Carga formal y estructura de Lewis

Los químicos lograron comprender cómo se forman las moléculas tras el desarrollo de la tabla periódica y el concepto de “configuración electrónica”. Lewis contribuyó con estos avances gracias a un sistema de puntos para representar electrones de valencia de un átomo, ion o molécula; la distribución de estos se conoce por su carga formal.

De acuerdo a Gilbert Lewis, los átomos se combinan entre ellos para obtener la configuración electrónica más estable, la cual es igual al del gas noble más cercano.

Gilbert lewis y su aporte a la química

Gilbert Newton Lewis fue un químico estadounidense que realizó significativos aportes en el estudio de los enlaces químicos. Según Lewis, los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable; y la estabilidad máxima se alcanza cuando el átomo es isoelectrónico con un gas noble.

Átomos isoelectrónicos

Dos átomos o iones son isoelectrónicos si tienen el mismo número de electrones, y por lo tanto, la misma configuración electrónica. Por ejemplo:

El catión K⁺ es isoelectrónico con el átomo de Ar porque:

K⁺ → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Ar → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

El anión F⁻ es isoelectrónico con el átomo de Ne porque:

F⁻ → 1s² 2s² 2p⁶

Ne → 1s² 2s² 2p⁶

Símbolos de puntos de Lewis

Un símbolo de puntos de Lewis contiene el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia del átomo de un elemento. Los electrones de valencia son los más externos en un átomo y los que se utilizan en los enlaces químicos.

– Ejemplos:

Nombre del elemento	Configuración electrónica	Electrones de valencia	Puntos de Lewis
Calcio	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²	2
Nitrógeno	1s² 2s² 2p³	5
Cloro	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵	7

En la configuración electrónica de cada elemento se resaltan las capas de electrones más externas o capa de valencia.

Símbolos de puntos de Lewis de los elementos representativos y los gases nobles.

Observa que, a excepción del helio, la cantidad de electrones de valencia de cada átomo es igual al grupo en el que se encuentra el elemento en la tabla periódica.

Escritura de las estructuras de Lewis

La estructura de Lewis es una forma de representar un enlace covalente, en el que el par de electrones compartidos se muestran con líneas o como pares de puntos entre dos átomos. Los pares libres no compartidos se dibujan como pares de puntos en los átomos individuales.

¿Sabías qué?

Gilbert Lewis propuso la regla del octeto, la cual afirma que un átomo, excepto el hidrógeno y el helio, tiende a formar enlaces hasta rodearse de ocho electrones de valencia.

Los pasos para escribir la estructura de Lewis de una molécula como NF₃ son los siguientes:

1. Escribe el esqueleto de la estructura.

Por lo general, el átomo menos electronegativo ocupa la posición central mientras que los átomos de H y F suelen estar en las posiciones terminales.

2. Cuenta el número total de electrones de valencia.

La molécula NF₃ tiene un átomo de N y tres átomos de F. Así que debemos determinar los electrones de valencia de cada átomo y luego sumarlos.

N → 1s² 2s² 2p³ → 5 electrones de valencia.

F → 1s² 2s² 2p⁵ → 7 electrones de valencia.

Como solo hay un átomo de N, los electrones de valencia para N son 5 (1 × 5 = 5); en cambio, hay tres átomos de F, así que multiplicamos la cantidad de átomos de F por sus electrones de valencia, lo que da como resultado 21 electrones de valencia (3 × 7 = 21 ) para F. Luego sumamos:

Electrones de NF₃ = 5 + 21 = 26

3. Dibuja los enlaces covalentes.

Al principio coloca enlaces sencillos entre el átomo central y cada átomo terminal. Completa el octeto de cada átomo con puntos de Lewis. El número total de electrones (tanto en los pares enlazados como los pares libres) debe ser igual a los calculados anteriormente: 26.

4. Comprueba la regla del octeto.

Cada átomo de F tiene un par de electrones compartidos (una línea) y 3 pares de electrones libres no compartidos (6 puntos). Cada átomo de F cumple con la regla del octeto porque tienen 8 electrones alrededor.	El átomo de N tiene 3 pares de electrones compartidos (3 líneas) y un par de electrones libres no compartidos (2 puntos). El átomo de N cumple con la regla del octeto porque tiene 8 electrones alrededor.

Si contamos la cantidad de electrones compartidos (representados con líneas) y no compartidos (representados con puntos) en toda la molécula el resultado debe ser 26. Observa:

Electrones de NF₃ = 6 electrones compartidos + 20 electrones no compartidos = 26

Estructura de Lewis del ion carbonato (CO₃)²⁻

1. Dibujamos la estructura básica o esqueleto. Como el carbono es el átomo menos electronegativo va en el centro.

2. Calculamos la cantidad total de electrones de valencia de la forma que se muestra a continuación:

C → 1s² 2s² 2p² → 4 electrones de valencia.

O → 1s² 2s² 2p⁴→ 6 electrones de valencia.

Hay un átomo de C y 3 átomos de O, además, todo el ion tiene 2 cargas negativas, por lo tanto debemos sumar 2 electrones al total:

Electrones de (CO₃)²⁻ = (1 × 4) + (3 × 6) + 2 = 4 + 18 + 2 = 24

3. Dibujamos un enlace covalente sencillo entre el átomo de C y cada átomo de O. Esta estructura muestra los 24 electrones. Sin embargo, la regla del octeto se cumple solo en los oxígenos y no en el átomo de carbono.

Entonces movemos un par de electrones libres de uno de los átomos de O para formar un enlace doble con C. También debemos señalar las 2 cargas negativas del ion, para eso colocamos toda la estructura entre corchetes y colocamos las cargas como superíndice.

4. Verificamos que se cumpla la regla del octeto en los átomos.

Cada átomo de O cumple con la regla del octeto porque está rodeado de 8 electrones. 2 átomos de O tienen un par de electrones compartidos y 3 pares de electrones libres. Un átomo de O tiene 2 pares de electrones compartidos y 2 pares libres.	El átomo de C cumple con la regla del octeto porque está rodeado de 8 electrones: un enlace doble (4 electrones compartidos) y 2 enlaces simples, en los que se comparte 2 electrones en cada uno.

carga formal

Una vez que hemos determinado el número total de electrones de valencia para una estructura de Lewis no es posible saber de qué átomo proceden los electrones de esta estructura. No obstante, después de tener una estructura de Lewis aceptable es posible establecer de dónde proceden los electrones si evaluamos la carga formal.

