Download biologia celular de solomon and more Summaries Private law in PDF only on Docsity!
26
2 Átomos y moléculas:
la base química de la vida
El agua es un requerimiento básico para todo tipo de vida. Un jaguar ( Panthera onca ), el felino más grande en el hemisferio occidental, hace una pausa para beber agua en un arroyo de la selva.
Frans Lanting/Minden Pictures
CONCEPTOS CLAVE
2.1 Carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno son los elemen- tos más abundantes en los seres vivos. 2.2 Las propiedades químicas de un átomo se determinan por sus electrones de más alta energía, conocidos como electrones de valencia. 2.3 Una molécula consta de átomos unidos entre sí por en- laces covalentes. Otros enlaces químicos importantes y muy fuertes son los enlaces iónicos. Los enlaces de hidrógeno y las interacciones de van der Waals son atracciones más débiles. 2.4 La energía de un electrón se transfiere en una reacción redox. 2.5 Las moléculas de agua son polares, tienen regiones de carga parcial positiva y otras de carga parcial negativa lo que les permite formar enlaces de hidrógeno entre sí y con otras sustancias polares. 2.6 Los ácidos son donadores de iones hidrógeno, las bases son aceptores de iones hidrógeno. La escala de pH es una medida conveniente de la concentración de iones hidrógeno de una disolución.
E
l conocimiento de la química es esencial para comprender a los organis- mos y cómo funcionan. Este jaguar y las plantas de la selva tropical, así como abundantes insectos y microorganismos que no se ven, comparten similitudes fundamentales en su composición química y en sus procesos metabólicos básicos. Estas similitudes químicas proporcionan una fuerte evidencia de la evolución de todos los organismos a partir de un ancestro común y explican en gran parte por qué lo que los biólogos aprenden estu- diando a las bacterias o a las ratas en laboratorios se puede aplicar a otros organismos, incluyendo a los seres humanos. Por otra parte, los principios químicos y físicos básicos que rigen los organismos no son exclusivos de los seres vivos, porque también se aplican a los sistemas inertes. El éxito del Proyecto del Genoma Humano y los estudios relacionados se basan en gran medida en la bioquímica y en la biología molecular , la química y la física de las moléculas que constituyen los seres vivos. Un bioquímico puede investigar las interacciones precisas entre los átomos y las moléculas de una célula que mantienen el flujo de energía esencial para la vida, y un biólogo molecular puede estudiar cómo interactúan las proteínas con el ácido desoxirribonucleico (ADN) con el fin de controlar la expresión de ciertos genes. Sin embargo, es esencial que todos los biólogos entiendan la química. Un biólogo evolutivo puede estudiar las relaciones
Átomos y moléculas: la base química de la vida 27
evolutivas al comparar el ADN de diferentes tipos de organismos. Un ecólogo puede estudiar cómo fluye la energía entre los organismos que viven en un estuario o monitorear los efectos biológicos del cambio de salinidad del agua. Un botánico puede estudiar compuestos únicos producidos por las plantas e incluso puede llegar a ser un “explorador químico”, buscando nuevas fuentes de agentes medicinales. En este capítulo, se establecen las bases para comprender cómo la estructura de los átomos determina la forma en que se forman los en- laces químicos para producir compuestos complejos. La mayor parte de nuestro análisis se centra en sustancias simples y pequeñas conocidas como compuestos inorgánicos. Entre los grupos de compuestos bioló- gicamente importantes de compuestos inorgánicos están el agua, mu- chos ácidos, bases y sales simples. Se presta especial atención al agua, la sustancia más abundante en los organismos y en la superficie de la Tierra, y se analiza cómo sus propiedades únicas afectan a los organis- mos vivos, así como a su entorno inerte. En el capítulo 3 se extiende el análisis a los compuestos orgánicos , que contienen carbono, son generalmente grandes y complejos. En todos los compuestos orgánicos hasta en los más simples, dos o más átomos de carbono están unidos entre sí formando la estructura, o esqueleto de la molécula.
2.1 ELEMENTOS Y ÁTOMOS
OBJETIVOS DE APRENDIZAJE
1 Mencionar los principales elementos químicos presentes en los seres vivos y proporcionar una función importante de cada uno. 2 Comparar las propiedades físicas (masa y carga) y la ubicación de los electrones, protones y neutrones. Distinguir entre el número atómico y el número de masa de un átomo. 3 Definir los términos orbital y capa electrónica. Relacionar las capas elec- trónicas con los niveles de energía principales.
Los elementos son sustancias que no se pueden dividir en sustancias más simples por medio de reacciones químicas ordinarias. Cada elemen- to tiene un símbolo químico : en general la primera letra o las primera y segunda letras del nombre del elemento en inglés o en latín. Por ejemplo, O es el símbolo del oxígeno, C del carbono, H del hidrógeno, N del nitrógeno, y Na del sodio (de la palabra en latín natrium ). Sólo cuatro elementos, oxígeno, carbono, hidrógeno y nitrógeno, son res- ponsables de más del 96% de la masa de la mayoría de los organismos. Otros, tales como calcio, fósforo, potasio y magnesio, están también constantemente presentes, pero en cantidades más pequeñas. Algunos elementos, como el yodo y cobre, se conocen como oligoelementos , ya que sólo son necesarios en cantidades muy pequeñas. En la TABLA 2- se enumeran los elementos que componen los organismos y se explica brevemente su función principal en plantas y animales. Un átomo se deine como la parte más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades químicas. Los átomos son demasiado peque- ños para ser visibles bajo el microscopio óptico. Sin embargo, con técnicas soisticadas (como la microscopia de efecto túnel, se hacen ampliicacio- nes tan grandes como 5 millones de veces) los investigadores han podido fotograiar las posiciones de algunos átomos en las moléculas grandes. Los componentes de los átomos son pequeñas partículas de mate- ria (todo lo que tiene masa y ocupa espacio), conocidas como partículas subatómicas. Los físicos han descubierto una serie de partículas subató- micas, pero para nuestros propósitos necesitamos considerar sólo tres: electrones, protones y neutrones. Un electrón es una partícula que porta
una unidad de carga eléctrica negativa; un protón porta una unidad de carga positiva, y un neutrón es una partícula sin carga. En un átomo eléctricamente neutro, el número de electrones es igual al número de protones. Los protones y los neutrones agrupados conforman el núcleo atómico. Sin embargo, los electrones no tienen una ubicación ija y se mueven rápidamente a través del espacio casi vacío que rodea el núcleo atómico.
