title: Enzima

text: Un ejemplo de una enzima que contiene un cofactor es la anhidrasa carbónica, en la cual el zinc (cofactor) se mantiene unido al sitio activo, tal y como se muestra en la figura anterior (situada al inicio de la sección "Estructuras y mecanismos"). Estas moléculas suelen encontrarse unidas al sitio activo y están implicadas en la catálisis. Por ejemplo, la flavina y el grupo hemo suelen estar implicados en reacciones redox.


title: Enzima

text: Las enzimas que requieren un cofactor pero no lo tienen unido son denominadas «apoenzimas» o «apoproteínas». Una apoenzima junto con cofactor(es) es denominada «holoenzima» (que es la forma activa). La mayoría de los cofactores no se unen covalentemente a sus enzimas, pero sí lo hacen fuertemente. Sin embargo, los grupos prostéticos pueden estar covalentemente unidos, como en el caso de la tiamina pirofosfato en la enzima piruvato deshidrogenasa. El término «holoenzima» también puede ser aplicado a aquellas enzimas que contienen múltiples subunidades, como en el caso de la ADN polimerasa, donde la holoenzima es el complejo con todas las subunidades necesarias para llevar a cabo la actividad enzimática.


title: Enzima

text: Las coenzimas son pequeñas moléculas orgánicas que transportan grupos químicos de una enzima a otra. Algunos de estos compuestos, como la riboflavina, la tiamina y el ácido fólico son vitaminas (las cuales no pueden ser sintetizados en cantidad suficiente por el cuerpo humano y deben ser incorporados en la dieta). Los grupos químicos intercambiados incluyen el ion hidruro (H) transportado por NAD o NADP, el grupo fosfato transportado por el ATP, el grupo acetilo transportado por la coenzima A, los grupos formil, metenil o metil transportados por el ácido fólico y el grupo metil transportado por la S-Adenosil metionina.


title: Enzima

text: Debido a que las coenzimas sufren una modificación química como consecuencia de la actividad enzimática, es útil considerar a las coenzimas como una clase especial de sustratos, o como segundos sustratos, que son comunes a muchas enzimas diferentes. Por ejemplo, se conocen alrededor de 700 enzimas que utilizan la coenzima NADH.


title: Enzima

text: Las coenzimas suelen estar continuamente regenerándose y sus concentraciones suelen mantenerse a unos niveles fijos en el interior de la célula: por ejemplo, el NADPH es regenerado a través de la ruta de las pentosas fosfato y la "S"-Adenosil metionina por medio de la metionina adenosiltransferasa. Esta regeneración continua significa que incluso pequeñas cantidades de coenzimas son utilizadas intensivamente. Por ejemplo, el cuerpo humano gasta su propio peso en ATP cada día.


title: Enzima

text: Al igual que sucede con todos los catalizadores, las enzimas no alteran el equilibrio químico de la reacción. Generalmente, en presencia de una enzima, la reacción avanza en la misma dirección en la que lo haría en ausencia de enzima, solo que más rápido. Sin embargo, en ausencia de enzima, podría producirse una reacción espontánea que generase un producto diferente debido a que en esas condiciones, dicho producto diferente se forma más rápidamente.


title: Enzima

text: Además, las enzimas pueden acoplar dos o más reacciones, por lo que una reacción termodinámicamente favorable puede ser utilizada para favorecer otra reacción termodinámicamente desfavorable. Por ejemplo, la hidrólisis de ATP suele ser utilizada para favorecer otras reacciones químicas.


title: Enzima

text: Las enzimas catalizan reacciones químicas tanto en un sentido como en el contrario. Nunca alteran el equilibrio, sino únicamente la velocidad a la que es alcanzado. Por ejemplo, la anhidrasa carbónica cataliza su reacción en una u otra dirección dependiendo de la concentración de los reactantes, como se puede ver a continuación:


title: Enzima

text: Si el equilibrio se ve muy desplazado en un sentido de la reacción, es decir, se convierte en una reacción muy exergónica, la reacción se hace efectivamente irreversible. Bajo estas condiciones, la enzima únicamente catalizará la reacción en la dirección permitida desde un punto de vista termodinámico.


title: Enzima

text: La cinética enzimática es el estudio de cómo las enzimas se unen a sus sustratos y los transforman en productos. Los datos de equilibrios utilizados en los estudios cinéticos son obtenidos mediante ensayos enzimáticos.


title: Enzima

text: En 1902, Victor Henri propuso una teoría cuantitativa sobre la cinética enzimática, pero sus datos experimentales no fueron muy útiles debido a que la importancia de la concentración del ion de hidrógeno aún no era considerada. Después de que Peter Lauritz Sørensen definiera la escala logarítmica del pH e introdujera el concepto de «tampón» (tampón químico) en 1909, el químico alemán Leonor Michaelis y su postdoctoral canadiense Maud Leonora Menten repitieron los experimentos de Henri confirmando su ecuación, que actualmente es conocida como cinética de Henri-Michaelis-Menten (o simplemente cinética de Michaelis-Menten). Su trabajo fue desarrollado más en profundidad por George Edward Briggs y J. B. S. Haldane, quienes obtuvieron las ecuaciones cinéticas que se encuentran tan ampliamente extendidas en la actualidad.


title: Enzima

text: La mayor contribución de Henri fue la idea de dividir las reacciones enzimáticas en dos etapas. En la primera, el sustrato se une reversiblemente a la enzima, formando el complejo enzima-sustrato (también denominado complejo Michaelis). En la segunda, la enzima cataliza la reacción y libera el producto.


title: Enzima

text: Las enzimas pueden catalizar hasta varios millones de reacciones por segundo. Por ejemplo, la descarboxilación no enzimática de la orotidina 5'-monofosfato (EC 2.4.2.10) tiene una vida media de 78 millones de años. Sin embargo, cuando la enzima orotidina 5'-fosfato descarboxilasa está presente en el medio, ese mismo proceso tarda apenas 25 milisegundos. Las velocidades de las enzimas dependen de las condiciones de la solución y de la concentración de sustrato. Aquellas condiciones que desnaturalizan una proteína, como temperaturas elevadas, pH extremos o altas concentraciones de sal, dificultan o impiden la actividad enzimática, mientras que elevadas concentraciones de sustrato tienden a incrementar la actividad. Para encontrar la máxima velocidad de una reacción enzimática, la concentración de sustrato se incrementa hasta que se obtiene una tasa constante de formación de producto (véase la curva de saturación representada en la figura de la derecha). La saturación ocurre porque, cuando la concentración de sustrato aumenta, disminuye la concentración de enzima libre, que se convierte en la forma con sustrato unido (ES). A la máxima velocidad ("V") de la enzima, todos los sitios activos de dicha enzima tienen sustrato unido, y la cantidad de complejos Es igual a la cantidad total de enzima. Sin embargo, "V" es solo una de las constantes cinéticas de la enzima. La cantidad de sustrato necesario para obtener una determinada velocidad de reacción también es importante. Este parámetro viene dado por la constante de Michaelis-Menten ("K"), que viene a ser la concentración de sustrato necesaria para que una enzima alcance la mitad de su velocidad máxima. Cada enzima tiene un valor de "K" característico para un determinado sustrato, el cual puede decirnos cómo de afín es la unión entre el sustrato y la enzima. Otra constante útil es el número de recambio, "k", que es el número de moléculas de sustrato procesadas por cada sitio activo por segundo.


title: Enzima

text: La eficiencia de una enzima puede ser expresada en términos de "k"/"K", en lo que se denomina constante de especificidad, que incorpora la constante de velocidad de todas las fases de la reacción. Debido a que la constante de especificidad contempla tanto la afinidad como la capacidad catalítica, es un parámetro muy útil para comparar diferentes enzimas o la misma enzima con diferentes sustratos. El valor máximo teórico de la constante de especificidad es denominado límite de difusión tiene un valor de 10-10 (M s). Llegados a este punto, cada colisión de la enzima con su sustrato da lugar a la catálisis, con lo que la velocidad de formación de producto no se ve limitada por la velocidad de reacción, sino por la velocidad de difusión. Las enzimas que poseen esta propiedad son llamadas "enzimas catalíticamente perfectas" o "cinéticamente perfectas". Ejemplos de este tipo de enzimas son la triosa fosfato isomerasa, la anhidrasa carbónica, la acetilcolinesterasa, la catalasa, la fumarasa, la beta-lactamasa y la superóxido dismutasa.


title: Enzima

text: La cinética de Michaelis-Menten depende de la ley de acción de masas, que se deriva partiendo de los supuestos de difusión libre y colisión al azar. Sin embargo, muchos procesos bioquímicos o celulares se desvían significativamente de estas condiciones, a causa de fenómenos como el crowding macromolecular, la separación de etapas entre enzima-sustrato-producto, o los movimientos moleculares uni- o bidimensionales. No obstante, en estas situaciones se puede aplicar una cinética de Michaelis-Menten fractal.