La carga formal es la diferencia de carga eléctrica que existe entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese mismo átomo en una estructura de Lewis.

Carga formal del ozono O₃

La configuración electrónica del átomo de O es 1s² 2s² 2p⁴; por lo tanto, cada átomo tiene 6 electrones de valencia y la molécula debe tener 18 electrones totales (3 × 6 = 18). La estructura básica del ozono (O₃) con enlaces simples es esta:

Aunque la estructura de Lewis anterior cuenta con los 18 electrones, la regla del octeto no se cumple para el átomo de O central; así que tenemo que convertir un par de electrones libres en un segundo enlace compartido.

Ahora podemos calcular la carga formal a los átomos, para esto restamos la cantidad de electrones asignados a cada átomo a la cantidad de electrones de valencia.

Las líneas rojas representan la ruptura de los enlaces. Al hacer esto solo consideramos la mitad de los electrones por cada enlace covalente.

Las cargas formales de todos los átomos de O₃ se expresan de la siguiente forma:

La molécula de O₃ es neutra porque +1 −1 = 0.

Reglas para escribir las cargas formales

La suma de las cargas formales de una molécula debe ser cero porque son especies neutras.
La suma de las cargas formales de un catión debe ser igual a la carga positiva.
La suma de las cargas formales de un anión debe ser igual a la carga negativa.

Carga formal del ion carbonato (CO₃)²⁻

La estructura de Lewis de este ion fue descrita anteriormente. Para determinar la carga formal de cada átomo tenemos que romper los enlaces:

Luego realizamos la resta entre los electrones asignados y los de valencia:

Escribimos la estructura de Lewis con las cargas formales:

Nota que la suma de las cargas formales es −2, que es igual a la carga del ion carbonato.

Desarrollo histórico de la química

La química es una ciencia que estudia la materia y los cambios que ocurren en ella. Aunque su origen es antiguo, se la considera una ciencia moderna, activa y en evolución. Su desarrollo histórico ha estado asociado al descubrimiento, manejo y transformación de los recursos naturales que el hombre disponía.

raíces prehistóricas

Desde su inicio, el ser humano aprendió a modificar los materiales de la naturaleza, lo que constituye el principio de la química. El descubrimiento del fuego fue, sin lugar a dudas, el más importante de la época; gracias a este el hombre primitivo logró cocinar sus alimentos, mantenerse caliente, elaborar moldes de arcilla y modelar algunos metales como el cobre y el estaño.

Con el descubrimiento del fuego, nuestros ancestros hicieron un importante progreso en la transformación de materiales.

Primeras civilizaciones

En la Edad Antigua, el conocimiento que tenía el ser humano sobre los materiales logró el desarrollo de grandes civilizaciones como la persa, la mesopotámica, la griega, la egipcia y la romana. Algunas técnicas dominadas para entonces eran el manejo del vidrio y de metales como el oro, la plata y el hierro; también hacían perfumes, barnices, jabones, medicamentos, vino y muchos otros productos.

¿Cómo se compone la materia?

En el siglo VI a. C. los griegos intentaron dar una explicación a cómo se componía la materia. Las primeras teorías propuestas por los filósofos fueron las siguientes:

Para Aristóteles (384-322 a C.) la materia estaba formada por cuatro elementos: agua, tierra, fuego y aire.
Según Tales de Mileto (624-546 a. C.) la sustancia básica era el agua, pues sin agua no hay vida.
Leucipo (siglo V a. C.) y su discípulo Demócrito (siglo IV a. C.) expusieron que la materia se dividía hasta llegar a una partícula indivisible que denominaron “átomo“.

¿Sabías qué?

La palabra “átomo” proviene del griego átomon: a que significa “sin” y tomon que significa “división”.

Estatua de bronce de Aristóteles en Alemania. Su teoría de los cuatro elementos (más tarde llamada cinco elementos al añadir el éter) fue aceptada por más de un milenio en Occidente.

La alquimia

El dominio técnico de la civilización egipcia combinado con las teorías filosóficas de los griegos dio paso a la alquimia: práctica que buscaba comprender la naturaleza y encontrar la perfección, lo cual se materializaba en el oro. Por dicha razón, los alquimistas se dedicaron a manipular metales y sustancias con el fin de hallar la piedra filosofal, la cual se creía era un compuesto mágico que convertía metales en oro y concedía la eterna juventud.

La alquimia fusionó la técnica, el misticismo, la astrología, la filosofía, la superstición y la magia. Por este camino se desarrollaron y perfeccionaron métodos como el baño de María, la destilación, la sublimación, la calcinación y la metalurgia; e instrumentos como el alambique y la balanza.

El oro era el material perfecto para los alquimistas.

Jabir ibn Hayyan

El árabe Jabir ibn Hayyan tuvo importantes avances en el alquimia, al punto de ser considerado por algunos expertos como el padre de la alquimia y fundador de la química. Él clasificó las sustancias en espíritus, metales y cuerpo sólidos. Los espíritus eran sustancias volátiles como el alcohol, mientras que los cuerpos sólidos eran no volátiles.

La química moderna

Ya para el siglo XVIII, la teoría de los cuatro elementos de Aristóteles no era suficiente para comprender cómo se componía la materia, pues los avances en el estudio de los gases certificaron que el aire no era un elemento, sino un conjunto de diferente sustancias. En la Edad Moderna inició la química propiamente dichas y los hitos que marcaron este período fueron los siguientes:

	George Ernst Stahl 1659-1734 Propuso la teoría del flogisto, esta aseguraba que lo cuerpos combustibles tenían una sustancia denominada flogisto que se perdía en el aire al arder el material.
	Robert Boyle 1627-1691 Realizó importantes avances en el estudio de los gases. Sus teorías y planteamientos lograron comprobarse de forma experimental, razón por la que se le atribuye el método cualitativo.
	Joseph Priestley 1733-1804 Estudió diversos gases y descubrió que la combustión era posible gracias al oxígeno. Fue el primero en aislar el oxígeno en forma gaseosa y reconocer su importancia para la vida.
	Antoine Lavoisier 1743-1794 Conocido como el padre de la química moderna gracias a sus estudio sobre la fotosíntesis, la oxidación de los cuerpos, la combustión, el aire, la respiración animal y su ley de la conservación de la masa.