Un átomo se identifica únicamente
por su número de protones
Cada elemento tiene un número ijo de protones en el núcleo atómico, conocido como el número atómico. Se escribe como un subíndice a la izquierda del símbolo químico. Así, 1 H indica que el núcleo del hidró- geno contiene 1 protón, y 8 O signiica que el núcleo del oxígeno con-
Funciones de los elementos en los organismos Elemento* (símbolo químico) Funciones OO Oxígeno Necesario para la respiración celular; presente en la mayoría de los compuestos orgánicos; componente del agua CC (^) Carbono Forma la estructura de las moléculas orgánicas; cada átomo de carbono puede formar cuatro enlaces con otros átomos HH Hidrógeno Presente en la mayoría de los compuestos orgánicos; componente del agua; el ion hidrógeno (H+) está implicado en algunas reacciones de transferencia de energía NN Nitrógeno Componente de proteínas y ácidos nucleicos; compo- nente de la clorofila en las plantas CaCa Calcio Componente estructural de los huesos y los dientes; el ion calcio (Ca^2 +) es importante en la contracción muscular, la conducción de impulsos nerviosos y la coagulación sanguínea; asociado con la pared celular de las plantas PP (^) Fósforo Componente de los ácidos nucleicos y de los fosfolípidos de las membranas; importante en las reacciones de transferencia de energía; componente estructural de los huesos KK (^) Potasio El ion potasio (K+) es el principal ion positivo (catión) en el citoplasma (tejido) de las células animales; im- portante en la función nerviosa; afecta la contracción muscular; controla la apertura de los estomas en las plantas SS Azufre Componente de la mayoría de las proteínas NaNa (^) Sodio El ion sodio (Na+) es el principal ion positivo (catión) en el líquido intersticial (tejido) de animales; impor- tante en el equilibrio de líquidos; esencial para la conducción de impulsos nerviosos; importante en la fotosíntesis en las plantas MgMg Magnesio Necesario en la sangre y otros tejidos animales; activa muchas enzimas; componente de la clorofila en las plantas ClCl (^) Cloro El ion cloruro (Cl−) es el principal ion negativo (anión) en el líquido intersticial (tejido) de animales; importante en el balance de agua; esencial para la fotosíntesis FeFe (^) Hierro Componente de la hemoglobina en los animales; activa ciertas enzimas *Otros elementos se encuentran en muy pequeñas cantidades (trazas) en anima- les, plantas, o en ambos incluidos yodo (I), manganeso (Mn), cobre (Cu), zinc (Zn), cobalto (Co), flúor (F), molibdeno (Mo), selenio (Se), boro (B), silicio (Si) y algunos otros.
TABLA 2-
Átomos y moléculas: la base química de la vida 29
micas, por tanto son esencialmente intercambiables en las moléculas. Por lo general las moléculas que contienen radioisótopos se metaboli- zan y(o) se localizan en el organismo de manera similar a la de sus co- rrespondientes no radiactivos, y se pueden sustituir. Por esta razón, los radioisótopos tales como 3 H (tritio), 14 C y 32 P son herramientas de gran valor que se utilizan en la investigación, por ejemplo, para datar fósiles (vea la igura 18-10), rastrear rutas bioquímicas, determinar la secuencia de la información genética en el ADN (vea la igura 15-10), y entender el transporte de azúcar en las plantas. En medicina, los radioisótopos se utilizan tanto en el diagnóstico como en el tratamiento. La localización y/o el metabolismo de una sustancia tal como una hormona o un fármaco se pueden rastrear en el cuerpo marcando la sustancia con un radioisótopo tal como el car- bono-14 o el tritio. Los radioisótopos se utilizan para examinar el fun- cionamiento de la glándula tiroides, para proporcionar imágenes del
protón o de un solo neutrón. Los protones y los neutrones conforman casi toda la masa de un átomo. La masa de un electrón es tan sólo 1/ de la masa de un protón o de un neutrón. La masa atómica de un átomo es un número que indica aproxi- madamente cuánta materia contiene en comparación con otro átomo. Este valor se determina sumando el número de protones al número de neutrones y expresando los resultados en unidades de masa atómica o daltons.^2 La masa de los electrones se desprecia porque es muy pequeña. El número de masa atómica se indica con un superíndice a la izquierda del símbolo químico. La forma común del átomo de oxígeno, con 8 pro- tones y 8 neutrones en su núcleo, tiene un número atómico de 8 y una masa de 16 uma. Esto se indica con el símbolo 168 C. Las características de los protones, electrones y neutrones se resu- men en la siguiente tabla:
Masa Partícula Carga aproximada Ubicación Protón Positiva 1 uma Núcleo Neutrón Neutra 1 uma Núcleo Electrón Negativa Aproximadamente Fuera del núcleo 1/1800 uma
Los isótopos de un elemento difieren
en el número de neutrones
La mayoría de los elementos consisten de una mezcla de átomos con dife- rente número de neutrones y por lo tanto de masas diferentes. Estos áto- mos se llaman isótopos. Los isótopos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones y electrones, sólo varía el número de neutro- nes. Los tres isótopos de hidrógeno, 11 H (hidrógeno común), 12 H (deuterio), y 13 H (tritio), contienen 0, 1 y 2 neutrones, respectivamente. La FIGURA 2- muestra los modelos de Bohr de dos isótopos de carbono, 126 C y 146 C. La masa de un elemento se expresa como el promedio de las masas de sus isótopos (ponderados por su abundancia relativa en la naturaleza). Por ejemplo, la masa atómica del hidrógeno no es 1.0 uma, sino 1.0079 uma, lo que releja la presencia natural de pequeñas cantidades de deuterio y tritio, además de la mayor abundancia del hidrógeno común. Debido a que tienen el mismo número de electrones, todos los isóto- pos de un elemento dado tienen esencialmente las mismas características químicas. Sin embargo, algunos isótopos son inestables y tienden a des- integrarse, o a decaer, en un isótopo más estable (convirtiéndose por lo general en un elemento diferente); estos radioisótopos emiten radiación durante el proceso. Por ejemplo, la desintegración radiactiva del 146 C se pro- duce cuando un neutrón se desintegra para formar un protón y un electrón de rápido movimiento es emitido desde el átomo una forma de radiación, conocida como partícula beta ( b ). El átomo estable que resulta es la forma común del nitrógeno, 147 N. Utilizando instrumentos soisticados, los cien- tíicos pueden detectar y medir partículas b y otros tipos de radiación. La desintegración radiactiva también se puede detectar con un método cono- cido como autorradiografía , en la que la radiación produce el aspecto de granos de plata oscura sobre una película fotográica ( FIGURA 2-3 ). Debido a que todos los isótopos de un elemento dado tienen el mismo número de electrones, presentan las mismas características quí-
(^2) A diferencia del peso, la masa es independiente de la fuerza de gravedad. Sin
embargo, por conveniencia, se considerará que la masa y el peso son equivalen- tes. El peso atómico tiene el mismo valor numérico que la masa atómica, pero es adimensional.
Carbono-12 (^126 C) 6 (6p, 6n)
Carbono-14 (^14 C) (6p, 8n)
FIGURA 2-2 Isótopos El carbono-12 (^126 C) es el isótopo más común del carbono. Su núcleo contiene 6 protones y 6 neutrones, por lo que su masa atómica es 12. El carbono- (^146 C) es un raro isótopo radiactivo del carbono. Contiene 8 neutrones, por lo que su masa atómica es 14.
50 μm
Granos de plata concentrados
Peter J. Bryant/Biological Photo Service
FIGURA 2-3 Autorradiografía Los cromosomas de la mosca de la fruta, Drosophila melanogaster , que se muestran en esta micrografía óptica, se han cubierto con una película fotográfica en la que los granos de plata ( puntos oscuros ) se forman cuando el tritio (^3 H) que se ha incorporado en el ADN experimenta desintegración radiactiva. Las concentraciones de granos de plata ( flechas ) señalan la ubi- cación de moléculas específicas del ADN.
30 Capítulo 2
2 electrones. Puesto que es imposible conocer la ubicación de un elec- trón en un momento determinado, los orbitales se decriben con mayor precisión como “nubes de electrones”, áreas sombreadas, cuya densidad es proporcional a la probabilidad de que un electrón está presente allí en un momento determinado. La energía de un electrón depende del orbital que ocupa. Se dice que los electrones que se encuentran en orbi- tales con energía similar, están en el mismo nivel de energía principal , y conforman una capa electrónica (FIGURA 2-4). En general, los electrones en una capa electrónica con una distancia promedio mayor desde el núcleo tienen mayor energía que los que están en una capa cercana al núcleo. La razón es que se requiere energía para mantener alejado a un electrón (cargado negativamente) del núcleo (car-
lujo sanguíneo en las arterias que irrigan el músculo cardíaco, y para estudiar muchos otros aspectos del funcionamiento y la química del cuerpo. Ya que la radiación puede interferir en la división celular, los radioisótopos se han utilizado terapéuticamente en el tratamiento del cáncer, una enfermedad que con frecuencia se caracteriza por una rápida división celular.
