboeléctrico, porque el peine nunca toca el agua, de modo que no ha podido “robarle electrones”. Si la materia realmente no tuviera carga alguna, lo que viste al hacer el experimento nunca podría suceder. La clave de la cuestión es que tanto el cepillo como el agua son una superposición de verde y rojo; en el caso del agua, una superposición completa (el agua es “negra”), en el caso del cepillo, con un poco más de rojo que de verde, porque robó electrones a tu pelo, con lo que tiene un ligero exceso de electrones, de carga roja. ¿Qué pasa al acercar el cepillo al agua? Que la Ley de Coulomb hace su aparición una vez más, y se produce la inducción electrostática.

La situación, en gráficos de rojo y verde, es básicamente la siguiente (los dibujos, por si no lo habéis notado, son míos, no de Geli, así que la calidad es… bueno, la que es):

Pero recuerda: el agua en el dibujo no es negra porque no tenga ninguna carga; es negra porque es la superposición de rojo y verde. Y esos rojo y verde sufren sendas fuerzas al acercar el cepillo… la carga roja es repelida, la carga verde atraída… y entonces se rompe la superposición completa, porque las cargas se mueven dentro del agua: no mucho, como veremos más adelante, simplemente un poquito:

El agua se ha electrizado, es decir, se hace ahora evidente que existen cargas en ella, aunque su carga total siga estando completamente equilibrada. Esta electrificación no es por contacto como antes, sino por un simple acercamiento: el agua se ha electrizado por inducción. Esta inducción, por cierto, no es la misma que la inducción de las ollas de inducción, a eso llegaremos más adelante en la serie. ¡Pero la cosa no acaba aquí!

Ahora entra en juego, otra vez, la influencia de la distancia en la Ley de Coulomb: sí, el rojo del cepillo repele al rojo del agua y atrae al verde del agua… pero el verde está más cerca. Como consecuencia, la atracción es más fuerte que la repulsión, y el agua se acerca al cepillo. Incluso la carga negativa se acerca, porque las fuerzas internas del agua son más intensas que las que ejerce el cepillo, con lo que la carga verde que se acerca “tira” del resto del agua, y todo el líquido se curva hacia el cepillo:

La verdad es que verlo con tus propios ojos es mucho más revelador que leer mi descripción o ver los tristes diagramas, pero bueno.

Según el agua sigue fluyendo hacia abajo y se aleja del cepillo, claro, las fuerzas de atracción y repulsión van desapareciendo hasta que no se notan, con lo que el líquido vuelve a caer verticalmente como si el cepillo no estuviera ahí, mientras que el agua “nueva” que cae del grifo, al acercarse al cepillo cargado, sufre el mismo fenómeno. Pero, si has realizado este experimento y anteriormente entendiste la magnitud real de un culombio, creo que la conclusión debería ser clara: las cargas “desnudas” (sin ser solapadas por una carga igual de signo contrario) que percibimos en la vida cotidiana son minúsculas comparadas con un culombio. Si no fuera así, esa leve y sutil fuerza que sufre el agua te bañaría en una ducha infernal, mientras que el cepillo se rompería en pedazos por las fuerzas cataclísmicas que sufriría.

Dicho de otro modo: cuando frotas el cepillo contra tu pelo, el desequilibrio entre cargas es una nimiedad comparado con la carga total, positiva y negativa, que hay en tu cuerpo. Fíjate que ya hemos dicho –y creo que deberías estar convencido– que un culombio “desnudo” originaría una fuerza de Coulomb catastrófica, con lo que cualquier desequilibrio de carga que hayas visto seguramente ha sido mucho más pequeño. Pero, igual que un culombio es mucho mayor que las cargas “desnudas” que has visto, la carga total de cada tipo en tu cuerpo es muchísimo mayor que 1 C. Para que te hagas una idea, hay unos cuantos miles de millones de culombios (!) de carga negativa, y aproximadamente los mismos de positiva, en tu cuerpo. ¡Tela marinera!

Es decir, que cargas de 1 C puestas a un metro de distancia originarían fuerzas irresistibles… y tu cuerpo contiene unos cuantos miles de millones de culombios de cada tipo. Por lo tanto, cuando arrancas electrones a tu pelo con un cepillo, por muy obvio que sea el efecto, la cantidad de carga que se lleva el cepillo es un tanto por ciento absolutamente ridículo comparado con la cantidad total. Incluso si pudieras arrancar un culombio de electrones de tu cuerpo con el cepillo (una auténtica barbaridad), estaríamos hablando de un 0,000 000 01% de la carga roja total de tu cuerpo. Y en la realidad no alcanzas ese número ni de lejos (lo calcularemos en un desafío más adelante).