title: Enzima

text: Algunas enzimas presentan una cinética más rápida que la velocidad de difusión, lo que en principio parecería ser imposible. Se han propuesto diversos mecanismos para tratar de explicar este fenómeno. Uno de los modelos propone que algunas proteínas podrían tener la capacidad de acelerar la catálisis secuestrando el sustrato y orientándolo mediante campos eléctricos dipolares. Otro modelo propone un mecanismo de efecto túnel cuántico, donde un protón o un electrón pueden formar un túnel a través de barreras de activación, aunque existe cierta controversia en cuanto al efecto túnel que pueda generar un protón. El efecto túnel mediado por protones ha sido observado en triptamina. Esto sugiere que la catálisis enzimática podría ser definida más exactamente como una «barrera», en lugar de como hace el modelo tradicional, donde el sustrato requiere a la enzima para alcanzar una barrera energética más baja.


title: Enzima

text: Los inhibidores son moléculas que alteran los parámetros cinéticos de una reacción enzimática y por lo tanto regulan la actividad enzimática. A grandes rasgos, pueden clasificarse en reversibles e irreversibles. Las irreversibles se unen covalentemente a la enzima sin posibilidad de revertir la modificación, siendo útiles en farmacología. Algunos de los fármacos que actúan de este modo son la eflornitina, utilizada para tratar la tripanosomiasis africana, la penicilina y la aspirina.


title: Enzima

text: Las reversibles se unen de forma reversible a la enzima, pudiendo clasificarse a su vez, según la forma en que intervienen en la reacción, en competitivas, acompetitivas y mixtas. Habitualmente, por su amplia presencia en multitud de procesos, se habla también de inhibición no competitiva, que en realidad no es más que una variante de la ya mencionada inhibición mixta. Sin embargo, por sus características se suele presentar como opuesta a la competitiva, con la que es comparada frecuentemente.


title: Enzima

text: En muchos organismos, los inhibidores pueden actuar como parte de un mecanismo de realimentación. Si una enzima produce una sustancia en demasiada cantidad en el organismo, esta misma sustancia podría actuar como un inhibidor de la enzima al inicio de la ruta que lo produce, deteniendo así dicha producción cuando haya una cantidad suficiente de la sustancia en cuestión. Este sería una forma de realimentación negativa. Las enzimas que se encuentran sujetas a este tipo de regulación suelen ser multiméricas y poseer sitios alostéricos donde se unen sustancias reguladoras. Las gráficas que representan la velocidad de la reacción frente a la concentración de sustrato de estas enzimas no son hipérboles, sino sigmoidales (forma de S).


title: Enzima

text: Debido a que los inhibidores modulan la función de las enzimas, suelen ser utilizados como fármacos. Un típico ejemplo de un inhibidor que es utilizado como fármaco es la aspirina, la cual inhibe las enzimas COX-1 y COX-2 implicadas en la síntesis de un intermediario inflamatorio, las prostaglandinas, con lo que suprime así los efectos derivados, el dolor y la inflamación. Sin embargo, otros inhibidores enzimáticos actúan como venenos. Por ejemplo, el cianuro es un inhibidor irreversible que se une a los átomos de hierro y cobre en el sitio activo de la citocromo c oxidasa de células animales (las plantas son resistentes al cianuro), bloqueando así la respiración celular.


title: Enzima

text: Las enzimas presentan una amplia variedad de funciones en los organismos vivos. Son indispensables en la transducción de señales y en procesos de regulación, normalmente por medio de quinasas y fosfatasas. También son capaces de producir movimiento, como es el caso de la miosina al hidrolizar ATP para generar la contracción muscular o el movimiento de vesículas por medio del citoesqueleto. Otro tipo de ATPasas en la membrana celular son las bombas de iones implicadas en procesos de transporte activo. Además, las enzimas también están implicadas en funciones mucho más exóticas, como la producción de luz por la luciferasa en las luciérnagas. Los virus también pueden contener enzimas implicadas en la infección celular, como es el caso de la integrasa del virus HIV y de la transcriptasa inversa, o en la liberación viral, como la neuraminidasa del virus de la gripe.


title: Enzima

text: Una importante función de las enzimas es la que presentan en el sistema digestivo de los animales. Enzimas tales como las amilasas y las proteasas son capaces de degradar moléculas grandes (almidón o proteínas, respectivamente) en otras más pequeñas, de forma que puedan ser absorbidas en el intestino. Las moléculas de almidón, por ejemplo, que son demasiado grandes para ser absorbidas, son degradadas por diversas enzimas a moléculas más pequeñas como la maltosa, y finalmente a glucosa, la cual sí puede ser absorbida a través de las células del intestino. Diferentes enzimas digestivas son capaces de degradar diferentes tipos de alimentos. Los rumiantes que tienen una dieta herbívora, poseen en sus intestinos una serie de microorganismos que producen otra enzima, la celulasa, capaz de degradar la celulosa presente en la pared celular de las plantas.


title: Enzima

text: Varias enzimas pueden actuar conjuntamente en un orden específico, creando así una ruta metabólica. En una ruta metabólica, una enzima toma como sustrato el producto de otra enzima. Tras la reacción catalítica, el producto se transfiere a la siguiente enzima y así sucesivamente. En ocasiones, existe más de una enzima capaz de catalizar la misma reacción en paralelo, lo que permite establecer una regulación más sofisticada: por ejemplo, en el caso en que una enzima presenta una actividad constitutiva pero con una baja constante de actividad y una segunda enzima cuya actividad es inducible, pero presenta una mayor constante de actividad.


title: Enzima

text: Las enzimas determinan los pasos que siguen estas rutas metabólicas. Sin las enzimas, el metabolismo no se produciría a través de los mismos pasos, ni sería lo suficientemente rápido para atender las necesidades de la célula. De hecho, una ruta metabólica como la glucólisis no podría existir sin enzimas. La glucosa, por ejemplo, puede reaccionar directamente con el ATP de forma que quede fosforilada en uno o más carbonos. En ausencia de enzimas, esta reacción se produciría tan lentamente que sería insignificante. Sin embargo, si se añade la enzima hexoquinasa que fosforila el carbono 6 de la glucosa y se mide la concentración de la mezcla en un breve espacio de tiempo se podrá encontrar únicamente glucosa-6-fosfato a niveles significativos. Por tanto, las redes de rutas metabólicas dentro de la célula dependen del conjunto de enzimas funcionales que presenten.


title: Enzima

text: La actividad enzimática puede ser controlada en la célula principalmente de estas cinco formas:


title: Enzima

text: Debido a que es necesario un fuerte control de la actividad enzimática para la homeostasis, cualquier fallo en el funcionamiento (mutación, incremento o reducción de la expresión o deleción) de una única enzima crítica puede conducir al desarrollo de una enfermedad genética. La importancia de las enzimas se pone de manifiesto en el hecho de que una enfermedad letal puede ser causada por el mal funcionamiento de un único tipo de enzima de todos los miles de tipos que existen en nuestro cuerpo.


title: Enzima

text: Un ejemplo de esto es el tipo más común de fenilcetonuria. En esta enfermedad genética se produce una mutación de un único aminoácido en la fenilalanina hidroxilasa, una enzima que cataliza la primera reacción de la ruta de degradación de la fenilalanina y de compuestos relacionados. Al ser esta enzima inactiva, se acumulan una serie de productos que terminan dando lugar a la aparición de retardo mental si no se recibe tratamiento.


title: Enzima

text: Otro ejemplo es cuando se produce una mutación en los genes de la línea germinal que codifican las enzimas implicadas en la reparación del ADN. En este caso, al no repararse adecuadamente el ADN de las células, se acumulan mutaciones que suelen derivar en el desarrollo de diversos tipos de cáncer hereditarios, como la xerodermia pigmentosa.


title: Enzima

text: Las enzimas reciben nombres comunes que hacen alusión al tipo de reacción sobre el sustrato. El nombre de una enzima suele derivarse del sustrato o de la reacción química que cataliza, con la palabra terminada en -asa. Por ejemplo, la lactasa (EC 3.2.1.108) actúa sobre la lactosa; la alcohol deshidrogenasa (EC 1.1.1.1) oxida al alcohol (lo «deshidrogena»); la ADN polimerasa (EC 2.7.7.7) proviene también de la reacción que cataliza que consiste en polimerizar el ADN.


