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Ácido

Ácido

Se denomina ácido a una sustancia que puede ceder protones (iones H⁺). Un ejemplo es el ácido clorhídrico, de fórmula HCl: :HCl → H⁺ + Cl^- (en disolución acuosa) o lo que es lo mismo: :HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^- El concepto de ácido es el contrapuesto al de base. Para medir la acidez de un medio se utiliza el concepto de pH.

Distintas definiciones de "ácido"

La anterior definición (de ácido) corresponde a la formulada por Brönsted y Lowry en 1923 y generaliza la anterior teoría de ácidos y bases, de Arrhenius, de 1887. En la definición de Arrhenius un ácido es una sustancia que al disociarse produce iones hidrógeno en disolución acuosa. La teoría de Brönsted y Lowry de ácidos y bases también sirve para disoluciones no acuosas; las dos teorías son muy parecidas en la definición de ácido, pero esta última es mucho más general sobre las bases. En 1923 Lewis amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque su teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. Según la teoría de Lewis, un ácido es aquella sustancia que puede aceptar un par de electrones. De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brönsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos los ácidos de Brönsted-Lowry son ácidos de Lewis.
- Ejemplos de ácidos de Brönsted y Lowry: HCl, HNO₃, H₃PO₄.
- Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag⁺, AlCl₃, CO₂, SO₃.

Fuerza de ácidos y bases

- Un ácido fuerte es aquel que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta iones H⁺ pero no los recoge. El ejemplo anterior (ácido clorhídrico) es un ácido fuerte. Otros son el ácido sulfúrico o el ácido nítrico, para estos acidos el pH de una disolución con 0,1 mol de ácido por litro (0,05 mol/L en el caso del ácido sulfúrico que libera 2 protones)será de un cifra en torno a 1.
- Un ácido débil aporta iones H⁺ al medio, pero también es capaz de aceptarlos, formando un equilibrio ácido-base. La mayoría de los ácidos orgánicos son de este tipo, y también algunas sales, como el fosfato de amonio ((NH₄)H₂PO₄). :HAc <=> H⁺ + Ac^- (en disolución acuosa) En este caso (HAc equivale a ácido acético) la doble flecha indica el equilibrio. En relacion al pH para estos ácidos se generan valores entre 4 y 7 para disoluciones con las mismas concentraciones que en el caso anterior.

Algunos ácidos

- Ácido acético
- Ácido bórico
- Ácido clorhídrico
- Ácido graso
- Ácido nítrico
- Ácido ribonucleico
- Ácido sulfúrico
- Ácido tartárico
- Aminoácido
- EDTA

Véase también

- Ácido hidrácido
- Ácido oxácido
- Anfótero
- Constante de acidez
- Éster
- Lluvia ácida
- Oxígeno ja:酸と塩基 ko:산 (화학) simple:Acid th:กรด

PH

En 1909 el químico danés Sørensen definió el potencial hidrógeno (pH) como el logarítmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

\mbox = -\log_ \left[ \mbox_ \right]

Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas en lugar de utilizar la actividad del ión hidrógeno, se le puede aproximar utilizando la concentración molar del ión hidrógeno. Por ejemplo, una concentración de [H⁺] = 1×10^-7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que : pH = -log[10^-7] = 7 El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo las disoluciones con pH menores a 7 ácidas, y las tiene pH mayores a 7, básicos. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua). Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = -log(...) También se define el pOH, que mide la concentración de iones OH^-. Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH^- y H⁺, tenemos que: :K_w = [H⁺][OH^-]=10^-14 en donde [H⁺] es la concentración de iones de hidrógeno, [OH^-] la de iones hidróxido, y K_w es una constante conocida como producto iónico del agua. Por lo tanto, :log K_w = log [H⁺] + log [OH^-] :-14 = log [H⁺] + log [OH^-] :pOH = -log [OH^-] = 14 + log [H⁺] Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH. En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

Medida del pH

iones El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un pHmetro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno. También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores.

Cálculo del pH de algunas soluciones acuosas

El valor de PH de una solución puede ser estimado si se sabe la concentración de iones H+. Algunos ejemplos:
- Solución acuosa de Ácido clorhídrico (HCl) 0,1M: Este es un ácido fuerte, por eso se encuentra completamente disociado y se encuentra lo suficientemente diluido para que la actividad sea próxima de la concentración. Así [H⁺]=0,1 M y PH=-log[0,1]=1.
- Solución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH) 0,1M: Esta es una base fuerte, por eso se encuentra completamente disociada y se encuentra suficientemente diluida para que la actividad sea próxima de la concentración. Así [OH^-]=0,1 M y pOH=-log[0,1]=1. Luego PH=14-1=13.
- Solución acuosa de ácido fórmico (HCOOH) 0,1M: Este es un ácido débil, que no está completamente disociado. Por ello se debe determinar primero la concentración de H⁺. Para ácidos débiles se debe tener en cuenta la constante de disociación del ácido: Ka = [H⁺][A^-] / [HA] La constante de disociación del ácido fórmico tiene un valor de Ka = 1,6 × 10⁻⁴. Así, considerando que [A^-]es igual a x, [HA] ha de ser la parte que no se disoció, o sea 0,1-x. Si despreciáramos la ionización del agua, concluimos que la única fuente de H⁺ es el ácido, así [H⁺]=[A^-]. Sustituyendo las variables se obtiene:

1.6\times 10^ = \frac

La solución es [H⁺]=x=3,9×10⁻³. A través de la definición del PH, se obtiene PH=-log[3,9×10⁻³]=2,4.

Véase también

- Acidemia
- Equilibrio ácido-base
- Alcalosis

Enlaces externos

- [http://www.chembuddy.com/?left=pH-calculation&right=toc Cálculo del pH] PH ja:水素イオン指数 ko:수소 이온 농도 simple:PH

