Foto por: Henry McIntosh
Si hay una molécula excepcionalmente interesante entre aquellas que conocemos en el universo, dentro de las conocidas como materia inerte, sería la molécula de agua. Es tan peculiar, sencilla y “pequeña” que está formada tan sólo por la unión de dos átomos de hidrógeno a uno de oxígeno, y cuya fórmula química es H2O. Mas cuando se agrega a otras moléculas iguales, forma lo que comúnmente conocemos como “agua”, sustancia de la que hablaré a lo largo de todo el artículo (haciendo siempre referencia a su estado puro y no como solvente universal), intentando explicar cómo se presenta en estado sólido y qué anomalías muestra en dicho estado.
El agua como sustancia es inerte, es decir, sin vida; aunque irónicamente su importancia sea crucial para la existencia de la misma. Pese a ser neutra en su constitución, es polar, puesto que el enlace covalente que se forma entre el oxígeno y el hidrógeno hace que el átomo de oxígeno atraiga a los electrones con un poco más de fuerza que el de hidrógeno. Esto provoca un pequeño desplazamiento en las cargas de la molécula formando un dipolo. Dicha propiedad resulta fundamental para entender el enlace de puente de hidrógeno (enlace intermolecular) que se da entre las moléculas de agua. A presión estándar de 1 atmósfera y temperatura ambiente de unos 23 ºC tiene un volumen aproximado de 2,33 x 10-23 cm3 y una densidad de 1 gm/cm3. Valores muy altos para una molécula de esta sencillez que la diferencia de otras moléculas similares.
Para encontrar su origen, tenemos que remontarnos al del propio universo compuesto del átomo más sencillo que se conoce: el hidrógeno. Éste átomo se originó en los primeros instantes del Big Bang mediante un proceso llamado bariogénesis. Posteriormente, con la evolución del mismo y la formación de las primeras estrellas, comenzaron a originarse los átomos de oxígeno. Las estrellas, tras varios millones de años, explotan, liberando la carga química de su interior. Dado que estos átomos de forma aislada son muy reactivos, no les resultó muy difícil “juntarse” en el espacio para formar moléculas de agua. Tras esto, se produciría su condensación y, posteriormente, adoptarían los diferentes estados que se aprecian en los astros.
Pese a que el agua, para los seres vivos, resulta más importante en estado líquido, el estado sólido es igualmente interesante. Este último estado, conocido como hielo, supone la agregación de las moléculas de agua de manera que exhiban una gran cohesión, un mayor volumen que en su fase líquida y una forma definida. En concreto, el “hielo de agua” es una de las 17 fases cristalinas conocidas, que observamos comúnmente en este planeta, denominada como Ih o hielo hexagonal. Fase, además, donde los científicos en el año 2012, estudiando el cambio de agua líquida a hielo, descubrieron que en un intervalo de entre 275 a 475 moléculas de agua, la fase cambia de agrupaciones no estructuradas y amorfas, a cristalinas. Ósea que el número mínimo de moléculas de agua necesarias para formar un cristal de hielo en condiciones estándar de presión y temperatura era de 275.
Pero hay más, puesto que el agua en estado sólido no sólo forma 17 fases cristalinas. Añadido a estas, tiene una amplia gama de fases amorfas, donde destacaremos la cristalina meta estable fría o el agua amorfa de alta y baja densidad, aunque existen muchas más. La primera no es más que agua enfriada tan rápidamente que forma una estructura molecular más parecida al vidrio que al cristal; y el nombre de la segunda describe su principal característica, la densidad que presentan.
Finalmente tenemos los clatratos, estructuras sólidas que se encuentran en el fondo de los océanos. Por lo tanto, un clatrato de hielo es una estructura cuyas moléculas forman jaulas tridimensionales en cuyo interior se pueden atrapar moléculas no polares, tales como el metano, dióxido de carbono e hidrógeno entre otras.
¿Por qué todas estas anomalías le suceden al agua? Básicamente es debido a los puentes de hidrógeno que expliqué previamente. Este enlace es más débil que el enlace químico normal pero más fuerte que las interacciones moleculares de Van der Waals. Este tipo de pseudoenlaces dan lugar a un puzzle molecular que permite la formación de las diferentes fases anómalas del agua en estado sólido.
Y aquí no acabaría todo, dado que en la interfaz sólida-líquida aún nos depara sorpresas. Ya que por ejemplo, podemos encontrar agua que permanece en estado líquido por debajo de 0 ºC, debido a que lleva sales disueltas que retrasan la congelación. Sin embargo con el agua pura es todo un reto. Un equipo de investigadores españoles del CSIC alcanzó una nueva marca en 2018 al mantener agua pura en estado líquido a -43 ºC. Aparte del subenfriamiento, también encontramos agua superionizada, un “nuevo estado de la materia” respecto al agua que no se da en la Tierra pero que se piensa que podría ser una forma de agua presente en los mantos de Neptuno y Urano. Por eso, mientras las nuevas fases se van comprendiendo y describiendo de forma más exacta, a la ciencia seguro que le quedarán por descubrir una infinidad de posibles estructuras con propiedades únicas.