title: Enzima

text: El comité de nomenclatura de la Unión Internacional de Bioquímica y Biología Molecular (IUBMB) recomienda una serie de reglas para la clasificación de las enzimas, que consiste en las siglas EC al inicio (por las siglas de Enzyme Commission), seguido de cuatro cifras separadas por puntos. La primera cifra es un número natural que va del 1 al 7 e indica el tipo de reacción que cataliza. Todas las enzimas reciben un código numérico que identifica los sustratos, el tipo de reacción que realizan y alguna otra información adicional relevante. Por ejemplo, la enzima que transfiere electrones entre la ferredoxina (una proteína) y el NADPH (una coenzima) tiene el código EC 1.18.1.2 y se conoce como ferredoxina:NADP óxido-reductasa, entre otros nombres similares. A continuación se indican las siete clases de enzimas que se reconocen en la actualidad:


title: Enzima

text: Las enzimas son utilizadas en la industria química, y en otros tipos de industria, en donde se requiere el uso de catalizadores muy especializados. Sin embargo, las enzimas están limitadas tanto por el número de reacciones que pueden llevar a cabo como por su ausencia de estabilidad en solventes orgánicos y altas temperaturas. Por ello, la ingeniería de proteínas se ha convertido en un área de investigación muy activa donde se intentan crear enzimas con propiedades nuevas, bien mediante diseño racional, bien mediante evolución "in vitro". Estos esfuerzos han comenzado a tener algunos éxitos, obteniéndose algunas enzimas que catalizan reacciones no existentes en la naturaleza.


title: Enzima

text: A continuación se muestra una tabla con diversas aplicaciones industriales de las enzimas:


title: Oxígeno

text: El oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y representado por el símbolo O. Su nombre proviene de las raíces griegas ὀξύς (oxys) («ácido», literalmente «punzante», en referencia al sabor de los ácidos) y –γόνος (-gonos) («productor», literalmente «engendrador»; es decir, "productor de ácidos"), porque en la época en que se le dio esta denominación se creía, incorrectamente, que todos los ácidos requerían oxígeno para su composición. En condiciones normales de presión y temperatura, dos átomos del elemento se enlazan para formar el dioxígeno, un gas diatómico incoloro, inodoro e insípido con fórmula O. Esta sustancia constituye una importante parte de la atmósfera y resulta necesaria para sostener la vida terrestre.


title: Oxígeno

text: Forma parte del grupo de los anfígenos en la tabla periódica y es un elemento no metálico altamente reactivo que forma fácilmente compuestos (especialmente óxidos) con la mayoría de elementos, excepto con los gases nobles helio y neón. Asimismo, es un fuerte agente oxidante y tiene la segunda electronegatividad más alta de todos los elementos, solo superada por el flúor. Medido por su masa, el oxígeno es el tercer elemento más abundante del universo, tras el hidrógeno y el helio, y el más abundante en la corteza terrestre ya que forma, prácticamente, la mitad de su masa. Debido a su reactividad química, no puede permanecer en la atmósfera terrestre como elemento libre sin ser reabastecido constantemente por la acción fotosintética de los organismos que utilizan la energía solar para producir oxígeno elemental a partir del agua. El oxígeno elemental O solamente empezó a acumularse en la atmósfera después de la aparición de estos organismos, aproximadamente hace 2500 millones de años. El oxígeno diatómico constituye el 20,8 % del volumen de la atmósfera terrestre.


title: Oxígeno

text: Dado que constituye la mayor parte de la masa del agua, es también el componente mayoritario de la masa de los seres vivos. Muchas de las moléculas más importantes que forman parte de los seres vivos, como las proteínas, los ácidos nucleicos, los carbohidratos y los lípidos, contienen oxígeno, así como los principales compuestos inorgánicos que forman los caparazones, dientes y huesos animales. El oxígeno elemental se produce por cianobacterias, algas y plantas y todas las formas complejas de vida lo usan para su respiración celular. Resulta tóxico para los organismos de tipo anaerobio obligado, las formas tempranas de vida que predominaban en la Tierra hasta que el O comenzó a acumularse en la atmósfera. Otra forma (alótropa) del oxígeno, el ozono (O), ayuda a proteger la biosfera de la radiación ultravioleta a gran altitud, en la llamada capa de ozono, pero es contaminante cerca de la superficie, donde es un subproducto del esmog. A altitudes aún mayores de la órbita baja terrestre, el oxígeno atómico tiene una presencia significativa y causa erosión en las naves espaciales.


title: Oxígeno

text: Carl Wilhelm Scheele descubrió el oxígeno de forma independiente en Upsala en 1773, o incluso antes, y Joseph Priestley, en Wiltshire en 1774, pero el honor suele adjudicársele a Priestley debido a que publicó su trabajo antes. Antoine Lavoisier, cuyas investigaciones ayudaron a desacreditar la entonces popular teoría del flogisto de combustión y corrosión, acuñó el nombre «oxígeno» en 1777. Este se produce industrialmente mediante la destilación fraccionada de aire licuado, el uso de zeolita con ciclos de presión para concentrar el oxígeno del aire, la electrólisis del agua y otros medios. El oxígeno se utiliza en la producción de acero, plásticos y textiles; los propulsores de cohetes; la oxigenoterapia; y la asistencia para la respiración en aeronaves, submarinos, vuelos espaciales y submarinismo.


title: Oxígeno

text: En condiciones normales de presión y temperatura, el oxígeno es un gas incoloro e inodoro con fórmula molecular O, en el que dos átomos de oxígeno se enlazan con una configuración electrónica en estado triplete. Este enlace tiene un orden de enlace de dos y se suele simplificar en las descripciones como un enlace doble o como una combinación de un enlace de dos electrones y dos enlaces de tres electrones.


title: Oxígeno

text: El oxígeno triplete —no debe confundirse con el ozono, O— es el estado fundamental de la molécula O, que cuenta con dos electrones desparejados que ocupan dos orbitales moleculares degenerados. Estos orbitales se clasifican como antienlaces —debilitan el orden de enlace de tres a dos—, de manera que el enlace del dioxígeno es más débil que el triple enlace del nitrógeno diatómico, en el que todos los orbitales de los enlaces moleculares se rellenan, pero algunos orbitales de antienlace no lo están.


title: Oxígeno

text: En su forma normal de triplete, las moléculas de O son paramagnéticas; es decir, que en presencia de un campo magnético forman un imán, debido al momento magnético del espín de los electrones desparejados en la molécula y la interacción de canje negativa entre moléculas de O contiguas. Un imán atrae al oxígeno líquido hasta tal punto que, en demostraciones de laboratorio, un hilo de oxígeno líquido puede sostenerse contra su propio peso entre los polos de un imán potente. El oxígeno molecular singlete es un nombre dado a varias especies de O de mayor energía, en las que todos los espínes de los electrones se emparejan. Es mucho más reactivo con moléculas orgánicas habituales que el oxígeno molecular en sí mismo. En la naturaleza, el oxígeno singlete se suele formar con el agua en la fotosíntesis, usando la energía solar. También se produce en la troposfera a causa de la fotolisis del ozono por la luz de onda corta, así como por el sistema inmunitario como una fuente de oxígeno activo. En los organismos fotosintéticos —y posiblemente también en los animales—, los carotenoides cumplen un rol fundamental en la absorción de energía del oxígeno singlete y la conversión de este a su estado no excitado antes de que pueda causar daño a los tejidos. Energía de disociación de las moléculas diatómicas O-X a 25°C en kJ/mol (en condiciones de laboratorio): El alótropo más normal del oxígeno elemental es el llamado dioxígeno (O), que tiene una longitud de enlace de 121 pm y una energía de enlace de 498 kJ•mol. Esta es la forma que usan las formas de vida complejas, como los animales, en su respiración celular (véase rol biológico) y es la forma que tiene una gran importancia en la composición de la atmósfera terrestre (véase Abundancia).


title: Oxígeno

text: El trioxígeno (O) se conoce habitualmente como ozono y es un alótropo muy reactivo, dañino para el tejido pulmonar. El ozono se produce en la atmósfera superior cuando el O se combina con el oxígeno atómico a causa de la división del O por la radiación ultravioleta. Ya que el ozono es un poderoso absorbente en la región ultravioleta del espectro electromagnético, la capa de ozono de la atmósfera superior funciona como un escudo protector de la radiación que recibe el planeta. Cerca de la superficie terrestre, no obstante, es un contaminante formado como subproducto de las emisiones de automóviles. La molécula metaestable del tetraoxígeno (O) no fue descubierta hasta 2001, y se dio por descontado que existía en una de las seis fases del oxígeno sólido. En 2006 se demostró que esta fase, creada mediante la presurización del O a 20 GPa, es, de hecho, un clúster O de sistema trigonal. Este clúster tiene potencial para ser un oxidante mucho más potente que el O y el O y podría, por tanto, ser usado como propulsor de cohetes. En 1990 se descubrió una fase metálica cuando el oxígeno sólido se somete a una presión superior a 96 GPa y se demostró en 1998 que a temperaturas muy bajas se convierte en superconductor.


title: Oxígeno

text: El oxígeno es más soluble en agua que el nitrógeno; esta contiene aproximadamente una molécula de O por cada dos moléculas de N, comparado con la proporción en la atmósfera, que viene a ser de 1:4. La solubilidad del oxígeno en el agua depende de la temperatura, disolviéndose alrededor del doble (14,6 mg•L) a 0 °C que a 20 °C (7,6 mg•L). A 25 °C y 1 atmósfera de presión, el agua dulce contiene alrededor de 6,04 mililitros (ml) de oxígeno por litro, mientras que el agua marina contiene alrededor de 4,95 ml por litro. A 5 °C la solubilidad se incrementa hasta 9,0 ml (un 50 % más que a 25 °C) por litro en el agua y 7,2 ml (45 % más) en el agua de mar.