Svante August Arrhenius

Svante August Arrhenius (n. Vik, Suecia, 19 de febrero de 1859 - † Estocolmo, 2 de octubre de 1927). Químico sueco. Estudió en la Catedral School de Upsala, cuando su familia se trasladó a esta ciudad desde Vik, asistiendo a la universidad de esa misma ciudad cuando tenia 17 años de edad. Posteriormente estudió en la universidad de Estocolmo. Impartió clases de física en la Escuela Técnica Superior de esta Universidad (1891-1895), alcanzando el grado de catedrátido de la la misma (1895-1904). En 1904 pasó a dirigir el Instituto Nobel de Química Física (1905-1927). Siendo estudiante, mientras preparaba el doctorado en la universidad de Upsala, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas, que formuló en su tesis doctoral. Su teoría afirma que en las disoluciones electrolíticas, los compuestos químicos disueltos, se disocian en iones, manteniendo la hipótesis de que el grado de disociación aumenta con el grado de dilución de la disolución, que resultó ser cierta sólo para los electrolitos débiles. Creyendo que esta teoría era errónea, le aprobaron la tesis con la mínima calificación posible. Esta teoría fue objeto de muchos ataques, especialmente por lord Kelvin, viéndose apoyada por Jacobus Van't Hoff, en cuyo laboratorio había trabajado como becario extranjero (1886-1890), y por Wilhelm Ostwald. pp de los pilares de la química física y la electroquímica actuales. Su aceptación científica le valió la obtención del premio Nobel de Química en 1903, "en reconocimiento a los extraordinarios servicios prestados al avance de la química a través de su teoría de la disociación electrolítica". Además, dentro de la extensa labor científica que ejerció y aparte de la citada teoría, trabajó en diversos aspectos de la físico-química, como las velocidades de reacción, sobre la práctica de la inmunización y sobre astronomía. Así, en 1889 descubrió que la velocidad de las reacciones químicas aumenta con la temperatura, en una relación proporcional a la concentración de moléculas existentes. En 1909 entró como miembro extranjero de la Royal Society. En 1911, durante una visita a los Estados Unidos, fue galardonado con la primera medalla Willard Gibbs, y en 1914 recibió la medalla Faraday. Arrhenius, Svante August Arrhenius, Svante August ja:スヴァンテ・アレニウス

1887

Siglo: Tabla anual siglo XIX (siglo XVII - siglo XIX - siglo XX) Década: Años 1850 - Años 1860 - Años 1870 - Años 1880 - Años 1890 - Años 1900 - Años 1910 Años: 1882 1883 1884 1885 1886 -1887 - 1888 1889 1890 1891 1892 ----

Acontecimientos:

- 11 de noviembre - Estados Unidos: en Chicago ejecutan a 4 obreros anarquistas que luchaban por la jornada de 8 horas (Crimen de Chicago).
- Yemen - Aden se convierte protectorado inglés .
- Se crea la Unión Indochina.
- Conferencia imperial convocada en Londres.

Deporte:

- Indianápolis:Juegos Panamericanos

Música:

- Debussy: La primavera.
- Verdi: Otelo (opera).

Ciencia y tecnología:

- Max Planck: El principio de la conservacion de la energía.
- George Westinghouse: Transformador. (1846-1914), inventor estadounidense.
- Richard Dedekind: Teoría de los números irracionales.
- Nietzsche - Sobre la genealogía de la moral.

Arte y literatura

- Paul Gauguin: Paisaje de Martinica.
- Benito Pérez Galdós : Fortunata y Jacinta.
- Meyer: La tentacion de Pescara.

Nacimientos:

- 28 de enero - Artur Rubinstein, director de orquesta.
- 9 de abril - Xul Solar, pintor argentino.
- 27 de mayo - Kasimir Fajans, químico y físico estadounidense de origen polaco.
- 22 de julio - Gustav Hertz, físico alemán, Premio Nobel de Física en 1925.
- 28 de julio - Marcel Duchamp.
- 12 de agosto - Erwin Schrödinger, físico austríaco, premio Nobel de Física en 1933.
- 13 de septiembre - Leopold Ruzicka, químico suizo, premio Nobel de Química en 1939.
- 10 de noviembre - Arnold Zweig, escritor alemán.
- 15 de noviembre - Georgia O'Keeffe, artista estadounidense.
- 11 de diciembre - Carlos Gardel, cantante y compositor de tangos.
- 22 de diciembre - Srinivasa Ramanujan, matemático hindú.

Fallecimientos:

- 27 de febrero - Alexander Borodin, compositor ---- Si realiza alguna aportación en este sentido, le rogamos que consulte previamente la sección de plantillas de cronología, para así lograr una coherencia entre todos los autores. Categoría: Siglo XIX ko:1887년 ms:1887 simple:1887 th:พ.ศ. 2430

Ión

En química, se conoce como ion a un átomo o una molécula cargados eléctricamente, debido a que ha ganado o perdido electrones de su dotación normal, lo que se conoce como ionización. También suele llamársele molécula libre. Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo). La palabra "ion" proviene del griego ion, participio presente de ienai "ir", de ahí "el que va". "Anión" y "catión" significan: Anión:"El que va hacia arriba". Catión:"El que va hacia abajo". "Ánodo" y "cátodo" son: Ánodo:"El camino hacia arriba". Cátodo:"El camino hacia abajo". (hodos=camino, vía). Para simples electrones en el vacío, existen constantes físicas asociadas con el proceso de ionización. La energía necesaria para quitarle electrones a un átomo se denomina energía de ionización y el potencial eléctrico equivalente (es decir, la energía dividida por la carga de un único electrón) se conoce como el potencial de ionización. Estos términos también se emplean para describir la ionización de las moléculas y los sólidos, pero los valores no son constantes debido a que la ionización puede resultar afectada por la temperatura, la química y la geometría local. Categoría:Química ja:イオン ko:이온 ms:Ion simple:Ion

Hidrógeno

El hidrógeno es un elemento químico de número atómico 1. A temperatura ambiente es un gas diatómico inflamable, incoloro e inodoro y es el elemento químico más ligero y más abundante del Universo, estando las estrellas durante la mayor parte de su vida formadas mayormente por este elemento en estado de plasma. Aparece además en multitud de substancias, como por ejemplo el agua y los compuestos orgánicos y es capaz de reaccionar con la mayoría de los elementos. El núcleo del isótopo más abundante está formado por un solo protón. Además existen otros dos isótopos: el deuterio, que tiene un neutrón y el tritio que tiene dos. En laboratorio se obtiene mediante la reacción de ácidos con metales como el zinc e industrialmente mediante la electrólisis del agua, aunque se están investigando otros métodos en los que intervienen las algas verdes. El hidrógeno se emplea en la producción de amoniaco, como combustible alternativo y recientemente para el suministro de energía en las pilas de combustible.

Características principales

El hidrógeno es el elemento químico más ligero, estando su isótopo más abundante constituido por un único par protón-electrón. En condiciones normales de presión y temperatura forma un gas diatómico, H₂ con un punto de ebullición de tan sólo 20,27 K (-252,88 ºC) y un punto de fusión de 14,02 K (-259,13 ºC). A muy alta presión, tal como la que se produce en el núcleo de las estrellas gigantes de gas, las moléculas mudan su naturaleza y el hidrógeno se convierte en un líquido metálico (ver hidrógeno metálico). A muy baja presión, como la del espacio, el hidrógeno tiende a existir en átomos individuales, simplemente porque es muy baja la probabilidad de que se combinen, sin embargo, cuando esto sucede pueden llegar a formarse nubes de H₂ que se asocian a la génesis de las estrellas. Este elemento tiene una función fundamental en el universo, ya que mediante la fusión estelar (combinación de átomos de hidrógeno del que resulta un átomo de helio) proporciona ingentes cantidades de energía.