química en la edad contemporánea

A partir del siglo XIX la química se desarrolló con más fuerza. El descubrimiento y síntesis de nuevas sustancias caracterizó esta etapa. Los acontecimientos más relevantes se señalan a continuación:

	John Dalton 1766-1844 Propuso la primera teoría atómica. Según Dalton la materia estaba formada por átomos indivisibles, indestructibles, de forma esférica e iguales entre sí para un mismo elemento.
	Ernest Rutherford 1871-1937 Estableció una estructura atómica con partículas más pequeñas, por lo que el átomo dejó de ser indivisible. Este modelo consta de un núcleo cargado positivamente y una zona de partículas con cargas negativas.
	Niel Bohr 1885-1962 Expuso que el átomo tiene electrones ubicados en órbitas estables alrededor del núcleo. Estos electrones emiten o absorben energía cuando saltan de una órbita a otra.
	Dimitri Mendeleiev 1834-1907 Organizó los elementos existentes hasta ese momento de acuerdo a sus pesos atómicos en una tabla conocida como “la tabla periódica de los elementos”.
	Marie y Pierre Curie 1867-1934, 1859-1906 Estudiaron el fenómeno de la radiactividad y descubrieron dos elementos llamados radio y polonio.
	James Chadwick 1891-1972 Este físico británico logró demostrar la existencia de los neutrones: partículas eléctricamente neutras con una masa similar a la de los protones y ubicadas en el núcleo del átomo.
	Francis Crick y James Watson 1916-2004, 1928-actualidad Juntos hicieron uno de los avances más importantes de la bioquímica: resolvieron la estructura tridimensional de la molécula de ADN.

Configuración electrónica: principios y fundamentos

Las propiedades químicas de todos los elementos dependen de la corteza electrónica de los átomos que lo constituyen. Por esta razón es importante conocer los principios para la distribución de electrones en los diversos niveles y subniveles de energía, cuya representación abreviado se conoce como “configuración electrónica”.

Toda la materia está formada por partículas de pequeño tamaño conocidas como “átomos”.

Estructura del átomo

El átomo es la unidad fundamental de un elemento y, por lo tanto, la unidad constituyente más pequeña de toda la materia. Está formado por partículas más pequeñas o subatómicas llamadas protones, neutrones y electrones.

Los protones tienen carga positiva (+).
Los neutrones tienen carga neutra (0).
Los electrones tienen carga negativa (−).

El átomo consta de un núcleo positivo, donde se encuentran los protones y los neutrones; y una corteza electrónica por donde giran los electrones organizados en órbitas.

Átomo con 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones. Los electrones se organizan en distintos niveles de energía; en el primero (n = 1) hay 2 electrones y en el segundo (n = 2) hay 4 electrones.

¿Qué son los niveles de energía?

Son las capas en los que se reparten los electrones de un átomo. Mientras mayor sea el valor del nivel de energía (n = 1, 2, 3, …), mayor será la distancia entre el electrón en el orbital de un átomo y el núcleo; por lo tanto, el orbital es de mayor tamaño. Así, los orbitales del nivel de energía 3 (n = 3) son más grandes que los orbitales del nivel de energía 2 (n = 2).

orbitales atómicos

Los orbitales atómicos son regiones en las que hay alta probabilidad de hallar un electrón y poseen una determinado nivel de energía. Si bien los distintos tipos de orbitales no tienen forma definida es posible imaginar una forma particular de acuerdo a la distancia entre el núcleo del átomo y la posible localización del electrón. Según su forma, los orbitales se nombran con las letras s, p, d, f, …

Orbitales s

Se caracteriza por tener una forma esférica que aumenta de tamaño al aumentar el nivel de energía.

Los orbitales s tienen capacidad para 2 electrones.


orbital 1s	orbital 2s	orbital 3s

Orbitales p

Podemos imaginar a los orbitales p como dos lóbulos ubicados uno del lado opuesto del otro. Existen tres tipos de orbitales p: p_x, p_y y p_z, cuyos subíndices representan los ejes sobre los cuales se orientan los orbitales.

Los orbitales p tienen capacidad para 6 electrones, 2 electrones por cada orientación.


orbital p_y	orbital p_x	orbital p_z

Orbitales d y otros de mayor energía

Estos orbitales tienen forma de lóbulos en cinco orientaciones diferentes. Los orbitales con mayor energía que los orbitales d se representan con las letras f, g, h, …

Los orbitales d tienen capacidad para 10 electrones, 2 electrones por cada orientación.


orbital d_z²	orbital d_xz	orbital d_xy


orbital d_yz	orbital d_x²-y²

Cabe destacar que a medida que aumenta el nivel de energía también aumenta la capacidad de contener orbitales, por ejemplo, en n = 1 solo encontramos orbitales s, en n = 2 orbitales s y p, y en n = 3 orbitales s, p y d, y así sucesivamente. A manera de resumen podemos organizar esta información en una tabla como la siguiente:

Nivel de energía	Orbitales	Capacidad electrónica del orbital	Capacidad electrónica del nivel
1	s	2	2
2	s	2	8
2	p	6	8
3	s	2	18
	p	6
	d	10
4	s	2	32
	p	6
	d	10
	f	14

La forma en la que se organizan los electrones alrededor del núcleo atómico determina el tipo de enlace en las sustancias y sus propiedades químicas.

Configuración electrónica

La información dada en la tabla anterior puede ilustrarse gráficamente en un esquema conocido como “regla Möller”, “regla de las diagonales” o “método de la lluvia”. Este se utiliza en el llenado de arriba hacia abajo de los subniveles de un átomo en la dirección y sentido que señalan las flechas.

Recordemos que el número de electrones de un átomo en su estado fundamental es igual a su número atómico (Z). Así, la configuración electrónica del átomo de hidrógeno (Z = 1) en estado fundamental es 1s¹, donde:

Por lo tanto, podemos decir que el electrón del átomo de hidrógeno está en un orbital s del nivel de energía 1. La expresión 1s¹ se lee “uno ese uno”.

¿Sabías qué?

El estado fundamental, también llamado “estado basal”, es el estado de menor energía en el que se puede encontrar un átomo.