Los electrones se mueven en orbitales que
corresponden a diferentes niveles de energía
Los electrones se mueven en regiones del espacio tridimensional (3-D) del átomo, denominadas orbitales. Cada orbital presenta un máximo de
Los electrones ocupan orbitales que corresponden a los niveles de energía.
(d) Átomo de neón (modelo de Bohr)
y
x
2 s y
x
y y
2 px 2 py 2 pz
(b) El segundo de los niveles de energía principal presenta cuatro orbitales, cada uno con un máximo de 2 electrones: un orbital esférico (2 s ) y tres orbitales en forma de mancuerna (2 p ) que forman ángulos rectos entre sí.
x x
x
z
y
1 s 2 s
2 py 2 px
2 pz
z^ Núcleo
z z z z
y
x
1 s
(a) El primero de los niveles de energía principal presenta un máximo de 2 electrones, ocupando un solo orbital esférico (llamado 1 s ). Los electrones que se muestran en el diagrama podrían estar presentes en cualquier lugar del área azul.
(c) Los orbitales principales del primer y segundo nivel de energía de un átomo de neón se muestran sobrepuestos. Observe que el único orbital 2 s más los tres orbitales 2 p forman la capa de valencia completa, con 8 electrones de neón. Compare este punto de vista más realista de los orbitales atómicos con el modelo de Bohr para el átomo de neón que se muestra a la derecha.
FIGURA 2-4 Animada Orbitales atómicos Cada orbital se representa como una “nube electrónica”. Las flechas etiquetadas con x , y y z forman los ejes imaginarios del átomo.
PUNTO CLAVE
32 Capítulo 2
Repaso
■ ¿Por qué un radioisótopo se puede sustituir por un átomo ordinario (no radiactivo) del mismo elemento, en una molécula? ■ ¿Qué tipo de fórmula química aporta más información? ■ ¿Cuántas partículas se podrían incluir en 1 g de átomos de hidrógeno?, ¿en 2 g de moléculas de hidrógeno?
2.3 ENLACES QUÍMICOS
OBJETIVO DE APRENDIZAJE 7 Distinguir entre enlaces covalentes, enlaces iónicos, enlaces de hidró- geno e interacciones de van der Waals. Compararlos en términos de los mecanismos por los que se forman y por sus fuerzas relativas.
Los átomos se mantienen unidos por fuerzas de atracción llamadas en- laces químicos. Cada enlace representa una cantidad dada de energía química. La energía de enlace es la energía que se necesita para romper un enlace químico. Los electrones de valencia establecen cuántos enla- ces se pueden formar de un átomo. Los dos tipos principales de enlaces químicos fuertes son los enlaces covalentes y los enlaces iónicos.
En los enlaces covalentes se comparten
los electrones
Los enlaces covalentes implican compartir electrones entre átomos de manera que cada átomo queda con su capa de valencia completa. Una molécula consta de átomos unidos por enlaces covalentes. Un ejemplo sencillo de este tipo de enlace covalente es el que une a dos átomos de hidrógeno en una molécula de hidrógeno gaseoso, H 2. Cada átomo de hi- drógeno tiene 1 electrón, pero se requieren 2 electrones para completar su capa de valencia. Los átomos de hidrógeno tienen igual capacidad para atraer electrones, de modo que no se donan electrones entre sí. En cambio, los dos átomos de hidrógeno comparten sus únicos electrones, así que el par de electrones compartidos son atraídos simultáneamente por los 2 protones de cada núcleo de hidrógeno. Los 2 electrones giran alrededor de ambos núcleos atómicos, formando así el enlace covalente que une los dos átomos. Del mismo modo, se pueden enlazar átomos diferentes con enlaces covalentes formando moléculas, el resultado es un compuesto covalente. Una manera sencilla de representar a los electrones en la capa de valencia de un átomo es utilizar puntos colocados alrededor del símbolo químico del elemento. Esta representación se llama estructura de Lewis del átomo, llamada así en honor de G. N. Lewis, químico estadounidense que desarrolló este tipo de notación. En una molécula de agua, dos áto- mos de hidrógeno están unidos covalentemente con un átomo de oxí- geno:
H + H + O H OH
El oxígeno tiene 6 electrones de valencia, cuando comparte electrones con los dos átomos de hidrógeno, completa su capa de valencia de 8. Al mismo tiempo, cada átomo de hidrógeno completa su capa de valencia de 2. (Observe que en la fórmula estructural HOOOH, cada par de electrones compartidos constituye un enlace covalente, que se repre- senta por una línea continua. Generalmente en una fórmula estructural se omiten los electrones no compartidos). El átomo de carbono tiene 4 electrones en su capa de valencia, cada uno de los cuales está disponible formando enlaces covalentes:
La cantidad de un elemento o compuesto cuya masa en gramos es equivalente a su masa atómica o molecular es de 1 mol ( mol ). Así, 1 mol de agua son 18 gramos (g), y 1 mol de glucosa tiene una masa de 180 g. El mol es un concepto muy útil porque permite hacer com- paraciones signiicativas entre los átomos y las moléculas de una masa muy diferente. La razón es que 1 mol de cualquier sustancia siempre tiene exactamente el mismo número de unidades , ya sea que estas unidades sean pequeños átomos o moléculas grandes. El gran número de unidades en un mol, 6.02 1023 , se conoce como el número de Avogadro en honor del físico italiano Amadeo Avogadro, quien fue el primero que lo calculó. Así, 1 mol (180 g) de glucosa contiene 6.02 1023 moléculas, al igual que 1 mol (2 g) de hidrógeno molecular (H 2 ). Aunque es imposible con- tar cada uno de los átomos y moléculas, un cientíico puede calcularlos simplemente pesando una muestra. Los biólogos moleculares por lo general tratan con valores más pequeños, ya sea milimoles (mmol, una milésima parte de un mol) o micromoles ( m mol, una millonésima parte de un mol). El concepto de mol también permite hacer comparaciones útiles entre las disoluciones. Una disolución 1 molar, que se representa por 1 M , contiene 1 mol de sustancia que se disuelve en un volumen total de 1 litro (L). Por ejemplo, se puede comparar 1 L de una disolución 1 M de glucosa con 1 L de una disolución 1 M de sacarosa (azúcar de mesa, una molécula más grande). Se diferencian en la masa del azúcar disuelto (180 g y 340 g, respectivamente), pero cada una de éstas tienen 6.02 1023 moléculas de azúcar.
Las ecuaciones químicas describen
reacciones químicas
En cualquier momento de la vida de un organismo —bacteria, hongo, o una mariposa—, ocurren muchas reacciones químicas complejas. Las reacciones químicas, como la reacción entre la glucosa y el oxígeno, se pueden describir por medio de ecuaciones químicas:
C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 6 CO 2 + 6 H 2 O + energía Glucosa Oxígeno Dióxido de carbono Agua
En una ecuación química, los reactivos , sustancias que participan en la reacción, generalmente se escriben en el lado izquierdo, y los produc- tos, sustancias formadas por la reacción, se escriben en el lado derecho. La lecha signiica “produce” e indica la dirección en la que ocurre la reacción. Los compuestos químicos reaccionan entre sí en formas cuantita- tivamente precisas. Los números que preceden a los símbolos o fórmu- las químicas (conocidos como coeicientes ) indican el número relativo de átomos o moléculas que reaccionan. Por ejemplo, 1 mol de glucosa que se quema al fuego o se metaboliza en una célula reacciona con 6 moles de oxígeno formando 6 moles de dióxido de carbono y 6 moles de agua. Se pueden realizar simultáneamente muchas reacciones en la di- rección inversa (hacia la izquierda) y en la dirección hacia delante (a la derecha). En equilibrio dinámico , las tasas de reacción directa e inversa son iguales (vea el capítulo 7). Las reacciones reversibles se indican con lechas dobles:
CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 Dióxido de carbono Agua Ácido carbónico
En este ejemplo, las lechas se dibujan con diferentes longitudes para in- dicar que cuando la reacción alcanza el equilibrio, habrá más reactivos (CO 2 y H 2 O) que productos (H 2 CO 3 ).