title: Oxígeno

text: El oxígeno se condensa a 90,20 K (−182,95 °C, −297,31 °F) y se congela a 54,36 K (−218,79 °C, −361,82 °F). Tanto el O líquido como el sólido son sustancias con un suave color azul cielo causado por la absorción en el rojo, en contraste con el color azul del cielo, que se debe a la dispersión de Rayleigh de la luz azul. El O líquido de gran pureza se suele obtener a través de la destilación fraccionada de aire licuado. El oxígeno líquido también puede producirse por condensación del aire, usando nitrógeno líquido como refrigerante. Es una sustancia altamente reactiva y debe separarse de materiales inflamables.


title: Oxígeno

text: El oxígeno que se encuentra en la naturaleza se compone de tres isótopos estables: O, O y O, de los que el O es el más abundante (99,762 % de abundancia natural).


title: Oxígeno

text: La mayor parte del O se sintetiza al final del proceso de combustión del helio en una estrella masiva, pero otra parte se produce en el proceso de combustión del neón. El O surge fundamentalmente por la combustión del hidrógeno en helio durante el ciclo CNO, convirtiéndolo en un isótopo común en las zonas de combustión de hidrógeno en las estrellas. Por su parte, la mayoría del O se produce cuando el N —que abunda debido a la combustión CNO— captura un núcleo de He, lo que origina una gran abundancia de O en las zonas ricas en helio de las estrellas masivas.


title: Oxígeno

text: Se han caracterizado catorce radioisótopos, de los que los más estables son el O con un periodo de semidesintegración de 70,606 segundos. Todos los restantes isótopos radiactivos tienen periodos de semidesintegración inferiores a 27 segundos y la mayor parte de estos, inferiores a 83 milisegundos. La forma de descomposición de los isótopos más ligeros que el O es la descomposición β para producir nitrógeno y, para los más pesados que el O, la desintegración beta para formar flúor.


title: Oxígeno

text: El oxígeno es el elemento químico más abundante, por masa, en la biosfera, el aire, el mar y el suelo terrestres. Es, asimismo, el tercero más abundante en el universo, tras el hidrógeno y el helio. Alrededor del 0,9 % de la masa del Sol es oxígeno, que constituye también el 49,2 % de la masa de la corteza terrestre y es el principal componente de los océanos de la Tierra (88,8 % de su masa total). El oxígeno gaseoso es el segundo componente más abundante en la atmósfera terrestre, ya que supone un 20,8 % de su volumen y el 23,1 % de su masa (unas 10 toneladas). La Tierra es una excepción entre los planetas del Sistema Solar por la alta concentración de oxígeno gaseoso en su atmósfera; por ejemplo, Marte (con un 0,1 % de O del total de su volumen) y Venus tienen concentraciones mucho menores. Sin embargo, el O que rodea a estos planetas proviene exclusivamente de la reacción que sufren moléculas que contienen oxígeno, como el dióxido de carbono, por efecto de la radiación ultravioleta.


title: Oxígeno

text: La inusualmente alta concentración de oxígeno gaseoso en la Tierra es el resultado del ciclo de circulación. Este ciclo biogeoquímico describe el movimiento del oxígeno en el interior de sus tres principales reservas en el planeta: la atmósfera, la biosfera y la litosfera. El factor de conducción más importante en este ciclo es la fotosíntesis, responsable de la atmósfera moderna de la Tierra, que libera oxígeno en la atmósfera, mientras que los procesos de respiración y descomposición lo eliminan. En el equilibrio actual, la producción y el consumo tienen lugar con un ratio aproximado de 1/2000 de la totalidad del oxígeno atmosférico por año.


title: Oxígeno

text: El oxígeno no combinado también se haya en soluciones en las masas de agua del planeta. La mayor solubilidad del O a baja temperatura (véase Propiedades físicas) tiene implicaciones importantes para la vida marina, ya que los océanos polares sostienen una densidad de vida mucho mayor debido a su superior contenido de oxígeno. La cantidad de O en el agua puede haberse visto reducida por la contaminación hídrica, debido a la acción de la descomposición de las algas y otros biomateriales por un proceso llamado eutrofización. Los científicos evalúan este aspecto de la calidad del agua a través de la medición de su demanda biológica de oxígeno, o cantidad de O necesaria para restaurarla a una concentración normal.


title: Oxígeno

text: El oxígeno es liberado por las bacterias fotosintéticas, las algas y las plantas mediante la fotosíntesis. En el proceso inverso los organismos aerobios, mediante la respiración, usan el oxígeno para convertir los nutrientes en energía (ATP). La disminución de oxígeno provoca hipoxemia y su falta total, anoxia, lo que puede provocar la muerte del organismo.


title: Oxígeno

text: En la naturaleza el oxígeno no combinado se produce por la fotodescomposición del agua durante la fotosíntesis. Según algunas estimaciones, las algas verdes y las cianobacterias de ambientes marinos proporcionan alrededor del 70 % del producido en la Tierra, y las plantas terrestres, el resto. Unos investigadores estiman que la contribución oceánica al oxígeno atmosférico es aún mayor, mientras que otros la sitúan por debajo, en torno a un 45 % del oxígeno atmosférico total del planeta cada año.


title: Oxígeno

text: Una fórmula global simplificada de la fotosíntesis es:


title: Oxígeno

text: 6 CO + 6 HO + fotones → CHO + 6 O  dióxido de carbono + agua + luz solar → glucosa + dioxígeno


title: Oxígeno

text: La evolución fotolítica del oxígeno tiene lugar en las membranas tilacoides de los organismos fotosintéticos y requiere la energía de cuatro fotones. Están implicados muchos procesos, pero el resultado es la formación de un gradiente de un protón a través de la membrana tilacoide, que se usa para sintetizar adenosín trifosfato (ATP) por la fotofosforilación. El O restante tras la oxidación de la molécula de agua se libera a la atmósfera.


title: Oxígeno

text: El dioxígeno molecular es esencial para la respiración celular en todos los organismos aerobios, ya que las mitocondrias lo usan para ayudar a generar adenosín trifosfato durante la fosforilación oxidativa. La reacción para la respiración aerobia es básicamente lo contrario que la fotosíntesis y se simplifica de la siguiente forma:


title: Oxígeno

text: CHO + 6 O → 6 CO + 6 HO + 2880 kJ•mol


title: Oxígeno

text: En los vertebrados el O se difunde por membranas pulmonares hacia los glóbulos rojos. La hemoglobina envuelve el O y hace que cambie su color de un rojo azulado a un rojo brillante (el CO se libera desde otra parte de la hemoglobina mediante el efecto Bohr). Otros animales usan la hemocianina (moluscos y algunos artrópodos) o la hemeritrina (arañas y langostas). Un litro de sangre puede disolver 200 cm³ de O.


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text: Las especies reactivas de oxígeno, como el ion superóxido (O) y el peróxido de hidrógeno, son peligrosos subproductos del uso de oxígeno en los organismos. Algunas partes del sistema inmunitario de organismos más avanzados, sin embargo, crean peróxido, superóxido y oxígeno singlete para destruir microbios invasores. Las especies reactivas de oxígeno también tienen un rol importante en la respuesta hipersensible de las plantas contra ataques patógenos.


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text: Un adulto humano en reposo respira de 1,8 a 2,4 gramos de oxígeno por minuto. Sumada la cantidad inhalada por todas las personas del planeta, hace un total de 6000 millones de toneladas de oxígeno por año.


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text: El contenido de oxígeno en el cuerpo de un ser vivo es normalmente mayor en el sistema respiratorio y disminuye a lo largo de cualquier sistema arterial, los tejidos periféricos y el sistema venoso, respectivamente. El contenido de oxígeno en este sentido se suele dar como la presión parcial, que es la presión que tendría el oxígeno si ocupase por sí solo el volumen de las venas.


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text: El oxígeno gaseoso no combinado era casi inexistente en la atmósfera terrestre antes de la evolución de las bacterias y arqueobacterias fotosintéticas. Apareció por primera vez en cantidades significativas durante el Paleoproterozoico (hace alrededor de 2500 y 1600 millones de años). En un principio, el oxígeno se combinó con Hierro disuelto en los océanos para crear formaciones de hierro bandeado. Los océanos comenzaron a exhalar oxígeno no combinado hace 2700 millones de años, y se alcanzó el 10 % de su nivel actual hace unos 1700 millones de años.