¿Cómo escribir la configuración electrónica de un átomo?

Litio (Li)

El número atómico (Z) del Li es 3, por lo tanto, el átomo de Li tiene 3 electrones en su estado fundamental. Para escribir su configuración electrónica empezamos a contar desde el primer nivel de energía hasta llegar a los 3 electrones.

Empezamos con 1s² y seguimos hasta llegar a 2s, orbital en el que caben 2 electrones. Como solo falta un electrón para llegar a 3, escribimos la designación del orbital con un solo electrón, es decir, 2s¹.

Configuración electrónica de Li → 1s² 2s¹

Carbono (C)

Como el número atómico (Z) de C es 6, los electrones de este átomo son 6. Así que contamos de forma progresiva en el diagrama hasta llegar a 6 electrones.

Si iniciamos con 1s² y luego pasamos por 2s² ya tenemos 4 electrones. Como faltan 2 electrones seguimos hasta 2p y escribimos la designación del orbital con 2 electrones: 2p².

Configuración electrónica de C → 1s² 2s² 2p²

Magnesio (Mg)

El número atómico (Z) del Mg es 12, por lo que debemos repetir el mismo procedimiento de los ejemplos anteriores hasta llegar a 12 electrones.

Tras llenar los primeros 10 electrones hasta el 2p⁶, seguimos con 3s² y de ese modo ya se tienen los 12 electrones correspondientes al átomo en su estado fundamental.

Configuración electrónica de Mg → 1s² 2s² 2p⁶ 3s²

Configuración electrónica de los primero 15 elementos de la tabla periódica

Elemento	Símbolo	Número atómico (Z)	Número de electrones en estado fundamental	Configuración electrónica
Hidrógeno	H	1	1	1s¹
Helio	He	2	2	1s²
Litio	Li	3	3	1s² 2s¹
Berilio	Be	4	4	1s² 2s²
Boro	B	5	5	1s² 2s² 2p¹
Carbono	C	6	6	1s² 2s² 2p²
Nitrógeno	N	7	7	1s² 2s² 2p³
Oxígeno	O	8	8	1s² 2s² 2p⁴
Flúor	F	9	9	1s² 2s² 2p⁵
Neón	Ne	10	10	1s² 2s² 2p⁶
Sodio	Na	11	11	1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
Magnesio	Mg	12	12	1s² 2s² 2p⁶ 3s²
Aluminio	Al	13	13	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹
Silicio	Si	14	14	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²
Fósforo	P	15	15	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

Diagrama de orbitales

Los diagramas de orbitales son otra forma de mostrar la configuración electrónica, el cual plasma de forma más precisa la posición del espín del electrón. Los posibles giros de un electrón son dos y se representan con flechas: una hacia arriba y otra hacia abajo. Cada caja representa un orbital. Por ejemplo:

H →

He →

¿Sabías qué?

El espín, o momento angular de rotación del electrón, está relacionado con los dos movimientos de giros que puede tener el electrón, los cuales se representan con flechas.

Regla para la distribución de los electrones

Principio de exclusión de Pauli

“Un orbital no puede tener más de dos electrones, cuyos espines deben tener valores opuestos, es decir, una flecha hacia arriba y otra hacia abajo”.

Observa las tres posibles maneras de organizar los 2 electrones en el orbital 1s del helio (He). Solo el diagrama c) cumple con el principio de exclusión de Pauli.

	a)	b)	c)
He →
	Incorrecto	Incorrecto	Correcto

Principio de máxima multiplicidad de carga o regla de Hund

“La distribución electrónica más estable es aquella que tiene la mayor cantidad de espines paralelos o no apareados”.

Observa los distintos diagramas de orbitales en los que se muestra la distribución de electrones del átomo de carbono (C). Aunque los tres cumple con el principio de exclusión de Pauli solo el diagrama c) cumple con la regla de Hund y por lo tanto es el adecuado.

a)	C →	Incorrecto
b)	C →	Incorrecto
c)	C →	Correcto

Nota que se dibujan tres cajas para los orbitales p porque estos tienen tres orientaciones diferentes (p_x, p_y y p_z) en las cuales caben 2 electrones respectivamente.

Principio de Aufbau

“Mientras se añaden protones al núcleo del átomo de uno en uno, los electrones se suman de la misma forma en los orbitales atómicos”.

Por ejemplo, el tercer electrón del átomo de litio (Li) no puede acomodarse en el orbital 1s, así que se coloca en el siguiente orbital de menor nivel de energía, el 2s.

He →

Li →

Con excepción del hidrógeno y del helio, la configuración electrónica de todos los elementos puede ser representada por un kérnel de gas noble, el cual muestra entre corchetes el símbolo del gas noble que antecede a un elemento. Ejemplo:

Símbolo de elemento	Número atómico (Z)	Configuración electrónica
H	1	1s¹
He	2	1s²
Li	3	[He]2s¹
Be	4	[He]2s²
B	5	[He]2s² 2p¹
C	6	[He]2s² 2p²
N	7	[He]2s² 2p³
O	8	[He]2s² 2p⁴
F	9	[He]2s² 2p⁵
Ne	10	[He]2s² 2p⁶
Na	11	[Ne]3s¹
Mg	12	[Ne]3s²
Al	13	[Ne]3s² 3p¹
Si	14	[Ne]3s² 3p²
P	15	[Ne]3s² 3p³

¿Sabías qué?

Los electrones más externos que se ubican luego del kérnel del gas noble son llamados “electrones de valencia”.

¡a practicar!

Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos en su estado fundamental. En cada caso, realiza el diagrama de orbitales.

a) Calcio

b) Hierro

c) Zinc

d) Bromo

Respuestas

a) Calcio

Símbolo: Ca
Número atómico (Z): 20
Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² → [Ar]4s²
Diagrama de orbitales:

b) Hierro

Símbolo: Fe
Número atómico (Z): 26
Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ → [Ar]4s² 3d⁶
Diagrama orbitales:

c) Zinc

Símbolo: Zn
Número atómico (Z): 30
Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ → [Ar]4s² 3d¹⁰
Diagrama de orbitales:

d) Bromo

Símbolo: Br
Número atómico (Z): 35
Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵ → [Ar]4s² 3d¹⁰ 4p⁵
Diagrama de orbitales:

Oxidación, fermentación y combustión

Los cambios químicos son procesos en los que una sustancia se transforma en otra, con estructura, composición y propiedades diferentes a la inicial. La oxidación, la fermentación y la combustión son ejemplos de estas reacciones, las cuales ocurren de forma constante en nuestro día a día.

