A ANFETAMINA(éxtasis)

Nomeclatura IUPAC 1-feniproplan-2-amina

Numero CAS 300-62-9

codigo ATC N06B A01

Formula quimica C9H13N

Peso molecular 135.2084

Biodisponibilidad 4L/Kg;baixa unión a proteínas plásmaticas(20%)

Metabolismo aclaramento hepático e renal

Eliminación parte insignificante alterada

A anfetamina ou d, l-anfetamina é un axente adrenérgico sintético, potente estimulante do sistema nervioso central. A dexanfetamina (dextro-anfetamina), xorde da separación do composto racémico (d, l-anfetamina) nas súas dúas configuracións ópticas posibles, e a extracción daquela que corresponda isómero óptico dextrógiro.

A expresión anfetaminas (forma plural da anterior) ten polo menos dúas acepcións posibles. A máis restrinxida, úsase para referir a tríada formada polas sustancias: anfetamina, dexanfetamina e metanfetamina. En tanto que a máis xeral alude tamén aos estimulantes de tipo anfetamínico (ATS: acrónimo inglés de Amphetamine-Type Stimulants). Os ATS son a familia farmacológica integrada por compostos con estrutura química análoga ou derivada da molécula de anfetamina, con propiedades clínicas similares, e con grao de actividade farmacológica (potencia) comparable. Esta acepción é máis frecuente, e é a que utilizaremos neste artigo (salvo indicación en contrario). Habilita para incluír tamén no grupo das sustancias anfetamínicas a estimulantes como o metilfenidato (análogo estrutural) e o dexmetilfenidato; e a derivados químicos con propiedades entactógenas, como o MDMA; e anorexígenas, como o fenproporex, o dietilpropión (anfepramona), a fentermina, a benzfetamina, a fendimetrazina, sendo estas últimas as de menor potencia relativa.

composición:

As amfetaminas son un grupo de compostos orgánicos do nitróxeno que poden considerarse derivados do amoníaco.





Formas de adulteración:

Adquiridas en establecementos farmacéuticos atópanse puras. No mercado negro poden estar adulteradas con efedrina, cafeína ou fenilpropanolamina, acompañadas de talco, gis, etc. A súa aplicación intravenosa é case un suicidio tendo isto en conta.


Tipos:

Distínguense tres tipos:
a) Anfetaminas propiamente ditas: dexanfetaminas e metanfetamina (máis potente).
b) Anorexígenos de estrutura anfetamínica como a fenmetrazina
c) Psicoestimulantes de estrutura máis complexa: metilfenidato, etc

Historia

A anfetamina é un derivado químico da efedrina, sintetizado por primeira vez en 1887 polo químico alemán L. Edeleano, quen chamou ao composto fenilisopropilamina. As investigacións preliminares enfocáronse nos efectos periféricos e atoparon que era unha amina simpaticomimética con propiedades broncodilatadoras. As accións sobre o sistema nervioso central non foron reportadas ata 1933. En 1919, sintetizouse en Xapón a metanfetamina; e en 1944, nos laboratorios da corporación suízo-alemá Ciba-Geigy (precursora de Novartis), o metilfenidato.


O uso médico experimental das anfetaminas comezou nos anos 1920. A droga sería utilizada desde entón polos militares de varias nacións, especialmente da forza aérea, para combater fatígaa e incrementar a alerta entre as milicias. En 1927, a habilidade da anfetamina para elevar a presión sanguínea, contraer os vasos sanguíneos, e dilatar os pequenos sacos bronquiales, deu lugar á súa comercialización, presentándose o inhalador Benzedrina. Pouco tempo despois, apareceu a dexanfetamina (Dexedrina). En 1938, lanzouse ao mercado a metanfetamina (Methedrina) e, en 1954, o metilfenidato (Ritalin). Un reporte farmacéutico de 1946, listaba 39 desordes para os cales a anfetamina era o tratamento recomendado (Tyler, 1995). As anfetaminas serían usadas para fins tan variados como a narcolepsia, a obesidade, a depresión [1], o ADHD en nenos e adultos [2], o tratamento de sobredose por sedantes, e ata a rehabilitación do alcoholismo e hábito doutras drogas.

A anfetamina foi utilizada como axente para mellorar o rendemento, tanto físico (inaugurando o dóping deportivo), como intelectual (dóping cognitivo). A dispensación indiscriminada do produto, unida ao descoñecemento público respecto dos seus perigos potenciais e á ausencia dun sistema idóneo de farmacovigilancia, desencadeou fenómenos de abuso e adicción. En 1971, a anfetamina foi sometida a control internacional no marco da Convención Internacional de Psicotrópicos.

Actualmente é unha sustancia controlada suxeita a fiscalización, pero accesible na maioría dos países. A cota agregada de produción de anfetamina nos EE.UU. aumentou vigorosamente na década anterior, pasando de menos de media tonelada en 1990 a máis de 9 toneladas no ano 2000.

Perfil farmacológico

Química:

A molécula da anfetamina está emparentada estruturalmente co alcaloide vexetal efedrina. Foi precisamente a efedrina, o substrato usado inicialmente como reactivo para a obtención do novo composto. Como a efedrina, a anfetamina é tamén un axente con propiedades para mimetizar a acción da hormona adrenalina e activar o sistema nervioso simpático, é dicir, trátase dunha amina simpaticomimética. Con todo, a segunda molécula logra atravesar moito máis eficazmente a barreira hematoencefálica, o que explica a súa capacidade distintiva de estimular o sistema nervioso central. Isto último habilita a súa clasificación como amina simpaticomimética de acción central.

O entusiasmo derivado do achado deste composto, deu lugar á súa manipulación química, habéndose síntetizado gran cantidade de variantes da molécula. Estas iniciativas foron acollidas de modo indiscriminado pola industria farmacéutica, que puxo en circulación algúns axentes con maior potencial tóxico, sen habelos avaliado de xeito idóneo previamente. Algúns destes axentes derivados da anfetamina son a fenmetrazina, a metanfetamina e a parametoxianfetamina (PMA). Un exemplo destas políticas é o caso do Dexamyl, composto que se comercializou extensivamente nos anos 1950 para tratar a depresión e os chamados trastornos funcionais. Tratábase dunha fórmula mixta a base do estimulante dextro-anfetamina e do depresor babitúrico amibarbital. Cabe sinalar que ata os anos 1960, os sistemas de regulación de produción, distribución e dispensación de medicamentos estaban en fase embrionaria, e a falta de controis habilitou a rápida proliferación das novas sustancias, o que en moitos casos suscitou desconfianza no cidadán común achega este tipo de fármacos.

A anfetamina é unha fenetilamina. Trátase dunha molécula quiral, cuxa configuración óptica pode presentarse en forma de enantiómeros activos dextrógiros e levógiros. A anfetamina ou anfetamina racémica (d, l-anfetamina) é unha mestura equimolar de ambos os isómeros ópticos. A dexanfetamina (dextro-anfetamina) e a levo-anfetamina, xorden da separación do composto nas súas dúas configuracións ópticas posibles. A levo-anfetamina ten débil inxerencia nos efectos clínicos da anfetamina. A dexanfetamina (isómero óptico dextrógiro da molécula) é responsable case plenamente da actividade farmacológica do composto.

Na actualidade, a presentación máis popular consiste nun preparado a base de sales mixtos de anfetamina e dextroanfetamina, coñecido pola marca Adderall, pero comercializado tamén como xenérico. O propósito desa fórmula é aproveitar as diferenzas farmacocinéticas entre os distintos compoñentes, de maneira que se promova un efecto clínico máis estable e duradeiro. O Adderall está composto nun 75 % por anfetamina racémica, e nun 25 % por dexanfetamina. Ambas baixo a forma de distintos sales (sacarato, sulfato, clorhidrato).

Farmacocinética:
A anfetamina adminístrase por vía oral e ten unha boa absorción, de modo que o inicio da acción terapéutica maniféstase ao cabo duns 30 a 60 minutos. A semivida de eliminación é dunhas 10 horas. Os efectos clínicos prolónganse por 6 a 8 horas. Estes valores fan referencia á administración por vía oral, que é a máis indicada xa que raramente asóciase con patróns de abuso.

Mecanismo de acción:
A anfetamina é un agonista directo dos receptores presinápticos para noradrenalina (NA) e dopamina (DÁ) a nivel do sistema nervioso central. A anfetamina únese a estes receptores e os activa, inducindo a liberación dos neurotransmisores de reserva aloxados nas vescículas das terminais nerviosas, convertendo os respectivos transportadores moleculares en canles abertas. Tamén ten unha acción agonista serotoninérgica, aínda que relativamente máis débil.