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text: La presencia de grandes cantidades de oxígeno no combinado disuelto en los océanos y la atmósfera pudo haber conducido a la extinción de la mayoría de los organismos anaerobios que vivían entonces, durante la Gran Oxidación ("catástrofe del oxígeno") hace unos 2400 millones de años. Sin embargo el uso de O en la respiración celular permite producir a los organismos aerobios mucho más ATP que los anaerobios, lo que ayuda a los primeros a dominar la biosfera de la Tierra. La fotosíntesis y la respiración celular del O permitieron la evolución de las células eucariotas y, finalmente, la aparición de organismos multicelulares complejos como plantas y animales.


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text: Desde el comienzo del periodo Cámbrico hace 540 millones de años, los niveles de O han fluctuado entre el 15 % y el 30 % por volumen. Hacia finales del Carbonífero (hace unos 300 millones de años) el nivel de O en la atmósfera alcanzó un volumen máximo del 35 %, que pudo haber contribuido al gran tamaño de los insectos y anfibios de aquella época. La actividad humana, aun si se considera la combustión de 7000 millones de toneladas de combustible fósil cada año, ha tenido un impacto muy pequeño en la cantidad de oxígeno combinado en la atmósfera. Con los niveles actuales de fotosíntesis, llevaría unos 2000 años regenerar la cantidad total de O en la atmósfera actual.


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text: Uno de los primeros experimentos conocidos sobre la relación entre la combustión y el aire lo desarrolló el escritor sobre mecánica de la Antigua Grecia Filón de Bizancio, en el S. II a. C. En su obra "Pneumática", Filón observó que al invertir un recipiente sobre una vela prendida y rodear el cuello de este con agua, una parte del líquido subía por el cuello. Supuso, de forma incorrecta, que algunas partes del aire en el recipiente se convertían en elemento clásico del fuego y, entonces, era capaz de escapar a través de poros en el cristal. Muchos siglos después, Leonardo da Vinci observó que una porción del aire se consume durante la combustión y la respiración.


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text: A finales del S. XVII, Robert Boyle probó que el aire es necesario para la combustión. El químico inglés John Mayow perfeccionó su trabajo mostrando que solo requería de una parte del aire, que llamó "spiritus nitroaereus" o simplemente "nitroaereus". En un experimento descubrió que al colocar tanto un ratón como una vela encendida en un contenedor cerrado sobre agua, hacía que esta subiera y reemplazara un catorceavo del volumen del aire antes de que se apagara la vela o muriera el ratón. Debido a esto supuso que el "nitroaereus" se consume tanto por la respiración como por la combustión.


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text: Mayow observó que el antimonio incrementaba su peso al calentarse e infirió que el "nitroaereus" debía haberse combinado con él. Pensó también que los pulmones separaban el "nitroaereus" del aire y lo pasaban a la sangre y que el calor animal y el movimiento muscular eran producto de la reacción del "nitroaereus" con ciertas sustancias en el cuerpo. Publicó informes sobre estos experimentos y otras ideas en 1668, en su obra "Tractatus duo", en el tratado «De respiratione».


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text: Robert Hooke, Ole Borch, Mijaíl Lomonósov y Pierre Bayen produjeron oxígeno durante experimentos entre los siglos XVII y XVIII, pero ninguno de ellos lo reconoció como un elemento. Esto pudo deberse en parte a la prevalencia de la filosofía de la combustión y la corrosión, denominada teoría del flogisto, que por aquel entonces era la explicación predilecta para esos procesos.


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text: Esta teoría, establecida en 1667 por el químico alemán Johann Joachim Becher y modificada por el también químico Georg Stahl en 1731, postulaba que todos los materiales combustibles constaban de dos partes; una, llamada flogisto, que era emitida al quemar la sustancia en cuestión, y otra, denominada desflogisticada, que se tenía por su verdadera forma o "calx" (ceniza; creta en latín).


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text: Los materiales altamente combustibles que dejan poco residuo, como la madera o el carbón, se creían hechos en su mayor parte por flogisto, mientras las sustancias no combustibles que se corroen, como el hierro, contienen muy poco. El aire no tenía ningún papel en la teoría del flogisto ni se realizaron experimentos cuantivativos para poner a prueba la idea; por el contrario, se basaba en observaciones de lo que sucedía cuando algo se quemaba: los objetos más comunes parecían volverse más ligeros y perder algo en el proceso. El hecho de que una sustancia como la madera realmente "ganara" peso en su conjunto durante el quemado se ocultaba por la flotabilidad de los productos gaseosos de la combustión. Una de las primeras pistas sobre la falsedad de la teoría del flogisto fue que los metales también ganaban peso en la oxidación (cuando supuestamente perdían flogisto).


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text: El oxígeno fue descubierto por el farmacéutico sueco Carl Wilhelm Scheele, que produjo oxígeno gaseoso al calentar óxido de mercurio y varios nitratos alrededor de 1772. Scheele llamó al gas «aire del fuego», porque era el único apoyo conocido para la combustión, y escribió un informe de su descubrimiento en un manuscrito que tituló «Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer» («Tratado químico del aire y del fuego») y envió a su editor en 1775, si bien no se publicó hasta 1777.


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text: Entretanto, el 1 de agosto de 1774, el clérigo británico Joseph Priestley condujo un experimento en el que enfocó la luz solar sobre óxido de mercurio (II) (HgO) en el interior de un tubo de cristal, lo que liberó un gas que él llamó «aire desflogisticado». Notó que las velas prendían más vívamente en el gas y que el ratón estaba más activo y vivía más tiempo mientras lo respiraba. Tras inhalar él mismo el gas, escribió: «La sensación del gas en mis pulmones no era perceptiblemente diferente al del aire normal, pero sentí mi pecho particularmente ligero y desahogado durante un rato después». Priestley publicó sus hallazgos en 1775 en un artículo titulado «An Account of Further Discoveries in Air» («Informe de más descubrimientos en el aire»), que incluyó en el segundo volumen de su libro titulado "Experiments and Observations on Different Kinds of Air". Debido a que publicó sus hallazgos primero, Priestley suele ser considerado el autor del descubrimiento.


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text: El renombrado químico francés Antoine Lavoisier reclamó posteriormente haber descubierto la sustancia de forma independiente. No obstante, Priestley visitó a Lavoisier en octubre de 1774 y le habló sobre su experimento y cómo había liberado el nuevo gas. Scheele también escribió una carta a Lavoisier, el 30 de septiembre de ese mismo año, en la que describía su propio descubrimiento de la sustancia antes desconocida, pero el francés nunca accedió a recibirla. Después de la muerte de Scheele se encontró una copia de la carta entre sus pertenencias.


title: Oxígeno

text: Aunque fue cuestionado en su época, Lavoisier condujo los primeros experimentos cuantitativos adecuados sobre la oxidación y dio la primera explicación correcta acerca del funcionamiento de la combustión. Usó estos y otros experimentos similares, que comenzaron en 1774, para desacreditar la teoría del flogisto y demostrar que la sustancia descubierta por Priestley y Scheele era un elemento químico.


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text: En un experimento Lavoisier observó que no se producía un incremento global en el peso cuando el estaño y el aire se calentaban en un contenedor cerrado. Notó que, cuando abrió el contenedor, el aire entró súbitamente en él, lo que indicaba que parte del aire atrapado se había consumido. También notó que el estaño había aumentado su peso y que el aumento era igual al del peso del aire que volvió al contenedor cuando lo abrió. Este y otros experimentos sobre la combustión se documentaron en su libro "Sur la combustion en général", publicado en 1777. En esa obra probó que el aire es una mezcla de dos gases: el «aire esencial», fundamental para la combustión y la respiración, y el "azote" (del griego "ἄζωτον", sin vida), que no servía para ninguna de las dos y se denominaría posteriormente nitrógeno.


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text: Lavoisier renombró al «aire esencial» como "oxígeno" en 1777, desde las raíces griegas "ὀξύς (oxys)" (ácido, literalmente «punzante», por el sabor de los ácidos) y "-γενής (-genēs)" (productor, literalmente «engendrador»), porque pensaba, erróneamente, que el oxígeno era un constituyente de todos los ácidos.Los químicos —en particular sir Humphry Davy en 1812— al cabo de un tiempo determinaron que Lavoisier se equivocó en su apreciación pues, de hecho, es el hidrógeno el que forma la base de los ácidos, pero el nombre ya se había popularizado.


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text: La hipótesis atómica original de John Dalton asumía que todos los elementos eran monoatómicos y que los átomos de los compuestos tendrían normalmente las relaciones atómicas más simples. Por ejemplo, Dalton pensaba que la fórmula del agua era HO, y presentaba la masa atómica del oxígeno como 8 veces la del hidrógeno, en vez de 16, el valor que se le da hoy en día. En 1805, Louis Joseph Gay-Lussac y Alexander von Humboldt mostraron que el agua está formada por dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno y, en 1811, Amedeo Avogadro dio con la correcta interpretación de la composición del líquido, basado en la que hoy se denomina Ley de Avogadro y en la suposición de moléculas diatómicas elementales.