De modo que podríamos decir que un culombio es, según con qué lo comparemos, muchísima o poquísima carga: es una ridiculez comparada con la carga positiva o negativa de cualquier cuerpo macroscópico… y, al mismo tiempo, es muchísimo más grande que cualquier carga “desnuda” (sin estar compensada por otra del tipo contrario) que probablemente hayas visto nunca.

En el caso del agua y el peine, la electrización del agua no ha sido completa, porque como hemos dicho antes, no es que haya un desequilibrio total de cargas, sino un desequilibrio local: en vez de estar solapadas uniformemente, una parte del chorro de agua tiene más carga positiva que negativa y al revés. Pero conseguir el desequilibrio global de las cargas no suele ser difícil: suele bastar con poner simplemente en contacto el cuerpo cargado con el que aún no lo está, de modo que las cargas se redistribuyan entre ellos.

La razón de esto es, ¡sorpresa! la Ley de Coulomb una vez más. Cuando frotaste el cepillo contra tu pelo, arrancó algunos electrones; esos electrones se repelen unos a otros debido a la fuerza de Coulomb, y también son atraídos por los protones del cepillo. Pero, como hay más electrones que protones, cada electrón sufre más repulsión que atracción: gana la repulsión, y si el electrón pudiera, escaparía de allí empujado por esa fuerza de Coulomb.

Si los electrones no lo hacen es porque, como veremos más adelante en este mismo Bloque, no pueden moverse fácilmente por el cepillo por la estructura microscópica del plástico. De hecho, si has hecho el experimento en vez de leer lo que te cuento sobre él, tal vez hayas notado algo: los electrones arrancados a tu pelo ni siquiera se han distribuido por el cepillo, y el dibujo que yo he hecho (en el que hay una capa roja de electrones que cubre el cepillo entero) no es riguroso: el peine sólo atrae al agua por la parte que tocó tu pelo, y las partes del cepillo que no tocaron tu pelo siguen igual que estaban antes, con equilibrio de cargas. El desequilibrio está bastante localizado en la parte que frotó tu pelo porque los electrones no se pueden mover libremente por el cepillo.

Pero, si la parte del cepillo con un exceso de electrones toca otro objeto, algunos de esos electrones serán empujados por la repulsión de Coulomb hasta el otro objeto ya que, como hemos dicho, sufren más repulsión que atracción. Pero claro, según vaya habiendo más electrones “de sobra” en el segundo objeto, éstos también serán repelidos desde el segundo objeto hasta el primero, hasta que llegue un momento en el que se alcance el equilibrio. Si, por ejemplo, el peine tiene 0,000 006 culombios de más en forma de electrones, y se toca con otro objeto, idealmente la mitad de ellos serán empujados al segundo objeto hasta que cada uno tenga un exceso de 0,000 003 culombios de electrones. Ambos objetos acaban electrizados, aunque cada uno de ellos con menos desequilibrio de cargas que el del primer objeto, claro.

Ideas clave

La información esencial para afrontar el resto de artículos del Bloque es la siguiente:

• Las cargas eléctricas se repelen (si son del mismo tipo) o se atraen (si son de tipos contrarios) con una fuerza, la fuerza de Coulomb, que es tanto mayor cuanto mayores son las cargas y cuanto más cerca están.

• Cuando dos objetos se golpean, frotan o rozan, pueden quedar electrizados por el fenómeno llamado triboelectricidad; uno termina con más electrones de la cuenta, y el otro con menos.

• Cuando un objeto cargado se acerca a otro que no lo está, el neutro puede sufrir un desdoblamiento de cargas mediante la inducción electrostática.

• El desequilibrio de carga involucrado en cualquier fenómeno electrostático de la vida cotidiana es siempre minúscula, especialmente comparada con la carga total de cada tipo del objeto.

Hasta la próxima…

Además de recomendarte que realices el experimento del Péndulo Jedi, aunque sea –como todos los cuadros de color– opcional para seguir la serie, hoy introduciremos el tercer tipo de cuadro, además de los experimentos y ampliaciones, que emplearemos a lo largo del Bloque: los cuadros verdes de desafío.