Como o metilfenidato (Ritalina), a anfetamina tamén impide que os transportadores de monoaminas removan dáa e NA do espazo sináptico (inhibición da recaptación), o que conduce a un incremento nos niveis extracelulares de DÁ e NA. O nivel de potencia da anfetamina para bloquear estas moléculas transportadoras é menor ao do metilfenidato.

Estes efectos combinados rapidamente aumentan as concentracións dos respectivos neurotransmisores no espazo sináptico, promovendo a transmisión do impulso nervioso nas redes neuronais dopaminérgicas e noradrenérgicas.

Controis para evitar a síntese:
A anfetamina é a droga sintética cuxo control para evitar a súa elaboración é máis difícil, ao ser unha molécula sinxela, os precursores, (é dicir sustancias químicas das que se partirá para sintetizala) son moi comúns e non se poden controlar, ou prohibir ademais de ser unha síntese simple. Por ese motivo hai persoas que cren que por haberse comprado o Quimicefa son premios Nóbel en química e anímanse a facelas co consecuente perigo engadido para a saúde dos consumidores.

Acción terapéutica:
A anfetamina estimula o sistema nervioso central mellorando o estado de vixilia e aumentando os niveis de alerta e a capacidade de concentración. Favorece as funcións cognitivas superiores, como a atención e a memoria (en particular, a memoria de traballo) e mostra os seus efectos sobre as funcións executivas. Produce efectos reforzadores, asociando determinadas condutas con emocións pracenteiras. A nivel conductual, reforza os sistemas implicados na regulación das respostas a emocións específicas; reduce os niveis de impulsividad (autocontrol); no caso particular da obesidade, utilizoulla debido á súa acción sobre os centros hipotalámicos que regulan o apetito. Para rematar, é un axente activante do sistema nervioso simpático, con efectos adrenérgicos periféricos, que se traducen nun aumento no nivel de actividade motriz, na resistencia a fatígaa, na actividade cardio-respiratoria, e en particular, nos procesos metabólicos termogénicos do organismo, dando lugar a unha maior queima de graxas.

Los rayos X

Los rayos X son una radiación electromagnética (ondas producidas por la oscilación o la aceleración de una carga eléctrica) penetrante, con una longitud de onda menor que la luz visible, producida bombardeando un blanco con electrones de alta velocidad. Los rayos X fueron descubiertos accidentalmente en 1895 por el físico alemán Wilhelm Conrad Roentgen mientras estudiaba los rayos catódicos en un tubo de descarga gaseosa de alto voltaje, a pesar de que el tubo estaba dentro de una caja de cartón negro, Roentgen vio que una pantalla de platino cianuro de bario, emitía luz fluorescente siempre que funcionaba el tubo y tras realizar experimentos adicionales, determinó que la fluorescencia se debía a una radiación invisible más penetrante que la radiación ultravioleta. Roentgen llamó a los rayos invisibles “rayos X” por su naturaleza desconocida. Posteriormente, los rayos X fueron también denominados rayos Roentgen en su honor.

- Propiedades de los rayos X

- Fluorescencia.

Los rayos X también producen fluorescencia en algunos materiales, como el platino cianuro de bario o el sulfuro de cinc. Si se sustituye la película fotográfica por uno de estos materiales fluorescentes, puede observarse directamente la estructura interna de objetos opacos. Esta técnica se conoce como fluoroscopia.

Sala de fluorescencia de rayos x: -Ionizacion.

Otra característica importante de los rayos X es su poder de ionización, que depende de su longitud de onda. La capacidad de ionización de los rayos X monocromáticos es proporcional a su energía. Esta propiedad proporciona un método para medir la energía de los rayos X. Cuando se hacen pasar rayos X por una cámara de ionización se produce una corriente eléctrica proporcional a la energía del haz incidente. Además de la cámara de ionización, otros aparatos más sensibles como el contador Geiger o el contador de centelleo también miden la energía de los rayos X a partir de la ionización que provocan. Por otra parte, la capacidad ionizante de los rayos X hace que su trayectoria pueda visualizarse en una cámara de niebla o de burbujas.

-Difracción de los rayos X

Los rayos X pueden difractarse al atravesar un cristal, o ser dispersados por él, ya que el cristal está formado por redes de átomos regulares que actúan como redes de difracción
(Dispositivo óptico empleado para separar las distintas longitudes de onda que contiene un haz de luz.) muy finas. Los diagramas de interferencia resultantes pueden fotografiarse y analizarse para determinar la longitud de onda de los rayos X incidentes o la distancia entre los átomos del cristal, según cuál de ambos datos se desconozca. Los rayos X también pueden difractarse mediante redes de difracción rayadas si su espaciado es aproximadamente igual a la longitud de onda de los rayos X.

- Aplicaciones de los rayos X

Los rayos X se usan en la industria, la medicina y la investigación científica.

- Medicina

En la medicina los usan como método para diagnosticar algunas enfermedades como el cáncer. Un aparato de rayos X de invención reciente, y que se emplea sin compuestos de contraste y proporciona visiones claras de cualquier parte del cuerpo, incluidos los tejidos blandos. Se conoce como escáner (scanner) o aparato de tomografía axial computerizada; gira 180° en torno al cuerpo emitiendo un haz de rayos X del grosor de un lápiz en 160 puntos diferentes. Unos cristales situados en los puntos opuestos reciben y registran la absorción de los distintos espesores de tejido y huesos, estos datos se envían a un ordenador que convierte la información en una imagen sobre una pantalla.

-Industria

Son muy útiles para examinar objetos como piezas metálicas, sin destruirlos. Las imágenes de rayos X en placas fotográficas muestran la existencia de fallos, pero este sistema necesita un equipo de rayos X de alta potencia y es voluminoso y caro, por ello, en algunos casos se emplean radioisótopos que emiten rayos gamma de alta penetración en vez de equipos de rayos X.

-Investigación científica.

El estudio de los rayos X ha desempeñado un papel primordial en la física teórica, sobre todo en el desarrollo de la mecánica cuántica. Como herramienta de investigación, los rayos X han permitido confirmar experimentalmente las teorías cristalográficas, utilizando métodos de difracción de rayos X podemos identificar las sustancias cristalinas y determinar su estructura. Los métodos de difracción de rayos X también pueden aplicarse a sustancias pulverizadas, que presentan alguna regularidad en su estructura molecular, también es posible identificar sustancias químicas y determinar el tamaño de partículas ultramicroscópicas. Los elementos químicos y sus isótopos pueden identificarse mediante espectroscopia de rayos X, que determina las longitudes de onda de sus espectros de líneas característicos.

CAMBIO FÍSICO E CAMBIO QUÍMICO DUN OBXETO O MATERIAL

Todos os materiais que vemos e temos ó noso aredor constantemente sofren cambios. Por exemplo: o ferro se oxida, o papel dos xornais vellos ponse amarelo, os zapatos gástanse... Algúns destes cambios son producidos polo home, como cando se disolve azucre no café, cando rompe un vaso, ó recortar un papel... Os cambios que ocorren nos materiais poden dividirse en dous grandes grupos: cambios físicos e cambios químicos.

Falamos de cambio físico sempre que non cambia a natureza das sustancias e falamos dun cambio químico cando cambia. Por exemplo se teño unha folla de papel e a solto cáese por acción da gravidade, segue sendo unha folla de papel, non cambiou a súa natureza. Se a achego a un misto acendido o papel arde e convértese en cinzas, fume e enerxía, sería un cambio químico. Se teño unha barra de ferro e dóbroa para facer unha varanda seguirá sendo ferro, pero se se une ó osíxeno da atmosfera fórmase un po marrón que xa non é ferro, é óxido de ferro, trátase dun cambio químico.

Cambios físicos
Cando os materiais cambian de forma, recórtanse, estíranse, ráianse... ocorre un cambio físico. A auga cando cambia de estado, é dicir, ó conxelarse transfórmase en xeo, pero segue sendo auga.

O cobre ó quentarse vólvese líquido pero segue sendo cobre. En xeral, as disolucións e mesturas son cambios físicos. Cando facemos unha ensalada, facemos unha mestura, combínanse varios vexetais, pero cada un deles conserva as súas características.

