Composición Química de la Materia Viva:

Composición Química de la Materia Viva

Autor: Por el Ing. Agr. Carlos A. González

Corrector: Patricia Nirimberk de Chiesa

Si nos remontamos a los comienzos de la ciencia, nos encontramos con que ésta se basa en la filosofía mecanisista, según la cual son los principios de las leyes químicas y físicas los que estipulan las leyes de la Naturaleza.

A partir de este planteo, muchos investigadores trataron de responder a preguntas como: ¿puede cualquier cuerpo con vida estar compuesto por los mismos elementos químicos que componen la materia no viva?, ¿pueden ser explicadas las funciones vitales de los sistemas vivientes en términos de las reacciones químicas que también tienen lugar en los cuerpos inanimados?

Las respuestas comenzaron a surgir gracias a los experimentos realizados por numerosos biólogos especializados en biología celular y molecular. Las pruebas que se van acumulando en el tiempo apoyan de manera acabada la teoría mecanisista.

Algunas de las conclusiones a las que se ha llegado fueron que los elementos químicos y las reacciones químicas de los sistemas vivientes no difieren fundamentalmente de los que se encuentran en cualquier otro tipo de objetos. Además "los individuos no tienen vida en virtud de la materia que los compone, sino en la manera en que su materia esté especialmente organizada"

Perspectivas Inorgánicas:

En el universo existen ciertas clases de materiales, conocidos con el término de "bioelementos", que son elementos químicos (Cuadro 1) que se encuentran en la materia viva.

Elemento Símbolo Valencias comunes			Atendiendo a su abundancia se pueden clasificar en: a) *Bioelementos primarios, que aparecen en una proporción media del 96% en la materia viva, y son: H-O-C-N-S y P. (Cuadro 2.1.) b) Bioelementos secundarios, que aparecen en una proporción cercana al 3,3%. Son: Ca, Na, K, Mg y Cl, y desempeñan funciones de vital importancia en fisiología celular. c) Oligoelementos* o micro constituyentes, que aparecen en la materia viva en proporción inferior al 0,1% y que también son esenciales para la vida: hierro, manganeso, cobre, zinc, flúor, yodo, boro, silicio, vanadio, cobalto, selenio, molibdeno y estaño. Aunque participen en cantidades infinitesimales, no por ello son menos importantes, pues su carencia puede acarrear graves trastornos a los organismos. (Cuadro 2.2.) Los elementos son unidades formadas por un mismo tipo de "*átomo*", o, lo que es lo mismo, el átomo es la unidad fundamental de un elemento
Hidrógeno Sodio Potasio Carbono Cloro Calcio Magnesio Azufre Oxígeno Hierro Fósforo Nitrógeno	H Na K C Cl Ca Mg S O Fe P N	1 1 1 4 1 2 2 2-4 2 2-3 3 3
(Cuadro 1) Elementos químicos

Cuadro 2.1. Elementos mayores presentes en el cuerpo humano

Nombre	masa %	Importancia o función
Oxígeno	65	Necesario para la respiración celular; presente en casi todos los compuestos orgánicos; forma parte del agua
Carbono	18	Constituye el esqueleto de las moléculas orgánicas; puede formar cuatro enlaces con otros tantos átomos
Hidrógeno	10	Presente en la mayoría de los compuestos orgánicos; forma parte del agua
Nitrógeno	3	Componente de todas las proteínas y ácidos nucleicos y de algunos lípidos
Calcio	1,5	Componente estructural de los huesos y dientes; importante en la contracción muscular, conducción de impulsos nerviosos y coagulación de la sangre
Fósforo	1	Componente de los ácidos nucleicos; componente estructural del hueso; importante en la transferencia de energía. Integra los fosfolípidos de la membrana celular.

