Biología: la vida en la Tierra 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.

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

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?

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.

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.

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

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). 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).

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

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.

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.

Tabla 2-1 Elementos comunes en los organismos vivos

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.

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.

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? 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 electrones. Capas más distantes pueden contener mayores números de electrones.

FIGURA 2-2 (parte 2) Capas de electrones en los átomos 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 electrones. Capas más distantes pueden contener mayores números de electrones. FIGURA 2-2 (parte 2) Capas de electrones en los átomos

FIGURA 2-2 (parte 3) Capas de electrones en los átomos 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 electrones. Capas más distantes pueden contener mayores números de electrones. FIGURA 2-2 (parte 3) Capas de electrones en los átomos

FIGURA 2-2 (parte 4) Capas de electrones en los átomos 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 electrones. Capas más distantes pueden contener mayores números de electrones. FIGURA 2-2 (parte 4) Capas de electrones en los átomos

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.

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.

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

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

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

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.

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.

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

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).

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).

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.

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.

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

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

Tabla 2-2 Tipos comunes de enlaces en las moléculas biológicas

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-).

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

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. FIGURA 2-4ab 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 un electrón. Así, el átomo de sodio se convierte en un ion con carga positiva, y el de cloro, en un ion con carga negativa.

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

FIGURA 2-4 Formación de iones y enlaces iónicos FIGURA 2-4c 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. 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.

FIGURA 2-5 Enlace iónico FIGURA 2-5 Enlace iónico

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).

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

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.

Enlaces covalentes Casi todas las moléculas biológicas emplean enlaces covalentes.

Tabla 2-3 Patrones de enlace de los átomos que se encuentran comúnmente en las moléculas biológicas

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.

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

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

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.

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.

FIGURA 2-8 Enlaces covalentes polares en el agua

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

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

FIGURA 2-6b Los enlaces covalentes implican compartir electrones entre átomos b) 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 (+). FIGURA 2-6b Los enlaces covalentes implican compartir electrones entre átomos

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

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.

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.

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 Figure: 19-2 part a Title: Viral structure and replication part a Caption: (a) A cross section of the virus that causes AIDS. Inside, genetic material is surrounded by a protein coat and molecules of reverse transcriptase, an enzyme that catalyzes the transcription of DNA from the viral RNA template after the virus enters the host cell. This virus is among those that also have an outer envelope that is formed from the host cell's plasma membrane. Spikes made of glycoprotein (protein and carbohydrate) project from the envelope and help the virus attach to its host cell.

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. 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.

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. Figure: 19-2 part a Title: Viral structure and replication part a Caption: (a) A cross section of the virus that causes AIDS. Inside, genetic material is surrounded by a protein coat and molecules of reverse transcriptase, an enzyme that catalyzes the transcription of DNA from the viral RNA template after the virus enters the host cell. This virus is among those that also have an outer envelope that is formed from the host cell's plasma membrane. Spikes made of glycoprotein (protein and carbohydrate) project from the envelope and help the virus attach to its host cell.

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.

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

FIGURA 2-11 El agua como disolvente Cuando un cristal de sal se introduce en agua, ésta rodea los iones sodio y cloruro con los polos de carga opuesta de sus moléculas. Los iones se dispersan conforme las moléculas de agua que los rodean los aíslan de la atracción de otras moléculas, y el cristal se disuelve gradualmente. FIGURA 2-11 El agua como disolvente

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.

FIGURA 3-3 Azúcar que se disuelve

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.

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. 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.

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.

FIGURA 2-13b Cohesión entre moléculas de agua (b) 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. 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.

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.

FIGURE 2-13a Cohesion among water molecules (a) Manteniéndose a flote gracias a la tensión superficial, la araña pescadora corre sobre el agua para atrapar un insecto. 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.

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.

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

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.

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.

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+)

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. 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.

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.

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

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

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.

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.

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).

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.

FIGURA 2-16 El alto calor específico y el calor de vaporización del agua influyen en la conducta humana 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. 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.

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.

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.

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

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

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

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.