Ó disolver unha sustancia noutra, ocorre un cambio físico, xa que as sustancias non se transforman noutras distintas. Por exemplo, cando facemos unha sopa, parece que o sal desaparece, pero segue estando ahí, porque ó probar o caldo sentímola. Se queremos recuperala, férvese a sopa ata que evaporase todo o líquido e vémola no fondo da pota. Cando se lle bota azucre ó café, deixa de verse, pero o café sabe doce, o azucre segue alí pero disolto en partículas tan pequenas que non se poden ver.

Finalmente pódese concluír que ó disolver unha sustancia noutra, ocorre un cambio físico, xa que as sustancias non se transforman noutras, porque conservan as súas características.

Cambios químicos

Cando se encende unha vela, cando se queima o papel, cando unha estatua de bronce ponse verde, cando a masa transfórmase en pan... ocorren cambios químicos. En todos os casos nomeados anteriormente, empézase cunhas sustancias e estas transfórmanse noutras sustancias diferentes.

Determinar a simple vista se ocorreu en verdade un cambio químico non sempre é fácil. A forma máis segura é analizar as sustancias no laboratorio para ver se son as mesmas coas que empezamos ou se se trata doutras.

As condicións ambientais poden acelerar ou desacelerar un cambio químico. Algúns son moi rápidos como o que ocorre ó botar unha tableta efervescente en auga ou cando estalla unha cotufa. Outros son máis lentos, como a decoloración da roupa ou a maduración da froita. E outros son sumamente lentos, como a descomposición do mármore dunha estatua ou a oxidación do ferro dun automóbil.

Existen certas características que a simple vista nos indican se se produciu ou non un cambio químico como:

- Os cambios de cheiro é sinal de que algún material novo acaba de aparecer, como resultado da transformación química dos materiais que se tiñan ó principio.

- Os cambios de cor indican que se formaron sustancias novas, de cor distinta a das iniciais.

LEI DE LAVOISIER OU DE CONSERVACIÓN DA MASA

Probablemente, a aportación máis importante que fixo Antonie Laurent Lavoisier (1743-1794) á Química foi a implantación da medida precisa a todos os procesos nos que a materia sofre transformacións e o enunciado da famosa lei de conservación da masa.

En 1770 Lavoisier realizou o experimento do arrequecemento da auga utilizando un aparello que condensaba o vapor e devolvíao ó recipiente sen perder un só gramo de auga. Pesó a auga e o recipiente antes e logo de realizar o experimento. Demostrou que o peso do matráz do condensador e da auga seguía sendo o mesmo antes e logo dunha prolongada ebulición. Sen embargo, un sedimento terroso seguía aparecendo. Extraeu e pesou o depósito formado, así como o matráz e comprobou que a suma de ambos era igual ó peso do matraz antes de iniciar a experiencia. É dicir, o poso terroso proviña dunha descomposición do vidro provocada pola calor.

Posteriormente, ocupouse das reaccións químicas e comprobou que a masa (cantidade de materia) é algo permanente e indestructible, algo que se conserva a pesar de todos os cambios. Newton defendeu antes na física a idea dunha masa que permanecía constante a través de todos os movementos e Lavoisier aplicouna ó mundo da química.

En 1774 Lavoisier enunciou a súa lei de conservación da masa, de forma que: en toda transformación química, a masa total dos reactivos que reaccionan é igual á masa total dos produtos da reacción.

Así, segundo Lavoisier, na reacción do cobre co xofre para orixinar sulfuro cúprico, mediante:

Cu + S = CuS

Resulta que 4,00 g de Cu reaccionan con 2,02 g de S e producen 6,02 g de CuS.

É dicir, que nunha reacción química, a materia nin se crea nin se destrúe, só se reorganiza.

O ALCOL

1 INTRODUCIÓN

Alcol, termo aplicado aos membros dun grupo de compostos químicos do carbono que conteñen o grupo OH. Devandita denominación utilízase comunmente para designar un composto específico: o alcol etílico ou etanol. Provén da palabra árabe ao-kuhl, ou kohl, un po fino de antimonio que se utiliza para a maquillaxe de ollos. Nun principio, o termo alcol empregábase para referirse a calquera tipo de po fino, aínda que máis tarde os alquimistas da Europa medieval utilizárono para as esencias obtidas por destilación, establecendo así a súa acepción actual.
Os alcois teñen un, dous ou tres grupos hidróxido (-OH) enlazados ás súas moléculas, polo que se clasifican en monohidroxílicos, dihidroxílicos e trihidroxílicos respectivamente. O metanol e o etanol son alcois monohidroxílicos. Os alcois tamén se poden clasificar en primarios, secundarios e terciarios, dependendo de que teñan un, dous ou tres átomos de carbono enlazados co átomo de carbono ao que se atopa unido o grupo hidróxido. Os alcois caracterízanse pola gran variedade de reaccións nas que interveñen; unha das máis importantes é a reacción cos ácidos, na que se forman sustancias chamadas ésteres, semellantes aos sales inorgánicas. Os alcois son subproductos normais da dixestión e dos procesos químicos no interior das células, e atópanse nos tecidos e fluídos de animais e plantas.

2 METANOL

O alcol de madeira, alcol metílico ou metanol, de fórmula CH3OH, é o máis simple dos alcois. Antes preparábase por destilación destructiva da madeira, pero hoxe en día case todo o metanol producido é de orixe sintética, elaborado a partir de hidróxeno e monóxido de carbono. O metanol utilízase para desnaturalizar alcol etílico, como anticonxelante, disolvente para gomas e lacas, así como na síntese de compostos orgánicos como o metanal (formaldehido). Ao ser inxerido en forma líquida ou inhalado en vapor, o metanol pode resultar perigoso. Ten un punto de fusión de -97,8 °C e un punto de ebulición de 64,7 °C. A súa densidade relativa é de 0,7915 a 20 °C.

3 O ALCOL ETILICO

O alcol etílico de fórmula C2H5OH é un líquido incoloro e volátil que está presente en diversas bebidas fermentadas, en concentracións que van desde o 5 ata o 20%, como é o caso da cervexa e os viños.Algúns destes fermentos destílanse por medio dun alambique para aumentar a súa concentración etílica ata un 40%; así é como se producen o tequila, o whisky, o vodka, o ron, a xenebra, o anís, etc.

Normalmente o etanol concéntrase por destilación de disolucións diluídas. O de uso comercial contén un 95% en volume de etanol e un 5% de auga. Certos axentes deshidratantes extraen a auga residual e producen etanol absoluto. O etanol ten un punto de fusión de -114,1 °C, un punto de ebulición de 78,5 °C e unha densidade relativa de 0,789 a 20 °C. Desde a antigüidade, o etanol obtívose por fermentación de azucres. Todas as bebidas con etanol e case a metade do etanol industrial aínda se fabrican mediante este proceso. O almidón da pataca (papa), do millo e doutros cereais constitúe unha excelente materia prima. A encima do fermento, a cimasa, transforma o azucre simple en dióxido de carbono. A reacción da fermentación, representada pola ecuación C6H12O6 ? 2C2 H5OH 2CO2 é realmente complexa, xa que os cultivos impuros de fermentos producen unha ampla gama doutras sustancias, como o aceite de fusel, a glicerina e diversos ácidos orgánicos. O líquido fermentado, que contén dun 7 a un 12% de etanol, concéntrase ata chegar a un 95% mediante unha serie de destilacións. Na elaboración de certas bebidas como o whisky e o brandy, algunhas dos seus impurezas son as encargadas de darlle o seu característico sabor final. A maioría do etanol non destinado ao consumo humano prepárase sinteticamente, tanto a partir do etanal (acetaldehído) procedente do etino (acetileno), como do eteno do petróleo. Tamén se elabora en pequenas cantidades a partir da polpa de madeira. A oxidación do etanol produce etanal que á súa vez se oxida a ácido etanoico. Ao deshidratarse, o etanol forma dietiléter. O butadieno, utilizado na fabricación de caucho sintético, e o cloroetano, un anestésico local, son outros dos numerosos produtos químicos que se obteñen do etanol. Este alcol é miscible (mezclable) con auga e coa maior parte dos disolventes orgánicos. É un disolvente eficaz dun gran número de sustancias, e utilízase na elaboración de perfumes, lacas, celuloides e explosivos. As disolucións alcohólicas de sustancias non volátiles denomínanse tinturas. Se a disolución é volátil recibe o nome de espírito.

- Formas de adulteración.