Cuadro 2.2. Principales Oligoelementos presentes en el cuerpo humano

Potasio	0.4	Principal ion positivo (catión) del interior de las células; importante en el funcionamiento nervioso; afecta a la contracción muscular
Azufre	0,3	Componente de la mayoría de las proteínas
Sodio	0,2	Principal ion positivo del líquido intersticial (tisular); importante en el equilibrio hídrico del cuerpo; esencial para la conducción de impulsos nerviosos
Magnesio	0,1	Necesario para la sangre y los tejidos del cuerpo; forma parte de casi todas las enzimas de importancia
Cloro	0,1	Principal ion negativo (anión) del líquido intersticial; importante en el equilibrio hídrico
Hierro	trazas	Componente de la hemoglobina y mioglobina; forma parte de ciertas enzimas
Yodo	trazas	Componente de las hormonas tiroideas

Cualidades generales de los átomos:

- A los elementos se los simboliza con la primera y segunda letra de su nombre en español o latín (cuadro 1).

- Cuando hay más de un átomo idéntico se coloca por delante de la letra el número de unidades.

- Los átomos se pueden combinar con otros átomos a través de "fuerzas de interacción específica"

¿Cuáles son las cualidades particulares del átomo?

La palabra átomo significa “algo que no puede ser fraccionado”

El átomo es una partícula tan diminuta que es imposible de ver bajo el microscopio óptico. Sólo con el avance de la tecnología, los investigadores pudieron visualizar los átomos a través de los microscopios de barrido electrónico. Con ellos se logra aumentar el tamaño de un objeto hasta 5. 000.000 de veces, con lo cual se pudieron obtener fotografías de los átomos de mayor tamaño, como por ejemplo, el del uranio.

El átomo está constituido por un núcleo atómico con cargas positivas (+), llamadas protones, y neutras, llamadas neutrones (en las últimas décadas los físicos descubrieron unidades más pequeñas dentro del núcleo, llamadas quarks). También orbitando alrededor de ese núcleo, se presentan una o más partículas llamadas electrones, que tienen carga negativa y son 1/1800 veces más pequeños que el protón.

El átomo más sencillo es el del hidrógeno, que posee un solo electrón en su órbita. Pero existen otros mucho más complejos que pueden tener hasta 106 electrones, en diversas capas electrónicas concéntricas que envuelven al núcleo. Cada capa a su vez puede tener uno o más orbitales, en donde se encuentran los electrones.

Los electrones que ocupan orbitales cercanos al núcleo tienen menos energía asociada con su rápido giro orbital. En cambio, los electrones de los orbitales más lejanos tienen más energía porque su giro es más lento.

Cuando un átomo absorbe energía, uno de los electrones cercanos a su núcleo se desplaza a un nivel de mayor energía y más lejos del núcleo. Estos cambios o intercambios de energía dentro del átomo se denominan paquetes de energía o "cuantos" energéticos, que equivalen al promedio de la diferencia entre dos orbitales diferentes.

Ahora bien, cuando el electrón excitado deja esa órbita superior y vuelve a la anterior, esa diferencia de energía es entregada al medio como cuanto en forma de luz ("fluorescencia")

Otra característica que tienen los electrones se vincula con su dirección, que se denomina espín del electrón.

Cuando un átomo presenta la misma cantidad de protones y electrones, a ese número balanceado se lo denomina "número atómico" del elemento. En cambio, el número de protones más neutrones determina el "peso atómico" o "número de masa".

Realice la actividad 1

¿Sabía que...?

Puede existir la posibilidad de que los átomos de un elemento presenten el mismo número atómico pero diferencias en su peso atómico. Esto se debe a una variación en el número de neutrones presentes en el núcleo. A estos elementos se lo llama isótopos, que siguen manteniendo la característica del elemento al que representan porque la conformación electrónica orbital se mantiene intacta. Por ejemplo, existen tres isótopos naturales del hidrógeno, el protio (1H), el deuterio (2H) y el tritio (3H). Todos poseen las mismas propiedades químicas del hidrógeno, y pueden ser diferenciados únicamente por ciertas propiedades físicas.

Los isótopos producen la emisión de partículas y rayos radiactivos. Esta particularidad es utilizada para la investigación, ya que permite marcar átomos individuales.

Organicemos a los átomos:

Como mencionamos anteriormente, los átomos presentan capas electrónicas y orbitales. En total, las capas son siete, y se las reconoce con distintas letras: K-L-M-N-O-P-Q. La primera capa, "K", contiene un solo orbital esférico que da cabida a dos electrones. La segunda capa, "L", más alejada del núcleo, contiene cuatro orbitales, y en ella cada orbital tiene dos electrones. Por lo tanto, esta capa puede albergar hasta ocho electrones. La capa "M" puede contener de cuatro a nueve orbitales. Desde la capa L hasta la Q los orbitales presentan la forma de dos gotas de agua que se tocan por su vértice (fig. 1).