Aplicaciones

Industrialmente se precisan grandes cantidades de hidrógeno, principalmente en el proceso de Haber para la obtención de amoniaco, en la hidrogenación de grasas y aceites y en la obtendión de metanol. Otros usos que pueden citarse son:
- Producción de ácido clorhídrico, combustible para cohetes, y reducción de minerales metálicos.
- El hidrógeno líquido se emplea en aplicaciones criogénicas, incluyendo la investigación de la superconductividad.
- Empleado antaño por su ligereza como gas de relleno en globos y zepelines, tras el desastre del Hindenburg se abandonó su uso por su gran inflamabilidad.
- El tritio se produce en las reacciones nucleares y se emplea en la construcción de bombas de hidrógeno. También se emplea como fuente de radiación en pinturas luminosas y como marcador en las ciencias biológicas.
- El deuterio se emplea en aplicaciones nucleares como moderador, como constituyente del agua pesada. El hidrógeno puede emplearse en motores de combustión interna. Una flota de automóviles con motores de este tipo es mantenida en la actualidad por Chrysler-BMW. Además, las pilas de combustible en desarrollo parece que serán capaces de ofrecer una alternativa limpia y económica a los motores de combustión interna. Ver: Energías renovables en Alemania

Historia

El hidrógeno (del francés Hydrogène, a su vez del griego hydor, agua y gennasin, generar) fue reconocido como un elemento químico en 1776 por Henry Cavendish; más tarde Antoine Lavoisier le daría el nombre por el que lo conocemos.

Abundancia y obtención

El hidrógeno es el elemento más abundante, constituyendo el 75% de la masa y el 90% de los átomos del universo. Se encuentra en abundancia en las estrellas y en los planetas gigantes gaseosos, sin embargo, en la atmósfera terrestre se encuentra tan sólo una fracción de 1 ppm en volumen. La fuente más común de hidrógeno es el agua, compuesta por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (H₂O). Otras fuentes son la mayor parte de los compuestos orgánicos, incluyendo todas las formas de vida conocidas, los combustibles fósiles y el gas natural. El metano, producto de la descomposición orgánica, está adquiriendo una creciente importancia como fuente de hidrógeno. El hidrógeno se obtiene de distintas formas:
- Electrólisis del agua; actualmente se investiga la fotólisis del agua.
- Reformado de hidrocarburos con vapor de agua.
- Ataque de metales con hidróxido sódico, potásico.
- Ataque de metales (Zn y Al) con ácidos sulfúrico o clorhídrico.

Compuestos

El hidrógeno tiene una electronegatividad intermedia (2,2) por lo que puede formar compuestos en los que sea el elemento con mayor o menor carácter metálico. Tanto con los elementos metálicos de los grupos 1 y 2 como con los no metales de los grupos 15, 16 y 17 forma hidruros. Con los primeros está presente en forma de H^- mientras que en los segundos está presente como ión H⁺, por lo que éstos últimos tienen carácter ácido. Algunos compuestos binarios son amoniaco (NH₃), hidracina (N₂H₄), agua (H₂O), agua oxigenada (H₂O₂), sulfuro de hidrógeno (H₂S), etc. Con el carbono (elemento del grupo 14) forma una inmensa cantidad de compuestos, los hidrocarburos y derivados que son el objeto de estudio de la química orgánica.

Formas

En condiciones normales, el gas hidrógeno es una mezcla de dos tipos de hidrógeno diferentes en función de la dirección del espín de sus electrones y núcleos. Estas formas se conocen como orto- y para-hidrógeno. El hidrógeno normal está compuesto por un 25% de la forma para- y un 75% de la forma orto-, la considerada "normal", aunque no pueda obtenerse en estado puro. Ambas formas tienen energías ligeramente diferentes, lo que provoca que sus propiedades físicas no sean idénticas; así por ejemplo, la forma para- tiene puntos de fusión y ebullicicón 0,1 K más bajos que la forma orto-.

Isótopos

El isótopo más común del hidrógeno, también llamado protio, no posee neutrones, existiendo otros dos, el deuterio (D) con uno y el tritio (T), radiactivo con dos. El deuterio tiene una abundancia natural comprendida entre 0,0184 y el 0,0082% (IUPAC). El hidrógeno es el único elemento químico que tiene nombres, y símbolos químicos, distintos para sus diferentes isótopos.

Precauciones

El hidrógeno es un gas extremadamente inflamable. Reacciona violentamente con el flúor y el cloro, especialmente con el primero, con el que la reacción es tan rápida e imprevisible que no se puede controlar. También es peligrosa su despresurización rápida, ya que a diferencia del resto de gases, al expandirse por encima de -40ºC se calienta, puediendo inflamarse. El agua pesada es tóxica para la mayoría de las especies, aunque la dosis mortal es muy grande.

Enlaces externos

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/H/index.html WebElements.com]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/H.html EnvironmentalChemistry.com]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele001.html Es Elemental]
- [http://www.hforo.org/ El hidrógeno como combustible] Categoría:Elementos químicos ja:水素 ko:수소 ms:Hidrogen simple:Hydrogen th:ไฮโดรเจน

1923

Siglo: Tabla anual siglo XX (Siglo XIX - Siglo XX - Siglo XXI) Década: Años 1890 - Años 1900 - Años 1910 - Años 1920 - Años 1930 - Años 1940 - Años 1950 Años: 1918 1919 1920 1921 1922 - 1923 - 1924 1925 1926 1927 1928 ----

Acontecimientos

- 13 de septiembre - Golpe de estado en España, protagonizado por el general Primo de Rivera, que suspende la Constitución, disuelve el Parlamento instaura la primera dictadura en España del siglo XX.
- 29 de octubre - Mustafá Kemal asume la presidencia de la nueva República de Turquía.
- 8 de noviembre - Intento fallido de golpe de estado en Alemania, organizado por Adolf Hitler, quien cae preso.
- Separacion de Transjordania y Palestina.
- Creación de la Interpol.
- Francia y Bélgica ocupan el Ruhr.

Arte y literatura

Ciencia y tecnología

Deportes

Cine

- Eisenstein - El acorazado Potenkin.