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text: A finales del S. XIX los investigadores se dieron cuenta de que el aire podía licuarse y sus componentes aislarse mediante compresión y enfriamiento. Utilizando un método de cascada, el químico y físico suizo Raoul Pictet evaporó dióxido de azufre para licuar dióxido de carbono, que por su parte era evaporado para enfriar el oxígeno gaseoso lo suficiente como para pasarlo a líquido. Envió un telegrama a la Academia de Ciencias de Francia el 22 de diciembre de 1877 en el que anunciaba su descubrimiento del oxígeno líquido. Solo dos días después, el físico francés Louis Paul Cailletet anunció su propio método para licuar oxígeno molecular. En ambos casos solo se produjeron unas pocas gotas del líquido, por lo que no se pudo llevar a cabo un análisis concluyente. El oxígeno fue licuado de forma estable por primera vez el 29 de marzo de 1883 por los científicos polacos de la Universidad Jagellónica Zygmunt Wróblewski y Karol Olszewski.


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text: En 1891 el químico escocés James Dewar pudo producir la suficiente cantidad de oxígeno líquido para estudiarlo. El primer proceso viable comercialmente para producir oxígeno líquido fue desarrollado en 1895 de forma independiente por los ingenieros Carl von Linde, alemán, y William Hampson, británico. Redujeron la temperatura del aire hasta que se licuó y, entonces, destilaron los componentes gaseosos haciéndolos bullir uno a uno y capturándolos. Más tarde, en 1901, la soldadura de oxiacetileno se demostró por primera vez al quemar una mezcla de acetileno y O comprimido. Este método de soldadura y cortado del metal se convertiría después en habitual.


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text: El físico William Thomson, en 1898, calculó que el oxígeno que permanece en el planeta tiene solo unos 400 o 500 años, basándose en el ritmo de uso de los combustibles fósiles en la combustión.


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text: En 1923 el científico estadounidense Robert Goddard se convirtió en la primera persona en desarrollar un motor cohete que usaba gasolina como combustible y oxígeno líquido como oxidante. El 16 de marzo hizo volar con éxito un pequeño cohete propulsado por combustible líquido durante 56 m a 97 km/h, en Auburn (Massachusetts).


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text: Se emplean principalmente dos métodos para producir 100 millones de toneladas de O extraídas del aire para usos industriales cada año. El más común consiste en destilar fraccionadamente aire licuado en sus diversos componentes, con el N destilado como vapor y el O dejado como líquido.


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text: El otro método principal de obtención de O gaseoso consiste en pasar un chorro de aire limpio y seco a través de un lecho de tamices moleculares de zeolita, que adsorben el nitrógeno y dejan pasar un chorro de gas que es de un 90 a un 93 % O. Simultáneamente, el otro lecho de zeolita saturada de nitrógeno libera este gas al reducir la presión de funcionamiento de la cámara e introducir en ella a contracorriente parte del oxígeno separado en el lecho productor. Después de cada ciclo completo, los lechos se intercambian, lo que permite un suministro constante de oxígeno. Esto se conoce por adsorción por oscilación de presión y se utiliza para producir oxígeno a pequeña escala.


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text: El oxígeno también puede producirse mediante la electrólisis del agua, descomponiéndola en oxígeno e hidrógeno, para lo cual debe usarse una corriente continua; si se usara una corriente alterna, los gases de cada extremo consistirían en hidrógeno y oxígeno en la explosiva relación 2:1. Contrariamente a la creencia popular, la relación 2:1 observada en la electrólisis de corriente continua del agua acidificada no demuestra que la fórmula empírica del agua sea HO, a menos que se asuman ciertas premisas sobre la fórmula molecular del hidrógeno y el oxígeno. Un método similar es la evolución electrocatalítica del O de óxidos a oxoácidos. También se pueden usar catalizadores químicos, como en el generador químico de oxígeno o en las velas de oxígeno que se usan en el equipamiento de apoyo en submarinos y que aún son parte del equipamiento estándar en aerolíneas comerciales para casos de despresurización. Otra tecnología de separación del aire consiste en forzar la disolución del aire a través de membranas de cerámica basadas en dióxido de zirconio, ya sea por alta presión o por corriente eléctrica, para producir O gaseoso prácticamente puro.


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text: Para grandes cantidades el precio del oxígeno líquido era en 2001 de, aproximadamente, 0,21 USD/kg. El coste de la energía necesaria para licuar el aire supone el principal coste de producción, por lo cual el coste del oxígeno varía en función del precio de la energía. Por razones de economía el oxígeno se suele transportar en grandes cantidades en estado líquido, almacenado en tanques especialmente aislados, ya que un litro de oxígeno licuado equivale a 840 litros de oxígeno gaseoso a presión atmosférica y 20 °C (68 °F). Estas cisternas se usan para rellenar los grandes contenedores de oxígeno líquido que se encuentran en el exterior de los hospitales y demás instituciones que necesitan ingentes cantidades de oxígeno gaseoso puro. El oxígeno líquido se pasa por unos intercambiadores de calor que convierten el líquido criogénico en gas antes de que entre en el edificio. El oxígeno también se almacena y envía en cilindros que contienen el gas comprimido, lo que resulta útil para ciertas aplicaciones médicas portátiles y oxicorte.


title: Oxígeno

text: El 55 % de la producción mundial de oxígeno se consume en la producción de acero. Otro 25 % se dedica a la industria química. Del 20 % restante la mayor parte se usa para aplicaciones medicinales, oxicorte, como oxidante en combustible de cohetes y en tratamiento de aguas.


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text: El propósito esencial de la respiración es tomar el O del aire y, en medicina, se usan suplementos de oxígeno. El tratamiento no solo incrementa los niveles de oxígeno en la sangre del paciente, sino que tiene el efecto secundario de disminuir la resistencia al flujo de la sangre en muchos tipos de pulmones enfermos, lo que facilita el trabajo de bombeo del corazón. La oxigenoterapia se usa para tratar el enfisema, la neumonía, algunas insuficiencias cardíacas, algunos desórdenes que causan una elevada presión arterial pulmonar y cualquier enfermedad que afecte a la capacidad del cuerpo para tomar y usar el oxígeno.


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text: Los tratamientos son lo suficientemente flexibles como para ser usados en hospitales, la vivienda del paciente o, cada vez más, con instrumentos móviles. Así, las tiendas de oxígeno se solían usar como suplementos de oxígeno, pero han ido sustituyéndose por las máscaras de oxígeno y las cánulas nasales.


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text: La medicina hiperbárica (de alta presión) usa cámaras especiales de oxígeno para aumentar la presión parcial del O en el paciente y, cuando son necesarias, en el personal médico. La intoxicación por monóxido de carbono, la mionecrosis (gangrena gaseosa) y el síndrome de descompresión a veces se tratan con estos aparatos. El aumento de la concentración del O en los pulmones ayuda a desplazar el monóxido de carbono del hemogrupo de hemoglobina. El oxígeno es tóxico para la bacteria anaerobia que causa la gangrena gaseosa, de manera que aumentar su presión parcial ayuda a acabar con ellas. El síndrome de descompresión les sucede a los buzos que salen demasiado rápido del mar, lo que resulta en la formación de burbujas de gas inerte, sobre todo nitrógeno, en su sangre.


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text: También se usa oxígeno para pacientes que necesitan ventilación mecánica, normalmente a concentraciones superiores al 21 % encontrado en el aire ambiental. Por otra parte, el isótopo O se usó de forma experimental en la tomografía por emisión de positrones.


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text: Una aplicación notable del O como gas respirable de baja presión se encuentra en los trajes espaciales modernos, que envuelven el cuerpo de sus ocupantes con aire presurizado. Estos dispositivos usan oxígeno casi puro a una presión de alrededor de un tercio de la común, lo que da como resultado una presión parcial normal en el O de la sangre. Este intercambio de oxígeno de alta concentración para una baja presión es necesario para mantener la flexibilidad de los trajes espaciales.


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text: Los buceadores y los tripulantes de submarinos también usan O artificialmente proporcionado, pero la mayoría usan una presión normal o una mezcla de oxígeno y aire. El uso de O puro o casi puro en buceo a presiones por encima del nivel del mar se limita generalmente a los descansos, descompresiones y tratamientos de emergencia a relativamente poca profundidad (~6 metros o menos). El buceo a mayor profundidad requiere una dilución significativa de O con otros gases, como nitrógeno o helio, para ayudar a prevenir el efecto de Paul Bert (toxicidad del oxígeno).


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text: Los escaladores de montaña y los que viajan en aviones no presurizados a veces tienen un suplemento de O. Los pasajeros de aviones comerciales (presurizados) tienen un suministro de O para emergencias, que les es puesto automáticamente a su disposición en caso de despresurización de la cabina. Una pérdida repentina de presión en la cabina activa generadores químicos de oxígeno sobre cada asiento y hace caer máscaras de oxígeno. Al tirar de la máscara para comenzar el flujo de oxígeno, tal y como indican las instrucciones de seguridad, se fuerzan las limaduras de hierro en el clorato de sodio dentro del recipiente. Se produce, entonces, un chorro constante de oxígeno debido a la reacción exotérmica.