La idea, en general, será la siguiente: te plantearé un problema, ya sea numérico o lógico, que puede ser resuelto con lo que has aprendido hasta el momento; la respuesta se dará en el siguiente artículo. Como cada entrada del Bloque se publica un par de semanas después de la anterior, debería darte tiempo de sobra para pensar sobre el asunto y llegar a una respuesta. El objetivo es que te demuestres a ti mismo lo que sabes, no que nos lo demuestres a los demás, de modo que te pido que no des la respuesta en comentarios. Y, como hacen falta dos semanas para que veas la respuesta, no te rindas fácilmente.

En Ciencia, cualquier teoría debe ser falsable, es decir, debe haber algún tipo de experimento que, si se verificase, demostraría que la teoría es falsa y que hace falta buscar otra nueva. Dicho en otros términos, si de una afirmación se sigue necesariamente una conclusión, pero observamos que la conclusión es falsa, entonces la afirmación inicial debe necesariamente ser falsa. Esto no sólo es aplicable a las teorías científicas, sino a muchas otras cosas… como el desafío de hoy, que es un entrenamiento más de este modo de razonar que del conocimiento que has adquirido.

De modo que, tanto en éste como en posteriores desafíos, analiza las consecuencias que se derivan de la afirmación que estás cuestionando como verdadera o falsa; si una sola de esas consecuencias es imposible, la afirmación es falsa. Este modo de pensar y de demostrar la falsedad de algo es muy común en Ciencia, y volveremos a él a menudo a lo largo de éste y otros Bloques.

En la próxima entrada del Bloque hablaremos de cómo la fuerza de Coulomb origina el movimiento de cargas: la corriente eléctrica.

Para saber más:

• Ley de Coulomb / Coulomb’s Law
• Electrización / Electrification

Como tantas invenciones de la serie, se trata de algo realmente ingenioso (o no estaríamos hablando de él) y, como tantas otras veces, su descubrimiento fue accidental. Porque las claves del funcionamiento del jabón tienen que ver con la Química en general, y la Química Orgánica en particular, pero los seres humanos lo venimos utilizando desde hace milenios, comprendiendo su utilidad pero no el porqué de esa utilidad.

Para entender cómo y por qué el jabón funciona, hace falta en primer lugar recordar los conceptos de solubilidad y polaridad, algo que haremos aquí con un ejemplo lo más sencillo posible, y relacionado con lo que nos ocupa.

Imaginemos, ínclito lector de El Tamiz, que te has dado un buen chapuzón en el mar y, tras secarte al Sol, tu piel está cubierta de sal marina –en su mayor parte, cloruro de sodio, NaCl–. Librarte de esa costra de sal es muy fácil: no tienes más que darte un baño en una piscina de agua dulce, o darte una ducha rápida, y listo. Pero ¿qué está pasando realmente sobre tu piel?

Las moléculas de sal (de cloruro sódico o de cualquiera de las otras sales presentes en el océano) son moléculas polares. Si no has leído Conoce tus elementos y no sabes lo que son las capas electrónicas, te recomiendo que le des un repaso antes de seguir; el enlace formado entre el átomo de sodio y el de cloro se produce porque el sodio, con once protones y once electrones, si se libra de ese electrón tiene diez electrones, dos en la primera capa y ocho en la segunda, con lo que es estable. Y el cloro, por su parte, tiene diecisiete protones y otros tantos electrones, con lo que es estable si consigue un electrón más. Por lo tanto, al unirse ambos, el sodio cede su “electrón de sobra” al cloro, y ambos tan contentos. Pero entonces, el sodio tiene once protones y sólo diez electrones, con lo que queda cargado positivamente, y al cloro le sucede lo contrario. La consecuencia es que, dicho mal y pronto, ambos iones se quedan “pegados”.

Pero, aunque considerados juntos la carga positiva y la negativa estén en equilibrio (28 protones y 28 electrones), una parte del NaCl tiene carga positiva (el sodio) y la contraria tiene carga negativa. Es decir, hay un polo positivo y otro negativo, eléctricamente hablando. En términos del bloque de Electricidad que hemos empezado, la carga roja y la verde del NaCl están desdobladas. De hecho, esto es lo que hace que la sal forme cristales tan fácilmente, porque los iones van formando una especie de armazón –en este caso, de forma cúbica– que puede llegar a ser bastante grande, “enganchados” unos a otros por las cargas opuestas. Pero eso no es lo que nos interesa aquí; lo importante es que el NaCl, y el resto de sales del océano, son polares.