Música

Nacimientos

- 6 de enero - Santiago Grisolía, bioquímico español.
- 8 de abril - Tom Ford, industrial estadounidense.
- 31 de mayo - Rainiero III, príncipe de Mónaco.
- 6 de julio Ernesto Mejía Sánchez. Poeta, ensayista, crítico, investigador literario, antólogo y bibliógrafo nicaragüense.
- 12 de julio - Miguel Artola Gallego, historiador español
- 1 de noviembre - Victoria de los Ángeles, soprano española
- 4 de diciembre - Maria Callas, soprano estadounidense, de origen griego
- 13 de diciembre - Philip Warren Anderson, físico estadounidense
- Italo Calvino. Escritor italiano.

Fallecimientos

- 10 de febrero - Wilhelm Conrad Röntgen, físico alemán, premio Nobel de Física en 1901.
- 8 de marzo - Johannes Diderik van der Waals, físico holandés, Premio Nobel de Física en 1910.
- 27 de diciembre - Lluís Domènech i Montaner, arquitecto español.

Premios Nobel

- Física - Robert Andrews Millikan
- Química - Fritz Pregl
- Medicina - Frederick Grant Banting, John James Richard Macleod
- Literatura - William Butler Yeats
- Paz - Destinado al Fondo Especial de esta sección del premio. Categoría: Siglo XX ja:1923年 ko:1923년 ms:1923 simple:1923 th:พ.ศ. 2466

Electrón

El electrón (Del griego elektron, ámbar), comunmente representado como e⁻) es una partícula subatómica. En un átomo los electrones rodean el núcleo, compuesto de protones y neutrones. Los electrones tienen la carga eléctrica más pequeña, y su movimiento genera corriente eléctrica. Dado que los electrones de las capas más externas de un átomo definen las atracciones con otros átomos, éstas partículas juegan un papel primordial en la química.

Historia y descubrimiento del electrón

La existencia del electrón fue postulada por G. Johnstone Stoney, como una unidad de carga en el campo de la electroquímica. El electrón fue descubierto por Thomson en 1897 en el Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge, mientras estudiaba el comportamiento de los rayos catódicos. Influenciado por el trabajo de Maxwell y el descubrimiento de los rayos X, dedujo que en el tubo de rayos catódicos existían unas partículas con carga negativa que denominó corpúsculos. Aunque Stoney había propuesto la existencia del electrón fue Thomson quién descubrió su carácter de partícula fundamental. Para confirmar la existencia del electrón era necesario medir sus propiedades, en particular su carga eléctrica. Este objetivo fue alcanzado por Millikan en el célebre experimento de la gota de aceite realizado en 1909. George Paget Thomson, hijo de J.J. Thomson, demostró la naturaleza ondulatoria del electrón probando la dualidad onda-corpúsculo postulada por la mecánica cuántica. Este descubrimento le valió el Premio Nobel de Física de 1937. El spin del electrón se observó por vez primera en el experimento de Stern-Gerlach. Su carga eléctrica puede medirse directamente con un electrómetro, y la corriente generada por su movimiento con un galvanómetro.

Los electrones y la práctica

Clasificación de los electrones

El electrón en un tipo de partícula subatómica denominada leptón, que se cree que es una de las partículas fundamentales (es decir, que no puede ser dividida en constituyentes más pequeños) de acuerdo con el modelo estándar de partículas. Como toda partícula subatómica la mecánica cuántica predice un comportamiento ondulatorio de los electrones en ciertos casos, el más famoso de los cuales es el experimento de Young de la doble rendija en el que se pueden hacer interferir ondas de electrones. Esta propiedad se denomina dualidad onda-corpúsculo.

Propiedades y comportamiento de los electrones

El electrón tiene una carga eléctrica negativa de −1.6 × 10⁻¹⁹ culombios y una masa de 9.10 × 10⁻³¹ kg (0.51 MeV/c²), que es aproximadamente 1800 veces menor que la masa del protón. El electrón tiene un spin 1/2, lo que implica que es un fermión, es decir, que se le puede aplicar la estadística de Fermi-Dirac. Aunque la mayoría de los electrones se encuentran formando parte de los átomos, los hay que se desplazan indepentiendemente por la materia o juntos formando un haz de electrones en el vacío. En algunos superconductores los electrones se mueven en pareja. Cuando los electrones que no forman parte de la estructura del átomo se desplazan y hay un flujo neto de ellos en una dirección, este flujo se llama corriente eléctrica. La electricidad estática no es un flujo de electrones. Es mas correcto definirla como "carga estática", y está causada por un cuerpo cuyos átomos tienen más o menos electrones de los necesarios para equilibrar las cargas positivas de los núcleos de sus átomos. Cuando hay un exceso de electrones, se dice que el cuerpo está cargado negativamente. Cuando hay menos electrones que protones el cuerpo está cargado positivamente. Si el número total de protones y electrones es equivalente, el cuerpo está en un estado eléctricamente neutro. Los electrones y los positrones pueden aniquilarse mutuamente produciendo un fotón. De manera inversa, un fotón de alta energía puede transformarse en un electrón y un positrón. El electrón es una partícula elemental, lo que significa que no tiene una subestructura (al menos los experimentos no la han podido encontrar). Por ello suele representarse como un punto, es decir, sin extensión espacial. Sin embargo, en las cercanías de un electron pueden medirse variaciones en su masa y su carga. Esto es un efecto común a todas las partículas elementales: la partícula influye en las fluctuaciones del vacío en su vecindad, de forma que las propiedades observadas desde mayor distancia son la suma de las propiedades de la partícula más las causadas por el efecto del vacío que la rodea. Hay una constante física llamada radio clásico del electrón, con un valor de 2.8179 × 10⁻¹⁵ metros. Es preciso tener en cuenta que éste es el radio que se puede inferir a partir de la carga del electrón descrito desde el punto de vista de la electrodinámica clásica, no de la mecánica cuántica. Por esta constante se refiere a un concepto desfasado, aunque útil para algunos cálculos.

Electrones en el Universo

Se cree que el número total de electrones que cabrían en el universo conocido es del orden de 10¹³⁰.

Electrones en la vida cotidiana

La corriente eléctrica que suministra energía a nuestros hogares está originada por electrones en movimiento. El tubo de rayos catódicos de un televisor se basa en un haz de electrones en el vacío desviado mediante campos magnéticos que impacta en una pantalla fosforescente. Los semiconductores utilizados en dispositivos tales como los transistores Más información en: Electricidad

Electrones en la industria

Los haces de electrones se utilizan en soldaduras.

Electrones en el laboratorio

El microscopio electrónico, que utiliza haces de electrones en lugar de fotones, permite ampliar hasta 500.000 veces los objetos. Los efectos cuánticos del electron son la base del microscopio de efecto túnel, que permite estudiar la materia a escala atómica.