O contido de alcol etílico nunha bebida que non se someteu a controis de calidade e sanidade, pode estar diluído ou rebaixado con metanol, un alcol derivado da madeira que ao metabolizarse ocasiona cegueira permanente.

- Os efectos do alcol.

A curto prazo, o alcol pode producir perda de memoria, resaca e desmaio. A longo prazo produce problemas no estómago, cancro, dano cerebral, cirroses hepática, problemas cardíacos e perda grave de memoria. As persoas que beben en exceso teñen tamén máis probabilidades de ter accidentes de tráfico e un maior risco de suicidio. Aínda que o alcoholismo é maior entre os homes, o efecto do alcol nas mulleres é máis grave. A nivel psicolóxico, o alcol pode agravar problemas existentes, como depresión, ou crear novos problemas como ansiedade, depresión ou problemas de memoria. Polo xeral, os alcohólicos tenden a negar que teñan algún problema co alcol.

4 O ALCOL E A DIABETES

O consumo do alcol pode baixar os niveis de azucre no sangue ata o punto que causa síntomas de hipoglucemia (azucre baixo no sangue). Unha persoa con diabetes debe manter un rexistro coidadoso dos seus niveis de azucre no sangue ao beber alcol, porque certos medicamentos, incluíndo a insulina, tamén baixan o nivel da glicosa. Se os niveis son moi baixos, ou se o estómago está baleiro, o consumo do alcol debe evitarse. Os síntomas da embriaguez e os da hipoglucemia son similares. Os síntomas poden incluír fatígaa, desorientación e o mareo. Para asegurar o coidado médico apropiado para a hipoglucemia, unha persoa con diabetes debe cargar un cartón ou usar unha pulseira ou unha cadea indicando que ten diabetes. Algunhas veces o alcol pode causar que os niveis do azucre no sangue aumenten, debido aos carbohidratos en certas bebidas. O consumo do alcol coas comidas, ou antes delas, pode causar que os niveis de azucre aumenten, o cal pode ser perigoso para o individuo.

5 ALCOIS SUPERIORES

Os alcois superiores, de maior masa molecular que o etanol, teñen diversas aplicacións tanto específicas como xerais: o propanol úsase como alcol para fregar e o butanol como base para perfumes e fixadores. Outros constitúen importantes condimentos e perfumes.

AMEDEO AVOGADRO(1776-1856)

O seu nome completo era Lorenzo Romano Carlo Avogadro, conte dei Quarequa e dei Cerreto. Naceu en Turín, Italia, en 1776. Nesa mesma cidade realizou os seus estudos; recibiuse de bacharel de xurisprudencia ós 16 anos e obtivo o doutoramento aos 20, catro anos máis tarde. Era fillo do conde Filippo Avogadro e Anna Maria Vercellone. O seu pai foi un distinguido avogado e funcionario público, converténdose nun senador do Piamonte en 1768.
A pesar da súa carreira exitosa como avogado, Avogadro tamén mostrou interese en matemáticas e física. Aparte doutros postos ocupou, entre 1820 e 1822 e desde 1834 ata 1850 o de profesor de física matemática na Universidade de Turín.
Casouse con Felicita Mazzé, e tiñan un total de seis fillos. Avogadro dirixiu a un traballador a vida, e foi un home modesto, que traballa de xeito illado. Isto probablemente contribuíu á súa relativa escuridade, en particular fóra de Italia. Avogadro morreu o 9 de xullo, 1856. Foi descrito como relixiosos, pero non un bigot.

A CONTRIBUCIÓN DE AVOGADRO Á QUÍMICA

Durante o seu tempo, a química estaba comezando a converterse nunha ciencia exacta. En 1808 Dalton publica o seu Novo sistema da filosofía química, a partir do cal acéptase a lei das proporcións definidas de Proust e a lei das proporcións múltiples do mesmo Dalton.

Para establecer as masas atómicas relativas dos diferentes elementos, Dalton fixo a suposición incorrecta que nos compostos máis comúns formados por dous elementos, había un átomo de cada un.

Ó mesmo tempo, Gai-Lussac atopou que as relacións entre os volumes de gases que reaccionaban entre si eran de números enteiros e pequenos. Por exemplo, dous volumes de hidróxeno reaccionaban cun volume de osíxeno, dando dous volumes de auga. Dalton deuse conta de que isto podía constituír a base dun método lóxico de asignar masas atómicas relativas, porque a relación simple de volumes de gases podía ser igualada á relación entre as partículas reaccionantes. Pero, dado que Dalton seguía considerando que as partículas eran átomos, non podía aceptar que unha partícula de osíxeno producise dúas partículas de auga. Isto estaba en contradición directa coa súa teoría, polo que rexeitou os resultados obtidos por Gai-Lussac.

En 1811, Avogadro publica un artigo en boletín da física, no que sinala claramente a distinción entre molécula e átomo. O "átomos" de nitróxeno e osíxeno, determinado por Dalton, son en realidade moléculas que contén dous átomos de cada un. Así, dúas moléculas de hidróxeno pode combinarse cunha molécula de osíxeno para producir dúas moléculas de auga. Nese artigo, Avogadro suxire que: "volumes iguais de todos os gases á mesma temperatura e presión conteñen o mesmo número de moléculas", coñecido agora como o principio de Avogadro.

O traballo de Avogadro pasou practicamente desapercibido ata que o presentou Stanislao Cannizaro no Congreso de Karlsruhe en 1860. Cannizaro mostrou que o principio de Avogadro podía ser utilizado non só para determinar masas moleculares relativas, senón tamén, masas atómicas relativas.

Probablemente, a razón pola que o traballo de Avogadro non foi aceptado durante tanto tempo foi a convicción moi profunda de que unha combinación química só se producía pola afinidade entre dous elementos diferentes. Baseado nos traballos de Volta e Galvani, en xeral atribuíase esta afinidade á atracción entre cargas opostas. A idea de que dous átomos idénticos de hidróxeno ou osíxeno podían combinarse para formar os compostos moleculares hidróxeno ou osíxeno resultaba inaceptable dentro da filosofía química de principios do século XIX.

SEU NÚMERO DE AVOGADRO

Se Avogadro moito despois de que a idea dun lunar foi presentado. Desde un peso molecular en gramos (lunar) de calquera sustancia contén o mesmo número de moléculas, a continuación, de acordo co principio de Avogadro, molárelos volumes de todos os gases deben ser os mesmos. O número de moléculas nun lunar que agora se denomina o número Avogadro. Cabe destacar que Avogadro, por suposto, non tiña coñecemento de moles, ou de que o número foi a dar o seu nome. Así, o número nunca foi determinado polo propio Avogadro.

-Determinación do número:

Cannizarro, ao redor de 1860, utiliza as ideas de Avogadro para obter un conxunto dos pesos atómicos, sobre a base de osíxeno cun peso atómico de 16. En 1865, Loschmidt utiliza unha combinación da densidade de líquidos, gaseosos viscosidad, e a teoría cinética de gases, a fin de establecer aproximadamente o tamaño das moléculas, e polo tanto o número de moléculas en 1 cm 3 de gases.

Durante a última parte do século XIX, é posible obter estimacións razoables do número de Avogadro a partir de medicións da sedimentación das partículas coloidales. No século XX, entón Mullikan de petróleo da caída experimento deu moito mellor os valores, e foi utilizada durante moitos anos.

Na actualidade, a información sobre o número de Avogadro de diferentes experimentos combináronse con outras observacións sobre outras constantes físicas. A máis probables e da libre conxunto coherente de constantes físicas que mellor se axuste a todos os datos fidedignos que se sorprenderá por métodos estatdísticos.

A DETERMINACIÓN DO CONSTANTE DE AVOGADRO

A idea de mol e, polo tanto, do número de Avogadro foron introducidos moito despois da súa morte. O valor aceptado na actualidade é:

6,0221367 x 1023 mol

O método máis preciso para determinalo é usando a densidade dun cristal, a masa atómica relativa e a lonxitude da cela unidade, determinada por métodos de difracción de raios X. Mostraremos aquí en forma esquemática como se realiza o cálculo.

O cromo cristaliza nunha estrutura cúbica centrada no corpo.

A súa densidade é 7,19 g/cm3 e a lonxitude dunha aresta é 288,4 pm. A masa atómica relativa é 52.00.

