1. Teresa Audesirk • Gerald Audesirk • Bruce E. Byers
Biología: la vida en la Tierra
Octava Edición
Capítulo 2
Átomos, moléculas y vida
Copyright © 2008 Pearson Prentice Hall, Inc.

2. El lagarto
basilisco y los
patinadores
sobre hielo
aprovechan las
propiedades
únicas del agua.

3. Contenido del capítulo 2
• 2.1 ¿Qué son los átomos?
• 2.2 ¿Cómo interactúan los átomos para
formar moléculas?
• 2.3 ¿Por qué el agua es tan importante
para la vida?

4. Contenido de la sección 2.1
• 2.1 ¿Qué son los átomos?
– Los átomos son unidades estructurales
fundamentales de la materia y se componen
de partículas aún más pequeñas.
– Los electrones giran alrededor del núcleo
atómico a distancias fijas.
– La vida depende de la capacidad de los
electrones para captar y liberar energía.

5. Átomos
• Los átomos son las unidades
estructurales fundamentales de la materia
y se componen de tres tipos de
partículas.
• En el núcleo central hay protones, que
tienen carga positiva, y neutrones, que
no tienen carga.
• Los electrones giran alrededor del
núcleo atómico y son partículas con carga
negativa.

6. Átomos
• Los átomos son eléctricamente neutros
porque tienen el mismo número de
electrones y protones.

7. FIGURA 2-1 Modelos atómicos
Representaciones estructurales de los dos átomos más pequeños: a) hidrógeno
y b) helio. En estos modelos simplificados, los electrones (en azul tenue) se
muestran como planetas en miniatura, que giran en órbitas específicas alrededor
de un núcleo que contiene protones (en café) y neutrones (en azul intenso).

8. Átomos
• El número de protones que hay en el
núcleo se conoce como número
atómico.

9. Elementos e isótopos
• Un elemento es una sustancia que no
puede descomponerse mediante procesos
químicos ordinarios.
• Todos los átomos pertenecen a uno de los
96 tipos de elementos que hay en la
naturaleza.

10. Elementos e isótopos
• El número atómico (cantidad de protones),
es característico de cada elemento.
– Todos los átomos de un elemento tienen el
mismo número atómico.
Por ejemplo, el carbono tiene 6 protones, y el
nitrógeno 7.

12. Elementos e isótopos
• Los átomos de un mismo elemento pueden
tener distintos números de neutrones en el
núcleo.
– Las diversas formas de un elemento se llaman
isótopos.
– Algunos isótopos son radiactivos y se usan en
la investigación.
• Los elementos pueden ser sólidos, líquidos,
o gases a temperatura ambiente.

13. Capas de electrones
• Los átomos más grandes pueden dar
cabida a muchos electrones.
• Los electrones se mueven dentro del
núcleo de un átomo en capas de
electrones.
– La primera capa o nivel de energía contiene
2 electrones.
– La segunda capa contiene hasta ocho
electrones.

14. FIGURA 2-2 Capas de electrones en los átomos
La mayoría de los átomos importantes en biología tienen al menos
dos capas de electrones. La primera y más cercana al núcleo puede
contener dos electrones; la siguiente, un máximo de ocho. Capas más
distantes pueden contener mayor número de electrones.
PREGUNTA: ¿Por qué los átomos que tienden a reaccionar con otros
átomos poseen capas externas que no están completamente llenas?

15. FIGURA 2-2 (parte 2) Capas de electrones en los átomos

16. FIGURA 2-2 (parte 3) Capas de electrones en los átomos

17. FIGURA 2-2 (parte 4) Capas de electrones en los átomos

18. Capas de electrones
• Papeles que desempeñan los núcleos y
las capas de electrones:
– Los núcleos ofrecen estabilidad.
– Las capas de electrones permiten
interacciones (por ejemplo, para formar
enlaces) con otros átomos.

19. Captar y liberar energía
• La vida depende de la capacidad de los
electrones para captar y liberar energía.
– Las capas de electrones corresponden a
niveles de energía.
– Cuando un átomo se excita usando energía
provoca que los electrones salten de una
capa de electrones de menor energía a otra
de mayor energía.
– Poco después, el electrón regresa
espontáneamente a su capa de electrones
original, liberando la energía.