Los electrones y la teoría

En la mecánica cuántica, el electron es descrito por la ecuación de Fermi-Dirac. En el modelo estándar de la física de partículas forma un doblete con el neutrino, dado que ambos interacciónan de forma débil. El electrón tiene dos patrones masivos adicionales, el muón y el tauón. El equivalente al electron en la antimateria, su antipartícula, es el positrón, que tiene la mísma cantidad de carga eléctrica que el electrón pero positiva. El spin y la masa son iguales en el electrón y el positrón. Cuando un electrón y un positrón colisionan, tiene lugar la aniquilación mutua, originándose dos fotones de rayos gamma con una energía de 0,500 Mev cada uno. Los electrones son un elemento clave en el electromagnetismo, una teoría que es adecuada desde un punto de vista clásico, aplicable a sistemas macroscópicos.

Véase también

- Física de Partículas
- Modelo estándar
- Partícula subatómica
- Protón
- Neutrón
- Rayos catódicos

Enlaces relacionados

- [http://pdg.lbl.gov/ Particle Data Group] Categoría:Física nuclear y de partículas ja:電子 ko:전자 simple:Electron th:อิเล็กตรอน

Amonio

En química inorgánica el amonio es un ion monovalente positivo, de fórmula NH₄⁺, derivado del amoníaco por adición de un ion hidrógeno Categoría: Química inorgánica

Ácido bórico

El ácido bórico es un compuesto químico, levemente ácido. Es usado como antiséptico, insecticida y en otros compuestos químicos.

Referencias externas

- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0991.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del ácido bórico. Acido bórico Bórico ja:ホウ酸

Ácido graso

Un ácido graso es una molécula orgánica formada por una larga cadena hidrocarbonada, de número par de átomos de carbono, en cuyo extremo hay un grupo carboxilo. Cada átomo de carbono se une al siguente y al precedente por medio de un enlace covalente sencillo. Al átomo de su extremo le quedan libres tres enlaces que son ocupados por átomos de hidrógeno (H3C-). Los demás átomos tienen libres dos enlaces, que son ocupados igualmente por átomos de hidrógeno ( ... -CH2-CH2-CH2- ...). El grupo carboxilo tiene carácter ácido y el grupo hidroxilo tiene carácter básico. En general, podemos escribir un ácido graso genérico como R-COOH, en donde R es la cadena hidrocarbonatada que identifica al ácido en particular. Los ácidos grados son los componentes de algunos lípidos como las grasas, donde el extremo de la molécula donde se encuentra el grupo carboxilo (-COOH) es el que se combina con uno de los grupos hidroxilos (-OH) de la glicerina o propanotriol, reaccionando con él.

Tipos de ácidos grasos

Cadena corta (volátiles).
- Ácido fórmico.Metanoico
- Ácido acético.Etanoico
- Ácido propiónico.Propanoico
- Ácido butírico.Butanoico
- Ácido isobutírico.2-Metilpropionico
- Ácido valérico.Pentanoico
- Ácido isovalérico.3-Metilbutanoico Cadena larga.
- Ácido palmítico.Hexadecanoico
- Ácido esteárico.Octadecanoico
- Ácido oleico.cis-9-Octadecenoico
- Ácido linoleico.cis,cis-9,12-Octadecadienoico·Ácido graso esencial
- Ácido linolénico.cis-9,12,15-Octadecadienoico· Ácido graso esencial
- Ácido araquidónico.cis-5,8,11,14-Eicosatetrienoico

Rol biológico de los ácidos grasos

Los ácidos grasos son moléculas muy energéticas, ya que por sus muchos hidrógenos pueden oxidarse en mayor medida que los glúcidos u otros compuestos orgánicos que no están reducidos. Si se colocan ácidos grasos en agua, tienden a quedar en la superficie formando debido a su baja densidad. Estos formarán una película con sus colas situadas de manera que no quedan en contacto con el agua por su carácter hidrofóbo. Por otro lado, la cabeza del ácido graso, de carácter hidrófilico, contactara con el agua. Si introducimos los ácidos grasos en el agua, las colas tienden a relacionarse entre sí mediante interacciones hidrofóbicas creando ambientes donde no hay agua, como es el caso de una micela ya sea monocapa o bicapa. Esta propiedad es el fundamento de la membrana plasmática de las células. Cuando es demasiado bajo el nivel de insulina o no hay suficiente glucosa para utilizar como energía, el organismo quema ácidos grasos para ese fin y origina entonces cuerpos cetónicos, productos de desecho que causan una elevación excesiva del nivel de ácido en la sangre, lo que podría conducir a la cetoacidosis, un problema importante. (Véase también: Cetoacidosis diabética).

Ácidos grasos esenciales

Se llaman ácidos grasos esenciales a algunos ácidos grasos, como el linoleico, linolénico o el araquidónico que no pueden ser producidos por los mamíferos, pero desempeñan una función importante en el organismo, por lo que deben ser incorporados con la dieta.

Clasificación por tipo

- Ácido graso saturado
- Ácido graso insaturado
- Ácido graso monoinsaturado
- Ácido graso poliinsaturado
- Ácido graso cis
- Ácido graso trans

Véase también

- Química orgánica

Enlaces externos

- [http://www.alfinal.com/Salud/omega3.shtml Acidos grasos omega-3] Categoría:Farmacología ja:脂肪酸 th:กรดไขมัน

Ácido nítrico

Propiedades
General
Nombre	Ácido nítrico
Fórmula química	H NO₃
Apariencia	líquido claro o marrón
Físicas
Peso molecular	63,0 uma
Punto de fusión	231 K (-42 °C)
Punto de ebullición	356 K (83 °C)
Densidad	1,5 ×10³ kg/m³
Solubilidad	miscible
Termoquímica
Δ_fH⁰_gas	-134,31 kJ/mol
Δ_fH⁰_líquido	-174 kJ/mol
Δ_fH⁰_sólido	-184 kJ/mol
S⁰_{gas, 1 bar}	266,39 J·mol^-1·K^-1
S⁰_{líquido, 1 bar}	156 J·mol^-1·K^-1
S⁰_sólido	? J·mol^-1·K^-1
Riesgos
Ingestión	Puede causar daños.
Inhalación	Irritación, puede causar grandes daños.
Piel	Puede causar severas quemaduras.
Ojos	Muy peligroso.
Más información	[http://ull.chemistry.uakron.edu/erd/ Hazardous Chemical Database (En inglés)]
Exenciones y referencias

El compuesto químico ácido nítrico o ácido trioxonítrico (V) (H N O₃) es un líquido corrosivo, tóxico, que puede ocasionar severas quemaduras. Utilizado comúnmente como un reactivo de laboratorio, se utiliza para fabricar explosivos como la nitroglicerina y trinitrotolueno (TNT), así como fertilizantes como el nitrato de amonio. Tiene usos adicionales en metalurgia y en refinado ya que reacciona con la mayoría de los metales y en la síntesis química. Cuando se mezcla con el ácido clorhídrico forma el agua regia, un raro reactivo capaz de disolver el oro y el platino. El ácido nítrico también es un componente de la lluvia ácida. El ácido nítrico se obtiene mezclando dióxido de nitrógeno (NO₂) y agua. Sintetizar ácido nítrico puro impone habitualmente la destilación con ácido sulfúrico, ya que el ácido nítrico forma un azeótropo con el agua en una composición del 68% de ácido nítrico y 32% de agua. Las soluciones comerciales incluyen entre un 52% y un 68% de ácido nítrico. Si la solución incluye más de un 86% de ácido nítrico se nombra fumante y viene en dos variedades, blanco y rojo. El ácido nítrico blanco fumante también se llama 100% ya que no tiene casi agua (menos de un 2%).