Masa dunha cela unidade = Volume x densidade (2,88 x 10-8 cm)3 x 7,19 g/cm3 = = 1,724 x 10-22 g

¿Cantos átomos de cromo hai nunha cela unidade? Se analizamos a figura da cela unidade, vemos que o átomo do centro pertence totalmente a esa unidade, pero que os átomos situados nos vértices son compartidos con outras celas, oito en total. Por iso, a resposta é:

1 + (8 x 1/8) = 2

A masa dun átomo de cromo será en consecuencia:

1,724 x 10-22 g /2 = 8,62 x 10-23 g

Esta masa, multiplicada pola constante de Avogadro, debe ser igual á masa atómica relativa do cromo. Polo tanto, a constante de Avogadro será:

52.00 g mol-1 /8,62 x 10-23 g = 6,03 x 1023 mol-1

A precisión deste valor poderá incrementarse, mellorando a precisión das medidas da densidade, da lonxitude da aresta da cela unidade e da masa atómica relativa.

Uso e Historia del Mol

Posto de xeito simple, o mol representa un número. Tal como o termo 'ducia' refírese ao número 12, o mol representa o número 6.02 x 1023 (Se está confundido pola forma deste número consulte a lección sobre a notación científica.) ¡Este se que é un número alto! Mentres que unha ducia de ovos pode converterse nunha rica tortilla de ovos, un mol de ovos pode encher todos os océanos da terra máis de 30 millóns de veces. Reflexione sobre isto, tomaríalle a 10 billóns de galiñas pondo 10 ovos por día máis de 10 billóns de anos pór un mol de ovos. Por conseguinte, por que usariamos para empezar un número tan alto? Certamente, a tenda local de donuts non vai a 'super-aumentar' a ducia de donuts ao darlle un mole destas lambetadas. O mol úsase cando se fala sobre números de átomos e moléculas. Os átomos e as moléculas son cousas moi pequenas. Unha pinga de auga do tamaño do punto ao final desta oración contería 10 trillóns de moléculas de auga. No canto de falar de trillóns e cuatrillóns de moléculas (e máis), é moito máis simple usar o mol.

Historia do Mol

Comunmente referímonos ao número de obxectos nun mol, ou sexa, o número 6.02 x 1023, como o número de Avogrado. Amadeo Avogrado foi un profesor de física italiano que propuxo en 1811 que os mesmos volumes de gases diferentes á mesma temperatura, conteñen un número igual de moléculas. Ao redor de 50 anos despois, un científico italiano chamado Stanislao Cannizzaro usou a hipótese de Avogradro para desenvolver un grupo de pesos atómicos para os elementos coñecidos, comparando as masas de igual volume de gas. Sobre a base deste traballo, un profesor de secundaria austríaco chamado Josef Loschmidt, calculou o tamaño dunha molécula en certo volume de aire, en 1865, e iso desenvolveu un estimado para o número de moléculas nun volume dado de aire. A pesar de que estas antigas estimacións foran definidas desde entón, elas induciron ao concepto do mol - a saber, a teoría de que nunha masa definida dun elemento (o seu peso atómico), hai un número preciso de átomos - o número de Avogrado.

Cálculos de moles

O primeiro é coñecer a masa atómica (se se trata de átomos) ou masa molecular (se se trata de compostos). Os cálculos farémolos utilizando o factor de conversión, igual que se cambiásemos de unidade. Cantos moles temos en m gramos dun composto? Aplicaremos seguinte factor de conversión: como m vén en gramos, no denominador do factor poremos a masa molecular en gramos, para que se vaia, e no numerador 1 mol. Exemplo. Teñamos 225 g de auga, cantos moles son? Necesitamos a masa molecular da auga (Magua= 18 ou):
Cantos gramos son n moles dun composto? Aplicaremos o seguinte factor de conversión:

como n é o número de moles, no denominador do factor poremos 1mol e no numerador a masa dun mol en gramos (masa molecular en gramos). Exemplo. Teñamos 15 moles de auga, cantos gramos son? Necesitamos a masa molecular da auga (Magua= 18 ou):

Masa Molar

Unha mostra de calquera elemento cunha masa igual ao peso atómico dese elemento (en gramos) contén precisamente un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos). Por exemplo, o helio ten un peso atómico de 4.00. Por conseguinte, 4.00 gramos de helio conteñen un mol de átomos de helio. Tamén se pode traballar con fraccións (ou múltiplos) dos moles:

Exemplos da Relación Mol/Peso Usando o Helio Mol do Helio Átomos do Helio Gramos do Helio 1/4 1.505 x 1023 1 g 1/2 3.01 x 1023 2 g 1 6.02 x 1023 4 g 2 1.204 x 1024 8 g 10 6.02 x 1024 40 g Outros pesos atómicos están enumerados na táboa periódica. Para cada elemento enumerado, que mide unha cantidade do elemento igual ao seu peso atómico en gramos, producirase 6.02 x 1023 átomos dese elemento. O peso atómico dun elemento identifica a masa dun mol dese elemento E o número total de protóns e de neutróns nun átomo dese elemento. Como pode ser? Examinemos o hidróxeno. Un mol de hidróxeno pesará 1.01 gramos.




Cada átomo de hidróxeno consiste dun protón rodeado dun electrón. Pero recorde, o electrón pesa tan pouco que non contribúe moito ao peso dun átomo. Ignorando o peso dos electróns de hidróxeno, podemos dicir que un mol de protóns (H núcleo) pesa aproximadamente un gramo. Xa que os protóns e os neutróns teñen aproximadamente a mesma masa, un mol de calquera destas partículas pesará ao redor dun gramo. Por exemplo, nun mol de helio, hai dous moles de protóns e dous moles de neutróns - catro gramos de partículas.

Volume molar

É o volume ocupado por un mol de calquera gas. O volume molar dun gas en condicións normais de presión e temperatura é de 22,4 litros; isto quere dicir que un mol dunha gas e un mol doutro gas ocupasen o mesmo volume nas mesmas condicións de presión e temperatura. O concepto de volume molar só é válido para gases.

Peso Molecular

Se unha persoa sobe con outra sobre unha balanza, esta rexistra o peso combinado de ambas as persoas. Cando os átomos forman moléculas, os átomos únense e o peso da molécula é o peso combinado de todas as súas partes. Por exemplo, cada molécula de auga (H2O) ten dous átomos de hidróxeno e un átomo de osíxeno. Un mol de moléculas de auga contén dous moles de hidróxeno e un mol de osíxeno. Relación do Mol e o Peso da auga e dos seus Partes 2 moles H 1 mol Ou = 1 mol de auga 2 * 1.01 g 16.00 g = 18.02 g

Unha botella enchida con exactamente 18.02 g de auga debería conter 6.02 x 1023 moléculas de auga. O concepto das fraccións e dos múltiplos descrito con anterioridade, tamén aplícase ás moléculas. Deste xeito, 9.01 g de auga debería conter 1/2 de mol, ou 3.01 x 1023 moléculas. Pódese calcular o peso molecular de calquera composto simplemente sumando o peso dos átomos que conforman o composto.

1. INTRODUCCIÓN

Hidróxeno (en grego, “creador de auga”), de símbolo H, é o primeiro elemento de la táboa periódica, é un elemento gaseoso reactivo, insípido, incoloro e inodoro. O seu número atómico é 1 e pertence ó grupo 1 do sistema periódico.

Nun principio non se lle distinguía doutros gases ata que o químico británico Henry Cavendish demostrou en 1766 que se formaba na reacción do ácido sulfúrico cos metais e, máis tarde, descubriu que o hidróxeno era un elemento independente que se combinaba co osíxeno para formar auga. O químico británico Joseph Priestley chamouno “aire inflamable” en 1781, e o químico francés Antoine Laurent de Lavoisier deulle finalmente o nome de hidróxeno.

Átomo de Hidróxeno:

2.EFECTOS

Efectos ambientáis do Hidróxeno

Estabilidade ambiental: O hidróxeno existe naturalmente na atmosfera. O gas disiparase rapidamente en áreas ben ventiladas. Efecto sobre plantas ou animais: Calquera efecto en animais será debido aos ambientes deficientes de osíxeno. Non se anticipa que teña efectos adversos sobre as plantas, aparte da xeada producida en presenza dos gases de expansión rápida. Efecto sobre a vida acuática: Actualmente non se dispón de evidencia sobre o efecto do hidróxeno na vida acuática.

Efectos do Hidróxeno sobre a saúde

Efectos da exposición ao hidróxeno:

Lume: Extremadamente inflamable. Moitas reaccións poden causar lume ou explosión. Explosión: A mestura do gas co aire é explosiva.

