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Átomos y moléculas

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Interacción del sodio con el cloro.

Capítulo 1. Átomos y moléculas

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.

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a) El átomo de sodio (número atómico 11) tiene sólo un electrón en su nivel exterior. b) El átomo de cloro (número atómico 17), en contraste, necesita ganar un electrón para completar su nivel exterior de energía. c) Si un átomo de sodio se encuentra en las proximidades de un átomo de cloro, el electrón solitario del último nivel de energía del sodio salta hacia el nivel exterior del átomo de cloro, completando éste su capa de electrones. Al perder el sodio un electrón, el segundo nivel con los 8 electrones completos pasa a ser el nivel exterior. Así, ambos átomos tienen sus niveles más externos totalmente cubiertos y, consiguientemente, son más estables que antes de producirse el salto del electrón. Sin embargo, ahora los átomos están cargados eléctricamente. El sodio tiene una carga de +1 y el cloro una carga de -1. Los átomos así cargados se conocen como iones §. El átomo de cloro, al haber aceptado un electrón del sodio, ahora tiene un electrón más respecto al número de protones. Así, este átomo se transforma en un ion negativamente cargado, el cloruro: Cl-. Por el contrario, el ion sodio tiene un electrón menos que el número total de protones y queda positivamente cargado: Na+. Los iones de carga positiva se denominan cationes y los de carga negativa, aniones. A raíz de sus cargas, los iones positivos y negativos se atraen entre sí. La sustancia resultante ene ste caso, el cloruro de sodio (NaCl), es la sal de mesa común.

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.

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.

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.

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.

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, dobles y triples.

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 (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: =.

 

Autoevaluación del capítulo 1

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