20. Un electrón absorbe energía
energía
FIGURA 2-3 La energía se capta y se libera

21. La energía impulsa al electrón
Un electrón absorbe energía hacia un nivel de energía superior
energía
FIGURA 2-3 La energía se capta y se libera

22. El electrón regresa a la capa
de menor nivel de energía
La energía impulsa al electrón
y libera la energía en forma
Un electrón absorbe energía hacia un nivel de energía superior
de luz
energía
Luz
FIGURA 2-3 La energía se capta y se libera

23. Contenido de la sección 2.2
• 2.2 ¿Cómo interactúan los átomos para formar
moléculas?
– Los átomos interactúan con otros átomos cuando hay vacíos en sus
capas de electrones más externas.
– Los átomos con carga (iones) interactúan para formar enlaces
iónicos.
– Los átomos sin carga pueden estabilizarse compartiendo electrones
para formar enlaces covalentes.
– Casi todas las moléculas biológicas emplean enlaces covalentes.
– El electrón que se comparte determina si un enlace covalente es
polar o no polar.
– Los radicales libres son altamente reactivos y pueden dañar las
células.
– Los puentes de hidrógeno son atracciones eléctricas entre las
moléculas que tienen enlaces covalentes polares o dentro de éstas.

24. Interacción de los átomos
• Las moléculas constan de dos o más
átomos que se mantienen unidos gracias
a las interacciones en sus capas de
electrones.
• Una sustancia cuyas moléculas están
formadas por diferentes tipos de átomos
se llama compuesto.

25. Interacción de los átomos
• Las reacciones de los átomos dependen
de la configuración de los electrones en la
capa de electrones más externa.

26. Interacción de los átomos
• Un átomo no reaccionará con otros
átomos si su capa de electrones más
externa está totalmente llena o vacía (tal
átomo es inerte).
– Ejemplo: el neón, que tiene 8 electrones en
su capa más externa (está llena).

27. Interacción de los átomos
• Un átomo reaccionará con otros átomos si
su capa de electrones más externa está
sólo parcialmente llena (tal átomo es
reactivo).
– Ejemplo: el oxígeno, que tiene 6 electrones
en su capa más externa (y puede contener
hasta 2 electrones).

28. Interacción de los átomos
• Los átomos reactivos ganan estabilidad
con las interacciones de los electrones
(reacciones químicas).
– Los electrones se pueden perder hasta vaciar
la capa externa.
– Los electrones se pueden ganar hasta llenar
la capa externa.
– Los electrones se pueden compartir entre los
átomos si ambos tienen capas externas
llenas.

29. Interacción de los átomos
• Los átomos de hidrógeno y oxígeno
pueden ganar estabilidad reaccionando
entre sí.
• Los únicos electrones de dos átomos de
hidrógeno llenarían la capa externa del
átomo de oxígeno.

30. FIGURA 2-6 Los enlaces covalentes implican compartir electrones entre átomos
Al oxígeno le faltan dos electrones para llenar su capa externa, así que puede formar un enlace covalente
polar con dos átomos de hidrógeno para formar agua. El oxígeno ejerce una mayor atracción que el
hidrógeno sobre los electrones, así que el extremo de la molécula donde está el oxígeno posee una pequeña
carga negativa (-), mientras que el extremo donde está el hidrógeno cuenta con una pequeña carga positiva
(+). PREGUNTA: En los enlaces polares de agua, ¿por qué la atracción del oxígeno sobre los electrones es
mayor que la del hidrógeno?

31. Interacción de los átomos
• Las fuerzas de atracción (enlaces
químicos) mantienen unidos a los átomos
de las moléculas.

33. Iones y enlaces iónicos
• Los átomos que han perdido electrones se
convierten en iones con carga positiva (por
ejemplo, sodio: Na+).
• Los átomos que han captado electrones se
convierten en iones con carga negativa
(por ejemplo, cloruro: Cl-).

34. Iones y enlaces iónicos
• Los iones con cargas opuestas se
mantienen unidos mediante enlaces
iónicos.

35. FIGURA 2-4 Formación de
iones y enlaces iónicos
a) El sodio sólo tiene un
electrón en su capa
externa de electrones; el
cloro, siete. b) El sodio
logra estabilizarse
perdiendo un electrón y el
cloro puede estabilizarse
ganando uno. Así, el átomo
de sodio se convierte en un
ion con carga positiva, y el
de cloro, en un ion con
carga negativa.