Vías de exposición: A sustancia pode ser absorbida polo corpo por inhalación. Inhalación: Altas concentracións deste gas poden causar un ambiente deficiente de osíxeno. Os individuos que respiran esta atmosfera poden experimentar síntomas que inclúen dores de cabeza, asubíos nos oídos, mareos, somnolencia, inconsciencia, náuseas, vómitos e depresión de todos os sentidos. A pel dunha víctima pode presentar unha coloración azul. Baixo algunhas circunstancias pódese producir a morte. Non se supón que o hidróxeno cause mutagénesis, embriotoxicidad, teratogenicidad ou toxicidade reproductiva. As enfermidades respiratorias preexistentes poden ser agravadas pola sobreexposición ao hidróxeno. Risco de inhalación: Se se producen perdas no seu colector, alcánzase rapidamente unha concentración perigosa.

Perigos físicos: O gas mestúrase ben co aire, fórmanse facilmente mesturas explosivas. O gas é máis lixeiro que o aire.

Perigos químicos: O arrequecemento pode provocar combustión violenta ou explosión. Reacciona violentamente co aire, osíxeno, halóxenos e oxidantes fortes provocando risco de incendio e explosión. Os catalizadores metálicos, talles como platino e níquel, aumentan enormemente estas reaccións. Elevadas concentracións no aire provocan unha deficiencia de osíxeno co risco de inconsciencia ou morte. Comprobar o contido de osíxeno antes de entrar na habitación. Non hai advertencia de cheiro se hai concentracións tóxicas presentes. Medir concentracións de hidróxeno cun detector de gas adecuado (un detector normal de gas inflamable non é adecuado para este propósito).

3. PROPIEDADES E ESTADO NATURAL

Isótopos do hidróxeno

O hidróxeno sempre ten un protón no seu núcleo, cuxa carga está equilibrada por un electrón. Os isótopos do hidróxeno son o protio (sen neutróns), o deuterio (un neutrón) e o tritio (dous neutróns). As imaxes que se mostran son representacións esquemáticas do átomo: en realidade o núcleo é 100.000 veces menor que o átomo, e o electrón é un millón de veces menor que o núcleo. O tamaño do átomo está determinado polo movemento do electrón en rexións do espazo chamadas orbitais.

Tamaño completo

Como a maioría dos elementos gaseosos, o hidróxeno é diatómico (as súas moléculas conteñen dous átomos), pero a altas temperaturas se divide en átomos libres. Os seus puntos de ebulición e fusión son os máis baixos de todas as sustancias, a excepción do helio. O seu punto de fusión é de -259,2 °C e o seu punto de ebulición de -252,77 °C. A 0 °C e baixo unha atmosfera de presión ten unha densidade de 0,089 g/l. A súa masa atómica é 1,007. O hidróxeno líquido, obtido por primeira vez polo químico británico James Dewar en 1898, é incoloro (excepto en capas grosas, que teñen un aspecto azul pálido) e ten unha densidade relativa de 0,070. Se se deixa evaporar rapidamente baixo pouca presión conxélase transformándose nun sólido incoloro.

O hidróxeno é unha mestura de dúas formas diferentes, ortohidróxeno (os núcleos atoparanse en paralelo) e parahidróxeno (os núcleos non se atoparán en paralelo). O hidróxeno ordinario está composto dunhas tres cuartas partes de ortohidróxeno e unha cuarta parte de parahidróxeno. Os puntos de ebulición e fusión de ambas as formas distínguense lixeiramente dos do hidróxeno ordinario. O hidróxeno puro pode obterse por absorción do hidróxeno ordinario en carbón a unha temperatura de -225 °C.

Sábese que o hidróxeno ten tres isótopos. O núcleo de cada átomo de hidróxeno ordinario está composto dun protón. O deuterio, que está presente na natureza nunha proporción de 0,02%, contén un protón e un neutrón no núcleo de cada átomo e ten unha masa atómica de dúas. O tritio, un isótopo radioactivo e inestable, contén un protón e dous neutróns no núcleo de cada átomo e ten unha masa atómica de tres.

O hidróxeno en estado libre só se atopa en moi pequenas cantidades na atmosfera, aínda que no espazo interestelar abunda no Sol e outras estrelas, sendo o elemento máis común no Universo. En combinación con outros elementos atópase amplamente distribuído na Terra, onde o composto máis abundante e importante do hidróxeno é a auga, H2O. O hidróxeno áchase en todos os compoñentes da materia viva e de moitos minerais. Tamén é parte esencial de todos os hidrocarburos e dunha gran variedade doutras sustancias orgánicas. Todos os ácidos conteñen hidróxeno; unha das características que define ós ácidos é o seu sepáranse nunha disolución, producindo ións hidróxeno.

4. APLICACIÓNS

O hidróxeno reacciona cunha gran variedade de elementos non metálicos. Combínase con nitróxeno en presenza dun catalizador formando amoníaco(NH3); có xofre formando sulfuro de hidróxeno; có cloro formando cloruro de hidróxeno e có osíxeno para formar auga. Para que se produza a reacción entre osíxeno e hidróxeno a temperatura ambiente necesítase a presenza dun catalizador como o platino dividido de forma moi fina. Se se mestura con aire ou osíxeno e préndese, explota. Tamén se combina con certos metais como sodio e litio, formando hidruros. Actúa como axente reductor de óxidos metálicos como o óxido de cobre, extraendo o osíxeno e deixando o metal en estado puro. O hidróxeno reacciona con compostos orgánicos insaturados formando os compostos saturados correspondentes.

Obtense no laboratorio pola acción de ácidos disolver sobre os metais, como o cinc, e por electrólise(Descomposición dunha sustancia en disolución mediante a corrente eléctrica) da auga. Industrialmente prodúcense grandes cantidades de hidróxeno a partir dos combustibles gaseosos. O hidróxeno sepárase do vapor de auga, do gas natural e do gas de hulla, ben por licuación dos demais compoñentes do gas, ben por conversión catalítica do monóxido de carbono en dióxido de carbono, que resulta facilmente extraíble.

O hidróxeno é un producto derivado importante en moitas reaccións de electrólises. Empréganse grandes cantidades de hidróxeno na elaboración do amoníaco(NH3) e na síntese de alcol metílico (é o alcohol máis doado CH3OH). A hidroxenación de aceites para producir graxas comestibles, a da hulla para producir petróleo sintético, e a que ten lugar no refinado do petróleo, requiren grandes cantidades de hidróxeno.

É o gas menos pesado que existe e utilizouse para inflar globos e dirixibles. Con todo, arde facilmente e varios dirixibles, como o Hindenburg, acabaron destruídos por incendios. O helio, que ten un 92% da capacidade de elevación do hidróxeno, e ademais non é inflamable, emprégase no seu lugar sempre que é posible. Normalmente almacénase o hidróxeno en cilindros de aceiro baixo presións de 120 a 150 atmosferas. Tamén se usa o hidróxeno en sopletes para corte, fusión e soldadura de metais.

Niels Henrik Davis Bohr

BIOGRAFÍA DE NIELS HENRIK DAVID BOHR

Nace: 7 de outubro do 1885 en Copenhague, Dinamarca.

Morre: 18 de novembro do 1962 en Copenhague, Dinamarca

Os pais de Niels Bohr chamaban se Christian Bohr e Ellen Adler. En 1880 a Universidade de Copenhague otorgou o doctorado en Fisiología a Christian Bohr e en 1881 convertiuse en Profesor Adxunto da universidade. A finais dese ano contraxo nupcias con Ellen, quen era filla de David Adler, político xudío de alta posición na vida política e comercial de Dinamarca. Christian e Ellen tuvieron tres fillos. A maior era Jenny, quen naceu en 1883 na mansión que pertencía a David Adler frente ó Castelo Christianborg, onde se atopaba o Parlamento Danés. A nai de Ellen continuó vivindo nesta casa despois de que seu esposo fallecera en 1878; Ellen regresou aí para dar a luz a sua primeira filla. Dous anos despois naceu Niels no cumpleanos número 25 da sua nai na mesma maxestuosa casa, ó regresar Ellen novamente ahí para este acontecemento.O terceiro fillo da familia, quen despois convertiríase nun famoso matemático, foi Harald Bohr, quen era dous anos menor que Niels.