El caso del agua (H₂O) es diferente, pero no tanto como pudiera parecer. El enlace entre los hidrógenos y el oxígeno es en este caso un enlace covalente, en el que cada par de átomos comparte electrones; cada hidrógeno comparte uno con el oxígeno, con lo que el oxígeno (que tiene ocho protones y los mismos electrones) gana dos electrones y, con diez, tiene una configuración estable. Y lo mismo hace el oxígeno, que comparte un electrón con cada hidrógeno, de modo que cada H tiene dos electrones (en vez de uno, como antes de unirse al oxígeno), la configuración electrónica del helio, que también es estable. Una vez más, todos contentos, sólo que esta vez, en lugar de que un átomo “regale” electrones al otro, los átomos comparten los electrones como iguales.

¿Como iguales? No tanto. Como sabes si has leído Conoce tus elementos (o si tienes ciertas nociones de Química), el oxígeno es uno de los elementos más electronegativos –más “hambrientos de electrones”–; tan sólo el flúor le gana en ese aspecto. El hidrógeno también tiene “hambre de electrón” para ser estable, pero ni de lejos tanto como el oxígeno. Como consecuencia, aunque nominalmente compartan esos electrones, en la realidad los electrones pasan bastante más tiempo cerca del oxígeno que de los hidrógenos, y al final sucede algo parecido al caso del NaCl (aunque no tan exageradamente): que el extremo de la molécula de agua donde están los hidrógenos tiene carga ligeramente positiva, y el del oxígeno, ligeramente negativa. Una vez más, cargas “desdobladas”.

¿Qué pasa entonces cuando te das esa ducha? Que el sodio se ve atraído por el extremo del oxígeno del H₂O, y lo contrario le sucede al cloro: se ve atraído por los hidrógenos cargados positivamente. Como consecuencia, según el agua fluye sobre tu piel, va “atrapando” la sal que había en ella: la sal se disuelve en el agua. Lo mismo sucede con cualquier otra molécula polar que pueda ensuciar tu piel, tu pelo o tu ropa.

Pero ¿qué hay de las moléculas que no son polares? El ejemplo más fácil es el aceite: al tratarse de moléculas no polares (apolares), se disuelven muy mal en agua, porque el truco de “pegar la parte negativa con la positiva y viceversa” no funciona en absoluto. De ahí que, como sabes, el agua y el aceite sean inmiscibles, y si te manchas la piel con aceite y te das una ducha, sigues estando resbaladizo y grasiento. Y la solución no es mantenerse alejado del aceite, porque lo mismo le sucede a las demás grasas, como el sebo, la mantequilla, la grasa de nuestra propia piel y pelo… ¿Cómo librarse de ellas? Es un verdadero problema, porque muchas de las cosas que nos ensucian son grasas de un tipo u otro.

Para lograrlo hay dos soluciones: una es conseguir un disolvente que logre disolver, por ejemplo, el aceite. Para eso es necesario un disolvente apolar, como el propio aceite: por ejemplo, el cloroformo. Las desventajas de este sistema son que muchos de ellos son tóxicos en sí mismos o desprenden vapores que lo son, y que para producirlos hace falta una industria química relativamente avanzada (algo que nuestros antepasados no tenían). Pero hay otra solución mucho más ingeniosa.

La sal, por ejemplo, no se disuelve en aceite porque las moléculas de sal son polares y el aceite no lo es. Pero sí se disuelven en agua por lo contrario. Lo ideal sería, entonces, tener una molécula que fuera polar (y se disolviera en agua) y también apolar (para que se disolviera en aceite); pero esto, claro, es contradictorio… salvo que tengamos una molécula con una parte similar a la sal (polar) y otra similar al aceite (apolar), con la suficiente distancia entre ellas como para que, al exterior, le parezcan moléculas distintas, aunque estén unidas por una cadena de átomos más o menos larga que las mantenga unidas.

Este dibujo (que no representa ninguna molécula concreta ni pretende seguir el menor convenio de química orgánica ni tener ningún rigor) tal vez te aclare lo que quiero decir:

En algunos casos, la parte polar tendrá tanto un polo positivo como otro negativo, y en otras ocasiones sólo tendrá uno de ellos, pero el resultado es el mismo: que esa parte se disuelve muy bien en agua. Una molécula así podría disolverse en aceite y en agua al mismo tiempo. El extremo de la derecha puede disolverse en agua (es hidrófilo), y el de la izquierda no, es hidrófobo, pero al ser apolar puede disolverse en aceite, o en mantequilla. Y lo normal sería que cada extremo se fuera por su lado, disuelto en el disolvente que mejor le viene… pero, como ambos extremos están unidos porque son, al fin y al cabo, parte de la misma molécula, estamos uniendo el agua con la mantequilla sin posibilidad de separación:

Si mis manos estuvieran, por ejemplo, cubiertas de mantequilla, podría mojarlas (pero el agua no se uniría a la mantequilla), y entonces añadir este tipo de moléculas, con lo que tendría una especie de ménage à trois entre la mantequilla, esta extraña molécula y el agua. Como normalmente habrá bastante más agua que mantequilla, lo que sucedería es que estas moléculas formarían auténticos “corrales”, encerrando la mantequilla en pequeñas burbujas unidas por muchas de ellas al agua circundante. Y, cuando luego me aclarase la mano con abundante agua, al llevarse el resto del agua sobre mi piel, el agua se llevaría consigo la extraña molécula unida a ella, y la extraña molécula se llevaría la mantequilla, con lo que me habría librado, por fin, de la grasa que cubría mi piel.

Estas “moléculas extrañas” que por un lado son polares y se disuelven en disolventes polares (como el agua) y por el otro son apolares y se disuelven en disolventes apolares (como el aceite) se llaman moléculas anfipáticas o anfifílicas. Hay varios tipos pero, como ya te habrás imaginado a estas alturas, especialmente tras el ejemplo de las manos y la mantequilla, el jabón es una de ellas. Ah, pero ¿cómo demonios consigue uno una molécula tan peculiar?

Evidentemente, hay muchas maneras de hacerlo, pero hay una especial por lo relativamente sencillo que resulta con una tecnología no demasiado avanzada. Ya sé que, al principio, puede parecer imposible obtener una molécula así según el proceso que voy a describir salvo que uno tenga conocimientos de Química bastante extensos pero, como veremos luego, la casualidad a veces sorprende.

Como seguro que sabes si tienes nociones de Química, cuando un ácido y una base reaccionan, se produce una sal y otras moléculas (como agua). Existe un tipo especial de reacciones ácido-base de este tipo, en química orgánica, en la que el ácido es un ácido graso y la base es un hidróxido (por ejemplo, NaOH o KOH); se trata de reacciones de saponificación, y el resultado es una sal, pero no cualquier tipo de sal: una sal cuya molécula es bastante larga, y uno de cuyos extremos es polar e hidrofílico, mientras que el otro es apolar e hidrofóbico. ¿Te suena? Esta sal es un jabón.

¿Dónde conseguir los dos ingredientes esenciales para producir estas sales tan peculiares, si no se dispone de una industria química avanzada? Del hidróxido de potasio, KOH, también llamado potasa cáustica, ya hemos hablado anteriormente en El Tamiz: no es difícil obtenerlo a partir de la potasa producida mediante cenizas vegetales. El hidróxido de sodio, que es una base más fuerte, es más difícil de obtener, de modo que no sería empleado hasta bastante más tarde. Respecto a los ácidos grasos, ahí no hay problema, pues se pueden obtener a partir de muchas grasas animales o vegetales, especialmente al hacerlas reaccionar con… ¡sorpresa!, un hidróxido de sodio o potasio, por ejemplo.

Con lo que, por un lado, los ingredientes básicos para producir un jabón han estado con nosotros casi desde siempre: hemos dispuesto de cenizas vegetales y grasas desde los albores del tiempo. Pero, por otro lado, hace falta que –por casualidad o intencionadamente– alguien realice el proceso adecuado. Dicho mal y pronto, hace falta “cocinar” la grasa con el hidróxido, de modo que se produzca la reacción de saponificación. Si lo que reaccionase fuera directamente el ácido graso, se produciría simplemente jabón (la sal), pero cuando lo que reacciona es la grasa, se obtiene un producto adicional, la glicerina, de un modo parecido al siguiente:

Grasa saponificable + Hidróxido → Jabón + Glicerina

Por ejemplo, si el hidróxido es KOH, se puede obtener la sal palmitato de potasio (C₁₆H₃₁KO₂) junto con la glicerina, y esa sal es un jabón (de la glicerina hablaremos dentro de un momento). La molécula de palmitato potástico es, como debe ser, una larga cadena, con un extremo polar (un oxígeno con carga negativa y el potasio con carga positiva) y otra apolar. Pero, aunque los ingredientes no sean muy raros y el proceso no sea complejo, ¿a quién se le ocurre cocinar grasa con potasa cáustica en una olla?