	Oxidación	Fermentación	Combustión
Definición	Cambio químico que ocurre cuando una sustancia entra en contacto con el oxígeno para formar óxido.	Cambio químico producido por microorganismos que transforman una sustancia en un compuesto orgánico simple.	Cambio químico que se produce cuando un material oxidable arde al entrar en contacto con el oxígeno del aire.
Tipo de reacción	Oxidación.	Oxidación.	Oxidación.
Velocidad	Puede ser rápida o lenta; todo depende del tipo de sustancia.	Suele ser lenta; por ejemplo, el proceso de fermentación del vino dura una dos semana.	Suele ser rápida; por ejemplo, la combustión del butano dura solo unos segundos.
Presencia de oxígeno	Depende de la reacción.	No.	Sí.
Liberación de calor	Depende de la reacción.	Sí.	Sí.
Tipos	Rápida. Lenta.	Acética. Láctica. Alcohólica.	Combustión completa. Combustión incompleta. Combustión estequimétrica.
Ejemplos	Oxidación de un tornillo a la intemperie.	Fermentación de la cerveza.	Quema de papel.

CAPÍTULO 6 / REVISIÓN

Los seres vivos y la célula | ¿qué aprendimos?

TEORÍA CELULAR Y CARACTERÍSTICAS DE LOS SERES VIVOS

Se consideran seres vivos todos aquellos organismos que están hechos de células, que son las unidades de la vida. Existen dos tipos de células: las procariotas y las eucariotas. La teoría celular describe las células y cómo funcionan. Es considerada uno de los principios básicos de la biología, el crédito de la misma se lo llevan los grandes científicos Theodor Schwann, Matthias Schleiden y Rudolph Virchow, aunque ningún avance se hubiera logrado si no fuera por los trabajos de Robert Hooke. Todas las funciones de los seres vivos dependen de las células: el movimiento, la reproducción, el crecimiento, la sensibilidad, la respiración, la excreción y la nutrición.

Robert Hooke acuño el término “célula” al examinar la estructura porosa del corcho y observar pequeñas celdillas.

LA CÉLULA: UNIDAD ESTRUCTURAL Y FUNCIONAL

La célula puede definirse como la unidad fundamental de los organismos vivos capaz de reproducirse independientemente. Cada célula está contenida dentro de una membrana puntuada con puertas, canales y bombas especiales. Estos dispositivos permiten la entrada o la salida de moléculas seleccionadas mediante dos mecanismos principales: transporte pasivo y transporte activo. Protegido por la membrana se encuentra el citosol, el cual a su vez está compuesto por el citoesqueleto, una red de estructuras proteicas filamentosas. Finalmente, uno de los organelos más importantes de la célula, y el que se encarga de que se cumplan las funciones vitales y de resguardar el ADN, es el núcleo, presente únicamente en las células eucariotas.

En el núcleo de cada célula, la molécula de ADN se empaqueta en estructuras parecidas a hilos llamadas cromosomas.

CÉLULA ANIMAL VS CÉLULA VEGETAL

De los dos tipos de célula que existen, la más desarrollada es la eucariota. Las células eucariotas se pueden clasificar en dos tipos: la célula vegetal y la célula animal. Ambos tipos de célula comparten organelos como la membrana plasmática, el núcleo, el citoplasma, el retículo endoplasmático, el aparato de Golgi, las mitocondrias y las vacuolas. Por otro lado, se diferencian en organelos como los lisosomas, la pared celular, los cloroplastos y los centriolos. La teoría endosimbiótica propone que los cloroplastos fueron una vez células procariotas que vivían dentro de células huéspedes y que quedaron atrapadas dentro de ellas. Por un lado, recibían protección y, por otro lado, ellos proporcionaban nutrientes, y así, con el paso del tiempo, se formaron las células eucariotas.

Una de las diferencias entre la célula animal y la vegetal es que esta última posee una pared celular que le da soporte.

NUTRICIÓN Y RESPIRACIÓN CELULAR

Se conoce como respiración al conjunto de reacciones bioquímicas mediante las cuales la energía es liberada a partir de sustancias alimenticias, como por ejemplo, la glucosa. La respiración celular se lleva a cabo a través de 3 procesos: glucólisis, mediante el cual es extraída la energía de la glucosa; ciclo de Krebs, mecanismo mediante el cual las células vivas descomponen moléculas de combustible orgánico en presencia de oxígeno para recoger la energía que necesitan para crecer y dividirse; y finalmente la cadena transportadora de electrones, la ruta final de la respiración aerobia y la única parte del metabolismo de la glucosa donde se utiliza el oxígeno atmosférico.

El adenosín trifosfato o ATP es una molécula transportadora energía y se encuentra en las células de todos los seres vivos.

FUNCIONES CELULARES DE REPRODUCCIÓN Y RELACIÓN

El mecanismo de reproducción celular más difundido es la mitosis. Es un proceso de división celular mediante el cual una célula se divide y da origen a dos células hijas genéticamente idénticas a ella. Se compone por las siguientes fases: profase, metafase, anafase y telofase. Por otro lado, la meiosis es la forma especializada de división celular que se produce en las células sexuales, por ejemplo: las esporas de plantas, los espermatozoides y los óvulos. Se compone de las siguientes fases: meiosis I y meiosis II, cada una con profase, metafase, anafase y telofase. Además de los procesos de mitosis y meiosis, para que se separen físicamente las células ocurre la citocinesis.

El ciclo celular es un conjunto ordenado de sucesos que pueden producir crecimiento y división en células hijas.

PRODUCCIÓN CELULAR

Las proteínas están presentes en los seres vivos y son las responsables de construir estructuras biológicas y realizar variadas funciones indispensables para el desarrollo de los organismos. El ADN determina el orden de los aminoácidos en la formación de proteínas. La síntesis de proteínas tiene como finalidad permitir al organismo formar aquellas macromoléculas que se necesitan para llevar a cabo sus funciones. La síntesis de proteínas en las células consta de dos etapas: la transcripción y la traducción. Por un lado, la transcripción es el proceso mediante el cual la información contenida en el ADN es copiada en forma de ARN mensajero (ARNm). En la traducción, el ARNm sale del núcleo y se mueve hacia los ribosomas, donde se produce la síntesis de proteínas.