Átomos y moléculas: la base química de la vida 33
oxígeno pueden lograr estabilidad formando enlaces covalentes entre sí. Cada átomo de oxígeno tiene 6 electrones en su capa externa. Para esta- bilizarse, los dos átomos comparten dos pares de electrones, formando oxígeno molecular ( FIGURA 2-5b ). Cuando se comparten de esta manera dos pares de electrones, se hace referencia a un doble enlace covalente , que se representa con dos rectas paralelas continuas. De manera similar, se forma un triple enlace covalent e cuando se comparten tres pares de electrones entre dos átomos (que se representan por tres rectas paralelas continuas). El número de enlaces covalentes que generalmente forman los áto- mos de moléculas biológicamente importantes, se resume como sigue:
Átomo Símbolo Enlaces covalentes Hidrógeno H 1 Oxígeno O 2 Carbono C 4 Nitrógeno N 3 Fósforo P 5 Azufre S 2
La función de una molécula está relacionada con su forma Además de estar compuesta de átomos con ciertas propiedades, cada tipo de molécula tiene un tamaño característico y una forma geométrica general. Aunque la forma de una molécula puede cambiar (dentro de ciertos límites), las funciones de las moléculas en las células vivas se de- terminan en gran medida por sus formas geométricas. Una molécula que se compone de dos átomos es lineal. Las moléculas compuestas por más
C
Cuando un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno comparten electrones, se forma una molécula de metano compuesto covalente, CH 4 :
H H
H
H
C H H
H
H
o C
Estructura de Lewis Fórmula estructural
El átomo de nitrógeno tiene 5 electrones en su capa de valencia. Re- cuerde que cada orbital puede tener un máximo de 2 electrones. Por lo general, 2 electrones ocupan un orbital, dejando 3 electrones disponi- bles para compartir con otros átomos:
N
Cuando un átomo de nitrógeno comparte electrones con tres átomos de hidrógeno, se forma una molécula de amoníaco compuesto covalente, NH 3 :
H H H
N H H
H
o N
Estructura de Lewis Fórmula estructural
Cuando se comparten un par de electrones entre dos átomos, se hace referencia a un enlace covalente sencillo ( FIGURA 2-5a ). Dos áto- mos de hidrógeno comparten un único par de electrones. Dos átomos de
Los enlaces covalentes se forman cuando los átomos comparten electrones.
Oxígeno molecular (O 2 ) (se forma doble enlace)
Hidrógeno (H) Hidrógeno (H) Hidrógeno molecular (H 2 )
O O
o H H
Oxígeno (O) Oxígeno (O)
o
(b) Formación de un enlace covalente doble. En el oxígeno molecular, dos átomos de oxígeno comparten dos pares de electrones, formando un enlace covalente doble. Las líneas rectas paralelas en la fórmula estructural representan un enlace covalente doble.
(a) Formación de un enlace covalente simple. Dos átomos de hidrógeno alcanzan su estabilidad al compartir un par de electrones, formando así una molécula de hidrógeno. En la fórmula estructural de la derecha, la línea recta entre los átomos de hidrógeno representa un enlace covalente simple.
H H
OO O O
FIGURA 2-5 Compartición de electrones en compuestos covalentes
PUNTO CLAVE
Átomos y moléculas: la base química de la vida 35
El término molécula no explica de manera adecuada las propieda- des de los compuestos iónicos como el NaCl. Cuando el NaCl está en su estado cristalino sólido, cada ion está realmente rodeado por seis io- nes de carga opuesta. La fórmula más sencilla, NaCl, indica que los iones sodio y los iones cloruro están presentes en una proporción de 1:1, pero en realidad el cristal de sal no tiene moléculas discretas compuestas de iones de Na+^ y de Cl-. Los compuestos unidos por enlaces iónicos, tales como cloruro de sodio, tienen tendencia a disociarse (separarse) en sus iones componen- tes cuando se ponen en agua:
NaCl en H 2 O Na+^ + Cl– Cloruro de sodio ion sodio ion cloruro
plo, aunque el gas de cloro es un veneno, los iones cloruro (Cl−) son esenciales para la vida (vea la tabla 2-1). Debido a que sus cargas eléctricas son fundamentales en muchas interacciones biológicas, los cationes y los aniones participan en transformaciones energéti- cas dentro de la célula, como la transmisión de impulsos nerviosos, la contracción muscular, y muchos otros procesos biológicos ( FIGURA 2-8 ). Un grupo de átomos unidos covalentemente también se puede convertir en un ion ( ion poliatómico ). A diferencia de un solo átomo, un grupo de átomos puede aceptar o ceder protones (derivados de átomos de hidrógeno), así como electrones. Por lo tanto, un grupo de átomos se puede convertir en un catión si pierde 1 o más electrones o gana 1 o más protones. Un grupo de átomos será un anión si gana 1 o más electrones o pierde 1 o más protones. Se forma un enlace iónico como consecuencia de la atracción entre la carga positiva de un catión y la carga negativa de un anión. Un com- puesto iónico es una sustancia que consta de aniones y cationes unidos por sus cargas opuestas. Un buen ejemplo de cómo se forman los enlaces iónicos es la atrac- ción entre los iones sodio y los iones cloruro. Un átomo de sodio tiene 1 electrón en su capa de valencia. No puede completar su capa de valen- cia aceptando 7 electrones de otros átomos, ya que tendría una mayor carga negativa desequilibrada. En cambio, cede su único electrón de va- lencia a un átomo muy electronegativo, como el cloro, que actúa como un aceptor de electrones ( FIGURA 2-9 ). El cloro no puede ceder los 7 electrones en su capa de valencia, ya que entonces tendría una mayor carga positiva. En cambio, acepta un electrón de un donador de electro- nes (el sodio, en este ejemplo) para completar su capa de valencia. Cuando el sodio reacciona con cloro, el electrón de valencia del sodio se transiere por completo al cloro. El sodio se convierte en un ca- tión, con 1 unidad de carga positiva (Na+). El cloro se convierte en un anión, un ion cloruro con 1 unidad de carga negativa (Cl–). Estos iones se atraen entre sí como resultado de sus cargas opuestas. Esta atracción eléctrica en los enlaces iónicos los mantiene unidos formando NaCl, clo- ruro de sodio, o sal común de mesa.
Nervio
Fibra muscular
100 μm
Bloom and Fawcett Textbook of Technology
FIGURA 2-8 Iones y procesos biológicos Los iones sodio, potasio y cloruro son esenciales para que esta célula ner- viosa estimule a las fibras musculares, iniciando una contracción muscular. Los iones calcio se requieren en las células musculares para la contracción muscular.
11 electrones de sodio (Na)
17 electrones de cloro (Cl)
10 electrones del ion sodio (Na+) Cloruro de sodio (NaCl)
Disposición de átomos en un cristal de sal
18 electrones del ion cloruro (Cl–)
y
11 protones 17 protones
Cl–
Cl–
Na+
Na+
Cl– Na+ Na+
FIGURA 2-9 Animada Enlace iónico El sodio se convierte en un ion cargado positivamente cuando dona su elec- trón de valencia al cloro, que tiene 7 electrones de valencia. Con este electrón adicional, el cloro completa su capa de valencia y se convierte en un ion cloro con carga negativa. Estos iones sodio y cloro se atraen entre sí por sus diferentes cargas eléctricas, formando el compuesto iónico, cloruro de sodio.
