Anatomia y Fisiologia (48)

Vista previa del material en texto

Composición 
de la materia
Elementos y átomos
Toda la materia está compuesta por un número limitado
de sustancias únicas llamadas elementos, que no pue-
den ser degradadas en sustancias más sencillas por mé-
todos químicos ordinarios. Como ejemplos de elemen-
tos, podemos citar muchas sustancias comunes como el
oxígeno, el carbono, el oro, el cobre y el hierro.
Hasta ahora, se conocen 112 elementos con certeza y
se suponen los números 113 al 118. Noventa y dos de
ellos son producidos de modo natural y el resto artificial-
mente. Cuatro elementos (el carbono, el oxígeno, el hi-
drógeno y el nitrógeno) conforman alrededor del 96% del
peso corporal, aunque existen muchos más, presentes en
pequeñas cantidades o cantidades traza. La lista completa
de los elementos aparece en la tabla periódica, una es-
pecie de tablero de forma característica que aparece en el
Apéndice B y en las aulas de química de todo el mundo.
Los elementos más abundantes del organismo y sus fun-
ciones principales aparecen en la Tabla 2.1.
Cada elemento está compuesto por partículas o
componentes básicos más o menos idénticos llamados
átomos. Debido a que cada elemento es único, los áto-
mos de cada uno difieren de los de todos los demás ele-
mentos. Cada elemento está designado por una expre-
sión química de una o dos letras denominada símbolo
atómico. En la mayoría de los casos, el símbolo ató-
mico es sencillamente la primera (o las dos primeras) le-
tras del nombre del elemento. Por ejemplo, la C es el
símbolo utilizado para designar el carbono, la O el oxí-
geno y la Ca el calcio. En algunos casos, el símbolo ató-
mico proviene del nombre del elemento en latín, tal
como sucede con el sodio, que se representa por Na (de
la palabra natrium en latín).
Estructura atómica
La palabra átomo proviene de la palabra griega con el
significado de “que no puede ser dividido” e histórica-
mente esta idea de los átomos fue aceptada como una
verdad científica. Según este concepto, en teoría se po-
dría dividir un elemento puro, como un bloque de oro,
por ejemplo, en partículas más y más pequeñas hasta
llegar a los átomos individuales, y a partir de ahí no se
podría seguir subdividiendo.
Sabemos que los átomos, aun de tamaño indescrip-
tiblemente pequeño, son agrupaciones de partículas
subatómicas de tamaño incluso menor y que, en deter-
minadas circunstancias muy especiales, los átomos pue-
den ser divididos en estas partículas más pequeñas.
Pese a todo, la vieja idea de la indivisibilidad atómica si-
gue siendo muy apropiada, porque un átomo pierde las
propiedades características de su elemento cuando es
dividido en sus subpartículas.
Los átomos que representan los más de 112 elemen-
tos están compuestos por números y proporciones dife-
rentes de tres partículas subatómicas, las cuales difieren
en su masa, en su carga eléctrica y en su ubicación den-
tro del átomo (Tabla 2.2). Los protones (p+) tienen carga
positiva, mientras que los neutrones (n0) no tienen
carga, es decir, son neutros. Los protones y los neutrones
son partículas pesadas con la misma masa (1 unidad de
masa atómica o 1 amu) aproximadamente. Los pequeños
electrones (e–) tienen una carga negativa que cuenta
con la misma fuerza de la carga positiva de los protones;
sin embargo, su masa es tan pequeña que se suele desig-
nar como 0 amu.
La carga eléctrica de una partícula es una medida de
su capacidad de atraer o repeler otras partículas carga-
das. Las partículas que tienen el mismo tipo de carga 
(+ con + o – con –) se repelen mutuamente, pero las
partículas con cargas distintas (+ con –) se atraen. Las
partículas neutras no son atraídas ni repelidas por las
partículas con carga.
Debido al hecho de que todos los átomos son eléc-
tricamente neutros, el número de protones de un átomo
debe estar equilibrado con respecto al número de sus
electrones (anulando, por tanto, las cargas + y – el
efecto de la carga contraria). Así por ejemplo, el hidró-
geno tiene un protón y un electrón y el hierro tiene 26
protones y 26 electrones. Para cualquier átomo, el nú-
mero de protones y el de electrones es siempre exacta-
mente igual. Los átomos que han ganado o perdido
electrones reciben el nombre de iones, como comenta-
remos con más detalle en breve.
Modelos planetario y orbital de un átomo
El modelo planetario de un átomo representa el
átomo como un sistema solar en miniatura (Figura
2.1a), en el cual los protones y los neutrones aparecen
agrupados en el centro del átomo en el núcleo ató-
mico. Debido a que el núcleo contiene todas las partí-
culas pesadas, es increíblemente denso y tiene carga
positiva. Los pequeños electrones orbitan alrededor
del núcleo en órbitas fijas y generalmente circulares,
como planetas alrededor del sol. Pero nunca podemos
determinar el emplazamiento exacto de los electrones
en un momento determinado puesto que saltan de un
lado para otro siguiendo rutas desconocidas. De modo
que, en lugar de hablar de órbitas específicas, los quí-
micos hablan de orbitales, es decir, regiones alrededor
del núcleo en las que es probable encontrar un elec-
trón dado o un par de electrones la mayor parte del
tiempo. Este modelo más moderno de estructura ató-
mica, denominado modelo orbital, ha demostrado re-
sultar más útil a la hora de predecir el comportamiento
químico de los átomos.
Capítulo 2: Química básica 29
2