36. Iones y enlaces iónicos
• Los cristales de sal contienen disposiciones
ordenadas repetitivas de iones sodio y
cloruro.

37. FIGURA 2-4 Formación de iones y enlaces iónicos
c) Como las partículas con carga opuesta se atraen mutuamente, los
iones sodio (Na+) y cloruro (CI) resultantes se acomodan
estrechamente en un cristal de sal, NaCI. (Imagen en recuadro). La
organización de iones en la sal provoca la formación de cristales en
forma de cubo.

38. FIGURA 2-5 Enlace iónico

39. Enlaces covalentes
• Un átomo con su capa de electrones
externa parcialmente llena puede
estabilizarse compartiendo electrones.
• Un enlace covalente comparten dos
electrones (uno de cada átomo).

40. FIGURA 2-6(a) Los enlaces covalentes implican compartir
electrones entre átomos. En el gas hidrógeno se comparte un
electrón de cada átomo de hidrógeno para formar un enlace
covalente no polar sencillo.

41. Enlaces covalentes
• Los enlaces covalentes se encuentran en
H2 (un enlace), O2 (dos enlaces), N2 (tres
enlaces) y H2O.
• Los enlaces covalentes son más fuertes
que los enlaces iónicos, pero su
estabilidad varía.

42. Enlaces covalentes
• Casi todas las moléculas biológicas
emplean enlaces covalentes.

44. Enlaces covalentes polares
• Los átomos de una molécula pueden
tener diferentes cargas.
• Los átomos que tienen una mayor carga
positiva atraen con mayor fuerza a los
electrones en un enlace covalente.

45. Enlaces covalentes polares
• En moléculas biatómicas como H2, ambos
átomos atraen a los electrones con más
fuerza, esto se llama enlace covalente no
polar.

46. (sin carga)
FIGURA 2-7 Enlace covalente no polar

47. Enlaces covalentes polares
• En las moléculas donde hay átomos de
diferentes elementos (H2O), los electrones
no siempre se comparten
equitativamente: estos enlaces covalentes
son polares.

48. Enlaces covalentes polares
• Una molécula con enlaces polares podría
ser completamente polar.
• H2O es una molécula polar.
– El polo (ligeramente) positivo está cerca del
átomo de hidrógeno.
– El polo (ligeramente) negativo está cerca del
átomo de oxígeno.

49. FIGURA 2-8 Enlaces covalentes polares en el agua

50. Enlaces covalentes polares
• Los enlaces polares y no polares se
ilustran en la Figura 2-6 (a) y (b), p, 26.

51. FIGURA 2-6a Los enlaces covalentes implican
compartir electrones entre átomos.

52. FIGURA 2-6b Los enlaces covalentes implican compartir
electrones entre átomos

53. Radicales libres
• Algunas reacciones celulares producen
radicales libres.
– Radical libre: molécula que tiene átomos con
uno o más electrones impares en sus capas
externas.

54. Radicales libres
• Los radicales libres son altamente
inestables y reactivos.
– Los radicales libres roban electrones y
destruyen a otras moléculas.
– Los ataques de las radicales libres pueden
provocar la muerte celular.

55. Radicales libres
• Las radicales libres contribuyen a una
amplia gama de padecimientos humanos,
como enfermedades del corazón, el mal
de Alzheimer, cáncer y envejecimiento.
• Los antioxidantes, como las vitaminas E y
C, pueden evitar el daño de las radicales
libres.

56. Puentes de hidrógeno
• Las moléculas polares, como las de agua,
tienen una carga parcial negativa.
• Los puentes de hidrógeno se forman
cuando los átomos con carga parcial
opuesta se atraen entre sí.
– Los átomos de hidrógeno con carga parcial
positiva de una molécula de agua atraen a los
átomos de oxígeno con carga parcial negativa
de otra

57. FIGURA 2-10 Puentes de
hidrógeno
Al igual que los niños que se
toman con las manos
sudorosas, las cargas
parciales en diferentes partes
de las moléculas de agua
producen fuerzas de atracción
débiles llamadas puentes de
hidrógeno (líneas punteadas)
entre los átomos de oxígeno y
de hidrógeno en moléculas de
agua contiguas. Conforme el
agua fluye, dichos puentes se
rompen y se vuelven a formar
una y otra vez.