36 Capítulo 2
Los enlaces de hidrógeno se forman y se rompen con facilidad. Aun- que de manera individual son relativamente débiles, en conjunto los en- laces de hidrógeno son fuertes cuando se encuentran en gran número. Además, tienen una longitud y orientación especíica. Como se verá en el capítulo 3, estas características son muy importantes en la determinación de la estructura 3-D de moléculas grandes como el ADN y las proteínas.
Las interacciones de van der Waals
son fuerzas débiles
Incluso las moléculas no polares son eléctricamente neutras, pueden de- sarrollar de forma momentánea regiones de carga positiva y negativa débiles. Estas leves cargas son consecuencia del movimiento constante de los electrones. Una región con un exceso temporal de electrones tendrá una carga ligeramente negativa, mientras que aquella con un déicit de electrones tendrá una carga ligeramente positiva (dipolo momen- táneo). Las moléculas adyacentes pueden interactuar con regiones de carga ligeramente opuesta. Estas fuerzas de atracción, llamadas interac- ciones de van der Waals , actúan a distancias muy cortas y son más dé- biles y menos especíicas que los demás tipos de interacciones que se han considerado. Éstas son más importantes cuando se producen en grandes cantidades y cuando la forma de las moléculas permite un contacto es- trecho entre los átomos. Aunque una sola interacción es muy débil, la fuerza de unión de un gran número de estas interacciones trabajando en conjunto puede ser importante.
Repaso
■ ¿Están todos los compuestos formados por moléculas? Explique. ■ ¿Cuáles son las formas en que un átomo o molécula se puede convertir en un anión o en un catión? ■ ¿Cómo difieren los enlaces iónicos y los covalentes? ■ ¿Bajo qué circunstancias pueden las fuerzas débiles, tales como los enlaces de hidrógeno y las interacciones de van der Waals desempeñar un papel importante en los sistemas biológicos?
2.4 REACCIONES REDOX
OBJETIVO DE APRENDIZAJE 8 Distinguir entre los términos oxidación y reducción y relacionar estos procesos con la transferencia de energía.
Muchas de las conversiones de energía que ocurren en una célula im- plican reacciones en las que se transieren electrones de una sustancia
En la forma sólida de un compuesto iónico (es decir, en ausencia de agua), los enlaces iónicos son muy fuertes. El agua, sin embargo, es un disol- vente ; como líquido es capaz de disolver muchas sustancias, particularmente aquellas que son polares o iónicas, debido a la polaridad de las molécu- las de agua. Las cargas parciales positivas (en los átomos de hidrógeno) y las cargas parciales negativas (en el átomo de oxígeno) en cada molécu- la de agua atraen y rodean a los aniones y a los cationes, respectivamente, de la supericie de un sólido iónico. Como resultado, el sólido se disuelve. Una sustancia disuelta se conoce como un soluto. En la disolución, cada catión y cada anión del compuesto iónico están rodeados por los extremos con cargas opuestas de las moléculas de agua. Este proceso se conoce como hidratación ( FIGURA 2-10 ). Los iones hidratados continúan interactuando entre sí hasta cierto punto, pero los enlaces iónicos que se forman momen- táneamente son mucho más débiles que los de un cristal sólido.
Los enlaces o puentes de hidrógeno
son atracciones débiles
Otro tipo de enlace importante en los organismos es el enlace de hi- drógeno. Cuando el hidrógeno se combina con el oxígeno (o con otro átomo relativamente electronegativo como el nitrógeno), adquiere una carga parcial positiva debido a que su electrón pasa más tiempo cerca del átomo electronegativo. Los enlaces de hidrógeno tienden a formarse en- tre un átomo con carga parcial negativa y un átomo de hidrógeno que está unido covalentemente al oxígeno o al nitrógeno ( FIGURA 2-11 ). Los átomos que participan pueden estar en dos partes de la misma molécula o en dos moléculas diferentes. Las moléculas de agua interactúan unas con otras permanentemente a través de la formación de enlaces de hidrógeno.
FIGURA 2-10 Animada Hidratación de un compuesto iónico Cuando se agrega el cristal de NaCl al agua los iones sodio y cloruro se separan. Cuando se disuelve el NaCl, cada ion de Na+ y Cl−^ se rodea de moléculas de agua que son atraídas eléctricamente por estos iones.
Sal
Na+^ Na+
Na+
Na+
O
O
O
O H
H
H H H
H^ OH
H H
OH H
H
Na+
Cl–
Cl–^ Cl– Cl– Cl– Cl–
Cl–
Cl–
- (^) – - -
+ + (^) +
+
**+
+**
+
**-
-** (^) **–
-**
+
FIGURA 2-11 Animada Enlace de hidrógeno Un enlace de hidrógeno ( línea de puntos ) se puede formar entre dos molécu- las con regiones de carga parcial diferente. Aquí, el átomo de nitrógeno de una molécula de amoníaco, se une mediante un enlace de hidrógeno con uno de los átomos de hidrógeno de una molécula de agua.
O N H
H
H
H
Enlace o puentes H de hidrógeno
Átomos electronegativos
38 Capítulo 2
El agua tiene un alto grado de tensión supericial debido a la co- hesión de sus moléculas, las cuales ejercen una mayor atracción entre sí que con otras moléculas del aire. Del mismo modo, las moléculas de agua en la supericie se atraen fuertemente entre sí, formando una capa que es atraída por las otras moléculas de agua que están debajo de ella ( FIGURA 2-15 ).
Las moléculas de agua interactúan con sustancias
hidrófilas mediante enlaces de hidrógeno
Debido a que sus moléculas son polares, el agua es un excelente disol- vente, siendo un líquido capaz de disolver muchos tipos de sustancias, especialmente las polares y los compuestos iónicos. Ya se ha analizado cómo las moléculas polares del agua atraen los iones de los compuestos iónicos para que se disocien (vea igura 2-10). Debido a sus propiedades de disolvente y a la tendencia de los átomos de ciertos compuestos a for- mar iones en la disolución, el agua juega un papel importante al facilitar las reacciones químicas. Las sustancias que interactúan fácilmente con el agua son hidróilas (“aines al agua”). Incluye ejemplos como el azúcar de mesa (la sacarosa, que es un compuesto polar) y la sal de mesa (el NaCl, un compuesto iónico), que se disuelven con facilidad en el agua. Sin em- bargo, no todas las sustancias en los organismos son hidróilas. Muchas sustancias hidrófobas (“repelen el agua”) que se encuentran en los seres vivos son especialmente importantes debido a su capacidad para formar agrupaciones o estructuras continuas. Las interacciones hidrófobas se producen entre grupos de moléculas no polares. Dichas moléculas son insolubles en agua y tienden a agruparse. Esto no se debe a la formación de enlaces entre las moléculas no polares, sino más bien al hecho de que las moléculas de agua unidas por enlaces de hidrógeno las excluyen y en un sentido hacen que se “agrupen entre sí”. Las interacciones hidrófo- bas explican por qué el aceite tiende a formar glóbulos cuando se añade al agua. Ejemplos de sustancias hidrófobas son los ácidos grasos y el co- lesterol, que se analizan en el capítulo 3.
