Biología

Apunte: Introducción a la Biología. Átomos y moléculas. Electrones y energía. Reacciones químicas.

Átomos y moléculas

La materia, desde la partícula mas pequeña al organismo mas complejo, esta constituida por elementos y combinaciones de estos. En la Tierra, existen unos 92 elementos. Algunos son muy conocidos, como el carbono, que se encuentra en forma pura en el diamante y en el grafito; el oxígeno, abundante en el aire que respiramos; el calcio, utilizado por muchos organismos para construir conchas, cáscaras de huevo, huesos y dientes, y el hierro, que es el metal responsable del color rojo de nuestra sangre. La partícula más pequeña de un elemento es el átomo. Estos, a su vez, están constituidos por partículas más pequeñas: protones, neutrones y electrones.

Actualmente la estructura del átomo es explicada por medio del modelo orbital. Los átomos son las piezas fundamentales de toda la materia viva y no viva. Aun así, son muy pequeños y constituyen un espacio eminentemente vacío. Los electrones se mueven alrededor del núcleo a una gran velocidad -una fracción de la velocidad de la luz- siendo la distancia entre el electrón y el núcleo, en promedio, unas 1.000 veces el diámetro del núcleo.

En un átomo, existe una íntima relación entre los electrones y la energía. En un modelo simplificado, la distancia de un electrón al núcleo está determinada por la cantidad de energía potencial -o "energía de posición"- que posee el electrón. Así, los electrones tienen diferentes cantidades de energía de acuerdo a su ubicación con respecto al núcleo y, a su vez, su número y distribución determina el comportamiento químico de un átomo.

Las partículas formadas por dos o más átomos se conocen como moléculas que se mantienen juntas por medio de enlaces químicos.

Las reacciones químicas involucran el intercambio de electrones entre los átomos y pueden representarse con ecuaciones químicas. Tres tipos generales de reacciones químicas son:

  1. La combinación de dos o más sustancias para formar una sustancia diferente.
  2. La disociación de una sustancia en dos o más.
  3. El intercambio de átomos entre dos o más sustancias.

Las sustancias formadas por átomos de dos o más elementos diferentes, en proporciones definidas y constantes, se conocen como compuestos químicos.

En los seres vivos la materia se ordena en los llamados niveles de organización biológica. Cada nivel, desde el subatómico hasta el de la biosfera, tiene propiedades particulares -o emergentes- que surgen de la interacción entre sus componentes.

Átomos

El núcleo de un átomo contiene protones cargados positivamente y -a excepción del hidrógeno, (1H)- neutrones, que no tienen carga. El número atómico  es igual al número de protones en el núcleo de un átomo. El peso atómico  de un átomo es, aproximadamente, la suma del número de protones y neutrones existentes en su núcleo. Las propiedades químicas de un átomo están determinadas por sus electrones, que son partículas pequeñas y cargadas negativamente, que se encuentran fuera del núcleo. El número de electrones en un átomo es igual al número de protones, esto determina su número atómico.

Todos los átomos de un elemento determinado tienen el mismo número de protones en su núcleo. En algunas ocasiones, sin embargo, diferentes átomos del mismo elemento contienen diferentes números de neutrones. Estos átomos que, por lo tanto, difieren entre sí en sus pesos atómicos, pero no en sus números atómicos, se conocen como isótopos del elemento.

La mayoría de los elementos tienen varias formas isotópicas. Si bien, no todos, muchos de los isótopos menos comunes son radiactivos. Esto significa que el núcleo del átomo es inestable y emite energía cuando cambia a una forma más estable. La energía liberada por el núcleo de un isótopo radiactivo puede estar en forma de partículas subatómicas que se mueven rápidamente, de radiación electromagnética o en ambas formas. Pueden detectarse con un contador Geiger o con una película fotográfica.

Estructura atómica de ciertos elementos familiares

Elemento

Símbolo

Núcleo

N° de electrones

N° de protones

N° de neutrones*

Hidrógeno

H

1

0

1

Helio

He

2

2

2

Carbono

C

6

6

6

Nitrógeno

N

7

7

7

Oxígeno

O

8

8

8

Sodio

Na

11

12

11

Fósforo

P

15

16

15

Azufre

S

16

16

16

Cloro

Cl

17

18

17

Potasio

K

19

20

19

Calcio

Ca

20

20

20

Electrones y energía

Los electrones más próximos al núcleo tienen menos energía que los más alejados y, de esta manera, se encuentran en un nivel energético más bajo. Un electrón tiende a ocupar el nivel energético más bajo disponible, pero con el ingreso de energía puede ser lanzado a un nivel energético más alto. Cuando el electrón regresa a un nivel de energía más bajo, se libera energía, en forma de onda, esta puede ser luz, calor o radiación.