Cando Niels tiña só uns cantos meses de nacido seu pai nombrouse conferencista para cubrir a vacante que quedou tras o falecimento de Peter Panum, catedrático de fisioloxía na Universidade de Copenhague. Despois dun curto espacio de tempo a familia mudouse a casa de catedráticos que vivira Panum en Copenhague.

En outubro de 1891 Niels entrou a escola Grammelholms, ó igual que despois fixera seu irmán Harald, ata completar súa educación secundaria, presentando seus exámes finais en 1903. Foi un bó estudante pero nunca o máis brillante, ocupando polo xeral o terceiro e o cuarto lugar da aula nun grupo de aproximadamente 20 estudantes. Se realmente destacou nalgunha materia,esta foi, quizais sorprendentemente, educación física. Foi un excelente xogador de balompé, pero non tan bó como seu irmán Harald, quen gañou unha medalla de prata para Dinamarca xogando este deporte. Niels entablou boa amistade con alguns dos seus compañeiros da escola pero seu mellor amigo durante toda a sua vida foi seu irmán Harald.

Durante seus dous últimos anos de escola Niels especializouse en matemáticas e en física. Existen certamente algunhas probas de que el pronto advirtiu que seu maestro de matemáticas non tiña tan bós conocementos na materia como debería e que este volverase un tanto temeroso do seu excepcional alumno Bohr. Tamen en física Bohr estudaba textos con antelación a sua clase encontrando erros en ellos. Máis que seus maestros de escola, foi seu pai quen o inspirou nos seus estudos de matemáticas e física.

En 1903 Bohr matriculouse na Universidade de Copenhague na cal realizou seus estudos. Estudou física como materia principal pero tamen cursou matemáticas, astronomía e química como materias secundarias. Christian Christiansen foi seu profesor de física e Harald Hoffding o de filosofía. Bohr coñecía a ambos desde facía moitos anos xa que eran amigos íntimos de seu pai.Os coñecera porque formaban parte dun grupo regular de debate ó que ambos irmáns, Niels e Harald, comenzaron a asistir tan pronto como tiveron a idade suficiente para engadir algo o grupo. Seu profesor de matemáticas na universidade foi Thorvald Thiele.

Xa que non había laboratorio na universidade, Bohr non pudo levar a cabo experimentos de física ahí. Sen embargo, seu pai contaba cun laboratorio de fisioloxía e seu primeiro manuscrito describe o traballo experimental en física que realizou nese laboratorio. El dicto o manuscrito ó seu irmán Harald. Un compañeiro de estudos escribiu acerca de Niels e Harald.

Este manuscrito de Bohr é o único que describe os experimentos que había realizado. Este valeulle a Medalla de Ouro da Real Academia Danesa das Ciencias en 1906 polo seu análise das vibracions dos chorros de agua como medio para determinar a tensión superficial. Obtuvo seu grado de Maestría da Universidade de Copenhague en 1909 e seu Doctorado en mayo de 1911 por una tesis titulada 'Estudios sobre la teoría electrónica dos metais'.Tratabase dunha tesis basada en física clásica e como tal, forzosamente fallou en explicar certos efectos.

Bohr dedicou esta tesis a memoria dos seus pais quen había falecido dun ataque o corazón uns meses antes, en febrero do 1911. Para entonces Bohr comprometeuse en matrimonio con Margrethe Norlund. A parella contraxo nupcias o primeiro de agosto de 1912.

En mayo de 1911 Bohr solicitou a Fundación Carlsberg unha beca para estudar no extranxeiro e despois de que se a houbesen concedido, viaxou a Inglaterra en septembre do mesmo ano para estudar con Sir Joseph John Thomson en Cambridge. Súa intención había sido pasar todo o período de estudo en Cambridge, pero non consiguiu levarse ben con Thomson así que, despois dunha reunión con Ernest Rutherford en Cambridge en decembro do mesmo ano, Bohr tratou a Universidade Victoria, en Manchester (agora a Universidade de Manchester) en marzo do 1912. A coincidencia dos feitos foi moi fortuita xa que pouco antes de que Bohr e Rutherford cosideraronse, Rutherford había publicado un traballo de importancia fundamental que demostraba que o volumen da masa dun átomo residia nun núcleo.

En Manchester, Bohr trabaxou con o grupo de Rutherford na estructura do átomo. Rutherford converteuse no modelo de conducta a seguir de Bohr, tanto polos suas cualidades personaís como científicas. Utilizando as ideas acerca do quántum1 que desarrollaron Planck e Einstein, Bohr conxeturou que un átomo só podría existir en un conxunto discreto de estados de enerxía estacionarios. Hoi en día existen probas extraordinarias do progreso científico de Bohr xa que mantiñaa frecuente contacto por correspondencia co seu irmán Harald.

Aunque Rutherford e Bohr tiñan personalidades completamente distintas, compartían un enorme entusiasmo pola física e tamen gardabanse un afecto mutuo. Sen embargo a relación nunca foi realmente unha de amigos achegados xa que Bohr sempre considerou a Rutherford como seu maestro. Mantiveron correspondencia desde que conocieronse en 1911 ata o fallecemento de Rutherford en 1937.

O 24 de xullo de 1912 Bohr dexou o grupo de Rutherford en Manchester sen haber finalizado seu manuscrito todavía e retornou a Copenhague para continuar desenrolando sua nova teoría acerca do átomo, completando o traballo en 1913. Ese mesmo ano publicou tres manuscritos de importancia fundamental na teoría da estructura atómica. O primero manuscrito trataba acerca do átomo de hidróxeno, os doús seguintes sobre a estructura de átomos máis pesados que o hidróxeno.

En xullo de 1913 Bohr foi designado Profesor Adjunto2 en Copenhague. Sen embargo, no seu encontraba satisfeito con esta situación debido a que non lle era posible proseguir co estilo de física matemática que estaba desenrolando.

Foi una acción intrépida pero a xa alta reputación de Bohr significaba que debería tomárselle seriamente. A Facultade da Universidade o recomendou para a cátedra de física teórica pero o Departamento de Asuntos Educativos decidiu demorar a confirmación do posto. Por suposto que 1914 era unha época incerta e Bohr deuse cuenta de que una decisión rápida non era probable. Polo que aceptou encantado unha oferta de Rutherford para unirse o seu grupo en Manchester como profesor adxunto. Seus plans eran estar en Manchester por un ano, en espera de que seu posto como catedrático en física teórica en Copenhague lle fora confirmado para entonces. Seu retorno a Manchester volveuse bastante difícil: a Primeira Guerra Mundial estallou mentras se encontraba de vacacions no Tirol antes da sua viaxe a Manchester. Chegou por fin en ouctubre de 1914 acompañado da sua esposa despois de haber circunnavegado o norte de Escocia a través de importantes tormentas na sua ruta.

Bohr estivo en Manchester por mais tempo do que esperaba xa que súa cátedra non foi confirmada ata abril de 1916. Se embargo, foi un period prouctivo e feliz.

En 1917 Bohr foi elexido como membro da Academia Danesa de Ciencias e comenzou a planear a fundación dun Instituto de Física Teórica en Copenhague, o cal foi prácticamente creado para el. A partir da súa inaguración en 1921 Bohr asumiu o posto de director, posto que mantuvo ata o final da sua vida.

Bohr é o mellor conocido polas investigacions sobre a estructura atómica referidas aantes e tamen polo traballo sobre a radiación que valeulle o Premio Nóbel de física en 1922. Ofreceu unha conferencia sobre o traballo polo cal se lle otorgou o Premio o 11 de decembro de 1922 en Estocolmo. Falou sobre a estabilidade atómica e a teoría da electrodinámica dando unha interpretación sobre os oríxenes da teoría cuántica, o espectro do hidróxeno, explicando as relacions entre os elementos. Sua explicación cubría a absorción e a excitación das líneas espectrais e o principio de correspondencia que había esposto en tres manuscritos en Sobre la teoría cuántica de los espectros entre 1918 e 1922.

Podería decirse que a mecánica cuántica naceu en 1925; dous anos máis tarde Heisenberg postulou o principio da incertidumbre. En septembro de 1927 nunha reunión en Como, no norte de Italia, Bohr postulou o principio de complementariedade que deu unha interpretación física ás relacions de incertidumbre de Heisenberg. Bohr propuso a complementariedade das percepcions e ideas, de partículas-ondas, de variables conxugadas, da evolución cuántica, das medidas clásicas etc., como unha interpretación esencialmente nova dos fundamentos da teoría cuántica. As ideas de Bohr acerca da complementariedade examinanse totalmente en 30.