Por lo general (no siempre), las capas más próximas al núcleo quedan completas antes de que empiece a haber electrones en las capas externas, ya que la estabilidad atómica depende de que cada disposición de los electrones en el espacio se mantenga en el menor nivel de energía.

Fig.1.

El número máximo de electrones que puede haber en cada nivel cuántico n corresponde a la formula: nº = 2.n²siendo n el nivel cuántico.

Ejemplo:

K 1....... 2 x 1¹ = 2

L 2....... 2 x 2² = 8

M 3...... 2 x 3²= 18

N 4....... 2 x 4² = 32

O 5 ................ = 18

P 6 ................ = 8

Q 7 ................ = 2

Los subniveles o también llamados orbitales, fueron designados por la espectroscopia, con las letras:

Orbital Significado

s nítido

p principal

d difuso

f fundamental

Ej: El Oxígeno, tiene Nº atómico 8 Núcleo 8 protones

Peso atómico 16 8 neutrones

Su distribución será: 2e, en el orbital esférico de la capa K 6e, repartidos en 2e c/orbital de la capa L, quedando 1 orbital sin electrones.

Realice la actividad 2

Las propiedades químicas que presentan los átomos debido, en gran medida, al número de electrones presentes en sus capas electrónicas externas, hizo que el hombre tratara de organizarlos. En 1869, Dimitri Mendeleev, representa un ordenamiento de los elementos conforme a sus pesos cada vez mayores, planteando para el siglo XIX la existencia de 89 elementos que conforman la "Tabla Periódica de los Elementos". En el presente se cuenta con 106 elementos (fig. 2). Se descubrió que las propiedades químicas de los elementos anotados en la lista exhibían una periodicidad o regularidad repetitiva.

Fig.2

Veamos de qué se trata:

Si los elementos se disponen conforme a su número atómico creciente, surge un patrón en el cual las hileras de átomos progresan desde un electrón en la capa más externa, hasta el máximo posible de electrones en dicha capa. Por ejemplo: el hidrógeno es el primer elemento y su capa K tiene un electrón; el segundo elemento es el helio, que completa su capa K con dos electrones. Cada hilera horizontal de números atómicos crecientes se denomina período. Las columnas, cuyos elementos son similares por el número de electrones que contienen las capas externas, constituyen un grupo.

Por ejemplo:

- Los Gases Nobles o elementos inertes, como el Neón y el Helio, son los últimos elementos de una serie de períodos y constituyen la última columna. Son los únicos que tienen la capa más externa completa.

- A todos los elementos del "Grupo I", como por ejemplo el Li y el Na, les es más fácil perder el único electrón de su capa más externa.

- Análogamente, a todos los elementos del "Grupo II y del "Grupo III", les resulta más fácil también perder dos o tres electrones de su capa más externa. Ejemplo: Mg; Al.

- A todos los elementos de los "Grupos V, VI y VII", les es más fácil adquirir tres, dos o un electrón para completar su órbita más externa.

El átomo que cedió electrones, presenta por ello características "electropositivas", dado que las cargas entre protones y electrones se desbalancea, dominando por ello las cargas del núcleo. Por este motivo el elemento pasa a ser un "ión electropositivo” o “catión". A estos se los llama elementos con "carácter metálico".

El átomo que adquiere electrones presenta características "electronegativas", pues hay más electrones que protones. Por eso se los denomina "iones electronegativos” o “aniones". Estos son elementos con "carácter no metálico".

- Los elementos del "Grupo IV", como el carbono o el sílice, poseen en su órbita más externa cuatro electrones, por lo cual da lo mismo que pierdan o ganen esos cuatro electrones para completar su órbita. Su carácter es intermedio, entre metálico y no metálico, y reciben el nombre de "anfóteros".