Los ribosomas son los organelos encargados de fabricar proteínas, pueden encontrarse libres en el citoplasma o unidos al retículo endoplasmático rugoso.

CAPÍTULO 6 / TEMA 4

NUTRICIÓN Y RESPIRACIÓN CELULAR

Las células necesitan energía para poder realizar todas sus funciones vitales. La mejor manera de obtenerla es mediante la respiración celular llevada a cabo en las mitocondrias, que tiene como resultado la producción de adenosín trifosfato o ATP. Se conoce como respiración al conjunto de reacciones bioquímicas mediante las cuales la energía es liberada a partir de sustancias alimenticias, como por ejemplo la glucosa obtenida principalmente de los nutrientes.

¿CÓMO OBTIENE ENERGÍA LA CÉLULA?

Se necesita energía para realizar trabajos pesados y ejercicios, pero los humanos también utilizamos energía mientras pensamos e incluso mientras dormimos. De hecho, las células vivas de cada organismo utilizan constantemente energía. Los nutrientes y otras moléculas se importan a la célula, se metabolizan (se descomponen) y, posiblemente, se sintetizan en nuevas moléculas, se modifican si es necesario, se transportan alrededor de la célula y posiblemente se distribuyen a todo el organismo.

La mayor parte de las estructuras que componen a los seres vivos pertenecen a tres tipos de moléculas básicas: aminoácidos, azúcares y grasas. Estas moléculas son vitales y el metabolismo se centra en sintetizarlas para la construcción o reparación de células y tejidos, o en degradarlas y utilizarlas como recurso energético.

De los carbohidratos se obtiene la mayor cantidad de energía a través del metabolismo de la glucosa o glucólisis y la respiración celular.

¿Qué es el metabolismo?

Es la circulación continua de materia y energía a través del cuerpo. El metabolismo es una red de procesos que generan energía y le permiten a los seres vivos perpetuarse y autorrepararse.

¿QUÉ ES LA RESPIRACIÓN CELULAR?

Es el el proceso mediante el cual los organismos combinan el oxígeno con las moléculas de los productos alimenticios y desvían la energía química de estas sustancias a actividades que sustentan la vida y los descartan, como productos de desecho, dióxido de carbono y agua.

¿Sabías qué?

Los organismos que no dependen del oxígeno degradan los alimentos en un proceso llamado fermentación.

Glucólisis

Es el conjunto de reacciones químicas en las que la energía es extraída de la glucosa mediante su ruptura en dos moléculas llamadas piruvato. Este mecanismo es parte de la respiración celular y es la primera etapa del metabolismo de los carbohidratos, específicamente del catabolismo, donde las moléculas grandes se transforman en otras más pequeñas. Al romperse la glucosa, se libera energía en forma de dos moléculas de ATP. Finalmente, el producto resultante del piruvato puede ser utilizado en la respiración celular para almacenar aún más energía.

Ciclo de Krebs

Es la segunda etapa del proceso de respiración celular, mecanismo mediante el cual las células vivas descomponen moléculas de combustible orgánico en presencia de oxígeno para recoger la energía que necesitan para crecer y dividirse.

El combustible orgánico, ahora piruvato, es degradado a acetil coenzima A o acetil coA para poder entrar al ciclo de Krebs, el cual consta de 8 reacciones: citrato sintasa, acontinasa, isocitrato deshidrogenasa, alfa-cetoglutarato deshidrogenasa, succinil CoA sintetasa, succinato deshidrogenasa, fumarasa y malato deshidrogenasa. De todas estas reacciones se producen 2 moléculas de ATP, 6 de NADH y 2 de FADH2, de estas dos últimas se generarán 18 ATP y 4 ATP respectivamente.

Cadena transportadora de electrones

Es la ruta final de la respiración aerobia y, además, es la única parte del metabolismo de la glucosa donde se utiliza el oxígeno atmosférico. Se lleva a cabo en la membrana interna de la mitocondria y tiene como finalidad crear un gradiente de protones (hidrogeniones H+) que luego puede ser utilizado en la fosforilación oxidativa para producir energía en forma de ATP.

El transporte de electrones es un conjunto de reacciones de óxido-reducción (reacciones de transferencia de electrones) que se asemejan a una especie de carrera de relevos. Allí los electrones son pasados rápidamente de un componente a otro hasta llegar al final de la cadena, donde los electrones reducen el oxígeno molecular y producen agua.

Los electrones transferidos en esta etapa pertenecen a las coenzimas NADH+H y FADH, provenientes de la glucólisis y el ciclo de Krebs, en total son 10 NADH+H y 2 FADH.

La cadena transportadora está formada por 4 complejos transportadores: complejo I o NADH deshidrogenasa, complejo II o succinato deshidrogenasa, complejo III o citocromo bc1 y complejo IV o citocromo oxidasa.

LA FABRICA DE ENERGÍA CELULAR: LA MITOCONDRIA

Las mitocondrias actúan como las centrales eléctricas de la célula. Contienen dos membranas principales. La membrana mitocondrial externa rodea completamente la membrana interna, con un pequeño espacio intermembrana en medio. La membrana externa tiene poros basados en proteínas y suficientemente grandes para permitir el paso de algunos iones y moléculas.

Tanto el ciclo de Krebs como la cadena transportadora de electrones se producen dentro de la mitocondria.

En contraste, la membrana interna tiene una permeabilidad mucho más restringida. Al igual que la membrana plasmática de una célula, también está cargada de proteínas involucradas en el transporte de electrones y la síntesis de ATP. Esta membrana rodea la matriz mitocondrial, donde el ciclo de Krebs produce los electrones que viajan de un complejo de proteínas a otro en la membrana interna. El aceptor final de electrones es el oxígeno, y esto en última instancia forma agua. Al mismo tiempo, la cadena de transporte de electrones produce ATP.

¿QUÉ ES EL ATP?

El adenosín trifosfato o ATP es una molécula transportadora de energía y se encuentra en las células de todos los seres vivos. El ATP captura la energía química obtenida de la descomposición de las moléculas de los alimentos y la libera para alimentar otros procesos celulares.