Propiedades

Propiedades físicas

El ácido nítrico puro es un líquido viscoso, incoloro e inodoro. A menudo, distintas impurezas lo colorean de amarillo-marrón. A temperatura ambiente libera humos rojos o amarillos. El ácido nítrico concentrado tiñe la piel humana de amarillo al contacto.

Propiedades químicas

El ácido nítrico es un agente oxidante potente; sus reacciones con compuestos como los cianuros, carburos, y polvos metálicos pueden ser explosivos. Las reacciones del ácido nítrico con muchos compuestos orgánicos, como de la terebentina, son violentas, la mezcla siendo hipergólica (es decir, autoinflamable). Es un fuerte ácido: en solución acuosa se disocia completamente en un ion nitrato NO₃ y un protón hídrico. Las sales del ácido nítrico (que contienen el ion nitrato) se llaman nitratos. La casi totalidad de ellos son muy solubles en el agua. El ácido nítrico y sus sales, los nitratos, no deben confundirse con el ácido nitroso y sus sales, los nitritos.

Referencias externas

- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0183.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del ácido nítrico. Acido nítrico ja:硝酸

Ácido ribonucleico

ARN corresponde a las siglas de ácido ribonucleico. En inglés es RNA. Toma su nombre del grupo de los azúcares en la columna vertebral de la molécula ribosa. El código genético de las células se encuentra en forma de ADN. Dentro de las moléculas de ADN hay información para sintetizar las proteínas que utiliza el organismo; pero el proceso no es lineal, es bastante complicado. El ADN no se traduce directamente en proteínas. En las células eucariotas el ADN se encuentra encerrado en el núcleo. La síntesis se hace en el citoplasma, es decir: fuera del núcleo. El mecanismo por el cual la información se trasvasa desde el núcleo celular al citoplasma es mediante la trascripción del ARN desde el ADN. Parte del ADN se transcribe (es decir, se copia) en ARN. El ARN va como un mensajero al citoplasma y allí el ribosoma traduce los genes a proteínas. Por eso, ese ARN capaz de llevar el mensaje desde el núcleo al citoplasma se llama ARN mensajero. El ARN también es una macromolécula de ácido nucleico como el ADN pero tiene propiedades bastante diferentes. En primer lugar, el ADN es una hélice doble, sin embargo el ARN casi siempre está formado por una única cadena. En segundo lugar, el ADN contiene en sus nucleótidos el azúcar desoxirribosa (de ahí su nombre), el ARN contiene ribosa. En tercer lugar, el ADN tiene cuatro bases: guanina (G), adenina (A), citosina (C) y timina (T). El ARN tiene G, A y C, pero la timina (T) se sutituye por el uracilo (U). El uracilo, aunque es muy diferente, puede formar puentes de hidrógeno con la adenina, lo mismo que la timina. El porqué el ARN contiene uracilo en vez de timina es un enigma del que nadie sabe la respuesta. El ARN es el principal material genético usado en los organismos llamados virus, y el ARN también es importante en la producción de proteínas en otros organismos vivos. El ARN puede moverse alrededor de las células de los organismos vivos y por consiguiente sirve como una suerte de mensajero genético, transmitiendo la información guardada en el ADN de la célula, desde el núcleo hacia otras partes de la célula donde se usa para ayudar a producir proteínas. El ARN se transcribe a partir de una de las dos cadenas del ADN. En caso contrario, de una de las hélices saldría una proteína y de la otra algo totalmente diferente. Por ejemplo, si en una de las cadenas de ADN hubiera: GATACA, en la otra debería haber: CTATGT. La primera al transcribirse a ARN daría dos codones: GAU-ACA. La segunda CUA-UGU. La primera formaría la cadena de aminoácidos siguiente. En el primer caso: Ácido Aspártico-Treonina y en el segundo caso: Leucina-Cisteína. Que sólo se transcriba una hélice no significa que siempre sea la misma a lo largo de todo el cromosoma. Puede transcribirse una hélice en un sitio y otra en otro. En la traducción de codones a aminoácidos intervienen otras moléculas de ARN, las llamadas ARN de transferencia.

Tipos de ARN:

- ARN mensajero.
- ARN de transferencia.
- ARN nucleolar.
- ARN ribosómico.

Véase también

- Glosario relacionado con genoma Categoría:Acrónimos Categoría:Ácidos nucleicos ja:リボ核酸 ko:RNA

Ácido tartárico

El ácido tartárico es un ácido carboxílico. Su fórmula es: HOOC-CHOH-CHOH-COOH. Contiene, por tanto, dos grupos carboxílicos y dos grupos alcohol en una cadena de hidrocarburo lineal de longitud cuatro. Este ácido, que se encuentra en muchas plantas, era ya conocido por los griegos y los romanos y se encuentra en la naturaleza en forma de tartrato de hidrógeno y potasio en el zumo de la uva. Fue aislado por primera vez el año 1769 por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele. Se utiliza también, a escala industrial, en la preparación de bebidas efervescentes. En algunas de sus formas, el ácido tartárico se usa como condimento para la comida. También se utiliza en fotografía y barnices y una variante conocida como sal de Rochelle constituye uno suave laxante. Tartárico ja:酒石酸

EDTA

EDTA (o AEDT) es el acrónimo del ácido etilendiaminotetraacético. Puede coordinar a metales de transición de forma reversible. Puede coordinar por cuatro posiciones acetato y dos amino, lo que lo convierte en un ligando hexadentado, y el más importante de los ligandos quelatos. Se utiliza en algunos medios de cultivo unido al hierro, para liberar éste lentamente en el medio, y también en algunos análisis cuantitativos. Debido a su estructura, puede complejar completamente un metal que tenga una estructura de coordinación octaédrica. Su fórmula química es C₁₀H₁₆N₂O₂. Categoría:Química ja:エチレンジアミン四酢酸