Cuando hicimos referencia a las cualidades generales de los átomos, dijimos que tenían la capacidad de combinarse entre sí mediante fuerzas de interacción específica. Cuando ello sucede, se forma un "compuesto químico", cuya característica es que los elementos son diferentes y están combinados en proporciones fijas.

Las características de un compuesto químico son muy diferentes a las de los elementos que lo componen. Por ejemplo: a temperatura ambiente, el agua es un líquido, mientras que el oxígeno o el hidrógeno son gaseosos.

Cada compuesto químico tiene un nombre y una fórmula química o estructural. Para expresarla se utilizan como símbolos las letras de los átomos que lo conforman y unos números como subíndice que señalan el número de átomos presentes en ella (cuadro 2).

La fórmula estructural no sólo brinda información sobre la cantidad de elementos que se encuentran en el compuesto, sino que también nos dice la disposición de dichos elementos en el espacio. Por ejemplo: el agua se describe de la siguiente forma: H-O-H.

H₂O (óxido de hidrógeno)

ClNa (cloruro de sodio)

Fe₂O₃(óxido de hierro)

Ca₃(PO₄)₂(fosfato de calcio)

Formula química (Cuadro 2)

La unión hace la fuerza:

1. Uniones interatómicas

2. Uniones intermoleculares

1. Uniones interatómicas

En la naturaleza se pueden encontrar diversos enlaces de átomos, debido a las características diferentes que presentan cada uno de ellos.

· Cuando entre dos átomos se produce una translación de electrones de uno a otro, y dichos "iones" son de cargas opuestas, se dará una atracción electrostática entre sí. Este tipo de unión se conoce como "enlace iónico" que, por ello, forma un "compuesto iónico".

· Cuando entre dos átomos se produce una traslación de electrones en ambos sentidos, y dichos electrones comparten la última capa de cada átomo, se constituye un "enlace covalente", formándose por ello una "molécula".

Estos enlaces se puede compartir desde 1 par, 2 y hasta 3 pares de electrones.

· A diferencia de lo planteado hasta este momento, los electrones del par que se comparte pueden ser aportados por un mismo átomo. Esto es muy común entre átomos de nitrógeno y fósforo con el hidrógeno o con el oxígeno

En muchos enlaces covalentes, el par de electrones puede quedar más próximo a uno de los átomos. Esto le confiere a la molécula cierto grado de polaridad (como la que tiene, por ejemplo, el agua) lo cual la convierte en una unión "covalente polar". En otros casos, la distribución es más equivalente y armoniosa, dando un carácter apolar (unión "covalente apolar") como sucede con casi todos los compuestos orgánicos.

2. Uniones intermoleculares

Este tipo de unión ocurre entre moléculas, y se produce en función de las caracteristísticas que aportan cada una de ellas, ya sea por el tipo de unión covalente que contengan o por el tipo de carga neta de los átomos ionizados.

Entre las más destacadas podemos mencionar:

· Uniones Puente de Hidrógeno

Son uniones entre átomos de hidrógeno que se ligan covalentemente a un átomo de O o N, o entre algún otro elemento electronegativo de una molécula y otro átomo de gran electronegatividad de una molécula cercana (fig. 3). Los enlaces por puentes de hidrógeno son, aproximadamente, 1/20 más débiles que los enlaces covalentes. El hecho de que alrededor de cada molécula de agua se dispongan otras moléculas unidas por puentes de hidrógeno, permite que se forme en el seno del agua una estructura ordenada de tipo reticular, responsable en gran parte de su comportamiento anómalo y de sus propiedades físicas y químicas.

fig. 3

Son uniones que se rompen y se forman fácilmente, pero son las más fuertes entre las uniones moleculares.

Por ser enlaces que forman largas cadenas y ser orientados, tiene gran importancia en la formación de estructuras tridimensionales y permitir cierta funcionalidad de macromoléculas biológicas como el ADN, proteínas.

· Uniones de van der Waals

Son fuerzas que se presentan cuando las moléculas, por estar muy próximas entre sí, se ven sometidas a ciertas interacciones, lo cual produce desplazamientos temporarios de sus nubes electrónicas (fig. 4).

fig. 4

Estas fuerzas son muy débiles y menos específicas que cualquiera de las uniones anteriores. Su acción es directamente proporcional al número de moléculas.

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