No lo sabemos. Se trata, desgraciadamente, de algo tan antiguo que sólo podemos guiarnos por escritos y recetas, y únicamente podemos especular acerca de la mente (o mentes, en diversos lugares) con el suficiente ingenio para probar algo así, si no se trató de pura casualidad. Dado que la Química no se había desarrollado aún, parece casi seguro que la casualidad tuvo que desempeñar un papel más o menos grande: incluso si alguien se dedicó a mezclar diversas sustancias para ver los resultados, no era posible predecir lo que iba a suceder en este caso. En mi opinión, no fundada en nada sólido, lo más probable es que la casualidad produjese alguna sustancia jabonosa, y luego el proceso fuera mejorado y realizado de manera sistemática.

Existen menciones de recetas, procesos y sustancias relacionados con el jabón desde hace milenios. Una receta encontrada en una tablilla babilónica de alrededor de 2200 a.C. habla de mezclar agua, aceite de cassia y una sal alcalina, lo que produciría sin duda una sustancia jabonosa y nos hace pensar que los babilonios de la época ya empleaban el jabón, aunque no sabemos para qué (puede haber sido para lavar ropas, para el pelo, o para lavar su piel). Los egipcios también lo conocían: el papiro de Ebers, de 1550 a.C., también menciona sustancias básicas y grasa combinadas para producir una sal jabonosa. El Antiguo Testamento tiene un par de menciones acerca de lavarse con sosa o jabón, aunque no está claro exactamente a qué se refiere.

Los griegos clásicos, por el contrario, no tienen mención alguna del jabón ni de recetas para producirlo. Los romanos tampoco lo conocieron durante siglos, y parece que lo conocieron por primera vez a través de los galos. El nombre latino de la sustancia era sapo –el origen de saponificación, el nombre inglés soap, y a través del romance sapone nuestro xabón, jabón–, que a su vez parece tener su origen en una palabra muy parecida de algún idioma germánico o céltico.

De vez en cuando se lee por ahí una supuesta leyenda clásica acerca del origen del jabón. De acuerdo con la leyenda, en las laderas del monte Sapo se realizaban sacrificios de animales. Cuando llovía, la ceniza de los fuegos de los altares se mezclaba con la grasa de los sacrificios, de modo que el jabón resultante llegaba a un arroyo cercano y las mujeres que allí lavaban la ropa descubrieron que podían lavar mucho mejor utilizando esa resbaladiza sustancia.

Existen varias razones por las que esta supuesta “leyenda romana” no tiene sentido (no me refiero a que la leyenda no describa hechos reales, sino a que no se trata de una leyenda clásica sino de algo inventado posteriormente). En primer lugar, no hay mención en los textos latinos de ningún monte Sapo, ni real ni legendario. En segundo lugar, la primera mención de la palabra sapo no se produce en textos romanos hasta el siglo I d.C., algo impensable si el jabón fuera algo conocido desde tiempos legendarios. Finalmente, conocemos bastante bien el origen no latino de sapo gracias a los propios romanos. Plinio el Viejo lo describe por vez primera en el libro XXVIII de su Naturalis Historia, alrededor de 77 d.C.:

Prodest et sapo, Galliarum hoc inventum rutilandis capillis. Fit ex sebo et cinere, optimus fagino et caprino, duobus modis, spissus ac liquidus, uterque apud Germanos maiore in usu viris quam feminis.

Es decir, más o menos (corregidme sin misericordia los que sabéis latín):

También está el jabón, una invención de los Galos para hacer brillar su pelo. Se hace con sebo y cenizas, idealmente con cenizas de haya y grasa de cabra, y hay dos tipos, sólido y líquido; entre los Germanos, ambos tipos son usados más comúnmente por los hombres que por las mujeres.

Como ves, al principio el jabón les parecía a los romanos una exótica sustancia cuyo uso principal nada tenía que ver con la higiene. Hizo falta más de un siglo para que su uso se extendiese, y sólo hasta cierto punto. Tanto Galeno como el posterior Priscianus recomiendan su uso para lavar el cuerpo, y éste último hace incluso mención de una profesión, saponarius, dedicada específicamente a cocinar grasa con una base para obtener jabón. Eso sí, me imagino que los procesos más primitivos de fabricación, dependiendo del tipo de grasa y el filtrado posterior, debían de crear jabones de olor probablemente poco agradable y bastante agresivos, aunque la base del proceso se mantuviera durante siglos.