Ácido oxácido

Los ácidos oxácidos son compuestos ternarios formados por hidrógeno, oxígeno y no metal. Se obtienen por la combinación de un anhídrido (también llamado óxido ácido) con el agua. Su fórmula responde al patrón H a A b O c , donde A es un no metal o metal de transición. Ejemplos:
- Ácido sulfúrico (H₂SO₄). Formado por la combinación de una molécula de H₂O con una molécula de óxido sulfúrico SO₃: :SO₃ + H₂O --> H₂SO₄
- Ácido sulfuroso (H₂SO₃). Formado por la combinación de una molécula de H₂O con una molécula de óxido sulfuroso SO₂: :SO₂ + H₂O --> H₂SO₃
- Ácido hiposulfuroso (H₂SO₄). Formado por la combinación de una molécula de H₂O con una molécula de óxido hiposulfuroso SO: :SO + H₂O --> H₂SO₂ Categoría:Química Categoría:Compuestos químicos

Anfótero

Dicese de la sustancia que puede actuar bien como ácido, bien como base,según el medio en que se encuentre; como sucede con los aminoácidos. Son también anfóteros por naturaleza los iones intermedios de los ácidos polipróticos. Las sustancias clasificadas como anfóteras tienen la particularidad de que la carga eléctrica de la parte hidrofílica cambia en función del pH del medio. Los tensioactivos que son anfóteros poseen una carga positiva en ambientes fuertemente ácidos, presentan carga negativa en ambientes fuertemente básicos, y en medios neutros tienen forma intermedia híbrida. A la luz de esta definición, el número de verdaderas sustancias anfóteras usadas en cosmética es bastante pequeño. Las sustancias anfóteras se dividen en dos familias: #Acil-aminoácidos (y derivados) #N-alquil-aminoácidos categoría:Propiedades químicas

Éster

En bioquímica son el producto de la reacción entre los ácidos grasos y los alcoholes. En la formación de ésteres, cada radical OH (grupo hidroxilo) del radical del alcohol se sustituye por la cadena -COO del ácido graso. El H sobrante del grupo carboxilo, se combina con el OH sustituido formando agua. En química orgánica y bioquímica los ésteres son un grupo funcional compuesto de un radical orgánico unido al residuo de cualquier ácido oxigenado, orgánico o inorgánico. Los ésteres más comúnmente encontrados en la naturaleza son las grasas, que son ésteres de glicerina y ácidos grasos, oleico, etcétera. 175px principalmente resultante de la condensación de un ácido carboxílico y un alcohol. El proceso se denomina esterificación: Imagen:Esterification reaction.png

Denominación de los ésteres

O || C - CH₃ / CH₃ - CH₂-O etilo /etanoato de acetato (proviene (proviene del alcohol) del ácido)
- Se cambia la terminación de los alcanos por la terminación -oato de los ésteres.
- El caso de los ésteres consiste en dos cadenas separadas por un oxígeno. Cada una de estas cadenas debe nombrarse por separado y el nombre de los ésteres siempre consiste en dos palabras separadas del tipo alcanoato de alquilo. La parte del alcanoato se da a la cadena que tiene el grupo carbonilo. La parte alquílica del nombre se da a la cadena que no contiene el grupo carbonilo. Este procedimiento se utiliza sin importar el tamaño de la cadena. La posición del grupo carbonilo es la que determina cual es la cadena del alcanoato.

Propiedades físicas

Los ésteres huevos pueden participar en los enlaces hidrogenados como aceptadores de los enlaces de hidrógeno, pero no pueden participar como dadores de enlaces de hidrógeno, a diferencia de los alcoholes de los que derivan. Esta capacidad de participar en los enlaces de hidrógeno les convierte en en más hidro-solubles que los hidrocarbonos de los que derivan. Pero las limitaciones de sus enlaces de hidrógeno los hace más hidrofóbicos que los alcoholes o ácidos de los que derivan. Esta falta de capacidad de ceder su enlace de hidrógeno ocasiona el que no puede formar enlaces de hidrógeno entre moléculas de ésteres, lo que los hace más volátiles que un ácido o éster de similar peso molecular. Muchos ésteres tienen un olor característico, lo que hace que se utilicen ampliamente como sabores y fragancias artificiales. Por ejemplo:
- metil butanoato: olor a piña
- metil salicilato (aceite de siempreverde): olor de las pomadas Germolene™ y Ralgex™ (Reino Unido)
- etil metanoato: olor a frambuesa
- pentil etanoato: olor a platano
- pentil pentanoato: olor a manzana
- pentil butanoato: olor a pera o a albaricoque
- octil etanoato: olor a naranja. Los ésteres también participan en la hidrólisis esterárica: la ruptura de un éster por agua. Los ésteres también pueden ser descompuestos por ácidos o bases fuertes. Como resultado, se descomponen en un alcohol y un ácido carboxílico, o una sal de un ácido carboxílico. Imagen:Ester hydrolysis.png Ester ja:エステル

Oxígeno

El oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y símbolo O. En su forma molecular, O₂, es un gas a temperatura ambiente. Representa aproximadamente el 20% de la composición de la atmósfera terrestre. Es uno de los elementos más importantes de la química orgánica y participa de forma muy importante en el ciclo energético de los seres vivos, esencial en la respiración celular de los organimos aeróbicos. Es un gas incoloro, inodoro e insípido. Existe una forma molecular formada por tres átomos de oxígeno, O₃, denominada ozono cuya presencia en la atmósfera protege la Tierra de la inicidencia de radiación ultravioleta procedente del Sol. Un átomo de oxígeno combinado con dos de hidrógeno forman una molécula de agua.

Características principales

En condiciones normales de presión y temperatura, el oxígeno se encuentra en estado gaseoso formando moléculas diatómicas (O₂) que a pesar de ser inestables se generan durante la fotosíntesis de las plantas y son posteriormente utilizadas por los animales en la respiración (ver ciclo del oxígeno). El oxígeno líquido y sólido tiene una ligera coloración azulada y en ambos estados es muy paramagnético. El oxígeno líquido se obtiene usualmente mediante la destilación fraccionada del aire líquido junto con el nitrógeno. Reacciona con la práctica totalidad de los metales (exceptuando los metales nobles) provocando la corrosión.

Aplicaciones

La principal utilización del oxígeno es como oxidante ya que tiene una elevada electronegatividad, sólo superada por el flúor, así, por ejemplo, se usa oxígeno líquido en los motores de propulsión de los cohetes, mientras que en los procesos industriales y en el transporte el oxígeno para la combustión se toma directamente del aire. Otras aplicaciones industriales son la soldadura y la fabricación de acero y metanol. La medicina también hace uso del oxígeno suministrándolo como suplemento a pacientes con dificultades respiratorias; y se emplean botellas de oxígeno en diversas prácticas deportivas como el submarinismo o laborales, en el caso de acceder a lugares cerrados, o escasamente ventilados, con atmósferas contaminadas (limpieza interior de depósitos, trabajo en salas de pintura, etc.) El oxígeno provoca una respuesta de euforia en los que lo inhalan, por lo que históricamente se ha usado como divertimento, práctica que persiste hoy día. En el siglo XIX también se utilizó, mezclado con óxido nitroso como analgésico.