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text: El oxígeno, como un supuesto eufórico suave, tiene una historia de uso recreativo en deportes y bares de oxígeno. Estos son establecimientos que aparecieron en Japón, California y Las Vegas a finales de los años 1990 que ofertan exposiciones a niveles de O superiores a lo normal a cambio de una determinada tarifa. Los atletas profesionales, especialmente en fútbol americano, también salen del campo en ocasiones, durante los descansos, para ponerse máscaras de oxígeno y obtener una estimulación en su juego. El efecto farmacológico es dudoso y el efecto placebo es la explicación más factible. Existen estudios que respaldan esa estimulación con mezclas de O enriquecido, pero solo si se inhalan "durante" el ejercicio aeróbico.


title: Oxígeno

text: La fundición de mena de hierro en acero consume el 55 % del oxígeno producido comercialmente. En este proceso, el O es inyectado mediante una lanza de alta presión en el molde de hierro, que expulsa las impurezas de Azufre y el exceso de Carbono, en forma de sus respectivos óxidos, SO y CO. Las reacciones son exotérmicas y la temperatura asciende hasta los 1700 Cº.


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text: Otro 25 % de este oxígeno se dedica a la industria química. El etileno reacciona con el O para crear óxido de etileno, que, a su vez, se convierte en etilenglicol, el material usado como base para fabricar una gran variedad de productos, entre otros los anticongelantes y los polímeros de poliéster (los precursores de muchos plásticos y textiles). Se utiliza oxígeno o aire en el proceso de oxi-craqueo, para la producción de ácido acrílico, diformil-furano y ácido bencílico. Por otro lado, la síntesis electroquímica de peróxido de hidrógeno a partir de oxígeno es una tecnología prometedora para reemplazar el proceso de hidroquinona utilizado actualmente. Por último, pero no menos importante, la oxidación catalítica se utiliza en posquemadores para eliminar gases peligrosos.


title: Oxígeno

text: El oxígeno se usa en el oxicorte quemando acetileno con O para producir una llama muy caliente. En este proceso, el metal de hasta 60 centímetros de grosor se calienta primero con una pequeña llama de oxiacetileno para después ser rápidamente cortado por un gran chorro de O.


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text: Los paleoclimatólogos miden la relación entre el oxígeno-18 y el oxígeno-16 en los esqueletos y exoesqueletos de los organismos marinos para determinar cómo era el clima hace millones de años. Las moléculas de agua de mar que contienen el isótopo más ligero, el oxígeno-16, se evaporan a un ritmo ligeramente mayor que las moléculas que contienen oxígeno-18 (un 12 % más pesado); esta disparidad se incrementa a bajas temperaturas. En periodos con una temperatura global más baja, la nieve y la lluvia procedentes de esa agua evaporada tienden a ser más ricas en oxígeno-16, mientras que el agua marina que queda tiende a serlo en oxígeno-18. Los organismos marinos, por tanto, incorporan más oxígeno-18 en sus esqueletos y exoesqueletos de lo que harían en un medio más cálido. Los paleoclimatólogos también miden directamente esta relación en las moléculas de agua de muestras de núcleo de hielo que se han conservado durante varios cientos de miles de años.


title: Oxígeno

text: Los geólogos planetarios han medido las diferencias en la abundancia de isótopos de oxígeno en muestras de la Tierra, la Luna, Marte y meteoritos, pero no han estado lejos de poder obtener valores de referencia para las relaciones entre isótopos del Sol, que se creen iguales a aquellas de la nebulosa protosolar. Sin embargo, el análisis de una oblea de Silicio expuesta al viento solar en el espacio y devuelta a la Tierra por la sonda Génesis desveló que el Sol tiene una proporción de oxígeno-16 mayor que nuestro planeta. La medición implica que un proceso desconocido agotó el oxígeno-16 del disco protoplanetario del Sol antes de la fusión de los granos de polvo que formaron la Tierra.


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text: El oxígeno presenta dos bandas de absorción espectrofotométrica con máximos en longitudes de onda de 687 y 760 nanómetros. Algunos científicos de detección remota han propuesto usar la medición del resplandor procedente de los doseles de vegetación en aquellas bandas para caracterizar la salud de las plantas desde una plataforma satelital. Esta aproximación explota el hecho de que en esas bandas es posible distinguir la reflectividad de la vegetación de su fluorescencia, que es mucho más débil. La medición tiene una alta dificultad técnica, debido a la baja relación señal/ruido y la estructura física de la vegetación, pero se ha propuesto como un posible método de monitoreo del ciclo del carbono desde satélites a escala global.


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text: El estado de oxidación del oxígeno es -2 en casi todos los compuestos conocidos del oxígeno. Por su parte, el estado de oxidación -1 se encuentra en unos cuantos compuestos, como los peróxidos. Los compuestos en otro estado de oxidación son muy poco comunes: −1/2 (superóxidos), −1/3 (ozónidos), 0 (elemental, hipofluoroso), +1/2 (dioxigenil), +1 (difluoruro de dioxígeno) y +2 (difluoruro de oxígeno).


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text: El agua (HO) es el óxido de hidrógeno y es el compuesto de oxígeno más común. Los átomos de hidrógeno están enlazados covalentemente al oxígeno en la molécula de agua, pero también tienen una atracción adicional (sobre 23,3 kJ•mol por átomo de hidrógeno) con un átomo de oxígeno adyacente de una molécula diferente. Estos enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua las mantienen aproximadamente un 15 % más cerca de lo que sería esperable en un líquido simple solo con las fuerzas de Van der Waals. Debido a su electronegatividad, el oxígeno forma enlaces químicos con casi todos los demás elementos a temperaturas elevadas para dar los óxidos correspondientes. Sin embargo, algunos elementos forman óxidos directamente a condiciones normales de presión y temperatura, como el orín formado del Hierro. La superficie de metales como el aluminio y el titanio se oxidan en presencia del aire y se cubren con una fina capa de óxido que pasiva el metal y ralentiza la corrosión. Algunos de los óxidos metálicos de transición se encuentran en la naturaleza como compuestos no estequiométricos, con ligeramente menos metal de lo que la fórmula química sugiere. Por ejemplo, el FeO (wustita), que se forma de manera natural, se escribe en realidad como FeO, donde la «x» está normalmente en torno a 0,05.


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text: El oxígeno como compuesto está presente en la atmósfera en pequeñas cantidades en forma de dióxido de carbono (CO). La roca de la corteza terrestre se compone de grandes partes de óxidos de Silicio (dióxido de silicio SiO, que se encuentra en el granito y la arena), aluminio (alúmina AlO, en la bauxita y el corindón), hierro (óxido férrico FeO, en la hematita y el orín) y calcio (carbonato cálcico CaCO, en la caliza). El resto de la corteza terrestre se compone también de compuestos de oxígeno, en particular varios silicatos complejos. En el manto terrestre, de una masa mucho mayor que la corteza, abundan los silicatos de hierro y Magnesio.


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text: Los silicatos solubles en agua con las formas NaSiO, NaSiO y NaSiO se utilizan como detergentes y adhesivos. El oxígeno también actúa como ligazón para metales de transición, formando enlaces de O metálico con el átomo de iridio en el complejo de Vaska, con el platino en el PtF y con el centro de hierro en el grupo hemo de la hemoglobina.


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text: Entre las clases más importantes de compuestos orgánicos que contienen oxígeno están los siguientes (donde «R» es un grupo orgánico): alcoholes (R-OH), éteres (R-O-R), cetonas (R-CO-R), aldehídos (R-CO-H), ácidos carboxílicos (R-COOH), Ésteres (R-COO-R), anhídridos de ácido (R-CO-O-CO-R) y amidas (R-C(O)-NR). Hay muchos disolventes orgánicos importantes que contienen oxígeno, entre ellos: acetona, metanol, etanol, alcohol isopropílico, furano, tetrahidrofurano, éter etílico, dioxano, etanoato de etilo, dimetilformamida, dimetilsulfóxido, ácido acético y ácido fórmico. La acetona (CH(CO)CH) y el fenol (CHOH) se usan como materiales en la síntesis de muchas sustancias diferentes. Otros compuestos orgánicos importantes que contienen oxígeno son: glicerol, formaldehído, glutaraldehído, ácido acético y acetamida. Los epóxidos son éteres en los que el átomo de oxígeno forma parte de un anillo de tres átomos.


title: Oxígeno

text: El oxígeno reacciona espontáneamente con muchos compuestos orgánicos a temperatura ambiente o inferior, en un proceso llamado autooxidación. La mayor parte de los compuestos orgánicos que contienen oxígeno no se producen por la acción directa del O. Los compuestos orgánicos importantes en la industria y el comercio producidos por oxidación directa de un precursor incluyen al óxido de etileno y el ácido peracético.