El agua ayuda a mantener la temperatura estable
Los enlaces de hidrógeno explican la forma en que el agua responde a los cambios de temperatura. El agua existe en tres formas, que diieren en el grado de enlaces del hidrógeno: gas (vapor), líquido, y hielo, un sólido
Las moléculas de agua tienen una fuerte tendencia a adherirse a otras, propiedad conocida como cohesión. Ésta se debe a los enlaces de hidrógeno entre las moléculas. Debido a la naturaleza cohesiva de las moléculas de agua, cualquier fuerza ejercida sobre una parte de una columna de agua se transmite a la columna completa. El mecanismo principal del movimiento del agua en las plantas (vea el capítulo 35) depende de la naturaleza cohesiva del agua. Las moléculas de agua tam- bién muestran adhesión , que es la capacidad a adherirse a otros muchos tipos de sustancias, sobre todo aquellos con grupos cargados de átomos o moléculas en su supericie. Estas fuerzas adhesivas explican cómo el agua humedece las cosas. La combinación de fuerzas adhesivas y cohesivas se denomina ca- pilaridad, que es la tendencia del agua a moverse en tubos delgados, incluso contra la fuerza de gravedad ( FIGURA 2-14 ). Por ejemplo, el agua se mueve a través de espacios microscópicos entre las partículas del suelo a las raíces de las plantas por la acción capilar (capilaridad).
O
O
O
O
O (^) H
H H
H
H
H
H H
H H
FIGURA 2-13 Enlace de hidrógeno de las moléculas de agua Cada molécula de agua puede formar enlaces de hidrógeno ( líneas de pun- tos ) con un máximo de cuatro moléculas de agua vecinas.
(a) (b)
FIGURA 2-14 Capilaridad (a) En un tubo delgado, hay adhesión entre las moléculas de agua y la pared de vidrio del tubo. Entonces otras moléculas de agua dentro del tubo son “arrastradas” debido a la cohesión, que se debe a los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua. (b) En un tubo ancho, un porcentaje más pequeño de las moléculas de agua se pega en la pared de vidrio. Como resultado, la adhesión no es suficientemente fuerte como para superar la cohesión de las moléculas de agua por debajo del nivel superficial del recipiente, y el agua en el tubo sube sólo ligeramente.
FIGURA 2-15 Tensión superficial del agua Los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua son los responsables de la tensión superficial, que causa una especie de hoyuelos sobre la su- perficie cuando los insectos como los zapateros del agua ( Gerris ) caminan sobre ella. Los pelos finos del extremo de las patas de estos insectos forman “cojines” de aire que repelen el agua.
Dennis Drenner
Átomos y moléculas: la base química de la vida 39
agregada al sistema se utiliza en romper los enlaces de hidrógeno, y sólo se dispone de una parte de la energía caloríica para acelerar el movi- miento de las moléculas de agua, aumentando la temperatura del agua. Por el contrario, para que el agua líquida se convierta en hielo, deben formarse enlaces adicionales de hidrógeno, lo que hace que las molécu- las tengan menos libertad para moverse y liberar una gran cantidad de calor en el ambiente. El calor de vaporización , o cantidad de energía caloríica reque- rida para cambiar 1 g de una sustancia en fase líquida a la fase de vapor, se expresa en unidades llamadas calorías. Una caloría ( cal ) es la can-
cristalino ( FIGURA 2-16 ). Cuando el agua pasa de un estado a otro, los enlaces de hidrógeno se forman o se rompen. Para aumentar la temperatura de una sustancia se necesita agregar energía caloríica para hacer que sus moléculas se muevan más rápido, es decir, para aumentar la energía de movimiento, energía cinética, de las moléculas (vea el capítulo 7). El término calor se reiere a la canti- dad total de energía cinética en una muestra de una sustancia; la tempe- ratura es una medida de la energía cinética promedio de las partículas. Para que las moléculas se muevan más libremente, se deben romper algunos de los enlaces de hidrógeno del agua. Gran parte de la energía
212 °F 100 °C
50 °C
(a) Vapor de agua caliente que se evapora en el aire (gas)
(b) Agua (líquido)
(c) Hielo (sólido)
Barbara O’Donnell/Biological Photo Service
Gary R. Bonner
Woodbridge Wilson/National Park Service
32 °F 0 °C
FIGURA 2-16 Animada Tres formas del agua (a) Cuando el agua hierve, como en este manantial caliente en el Parque Nacional de Yellowstone, se rompen muchos enlaces de hidrógeno, formando vapor, que consiste en minúsculas gotas de agua. Si la mayor parte de los enlaces de hidrógeno restantes se rompen, las moléculas se mueven más libremente, como vapor de agua (un gas). (b) Las moléculas de agua en estado líquido continuamente forman enlaces de hidrógeno, los rom- pen, y vuelven a formar enlaces con otras moléculas. (c) En el hielo, cada molécula de agua participa en cuatro enlaces de hidrógeno con moléculas adyacentes, lo que resulta en una estructura regular, de malla cristalina con espacios uniformes entre sí.
Átomos y moléculas: la base química de la vida 41
En la FIGURA 2-17 se muestran los valores de pH de algunas sus- tancias comunes. Aunque existen algunos compartimientos muy ácidos dentro de las células (vea el capítulo 4), la mayor parte del interior de una célula animal o vegetal no es muy ácida ni muy básica, sino una mezcla esencialmente neutra de sustancias ácidas y básicas. Ciertas bacterias se adaptan a la vida en ambientes extremadamente ácidos (se analizan en el capítulo 25), pero un cambio sustancial en el pH es incompatible con la vida para la mayoría de las células. El pH de la mayoría de los tipos de células vegetales y animales (y de su entorno) normalmente oscila entre 7.2 y 7.4.
El pH es una medida conveniente de acidez
El grado de acidez de una disolución se expresa generalmente en térmi- nos del pH , que se deine como el logaritmo negativo (de base 10) de la concentración de iones hidrógeno (expresada en moles por litro):
pH = −log 10 [H+]
Los corchetes indican concentración, por lo tanto, el término [H+] sig- niica “la concentración de iones hidrógeno”, que se expresa en moles por litro, porque corresponde a la medida de mayor interés práctico. De- bido a que el rango de valores posibles de pH es amplio, el uso de una escala logarítmica (con una diferencia de 10 entre unidades sucesivas) es más conveniente que el de una escala lineal. Las concentraciones de iones hidrógeno son casi siempre menores de 1 mol/L. Un gramo de iones hidrógeno disuelto en 1 L de agua (una disolución 1 M ) puede no parecer impresionante, pero esta disolución sería extremadamente ácida. El logaritmo de un número menor que 1 es un número negativo, por lo que el logaritmo negativo corresponde a un valor de pH positivo. (Las disoluciones con valores de pH menores que cero se pueden producir pero no ocurren en condiciones biológicas). Es fácil calcular los valores enteros de pH. Por ejemplo, conside- remos el ejemplo de agua pura, que tiene una concentración de iones hidrógeno de 0.0000001 (10−^7 ) mol/L. El logaritmo es de −7. El loga- ritmo negativo es 7, por lo tanto, el pH es 7. En la TABLA 2-2 se muestra cómo calcular los valores de pH a partir de la concentración de iones hidrógeno, y viceversa. Comparativamente, la tabla también incluye las concentraciones de iones hidróxido, que se pueden calcular ya que el producto de la concentración de iones hidrógeno y la concentración de iones hidróxido es de 1 10 −^14 :
[H+][OH−] = 1 × 10 −^14
El agua pura es un ejemplo de una disolución neutra ; con un pH de 7, que tiene concentraciones iguales de iones hidrógeno y de iones hidróxido (la concentración de cada uno es de 10−^7 mol/L). Una diso- lución ácida tiene una concentración de iones hidrógeno que es mayor que la de su concentración de iones hidróxido y tiene un valor de pH menor de 7. Por ejemplo, la concentración de iones hidrógeno de una disolución con un pH de 1 es 10 veces mayor que la de una disolución con un pH de 2. Una disolución básica tiene una concentración de io- nes hidrógeno que es menor que su concentración de iones hidróxido y tiene un pH mayor que 7.