Tras la caída del Imperio de Occidente también decayó el uso del jabón, y hay que esperar hasta alrededor del año 1000 para que vuelvan a aparecer menciones de la sustancia y su proceso de fabricación en Europa. Con el tiempo, aunque la base del proceso se mantuviera, se fueron refinando los resultados, tanto por la elección de la grasa inicial como por los filtrados posteriores a la saponificación.

En 1776, el sueco Karl Wilhelm Scheele identificó por primera vez el otro producto de la saponificación de las grasas además del jabón, la glicerina, “el principio dulce de las grasas”, ya que forma parte de muchas de ellas y, efectivamente, tiene un sabor dulce. Sin embargo, fue el francés Michel Eugene Chevreul quien, a principios del XIX, describió con detalle la reacción completa, mediante la cual, como hemos dicho antes, el hidróxido “rompe” la molécula de grasa, obtiene el ácido graso y la glicerina, y luego reacciona con el ácido para formar el jabón. Y esta glicerina resultaba dar, de acuerdo con la cantidad que hubiera en el producto final, propiedades interesantes a los jabones.

Molécula de glicerina (imagen de dominio público).

Además de proporcionar una textura suave al jabón, la glicerina o glicerol (C₃H₅(OH)₃), este “principio dulce”, tiene una propiedad fundamental que la hace muy útil: es una molécula muy higroscópica, es decir, se solubiliza muy fácilmente en agua y tiene una gran “sed” de este líquido. De ahí que se utilice en muchísimos procesos de nuestra industria química, pero en el caso que nos ocupa, esta propiedad hace que un jabón que contenga, además de la sal jabonosa propiamente dicha, una cantidad razonable de glicerina, sea menos agresivo para la piel. Para empezar, la propia textura de la glicerina es sedosa y suave. Pero además, la glicerina está tan “sedienta de agua” que, al estar en contacto con el aire, se une a las moléculas de vapor de agua presentes, con lo que se vuelve húmeda muy rápidamente. Un jabón sin glicerina es mucho más “seco”.

Con el tiempo, a la base fundamental del jabón (la molécula de jabón propiamente dicha, para eliminar grasas y otros compuestos orgánicos apolares, y la glicerina para hidratar) se le fueron añadiendo otras sustancias, para conseguir beneficios adicionales. Un ejemplo evidente es la presencia, en casi todos los jabones, de algún tipo de perfume. También se pueden añadir metales pulverizados, como titanio o aluminio, que producen reacciones de oxidación-reducción sobre la piel de las bacterias, “robándoles” electrones, de modo que el jabón se convierte en un agente antibacteriano eficaz.

Por cierto: aunque la adición de sustancias antibacterianas hagan del jabón un antiséptico eficaz, llevamos usándolo de ese modo desde mucho antes de que se le añadiera nada “extra”, lo que significa que sus propiedades antisépticas no pueden depender únicamente de los añadidos posteriores. Sin embargo, no he hallado ninguna mención de por qué el jabón, puro y duro, mata bacterias. ¿Es simplemente una acción mecánica, al unirse al agua y las sustancias orgánicas, que “arrastra” la mayor parte de las bacterias tras amarrarse a los lípidos de la membrana? ¿O la acción antiséptica del jabón antiguo es un mito? Me temo que algún químico o biólogo tiene que subir a la palestra, porque a mí esta pregunta me viene grande.

Además de su utilidad para eliminar moléculas orgánicas apolares que no se disolverían por sí mismas en agua, el jabón tiene otra propiedad fundamental que resulta imposible de ignorar si lo usas: al añadir jabón al agua, el líquido resultante forma burbujas con gran facilidad. Cuando se añade aire (agitando el agua jabonosa, por ejemplo) se produce espuma, que no es más que un número muy grande de pequeñas burbujas de aire con paredes de agua jabonosa.

Este comportamiento del agua jabonosa se debe a que las moléculas de jabón –como otras además de ellas– son tensoactivas o surfactantes, es decir, modifican la tensión superficial del líquido al que se añaden. Para hablar de esto en detalle harían falta artículos específicos acerca de la tensión superficial y otras cosas, pero si has comprendido más o menos los tristes dibujos de arriba con la molécula anfipática “enganchada” al agua, como si de un arpón se tratara, puedes entender el fundamento básico de esta propiedad.