En un modelo simplificado, la distancia de un electrón al núcleo está determinada por la cantidad de energía potencial (llamada frecuentemente "energía de posición") que posee el electrón.

La siguiente analogía puede ser útil. Una roca que descansa en un terreno plano no gana ni pierde energía potencial. La energía usada para empujar la roca hasta la cima de una colina se transforma en energía potencial, almacenada en la roca cuando reposa en la cima de la colina. Esta energía potencial se convierte en energía cinética (o energía de movimiento) cuando la roca rueda cuesta abajo. Parte de la energía se pierde en forma de energía térmica, producida por la fricción entre la roca y la colina.

Energía potencial

Cuando un átomo recibe una cantidad de energía, un electrón puede ser lanzado a un nivel energético más alto. Así, el electrón gana energía potencial, que se libera cuando retorna a su nivel energético anterior.

Un átomo es más estable cuando todos sus electrones se encuentran en sus niveles de energía más bajos posibles, llamado estado basal, y esos niveles de energía están completos. El primer nivel energético puede tener dos electrones, el segundo puede tener ocho, y éste es el mismo número que tiene el tercer nivel de energía de los átomos de mayor interés en biología. Las reacciones químicas entre los átomos resultan de su tendencia a alcanzar la distribución electrónica más estable posible.

Enlaces y moléculas

Cuando los átomos entran en interacción mutua, de modo que se completan sus niveles energéticos exteriores, se forman partículas nuevas más grandes. Estas partículas constituidas por dos o más átomos se conocen como moléculas  y las fuerzas que las mantienen unidas se conocen como enlaces. Hay dos tipos principales de enlaces: iónico  y covalente.

Los enlaces iónicos se forman por la atracción mutua de partículas de carga eléctrica opuesta; esas partículas, formadas cuando un electrón salta de un átomo a otro, se conocen como iones. Para muchos átomos, la manera más simple de completar el nivel energético exterior consiste en ganar o bien perder uno o dos electrones. Este es el caso de la interacción del sodio con el cloro que forma cloruro de sodio a través de un enlace iónico. Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres.

Muchos iones constituyen un porcentaje ínfimo del peso vivo, pero desempeñan papeles centrales. El ion potasio (K+) es el principal ion con carga positiva en la mayoría de los organismos, y en su presencia puede ocurrir la mayoría de los procesos biológicos esenciales. Los iones calcio (Ca2+), potasio (K+) y sodio (Na+) están implicados todos en la producción y propagación del impulso nervioso. Además, el Ca2+ es necesario para la contracción de los músculos y para el mantenimiento de un latido cardíaco normal. El ion magnesio (Mg2+) forma parte de la molécula de clorofila, la cual atrapa la energía radiante del Sol en algunas algas y en las plantas verdes.

Los enlaces covalentes están formados por pares de electrones compartidos. Un átomo puede completar su nivel de energía exterior compartiendo electrones con otro átomo. En los enlaces covalentes, el par de electrones compartidos forma un orbital nuevo (llamado orbital molecular) que envuelve a los núcleos de ambos átomos. En un enlace de este tipo, cada electrón pasa parte de su tiempo alrededor de un núcleo y el resto alrededor del otro. Así, al compartir los electrones, ambos completan su nivel de energía exterior y neutralizan la carga nuclear, esta unión se llama sigma σ o covalente simple.

Los enlaces iónicos, covalentes polares y covalentes en realidad pueden ser considerados como versiones diferentes del mismo tipo de enlace. Las diferencias dependen de los diferentes grados de atracción que los átomos que se combinan ejercen sobre los electrones. En un enlace covalente completamente no polar, los electrones se comparten por igual. Esos enlaces pueden existir sólo entre átomos idénticos: H2, Cl2, O2 y N2, por ejemplo. En los enlaces covalentes polares, los electrones se comparten de modo desigual, y en los enlaces iónicos hay una atracción electrostática entre los iones negativa y positivamente cargados, como resultado de que han ganado o perdido previamente electrones. Así, dependiendo de los átomos involucrados en la unión covalente, esta tendrá o no carácter polar. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos que la componen mayor será la polaridad, hasta llegar a iónica en casos extremos.

Los átomos que necesitan ganar electrones para tener un nivel energético exterior completo y por lo tanto estable, tienen una fuerte tendencia a formar enlaces covalentes. Así, por ejemplo, un átomo de hidrógeno forma un enlace covalente simple con otro átomo de hidrógeno. También puede formar un enlace covalente con cualquier otro átomo que necesite ganar un electrón para completar su nivel de energía exterior.