Cálculo del valor de pH y de la concentración de iones hidróxido a partir de la concentración de iones hidrógeno Sustancia [H+]* log [H+] pH [OH−]† Jugo gástrico 0.01, 10−^2 − 2 2 10 −^12 Agua pura, 0.0000001, 10−^7 − 7 7 10 −^7 disolución neutra Amoníaco para 0.00000000001, 10−^11 − 11 11 10 −^3 uso casero *[H+] = concentración de iones hidrógeno (mol/L) †[OH−] = concentración de iones hidróxido (mol/L)
TABLA 2-
0
Escala de pH
1 2 3 4 5 6 7 8 9
11
12
13
14
Ácido de batería 0.
Ácido estomacal 1.
Jugos gástricos del estómago 2.
Vinagre 3.
Cerveza 4. Café negro 5.
Agua de lluvia 6.
Agua destilada 7.
Agua de mar 8.
Blanqueador 9.
Amoníaco para uso casero 11.
Limpiador de horno 13.
Lejía 14.
10 Lago Mono, California 9.
Ácido clorhídrico 0.
Leche de vaca 6.
Sangre 7.
Aumento de alcalinidad
Aumento de acidez
Neutralidad
FIGURA 2-17 Animada Valores de pH de algunas de las disoluciones comunes Una disolución neutra (pH 7) tiene concentraciones iguales de H+^ y OH–. Las disoluciones ácidas, o aquellas que presentan una mayor concentración de H+^ que de OH–, tienen valores de pH menores de 7; los valores de pH mayores de 7 caracterizan a las disoluciones básicas, o aquellas que tienen un exceso de OH–.
42 Capítulo 2
lo tanto el sistema se desplaza hacia la derecha. Mientras esto ocurre, se ioniza más ácido carbónico, reemplazando de manera efectiva a los iones hidrógeno que se han eliminado. Los organismos contienen muchos ácidos débiles y bases débiles, lo que les permite mantener una reserva esencial de la capacidad amorti- guadora y les ayuda a evitar los valores extremos de pH.
Un ácido y una base reaccionan para formar una sal
Cuando se mezclan un ácido y una base en agua, el H+^ del ácido se une con el OH−^ de la base formando una molécula de agua. El resto del ácido (un anión) se combina con el resto de la base (un catión) para formar una sal. Por ejemplo, el ácido clorhídrico reacciona con el hidróxido de sodio para formar agua y cloruro de sodio:
HCl + NaOH (^) ¡ H 2 O + NaCl
Una sal es un compuesto en el que se sustituye el ion hidrógeno de un ácido por algún otro catión. El cloruro de sodio, NaCl, es una sal en la que el ion hidrógeno del HCl se sustituye por un catión Na+. Cuando una sal, un ácido, o una base se disuelven en agua, los iones disociados pueden conducir una corriente eléctrica; estas sustancias se llaman electrólitos. Los azúcares, alcoholes y muchas otras sustancias no forman iones cuando se disuelven en agua; no conducen corriente eléc- trica y se conocen como no electrólitos. Las células y los líquidos extracelulares (como la sangre) y de ani- males y plantas contienen diversas sales disueltas que son la fuente de muchos iones minerales importantes esenciales para el equilibrio de lí- quidos y el equilibrio ácido-base. Los iones nitrato y amonio del suelo son las fuentes más importantes de nitrógeno para las plantas. En los animales el funcionamiento de los nervios y de los músculos, la coagu- lación sanguínea, la formación de huesos, y muchos otros aspectos del funcionamiento del cuerpo dependen de los iones. Sodio, potasio, cal- cio y magnesio son los cationes principales presentes; cloruro, bicarbo- nato, fosfato y sulfato son los aniones importantes. Las concentraciones y cantidades relativas de los diversos cationes y aniones se mantienen constantes. Cualquier cambio importante afecta las funciones celulares y puede conducir a la muerte.
Repaso
■ Una disolución tiene una concentración de iones hidrógeno de 0.01 mol/L. ¿Cuál es su pH? ¿Cuál es su concentración de iones hidróxido? ¿Es ácida, básica o neutra? ¿Cómo difiere esta disolución de otra con un pH de 1? ■ ¿Cuáles podrían ser las consecuencias de agregar o quitar un reactivo o un producto de una reacción reversible que se encuentra en equilibrio dinámico? ■ ¿Por qué son importantes los amortiguadores en los organismos? ¿Por qué no funcionan como amortiguadores los ácidos o bases fuertes? ■ ¿Por qué se hace referencia a los ácidos, bases y sales como electrólitos?
Los amortiguadores minimizan los cambios de pH
Muchos de los mecanismos homeostáticos funcionan para mantener los valores de pH adecuados. Por ejemplo, el pH de la sangre humana es de aproximadamente 7.4 y se debe mantener dentro de límites muy estrechos. Si la sangre se vuelve demasiado ácida (por ejemplo, como resultado de enfermedades de las vías respiratorias), se puede producir el coma y la muerte. La alcalinidad excesiva puede dar como resultado la sobreexcitación del sistema nervioso hasta convulsionar. Los organis- mos contienen muchos amortiguadores naturales. Un amortiguador es una sustancia o combinación de sustancias que resiste los cambios en el pH cuando se agrega un ácido o base. Un sistema amortiguador incluye un ácido débil o una base débil. Un ácido débil o base débil no se ioni- zan por completo. En cualquier momento dado, sólo una fracción de las moléculas están ionizadas; la mayoría no se disocian. Uno de los más comunes sistemas amortiguadores se encuentra en la sangre de los vertebrados (vea el capítulo 46). El dióxido de carbono, producido como producto de desecho del metabolismo celular, entra en la sangre, en donde el constituyente principal es el agua. El dióxido de carbono reacciona con el agua formando ácido carbónico, un ácido débil que se disocia en un ion hidrógeno y en un ion bicarbonato. La expresión siguiente describe el sistema de amortiguamiento:
CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H+^ + HCO 3 – Dióxido de carbono
Agua Ácido carbónico
Ion bicarbonato
Como indican las lechas dobles, todas las reacciones son reversibles. De- bido a que el ácido carbónico es un ácido débil, las moléculas no disociadas están siempre presentes, como el resto de los componentes del sistema. La expresión describe el sistema cuando está en equilibrio dinámico , es decir, cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales y las concentraciones relativas de los componentes no están cambiando. Un sistema en equilibrio dinámico tiende a permanecer en equilibrio a menos que se aplique una tensión sobre éste, lo que hace que tenga que cambiar para reducir la tensión hasta que se alcance un nuevo equilibrio dinámico. Un cambio en la concentración de cualquier componente es una tensión. Por lo tanto, el sistema puede “desplazarse hacia la derecha” agregando reactivos o quitando productos. A la inversa, el sistema se puede “desplazar hacia la izquierda” agregando productos o quitando reactivos. Los iones hidrógeno son los productos importantes para conside- rar en este sistema. Al agregar iones hidrógeno en exceso, el sistema se desplaza temporalmente hacia la izquierda, ya que se combinan con los iones bicarbonato para formar ácido carbónico. Finalmente, se establece un nuevo equilibrio dinámico. En este punto la concentración del ion hidrógeno es similar a la concentración original, y el producto de los io- nes hidrógeno y de los iones hidróxido recupera el valor de equilibrio de 1 10 –^14. Si se agregan iones hidróxido, éstos se combinan con los iones hi- drógeno para formar agua, eliminando de forma eicaz un producto y por
2.1 (página 27) 1 Mencionar los principales elementos químicos que hacen parte de los seres vivos así como una función importante de cada uno. ■ Un elemento es una sustancia que no se puede descomponer en sustan- cias más simples mediante reacciones químicas normales. Aproximada-
mente 96% de la masa de un organismo se compone de carbono, columna vertebral de las moléculas orgánicas; hidrógeno y oxígeno, los componen- tes del agua y nitrógeno, un componente de proteínas y ácidos nucleicos. 2 Comparar las propiedades físicas (masa y carga) y la ubicación de los electro- nes, protones y neutrones. Distinguir entre el número atómico y el número de masa de un átomo o masa atómica.