Bohr pensaba que súa edea da complementariedade podría xogar un papel importante noutros campos fora da física cuántica e traballou nestas ideas o largo da súa vida. El considerou sua utilidade en aplicacions tales como a bioloxía, a psicoloxía e a epistemoloxía. Se ha sugerido que aa idea da complementariedade provinou independentemente da física e alguns sostenen que Bohr estructurou os fundamentos da idea durante os debates co seu pai, Christiansen e o filósofo Hoffding nos seus anos escolares. Outros, como Pais en [13], ofrecen argumentos convincentes para demostrar que Bohr non se deixou influenciar deliberadamente pola filosofía de Hoffding.

A visión da teoría cuántica de Bohr foi a que sería aceptada no futuro. Einstein expresou graves dudas sobre a interpretación de Bohr, e este último, Einstein e Ehrenfest pasaron moitas horas en profundo debate, pero a visión de Bohr prevaleciou.

H B G Casimir escribiu unha descripción acerca do que era trabaxar con Bohr no seu Instituto.

Otras contribuciones importantes de Bohr, ademais da teoría cuántica, incluien sua descripción teórica da táboa periódica dos elementos de alrededor de 1920, sua teoría acerca de que o núcleo atómico é unha estructura composta, en 1936, e seu entendmento acerca da fisión do uranio en función do isótopo 235 en 1939. En 1937 Bohr, súa esposa e seu fillo Hans realizaron un viaxe alrededor do mundo. Viaxaron ós Estados Unidos, Xapón, China e a Unión Soviética. No mesmo ano asistiu o funeral de Rutherford na Abadía de Westminster en Londres, pronunciando un emotivo discurso.

Aunque Bohr había sido bautizado na Iglesia Cristiana, era de orixen xudío polo lado materno, así que, cando os nazis ocuparon Dinamarca en 1940, sua vida volveuse moi difícil. Axudaronlle a escapar en 1943 hacia Suecia nun bote pesqueiro. De alí volou hacia Inglaterra onde comenzou a trabaxar no proxecto para facer unha bomba de fisión nuclear. Despois dunos meses se uniu o equipo de investigación británico en Los Álamos, nos Estados Unidos, onde continuaron traballando no prollecto. Sen embargo, Bohr encontrabase profundamente preocupado acerca do control das armas nucleares e a partir de 1944 intentou persuadir a Churchill e a Roosevelt sobre a necesidade dunha cooperación internacional. En 1950 escribiu unha carta pública ás Naciones Unidas abogando polo políticas atómicas racionales e pacíficas.

El hijo de Bohr, Aage, tamben convirtiuse en físico e compartiu o premio Nóbel de Física en 1975. (Este é só un exemplo de científicos famosos na mesma familia. Outros son: os Van Vlecks, os Braggs e Madame Curie e súa filla Irene Joliot.) Bohr recibiu o primero premio estadounidense Átomos para a Paz, en 1957.Isto ocurriu en 1962 debido a un ataque cardíaco estando na súa casa. Despois deste acontecemento, científicos e figuras principais a nivel mundial unieronse para rendirlle homenaxe.

El Oxígeno

O osíxeno é un gas sen color que condensase nun líquido azul pálido. Debido a que é unha molécula de pequena masa e apenas ten puntos de fusión e ebulición moi baixos. É o elemento máis abundante no planeta xa que forma o 21 % da atmosfera (78% N2). Na cortiza terrestre é o 46 % da hidrosfera (H2O) e o 58 % da litosfera (silicatos, carbonatos, fosfatos, sulfatos, etc.)

Formación do osíxeno atmosférico.

Os gases que formaban a atmosfera primitiva da Terra produxeronse na súa maior parte como consecuencia das erupcións volcánicas. Estas emanacións formaríanse basicamente polo H2O e o CO2 pero non diosíxeno. O osíxeno elemental se tivo que formar a partir destes compostos. Seguramente o osíxeno empezou a formarse por hidrólises de H2O provocadas pola radiación solar. Se pensa que ó redor dun 1% do osíxeno libre pudose producir por este proceso. A maioría do osíxeno formouse como consecuencia da actividade fotosintética das algas mariñas. O aumento da cantidade de osíxeno na atmosfera proporcionou tamén a formación da capa de ozono estratosférico facilitando a evolución da vida do ámbito mariño á superficie terrestre. Os organismos fotosintéticos, plantas, algas, constitúen a fonte renovadora do osíxeno atmosférico implicado nun complexo ciclo de consumo/rexeneración. O O2 atmosférico consúmese pola respiración dos seres vivos e tamén por procesos naturais (combustión) e industriais que producen CO2, sendo rexenerado a partir do CO2 e H2O mediante a fotosínteses.

Descubrimento do osixeno.

Quen primeiro o preparou foi Scheele, un químico sueco, no 1772. O identificou como un dos principais constituíntes do aire e o chamou aire de fogo e aire de vitriolo. Aínda así, a quen se lle considera xeralmente como seu descubridor é a Priestley, posto que publicou seus resultados no 1774, mentres que Scheele retrasou súa publicación ata 1777. Na súa preparación orixinal, Priestley calentou o que hoxe coñecemos como óxido de mercurio, HgO, e observou o desprendemento dun gas. A este gas o chamou aire deflogistizado e observou que aumentaba a brillantez dunha íama. Sen embargo, foi Lavoisier quen recoñeceu no novo gas un elemento e o chamou osíxeno no 1777(do grego oxy genes formador de ácidos).

Propiedades Físicas e Atómicas.

Natureza singular del osíxeno

En varios grupos da Táboa Periódica hai marcadas diferencias entre o primeiro elemento e os demais. Cando o osíxeno comparase co azufre e o resto dos elementos do grupo, as diferencias se fan notar e veñen ocasionadas por:

• O pequeno tamaño do osíxeno e seus ions.


• A menor electronegatividade dos elementos O → Po que implica menor carácter iónico nos seus enlaces. O O é o segundo elemento máis electronegativo por detrás do F. Isto tradúcese nunha grande importancia do enlace de H para algúns compostos con O e practicamente nula para os demais.


• O osíxeno non pode ampliar octeto, mentres que o azufre pode acomodar ata 18 e- na capa n = 3. Isto implica que os índices de coordinación no azufre sexan moi variados e elevados.

Consecuencias:

1. Nos compostos con osíxeno hai un predominio dos enlaces múltiples. Na táboa seguinte danse as contribucions medias σ e π ós enlaces dobres:

A vista da táboa pódense facer algunhas consideracións:

1. O enlace simple (σ) O-O é moi débil (comparado co C-C por exemplo).
2. O osíxeno pode utilizar seus orbitais p para formar fortes enlaces dobres. A formación dun enlace dobre O=O está moito máis favorecida que a formación dun enlace dobre S=S o Se=Se (o aumento de tamaño fai que o solapamento pπ-pπ sexa menos eficaz e a formación dos enlaces dobres está practicamente restrinxida a O e S). Mentres que a química do O está gobernada pola tendencia a formar enlaces múltiples (presentes por exemplo no diosíxeno o no ozono), a de S e o resto dos elementos do grupo está gobernada pola presencia maioritaria de enlaces simples (S8, Se8, α-Se).
3. Los dobres enlaces son máis estables cando se dan entre dos átomos con pequena diferencia de electronegatividade ou cando a suma de electronegatividades sexa elevada.

2. O osíxeno forma moi poucos compostos homo-catenados. Mentres que no osíxeno a tendencia a homocatenación é practicamente inexistente, o S (e en menor medida o selenio) forma innumerables compostos con enlaces S-S (despois do C é o elemento máis versátil en canto á formación de homocadenas).

3. A elevada electronegatividade do osíxeno posibilita a existencia de pontes de hidróxeno e impón carácter iónico en moitas das súas combinacións (óxidos e peróxidos).

4. O osíxeno non posúe orbitais d de baixa enerxía. Isto limita a coordinación a un máximo de 4. Mentres o osíxeno só forma un óxido có fluor, (OF2), o S forma varios (algúns como o SF6 n.c = 6). Podemos racionalizar a formación deste composto dende o punto de vista da teoría do Enlace de Valencia; para formar os 6 enlaces covalentes, o S debe adoptar unha hibridación sp3d2. A ausencia do análogo composto de osíxeno achacase a ausencia de orbitais d de baixa enerxía.