58. Puentes de hidrógeno
• Las moléculas biológicas polares pueden
formar puentes de hidrógeno con el agua,
entre sí, o incluso dentro de la misma
molécula.
• Los puentes de hidrógeno son un tanto
débiles, pero en conjunto pueden ser muy
fuertes.

59. Contenido de la sección 2.3
• 2.3 ¿Por qué el agua es tan importante
para la vida?
– El agua interactúa con muchas otras moléculas.
– Las moléculas de agua tienden a mantenerse unidas.
– Las soluciones en agua pueden ser ácidas, básicas y
neutras.
– Los amortiguadores ayudan a mantener las
soluciones en un pH relativamente constante.
– El agua modera los efectos de los cambios de
temperatura.
– El agua forma un sólido singular: el hielo.

60. El agua interactúa con muchas
moléculas
• El agua es un excelente disolvente.
– Puede disolver una amplia gama de sustancias
para formar soluciones.

61. FIGURA 2-11 El agua como disolvente

62. El agua interactúa con muchas
moléculas
• Las moléculas que se disuelven en agua
son hidrofílicas.
– Las moléculas de agua, entre ellas los
azúcares y los aminoácidos, rodean a los iones
o moléculas polares y los disuelven.

63. FIGURA 3-3 Azúcar que se disuelve

64. El agua interactúa con muchas
moléculas
• Las moléculas que no se disuelven en
agua son hidrofóbicas.
– Las moléculas de agua repelen a las moléculas
no polares sin carga, como las grasas y los
aceites.
– La tendencia, de las moléculas no polares, a
agruparse se llama interacción hidrofóbica.

65. FIGURA 2-12 El agua y el
aceite no se mezclan
Se vertió aceite amarillo en
este vaso de precipitados
con agua y el aceite sube
hacia la superficie. El
aceite flota porque es más
ligero que el agua y forma
gotitas debido a que es
una molécula no polar
hidrofóbica, la cual no es
atraída hacia las moléculas
polares del agua.

66. Las moléculas de agua tienden a
mantenerse unidas
• Los puentes de hidrógeno entre las
moléculas de agua producen gran
cohesión.
– La cohesión del agua explica cómo las
moléculas de agua pueden formar una
cadena para llevar la humedad a la parte
superior de un árbol.

67. FIGURA 2-13b Cohesión entre moléculas de agua
En las secuoyas gigantes, la cohesión mantiene juntas las moléculas de
agua en hilos continuos, que van de las raíces a las hojas más altas, las
cuales pueden alcanzar hasta 90 metros de altura.

68. Las moléculas de agua tienden a
mantenerse unidas
• La cohesión entre las moléculas de agua
en la superficie del líquido produce
tensión superficial.
– Algunas arañas y ciertos insectos acuáticos
dependen de la tensión superficial para
caminar por la superficie de los estanques.

69. FIGURA 2-13a Cohesión entre moléculas de agua. Manteniéndose a flote
gracias a la tensión superficial, la araña pescadora corre sobre el agua
para atrapar un insecto.

70. Las moléculas de agua tienden a
mantenerse unidas
• La propiedad de adhesión es la
tendencia que tienen las moléculas de
agua a pegarse a superficies polares o
con cargas pequeñas.
– La adhesión ayuda al agua a moverse dentro
de los delgados tubos de las plantas hasta
llegar a las hojas.

71. Soluciones ácidas, básicas, y
neutras
• Una pequeña fracción de moléculas de
agua se divide en iones:
H2O  OH- + H+

72. Soluciones ácidas, básicas, y
neutras
• Las soluciones en las que H+ > OH- son
ácidas.
– Por ejemplo, el ácido clorhídrico se ioniza en
agua:
HCl  H+ + Cl-
– El jugo de limón y el vinagre son soluciones
ácidas producidas de manera natural.

73. Soluciones ácidas, básicas, y
neutras
• Las soluciones en las que OH- > H+ son
básicas.
– Por ejemplo, el hidróxido de sodio se ioniza en
agua:
NaOH  Na+ + OH-
– El bicarbonato de sodio, el blanqueador con
cloro, y el amoniaco casero son soluciones
básicas.