■■ R E SUM E N : E N F O Q U E E N LOS O B J E T I VOS D E A P R E N D I Z A J E
44 Capítulo 2
■ Una sal es un compuesto en el que el átomo de hidrógeno de un ácido se sustituye por algún otro catión. Las sales proporcionan los iones minerales esenciales para muchas funciones vitales.
■ Un sistema amortiguador está compuesto de un ácido débil o de una base débil. Un amortiguador resiste cambios en el pH de una disolución cuando se agregan los ácidos o bases. 12 Describir la composición de una sal y explicar por qué las sales son importan- tes en los organismos.
- ¿Cuál de los siguientes elementos no coincide con sus propiedades o su función? (a) carbono, forma la columna vertebral de los compues- tos orgánicos (b) nitrógeno, componente de las proteínas (c) hidró- geno, muy electronegativo (d) oxígeno, puede participar en enlaces de hidrógeno (e) todas las anteriores coinciden correctamente
- 3215 P, la forma radiactiva del fósforo, tiene (a) un número atómico de 32 (b) una masa atómica de 15 (c) una masa atómica de 47 (d) 32 electrones (e) 17 neutrones
- ¿Cuál de los siguientes hechos le permite determinar que el átomo A y el átomo B son isótopos del mismo elemento? (a) cada uno tienen 6 protones (b) cada uno tiene 4 neutrones (c) la suma de los electro- nes y los neutrones en cada uno es 14 (d) cada uno tiene 4 electrones de valencia (e) cada uno de ellos tiene una masa atómica de 14
- 11 H y 31 H tienen (a) diferentes propiedades químicas debido a que tienen distintos números atómicos (b) las mismas propiedades quí- micas debido a que tienen el mismo número de electrones de valencia (c) propiedades químicas distintas, ya que diieren en su número de protones y electrones (d) las mismas propiedades químicas, porque tienen la misma masa atómica (e) las mismas propiedades químicas porque tienen el mismo número de protones, electrones y neutrones
- Los orbitales que componen la capa de electrones de valencia de un átomo (a) se disponen en forma de esferas concéntricas (b) contie- nen los electrones menos energéticos del átomo (c) pueden cambiar de forma cuando se forman los enlaces covalentes (d) no contienen más de un electrón cada uno (e) más de una de las opciones anterio- res es correcta
- ¿Cuáles de los siguientes enlaces y propiedades están relacionados de manera correcta? (a) los enlaces iónicos son fuertes solamente si los iones participantes están hidratados (b) los enlaces de hidrógeno son responsables de la unión de oxígeno e hidrógeno para formar una mo- lécula de agua (c) los enlaces covalentes polares pueden ocurrir entre dos átomos del mismo elemento (d) los enlaces covalentes pueden
- El elemento A tiene 2 electrones en su capa de valencia (que está completa cuando tiene 8 electrones). ¿Puede esperarse que el ele- mento A comparta, ceda o acepte electrones? ¿Qué se puede esperar del elemento B, que tiene 4 electrones de valencia, y del elemento C, que tiene 7?
Elemento A Elemento B Elemento C
ser sencillos, dobles, o triples (e) los enlaces de hidrógeno son más fuertes que los enlaces covalentes
- En una reacción redox (a) la energía se transiere de un agente reductor a un agente oxidante (b) un agente reductor se oxida cuando acepta un electrón (c) un agente oxidante acepta un protón (d) un agente reductor dona un protón (e) los electrones de un átomo se mueven de su capa de valencia a una capa más cercana de su núcleo
- El agua tiene un calor especíico elevado porque (a) los enlaces de hidrógeno deben romperse para elevar su temperatura (b) se deben formar enlaces de hidrógeno para elevar su temperatura (c) es un aislante deiciente (d) tiene baja densidad considerando el tamaño de la molécula (e) puede ionizarse
- Una disolución a pH 7 se considera neutra porque (a) su concentra- ción de iones hidrógeno es de 0 moles/L (b) su concentración de iones hidróxido es de 0 moles/L (c) el producto de su concentración de iones hidrógeno por su concentración de iones hidróxido es de 0 moles/L (d) su concentración de iones hidrógeno es igual a su concentración de iones hidróxido (e) es no polar
- Una disolución con un pH de 2 tiene una concentración de iones hidrógeno que es ________que la concentración de iones de hidró- geno en una disolución con un pH de 4. (a) –^12 (b) — 1001 (c) 2 veces (d) 10 veces (e) 100 veces
- ¿Cuál de los siguientes compuestos no puede funcionar como un amortiguador? (a) ácido fosfórico, un ácido débil (b) hidróxido de sodio, una base fuerte (c) cloruro de sodio, una sal que se ioniza completamente (d) a y c (e) b y c
- ¿Cuál de las siguientes airmaciones es verdadera? (a) el número de partículas individuales (átomos, iones o moléculas) contenidos en un mol varía dependiendo de la sustancia (b) el número de Avogadro es el número de partículas que contiene un mol de una sustancia (c) el número de Avogadro es 10^23 partículas (d) un mol de 12 C tiene una masa de 12 g (e) b y d
- Un enlace de hidrógeno formado entre dos moléculas de agua tiene 20 –^1 de la fuerza del enlace covalente entre el hidrógeno y el oxígeno. ¿De qué manera podrían ser diferentes las propiedades físicas del agua si estos enlaces de hidrógeno fueran más fuertes (por ejemplo, (^1) – 10 de^ la fuerza de los enlaces covalentes)?
- Considere la siguiente reacción (en agua).
HCl (^) ¡ H+^ + Cl−
Mencione cuál(es) es (son) el (los) reactivo(s) y cuál(es) el (los) producto(s). ¿La expresión indica que la reacción es reversible? ¿Se podría utilizar el HCl como un amortiguador?
E VA L Ú E S U CO M P R E N S I Ó N
P E N S A M I E N TO C R Í T I CO
Átomos y moléculas: la base química de la vida 45
Darwin (de la ESA) utilizarán telescopios especiales para detectar vapor de agua atmosférico así como oxígeno y dióxido de carbono. ¿Cuál de estas bioseñales considera que pueden ser el indicador más importante de que la vida podría haber evolucionado en ese planeta? ¿Por qué?
Preguntas adicionales están disponibles en CengageNOW en www.cengage.com/login.
- ANÁLISIS DE DATOS. ¿Podría sumergir su mano con seguridad en una disolución que contiene 0.000,000,000,001 g de H+^ disuelto en 1 L de agua?
- VÍNCULO CON LA EVOLUCIÓN. La Administración Nacional Aeronáutica y del Espacio (NASA) de Estados Unidos y la Agencia Espacial Europea (ESA) han propuesto iniciativas diseñadas para des- cubrir evidencias de vida (bioseñales o biomarcadores) en las atmós- feras de planetas lejanos. Si se implementan, tanto el proyecto del Buscador de Planetas Terrestres (de la NASA) como el proyecto