La capacidad de los átomos de carbono para formar enlaces covalentes es de extraordinaria importancia en los sistemas vivos. Un átomo de carbono tiene cuatro electrones en su nivel energético exterior. Puede compartir cada uno de estos electrones con otro átomo, formando enlaces covalentes hasta con cuatro átomos. Los enlaces covalentes formados por un átomo de carbono pueden hacerse con cuatro átomos diferentes (los más frecuentes son hidrógeno, oxígeno y nitrógeno) o con otros átomos de carbono.

Orbitales del átomo de carbono

Orbitales del átomo de carbono.

Cuando un átomo de carbono forma enlaces covalentes con otros cuatro átomos, los electrones de su nivel de energía exterior forman nuevos orbitales. Estos nuevos orbitales, todos con una misma configuración, se orientan hacia los cuatro vértices de un tetraedro. Así, los cuatro orbitales se encuentran separados tanto como es posible.  

El bloque estructural sobre el que se construyen las biomoleculas es el átomo de carbono tetravalente.

Reacción C-O

Reacción C-O.

Cuando un átomo de carbono reacciona con cuatro átomos de hidrógeno, cada uno de los electrones en su nivel de energía exterior forma un enlace covalente con el único electrón de un átomo de hidrógeno, produciéndose una molécula de metano.

Representación tridimensional de la molécula de metano

Representación tridimensional de la molécula de metano.

Los electrones que forman enlaces covalentes se mueven rápidamente formando orbitales complejos que engloban a los núcleos de hidrógeno y también al de carbono. Cada par de electrones se mueve en un orbital molecular nuevo.

Existen diferentes tipos de enlaces covalentes, entre ellos los enlaces covalentes polares  y los enlaces covalentes simple σ, dobles π y triples π.

Dibujo esquemático de una molécula de agua

Dibujo esquemático de una molécula de agua (H2O).

Cada uno de los dos enlaces covalentes sencillos de esta molécula están formados por un electrón compartido del oxígeno y un electrón compartido del hidrógeno.

Esquema de la molécula de dióxido de carbono

Esquema de la molécula de dióxido de carbono (CO2).

El átomo de carbono en el centro de la molécula participa con dos enlaces covalentes dobles, uno con cada átomo de oxígeno. Cada enlace doble está formado por dos pares de electrones compartidos por los dos átomos que participan en el enlace. En las fórmulas estructurales el enlace doble se representa por dos guiones paralelos: =.

Reacciones químicas

La multitud de reacciones químicas que ocurren tanto en el mundo animado como en el inanimado pueden clasificarse en unos pocos tipos generales. Un tipo de reacción puede ser una combinación simple representada por la expresión:

A + B —> AB

Ejemplos de este tipo de reacción son la combinación de los iones sodio y los iones cloruro para formar cloruro de sodio, y la combinación del gas hidrógeno con el gas oxígeno para producir agua.

Una reacción también puede ser de disociación:

AB —> A + B

Por ejemplo, la ecuación anterior, que muestra la formación del agua, puede ocurrir en sentido inverso.

2H2O —> 2H2 + O2

Esto significa que las moléculas de agua producen los gases hidrógeno y oxígeno.

Una reacción también puede implicar un intercambio, tomando la forma:

AB + CD —> AD + CB

Un ejemplo de dicho intercambio ocurre cuando los compuestos químicos hidróxido de sodio (NaOH) y ácido clorhídrico (HCl) reaccionan, produciendo sal de mesa y agua:

NaOH + HCl —> NaCl + H2O

Disposición de los electrones en algunos elementos familiares

Elemento

Símbolo

N° atómico

N° de electrones en cada nivel de energía

Hidrógeno

(H)

1

1

Helio

(He)

2

2

Carbono

(C)

6

2

4

Nitrógeno

(N)

7

2

5

Oxígeno

(O)

8

2

6

Neón

(Ne)

10

2

8

Sodio

(Na)

11

2

8

1

Fósforo

(P)

15

2

8

5

Azufre

(S)

16

2

8

6

Cloro

(Cl)

17

2

8

7

Argón

(Ar)

18

2

8

8

Potasio

(K)

19

2

8

8

1

Calcio

(Ca)

20

2

8

8

2

El primer nivel de energía puede contener un máximo de dos electrones, el segundo nivel un máximo de ocho, al igual que el tercer nivel energético de los elementos, hasta el Número Atómico 20 (calcio). En los elementos de mayor Número Atómico, el tercer nivel energético tiene orbitales internos adicionales, que pueden tener un máximo de diez electrones más. Como se puede observar, el cuarto nivel de electrones se empieza a llenar antes de completarse el tercero.

Autor: .

Bibliografía:

Apuntes de clase - Facultad de Agronomía - U.B.A..

Silvia R. Leicach. "Biomoléculas: estructura y rol metabólico". Segunda edición.

Helena Curtis - N. Sue Barnes. "Biología". Sexta edición en español.

Editor: Fisicanet ®

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