74. Soluciones ácidas, básicas, y
neutras
• El grado de acidez de una solución se
expresa en la escala de pH.
– pH 0-6 son ácidas (H+ > OH-)
– pH 7 es neutra (H+ = OH-)
– pH 8-14 es básica (OH- > H+)

75. FIGURA 2-15 La escala de pH
La escala de pH refleja la concentración de iones hidrógeno en una solución. El pH (escala superior) es el valor
negativo de la concentración de H+ (escala inferior). Cada unidad de la escala representa un cambio de 10 veces.
El jugo de limón; por ejemplo, es cerca de 10 veces más ácido que el jugo de naranja, en tanto que las lluvias
ácidas más graves e intensas en el noreste de Estados Unidos son casi 1000 veces más ácidas que la lluvia
normal. Con la excepción del interior de nuestro estómago, casi todos los fluidos del cuerpo humano están
ajustados con gran precisión a un pH de 7.4.

76. Los amortiguadores mantienen
un pH constante
• Un amortiguador es un compuesto que
tiende a mantener una solución a un pH
constante captando o liberando H+, en
respuesta a cambios pequeños en la
concentración de H+.
• El amortiguador de bicarbonato de tu
sangre evita que ocurran cambios en el
pH.

77. Los amortiguadores mantienen
un pH constante
• Por ejemplo, si la sangre se vuelve
demasiado ácida, el bicarbonato acepta
H+ para formar ácido carbónico:
HCO3- + H+  H2CO3
bicarbonato ion hidrógeno ácido carbónico

78. Los amortiguadores mantienen
un pH constante
• Si la sangre se vuelve demasiado básica,
el ácido carbónico libera iones hidrógeno,
los cuales se combinan con los iones
hidróxido en exceso para formar agua:
H2CO3 + OH-  HCO3- + H2O
ácido carbónico ion hidróxido bicarbonato agua

79. El agua modera la temperatura
• Las temperaturas muy altas o muy bajas
llegan a dañar enzimas que dirigen las
reacciones químicas indispensables para
la vida.

80. El agua modera la temperatura
• El agua modera los efectos de los
cambios de temperatura.
– La temperatura refleja la rapidez de las
moléculas.
– Una caloría de energía, eleva 1°C la
temperatura de 1 gramo de agua (calor
específico); así que calienta muy lentamente.

81. El agua modera la temperatura
• El agua requiere de mucha energía para
convertir un líquido en gas (calor de
vaporización).
– Cuando el agua se evapora, utiliza el calor de
sus alrededores y los enfría (como ocurre
cuando sudamos).

82. El agua modera la temperatura
• Debido a que el cuerpo humano está
compuesto en su mayoría por agua, una
persona que toma un baño de sol puede
absorber mucha energía del calor sin que su
temperatura se eleve demasiado.

83. FIGURA 2-16 El alto calor específico y el calor de vaporización del agua influyen
en la conducta humana
a) Como nuestros cuerpos están compuestos en su mayoría por agua, quienes
toman el sol pueden absorber mucho calor sin aumentar drásticamente su
temperatura corporal, como resultado del elevado calor específico del agua. b)
El alto calor de vaporización del agua (enfriamiento por evaporación) y el calor
específico, en conjunto, hacen que el agua sea un refrigerante muy efectivo para
un día caluroso.

84. El agua modera la temperatura
• El agua debe extraer una cantidad
considerablemente grande de energía de
las moléculas de agua líquida, para poder
congelarlas (calor de fusión).
• El agua se congela más lentamente que
muchos otros líquidos.

85. El agua forma un sólido singular:
el hielo
• Casi todos los líquidos se vuelven más
densos al solidificarse.
• El hielo es un tanto peculiar porque es
menos denso que el agua líquida.

86. El agua forma un sólido singular:
el hielo
• Las moléculas de agua se mantienen
ligeramente más alejadas durante el
proceso de congelación.

87. FIGURA 2-17 Agua

88. FIGURA 2-17 Agua (izquierda) y hielo (derecha).

89. El agua forma un sólido singular:
el hielo
• El hielo flota en el agua líquida.
• Los estanques y lagos se congelan de
abajo hacia arriba, pero nunca hasta el
fondo.
– Por consiguiente, muchas plantas y peces
no se congelan.