Burbuja de jabón (Mila Zinkova / Licencia CC Attribution Sharealike 3.0)

Al “clavar” tantas moléculas de jabón sobre el agua, la superficie del líquido pierde cohesión, ya que muchas moléculas de H₂O ya no están unidas entre sí por la interposición de las moléculas de jabón, es decir, disminuye la tensión superficial. Seguro que has notado esto si, sobre agua con algo de aceite, dejas caer una gota de cualquier detergente. El agua jabonosa puede llegar a tener una tensión superficial tres veces menor que el agua sin jabón.

Y, aunque parezca contradecir la intuición, esta disminución de la tensión superficial permite la formación de burbujas más fácilmente. El agua sin jabón también forma burbujas cuando se agita (como se ve, por ejemplo, bajo una pequeña cascada en un arroyo), pero las burbujas desaparecen muy rápido porque las moléculas de agua “tiran” unas de otras hasta volver al redil del líquido. Sin embargo, si la superficie del agua tiene “clavadas” las moléculas de jabón y la tensión superficial es menor, este proceso se hace mucho más lento: no es que el jabón aumente la fuerza de la pared de la burbuja (¿cómo iba a hacerlo, si disminuye la tensión superficial?), como a veces se oye por ahí. Cuando oyes algunas explicaciones, parece como si la burbuja tuviera que ser fuerte para “contener el aire” de dentro… pero la presión del aire de dentro no es más grande que la de fuera, y esto no es un globo.

El jabón estabiliza la pared de la burbuja, evitando hasta cierto punto que las propias moléculas de agua se junten de nuevo para formar una o muchas gotas. También ralentiza la evaporación, ya que la superficie de agua expuesta al aire es más pequeña, pero esta contribución a la estabilidad de las burbujas es mucho menos importante que la otra.

De hecho, hoy en día las propiedades tensoactivas son tan valoradas que se emplean moléculas con ese propósito específico. Aunque, como siempre en la serie, lo que más nos interesa es el funcionamiento básico del invento y su origen histórico, y no tanto los desarrollos más modernos, no puedo dejar de mencionar algunas cosas sobre los jabones modernos, porque si miras el envase de cualquier champú, pasta de dientes o jabón líquido (no tanto las pastillas tradicionales de jabón) verás que hay un par de ingredientes que se repiten muy a menudo.

En primer lugar, seguro que casi siempre verás uno de estos dos ingredientes: Sodium laureth sulfate (CH₃(CH₂)₁₀CH₂(OCH₂CH₂)_nOSO₃Na), donde “n” puede tomar varios valores, porque se trata de una cadena de longitud variable) o Sodium lauryl sulfate, (C₁₂H₂₅SO₄Na). En ambos casos se trata de sales con moléculas muy largas, y uno de cuyos extremos es polar, mientras que el otro es apolar. Sí, si… son nombres sofisticados, pero sigue siendo jabón (aunque en este caso no sé cómo los producen, se agradece información adicional). Observa los diagramas simplificados de ambas moléculas, y cómo en ambos casos, en un extremo hay un oxígeno cargado negativamente cerca de un sodio cargado positivamente, una larga cadena y otro extremo sin carga:

Sodium laureth sulfate (imagen de dominio público).

Sodium lauryl sulfate (imagen de dominio público).

Estas dos moléculas son surfactantes muy eficaces, de modo que se usan más frecuentemente cuando se quiere un producto que forme mucha espuma que dure mucho tiempo. Son los equivalentes modernos del palmitato de potasio primitivo que mencionamos antes. También verás, casi con seguridad, un equivalente de la glicerina. A veces será el propio glicerol, a veces compuestos que lo contienen, y a veces será una molécula llamada propilenglicol, propano-1,2-diol o, en los ingredientes de los jabones, Propylene glycol.

Esta molécula (C₃H₈O₂) desempeña el mismo papel que el glicerol, y se emplea a menudo en vez de él en los jabones modernos (aunque siga usándose también la glicerina): es un muy potente humectante, es decir, tiene las mismas propiedades higroscópicas, la misma “sed de agua” que la glicerina, con lo que proporciona un carácter hidratante al jabón.

Propilenglicol (imagen de dominio público).

De modo que, sí, hoy en día tal vez tengamos jabones de agradable olor, con moléculas bastante más complejas que el palmitato de potasio y similares, fabricados (en la industria, claro, porque sigue habiendo gente que los fabrica de manera tradicional)… pero bien podríamos seguir produciéndolo, como los galos, con sebo y cenizas, ¡pero eso sí, idealmente con cenizas de haya y grasa de cabra!

Para saber más:

• Jabón / Soap
• A short history of soap
• Saponificación / Saponification