¿Cómo es la estructura del ATP?

El ATP es un nucleótido que consta de tres estructuras principales: la base nitrogenada, la adenina; el azúcar (ribosa) y una cadena de tres grupos fosfato unidos a la ribosa.

La cadena de fosfato del ATP es la fuente de energía real que la célula utiliza. La energía disponible está contenida en los enlaces de los fosfatos y se libera cuando se rompen, lo que ocurre mediante la adición de una molécula de agua (un proceso llamado hidrólisis). Por lo general, solo el fosfato externo se elimina del ATP para producir energía; cuando esto ocurre, el ATP se convierte en difosfato de adenosina (ADP), la forma del nucleótido que tiene solo dos fosfatos.

De ADP a ATP

La mayor parte del ATP en las células es producido por la enzima ATP sintasa, que convierte el ADP y el fosfato en ATP.

RECURSOS PARA DOCENTES

Artículo “Glucólisis: la energía del azúcar”

En este artículo encontrará información acerca de la glucólisis y sus etapas.

VER

Artículo “Respiración: cadena transportadora de electrones”

Este artículo contiene todos los pasos de la cadena transportadora de electrones, parte de la respiración celular.

VER

Artículo “Ciclo de Krebs: respiración celular”

Este artículo contiene toda la información necesaria acerca del ciclo de Krebs o ciclo del ácido cítrico.

VER

Respiración aerobia y respiración anaerobia

Se define como respiración al conjunto de procesos bioquímicos mediante los que se obtiene oxigeno y energía a partir de sustancias alimenticias, como por ejemplo, la glucosa. Existen dos tipos de respiración: la aerobia o aeróbica y la anaerobia o anaeróbica.

	Respiración aerobia	Respiración anaerobia
Definición	Tipo de respiración celular en la que se necesita oxígeno para extraer energía de los alimentos.	Tipo de respiración celular en la cual no es necesario el oxígeno para degradar la glucosa.
¿Dónde se lleva a cabo?	Mitocondria.	Citoplasma.
¿Cómo es el proceso?	Entra oxígeno a través del torrente sanguíneo y se libera CO₂, H₂O y ATP. Todo el proceso engloba las siguientes etapas: glucolisis, descarboxilación oxidativa del piruvato, ciclo de Krebs, cadena transportadora de electrones y fosforilación oxidativa.	Se lleva a cabo el proceso de glucólisis y las reacciones en una cadena transportadora de electrones similar a la de los organismos aerobios.
Aceptor final de electrones	Oxígeno.	Nitrato, sulfato y dióxido de carbono, entre otros.
Fórmula	C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O + energía (ATP)	Depende del tipo de aceptor de electrones.
¿Cuántos ATP se forman?	2	36
¿Qué organismos la realizan?	Microorganismos como bacterias y levaduras.	La mayoría de los organismos eucariotas.

Rayos alfa, beta y gamma

Las radiaciones son partículas subatómicas. La estabilidad de un núcleo atómico depende de la cantidad de protones y neutrones en su interior, estos núcleos, cuando tienen una mayor cantidad de protones que de neutrones se consideran inestables y pueden emitir uno o varios tipos de radiaciones, como lo son las alfa, las beta y las gamma.

	Rayos alfa ( $\alpha$ )	Rayos beta ( $\beta$ )	Rayos gamma ( $\gamma$ )
Otros nombres	Partículas alfa ( $\alpha$ )	Partículas beta ( $\beta$ )	Partículas gamma ( $\gamma$ )
¿Qué son?	Núcleos de átomos de helio-4.	Electrones.	Forma de radiación electromagnética.
¿Cómo se producen?	Por aceleración artificial o expulsión a partir de un átomo mayor.	Por medio de la desintegración nuclear ocurrida en el núcleo de los átomos.	Por desexcitación de un nucleón a un menor nivel de energía o por desintegración de isótopos radioactivo.
Constituidos por:	Dos protones y dos neutrones.	Electrones.	Fotones.
Unidad de carga	+2	-1	0
Velocidad	Aproximadamente 3 . 10⁷ m/s	Aproximadamente 2,7 . 10⁸ m/s	Aproximadamente 3 . 10⁸ m/s
Acción de un campo eléctrico y magnético	Son desviadas por los campos eléctricos y magnéticos.	Son desviadas por campos eléctricos y magnéticos en sentido opuesto a las partículas $\alpha$ .	No son desviadas por campos eléctricos y magnéticos.
Poder de penetración	Bajo. Recorren una distancia pequeña y son detenidas por una hoja de papel o por la piel del cuerpo humano.	Media. Recorren hasta un metro de distancia en el aire y son detenidas por laminas delgadas de metal o madera.	Alta. Recorren cientos de metros en el aire y son detenidas por paredes de cemento o concreto.
Ejemplo	Cuando el núcleo del radio (Ra) se desintegra expulsa una partícula $\alpha$ y forma el radón (Rn). $_{88}^{226}\textrm{Ra} \rightarrow _{86}^{222}\textrm{Rn} + _{2}^{4}\textrm{He}$	Cuando el núcleo del polonio (Po) pierde un electrón y se convierte en astato (At). $_{84}^{218}\textrm{Po} \rightarrow _{85}^{218}\textrm{At} + _{-1}^{ 0}\textrm{e}$	Cuando se desintegra el tecnecio (Te) emite rayos $\gamma$ . $_{52}^{125}\textrm{Te} \rightarrow _{52}^{125}\textrm{Te} + \gamma$

Ácidos y bases

Desde la antigüedad se clasifican sustancias en base a su sabor o a la sensación que generan en la piel, este es el caso de los ácidos y las bases. Ambas forman soluciones de electrólitos y son capaces cambiar el color de ciertas compuestos. Con el propósito de dar una explicación al comportamiento físico y químico de los ácidos y bases se han propuesto diversas teorías llamadas teorías ácido-base.