Historia

El oxígeno, del griego ὀξύς, ácido, y -geno, de la raíz γεν, generar, —nombre dado por Lavoisier en 1774 que a la postre se ha demostrado inexacto en la medida en que hay numerosos ácidos que no contienen oxígeno— fue descubierto por el farmaceútico sueco Karl Wilhelm Scheele en 1771, pero su trabajo no obtuvo reconocimiento inmediato y en ocasiones se atribuye a Joseph Priestley quien lo descubrió independientemente el 1 de agosto de 1774.

Abundancia y obtención

Es el elemento más abundante de la corteza terrestre (un 46,7% estimado), y de los océanos (en torno al 87% como componente del agua) y el segundo en la atmósfera (cerca del 20%). Los óxidos de metales, silicatos (SiO₄^4-) y carbonatos (CO₃^2-) se encuentran con frecuencia en rocas y suelo. En la atmósfera se encuentra como oxígeno molecular, O₂, dióxido de carbono y en menor proporción como monóxido de carbono (CO), ozono (O₃), dióxido de nitrógeno (NO₂), monóxido de nitrógeno (NO), dióxido de azufre (SO₂), etc. En los planetas exteriores (más alejados del Sol) y en cometas se encuentra agua congelada y otros compuestos de oxígeno, por ejemplo, en Marte hay dióxido de carbono congelado. El espectro de este elemento también se aprecia a menudo en las estrellas.

Compuestos

Su alta electronegatividad le hace reaccionar con casi cualquier elemento químico exceptuando los pocos gases nobles. El compuesto más notable del oxígeno es el agua (H₂O); otros compuestos bien conocidos son el dióxido de carbono, los alcoholes (R-OH), aldehídos, (R-CHO), y ácidos carboxílicos (R-COOH). Los radicales clorato (ClO₃^-), perclorato (ClO₄^-), cromato (CrO₄^2-), dicromato (Cr₂O₇^2-), permanganato (MnO₄^-) y nitrato (NO₃^-) son fuertes agentes oxidantes. Los Epóxidos son éteres en los que el átomo de oxígeno forma parte de un anillo de tres átomos. El Ozono (O₃) se forma mediante descargas eléctricas en presencia de oxígeno molecular (durante las tormentas eléctricas por ejemplo). Se ha encontrado en el oxígeno líquido, en pequeñas cantidades, una doble molécula de oxígeno (O₂)₂.

Rol biológico

El oxígeno respirado por los organismos aerobios, liberado por la plantas mediante la fotosíntesis, participa en la conversión de nutrientes en energía (ATP). Su disminución provoca hipoxemia y la falta total de él anoxia pudiendo provocar la muerte del organismo.

Isótopos

Oxígeno tiene tres isótopos estables y diez radioactivos. Los radioisótopos todos tienen una vida media de menos de tres minutos.

Precauciones

El oxígeno puede ser tóxico a elevadas presiones parciales. Algunos compuestos como el ozono, el peróxido de hidrógeno y radicales hidroxilo son muy tóxicos. El cuerpo humano ha desarrollado mecanismos de protección contras estas especies tóxicas. Por ejemplo la glutación actúa como antioxidante, al igual que la bilirrubina (un producto derivado del metabolismo de la hemoglobina). Las atmósferas ricas en oxígeno en presencia de materiales combustibles son susceptibles de provocar incendios que se propagan con gran rapidez así como explosiones. Otro tanto sucede si las fuentes de oxígeno son cloratos, percloratos, dicromatos, etc.; estos compuestos con alto poder oxidante, pueden además provocar quemaduras químicas.

Véase también

- Anoxia
- Ciclo del oxígeno

Referencias externas

- [http://enciclopedia.us.es/index.php/Ox%EDgeno Enciclopedia Libre]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/8.html Los Alamos National Laboratory - Oxygen]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/O/index.html WebElements.com - Oxygen]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/O.html EnvironmentalChemistry.com - Oxygen]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele008.html It's Elemental - Oxygen]
- [http://www.mtsinai.org/pulmonary/papers/ox-hist/ox-hist-intro.html Oxygen Therapy - The First 150 Years]
- [http://members.tripod.com/tjaartdb0/html/oxygen_toxicity.html Oxygen Toxicity]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0138.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del oxígeno licuado. Categoría: Elementos químicos als:Sauerstoff ja:酸素 ko:산소 ms:Oksigen simple:Oxygen th:ออกซิเจน

Saint-Agnan

Saint-Agnan, Saint-Aignan and Saint-Agnant is the name or part of the name of several communes in France:

Saint-Agnan

- Saint-Agnan, in the Aisne département
- Saint-Agnan, in the Nièvre département
- Saint-Agnan, in the Saône-et-Loire département
- Saint-Agnan, in the Tarn département
- Saint-Agnan, in the Yonne département
- Saint-Agnan-de-Cernières, in the Eure département
- Saint-Agnan-en-Vercors, in the Drôme département
- Saint-Agnan-le-Malherbe, in the Calvados département
- Saint-Agnan-sur-Erre, in the Orne département
- Saint-Agnan-sur-Sarthe, in the Orne département

Saint-Aignan

- Saint-Aignan, in the Ardennes département
- Saint-Aignan, in the Gironde département
- Saint-Aignan, in the Loir-et-Cher département
- Saint-Aignan, in the Sarthe département
- Saint-Aignan, in the Tarn-et-Garonne département
- Saint-Aignan, in the Morbihan département
- Mont-Saint-Aignan, in the Seine-Maritime département
- Saint-Aignan-de-Couptrain, in the Mayenne département
- Saint-Aignan-de-Cramesnil, in the Calvados département
- Saint-Aignan-des-Gués, in the Loiret département
- Saint-Aignan-des-Noyers, in the Cher département
- Saint-Aignan-Grandlieu, in the Loire-Atlantique département
- Saint-Aignan-le-Jaillard, in the Loiret département
- Saint-Aignan-sur-Roë, in the Mayenne département
- Saint-Aignan-sur-Ry, in the Seine-Maritime département

Saint-Agnant

- Saint-Agnant, in the Charente-Maritime département
- Saint-Agnant-de-Versillat, in the Creuse département
- Saint-Agnant-près-Crocq, in the Creuse département

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