	Ácido	Base
Concepto según la teoría de Arrhenius	Sustancia que en solución acuosa incrementa la concentración de iones hidrógeno H+. $HNO_{3} (ac) \rightarrow {\color{Red} H^{+}} (ac) + NO_{3}^{-}(ac)$	Sustancia que en solución acuosa incrementa la concentración de iones hidroxilo OH-. $NaOH (ac) \rightarrow Na^{+}(ac) + {\color{Blue} OH^{-}}(ac)$
Concepto según la teoría Brønsted-Lowry	Especie capaz de ceder iones H+. ${\color{Red} CH_{3}COOH} (ac) + H_{2}O \rightleftharpoons CH_{3}COO^{-} (ac) + {\color{Red} H_{3}O^{+}} (ac)$	Especie capaz de aceptar iones H+. $CH_{3}COOH (ac) + {\color{Blue} H_{2}O} \rightleftharpoons {\color{Blue} CH_{3}COO^{-}} (ac) + H_{3}O^{+} (ac)$
Concepto según la teoría de Lewis	Sustancia capaz de aceptar un par de electrones. ${\color{Red} BF_{3} }+ NH_{3} \rightarrow BF_{3}NH_{3}$	Sustancia capaz de donar o ceder un par de electrones. $BF_{3}+ {\color{Blue} NH_{3}} \rightarrow BF_{3}NH_{3}$
Rango de pH	0 a 6	8 a 14
Sabor	Agrio.	Amargo.
Viraje de color en papel tornasol	Cambia a color rojo el papel azul.	Cambia a color azul el papel rojo.
Neutraliza	Bases.	Ácidos.
Viraje de color en fenolftaleína	Cambia de rojo a incoloro.	Cambia de incoloro a rosado.
Reactividad	Reacciona con metales, como el magnesio, zinc o hierro.	No reacciona con metales. Reacciona con los ácidos.
Conductividad eléctrica	Conductor eléctrico en solución acuosa.	Conductor eléctrico en solución acuosa.
Al tacto	Son punzantes, queman la piel.	Son jabonosos.
Ejemplos	Ácido sulfúrico (H₂SO₄), presente en las baterías. Ácido clorhídrico (HCl), presente en el estómago. Ácido fosfórico (H₃PO₃), presente en algunas bebidas gaseosas. Ácido nítrico (HNO₃), presente en los fertilizantes niitrogenados. Ácido acético (CH₃COOH), componente principal del vinagre.	Hidróxido de sodio (NaOH), presente en limpiadores de tuberías de desagües. Hidróxido de magnesio (Mg(OH)₂), presente en la leche magnesia. Hidróxido de calcio (Ca(OH)₂), también llamada cal, con múltiples usos industriales y en construcción. Hidróxido de aluminio (Al(OH)₃), presente en los antiácidos. Amoniaco (NH₃), presente en fertilizantes y limpiadores.

Enlace iónico y enlace covalente

Los enlaces químicos son las interacciones que existen entre los átomos que conforman una molécula. Estas interacciones son de naturaleza variable, es decir, no son iguales para todos los compuestos y depende de las características propias de cada átomo que forma el enlace. Los enlaces químicos pueden ser iónicos o covalentes.

	Enlace iónico	Enlace covalente
Tipo de unión	Por electrones transferidos.	Por electrones compartidos.
Átomos implicados	Metálicos con no metálicos.	No metálicos con no metálicos.
Atracción entre:	Iones (átomos con carga positiva o cationes, y átomos con carga negativa o aniones).	Núcleos y electrones compartidos.
Tipo de estructura	Red cristalina.	Moléculas simple o gigantes.
Direccionalidad	No direccional.	Direccional.
Diferencia de elctronegatividad	Elevada. Mayor a 1,7.	Baja. Menor a 1,7. Puede ser 0.
Punto de fusión de sus compuestos	Elevado.	Bajo.
Punto de ebullición de sus compuestos	Elevado.	Bajo.
Solubilidad de sus compuestos	Solubles en agua.	Generalmente insolubles.
Conductividad de sus compuestos	Conductores de corriente eléctrica en disolución.	No conducen corriente eléctrica.
Representación de cómo se forma cada enlace	Cloruro de sodio (NaCl)	Agua (H₂O)
Ejemplos	NaCl, MgO, CuSO₄,LiF, MgCl₂, AgNO₃, K₂SO₄,KOH, K₂Cr₂O₇	O₂, F₂, H₂O, N₂, NH₃, CH₄, CO₂, SiO₂, SO₃, PCl₅, CO, C₂H₂, C₃H₈

Símbolos de puntos de Lewis

Escritura de las estructuras de Lewis

Estructura de Lewis del ion carbonato (CO3)2−

carga formal

Carga formal del ozono O3

Carga formal del ion carbonato (CO3)2−

raíces prehistóricas

Primeras civilizaciones

La alquimia

La química moderna

química en la edad contemporánea

Estructura del átomo

orbitales atómicos

Orbitales s

Orbitales d y otros de mayor energía

Configuración electrónica

¿Cómo escribir la configuración electrónica de un átomo?

Configuración electrónica de los primero 15 elementos de la tabla periódica

Diagrama de orbitales

Regla para la distribución de los electrones

Principio de exclusión de Pauli

Principio de máxima multiplicidad de carga o regla de Hund

Principio de Aufbau

¡a practicar!

Respuestas

Los seres vivos y la célula | ¿qué aprendimos?

TEORÍA CELULAR Y CARACTERÍSTICAS DE LOS SERES VIVOS

LA CÉLULA: UNIDAD ESTRUCTURAL Y FUNCIONAL

CÉLULA ANIMAL VS CÉLULA VEGETAL

NUTRICIÓN Y RESPIRACIÓN CELULAR

FUNCIONES CELULARES DE REPRODUCCIÓN Y RELACIÓN

PRODUCCIÓN CELULAR

NUTRICIÓN Y RESPIRACIÓN CELULAR

¿CÓMO OBTIENE ENERGÍA LA CÉLULA?

¿QUÉ ES LA RESPIRACIÓN CELULAR?

Glucólisis

Ciclo de Krebs

Cadena transportadora de electrones

LA FABRICA DE ENERGÍA CELULAR: LA MITOCONDRIA

¿QUÉ ES EL ATP?

¿Cómo es la estructura del ATP?

Artículo “Glucólisis: la energía del azúcar”

Artículo “Respiración: cadena transportadora de electrones”

Artículo “Ciclo de Krebs: respiración celular”

Estructura de Lewis del ion carbonato (CO₃)²⁻

Carga formal del ozono O₃

Carga formal del ion carbonato (CO₃)²⁻