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text: El elemento se encuentra en casi todas las biomoléculas importantes para (o generadas por) la vida. Solo unas cuantas biomoléculas complejas comunes, como el escualeno y el caroteno, no contienen oxígeno. De los compuestos orgánicos con relevancia biológica, los carbohidratos contienen la mayor proporción de oxígeno en su masa. Todas las grasas, ácidos grasos, aminoácidos y proteínas contienen oxígeno (debido a la presencia de grupos carbonilos en esos ácidos y sus residuos de éster). El oxígeno también está presente en grupos de fosfato (PO) en las moléculas biológicamente importantes que transportan energía, ATP y ADP, en la columna vertebral y las purinas (excepto la adenina y las pirimidinas de ARN y ADN) y en los huesos como fosfato cálcico e hidroxiapatita.


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text: El O gaseoso puede ser tóxico a presiones parciales elevadas, produciendo convulsiones y otros problemas de salud. La toxicidad generalmente comienza a aparecer con presiones parciales de más de 50 kPa o 2,5 veces la presión parcial del O a nivel del mar (21 kPa; igual a alrededor del 50 % de la composición del oxígeno a presión normal). Esto no resulta un problema excepto para pacientes con ventilación mecánica, debido a que el gas administrado a través de las máscaras de oxígeno se compone típicamente de solo un 30 %-50 % de O por volumen (sobre 30 kPa a presión normal), aunque estas cifras varían sensiblemente dependiendo del tipo de máscara.


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text: Durante un tiempo, los bebés prematuros se colocaban en incubadoras que contenían aire rico en O, pero esta práctica cesó después de que algunos de estos niños perdieran la visión.


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text: La respiración de O puro en aplicaciones espaciales, como en algunos trajes aeroespaciales modernos o en naves pioneras como la Apolo, no causa daños debido a las bajas presiones totales utilizadas. En el caso de los trajes, la presión parcial del O en el gas respiratorio se encuentra, en general, sobre 30 kPa (1,4 veces lo normal) y la presión parcial resultante en la sangre arterial del astronauta solo está marginalmente por encima de lo normal al nivel del mar.


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text: La toxicidad del oxígeno para los pulmones y el sistema nervioso central también puede darse en el buceo profundo y en el buceo profesional. La respiración prolongada de una mezcla de aire con una presión parcial de O mayor a 60 kPa puede llegar a producir una fibrosis pulmonar permanente. La exposición a presiones parciales superiores a 160 kPa (~1,6 atmósferas) podría causar convulsiones, normalmente fatales para los buzos. La toxicidad aguda puede producirse al respirar una mezcla de aire con más de un 21 % de O a 66 o más metros de profundidad; lo mismo puede ocurrir al respirar un 100 % de O a solo 6 metros.


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text: Las fuentes de oxígeno que están altamente concentradas estimulan una rápida combustión. Los riesgos de fuego y explosión se dan cuando los oxidantes concentrados y los combustibles se sitúan demasiado cerca entre sí; sin embargo, la ignición, ya sea por el calor o por una chispa, es necesaria para iniciar la combustión. El oxígeno en sí mismo no es un combustible, sino un oxidante. Los riesgos de la combustión también se aplican a compuestos de oxígeno de alto potencial oxidante, como los peróxidos, cloratos, nitratos, percloratos y dicromatos, porque pueden dar oxígeno al fuego.


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text: El O concentrado permite una combustión rápida y enérgica. Las tuberías y los recipientes de acero usados para almacenar y trasmitir tanto el oxígeno líquido como el gaseoso actúan como combustible; por tanto, el diseño y la fabricación de los sistemas de O requieren una atención especial para asegurar que las fuentes de ignición se minimizan. El incendio que acabó con la vida de la tripulación del Apolo 1 en una prueba en la plataforma de lanzamiento se extendió tan rápidamente debido a que la cápsula estaba presurizada con O puro, pero a una presión ligeramente mayor que la atmosférica, en lugar de una presión de 1/3 de la normal que debía usarse en la misión.


title: Oxígeno

text: En caso de un derrame de oxígeno líquido, si este llega a empaparse en materia orgánica como madera, productos petroquímicos y asfalto puede provocar que estos materiales detonen de forma impredecible al sufrir un impacto mecánico posterior. Al igual que otros líquidos criogénicos, en contacto con el cuerpo humano puede causar congelamiento en piel y ojos.


title: Masa atómica

text: La masa atómica es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada. La masa atómica en algunas veces es usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos últimos difieren sutilmente de la masa atómica. *La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que solo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de los isótopos.* En el caso de muchos elementos que tienen un isótopo dominante, la similitud/diferencia numérica real entre la masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa o peso atómico estándar puede ser muy pequeña, tal que no afecta muchos cálculos bastos, pero tal error puede ser crítico cuando se consideran átomos individuales.


title: Masa atómica

text: El peso atómico estándar se refiere a la media de las masas atómicas relativas de un elemento en el medio local de la corteza terrestre y la atmósfera terrestre, como está determinado por la "Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances" (Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas) de la IUPAC. Estos valores son los que están incluidos en una tabla periódica estándar, y es lo que es más usado para los cálculos ordinarios. Se incluye una incertidumbre en paréntesis que frecuentemente refleja la variabilidad natural en la distribución isotópica, en vez de la incertidumbre en la medida. Para los elementos sintéticos, el isótopo formado depende de los medios de síntesis, por lo que el concepto de abundancia isotópica natural no tiene sentido. En consecuencia, para elementos sintéticos, el conteo total de nucleones del isótopo más estable (esto es, el isótopo con la vida media más larga) está listado en paréntesis en el lugar del peso atómico estándar. El litio representa un caso único, donde la abundancia natural de los isótopos ha sido perturbada por las actividades humanas al punto de afectar la incertidumbre en su peso atómico estándar, incluso en muestras obtenidas de fuentes naturales, como los ríos.


title: Masa atómica

text: La masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionado con la masa atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica), la media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados en una muestra particular, ponderados por abundancia isotópica. Esto es usado frecuentemente como sinónimo para peso atómico relativo, y este uso no es incorrecto, dado que los pesos atómicos estándar son masas atómicas relativas, aunque es menos específico. La masa atómica relativa también se refiere a ambientes no terrestres y ambientes terrestres altamente específicos que se desvían de la media o tienen diferentes certidumbres (número de cifras significativas) que los pesos atómicos estándar.


title: Masa atómica

text: La masa isotópica relativa es la masa relativa de un isótopo dado (más específica, cualquier núclido solo), escalado con el carbono-12 como exactamente 12. No hay otros núclidos distintos al carbono-12 que tengan exactamente un número entero de masas en esta escala. Esto es debido a dos factores:


title: Masa atómica

text: La cantidad que las masas atómicas se desvían de su número de masa es como sigue: la desviación empieza, positiva en el hidrógeno-1, disminuyendo hasta alcanzar un mínimo en el hierro-56, hierro-58 y níquel-62, luego aumenta a valores positivos en los isótopos más pesados, conforme aumenta el número atómico. Esto corresponde a lo siguiente: la fisión nuclear en un elemento más pesado que el hierro produce energía, y la fisión de cualquier elemento más ligero que el hierro requiere energía. Lo opuesto es verdadero para las reacciones de fusión nuclear: la fusión en los elementos más ligeros que el hierro produce energía, y la fusión en los elementos más pesados que el hierro requiere energía.


title: Masa atómica

text: El proceso que se siguió históricamente para determinar las masas reales de los átomos de los diferentes elementos fue similar al seguido en el modelo clips, trabajando inicialmente con gases y comparando las masas de gases situados en recipientes con las mismas condiciones de presión, volumen y temperatura: como las masas eran distintas, pero había el mismo número de partículas (de acuerdo con el modelo de materia y el principio de Avogadro), se debía a que las partículas tenían masas reales diferentes.Actualmente la comparación directa y medición de las masas de los átomos se logra con la utilización de un espectrómetro de masas.


title: Masa atómica

text: La unidad científica estándar para manejar átomos en cantidades macroscópicas es el mol, que está definido arbitrariamente como la cantidad de sustancia que tiene tantos átomos u otra unidad como átomos hay en 12 gramos de carbono del isótopo C-12. El número de átomos en un mol es denominado número de Avogadro, cuyo valor es aproximadamente 6,022 x 10 mol. Un mol de una sustancia siempre contiene exactamente la "masa atómica relativa" o "masa molar" de dicha sustancia, expresado en gramos; sin embargo, esto no es cierto para la "masa atómica". Por ejemplo, el peso atómico estándar del hierro es 55,847 g/mol, y en consecuencia un mol de hierro como se suele encontrar en la Tierra tiene una masa de 55,847 gramos. La "masa atómica" del isótopo Fe es 55,935 u, y un mol de Fe pesará, en teoría, 55,935 g, pero no se ha encontrado tales cantidades puras de isótopo Fe en la Tierra.


title: Masa atómica

text: La fórmula para la conversión entre unidad de masa atómica y la masa SI en gramos para un solo átomo es:


title: Masa atómica

text: donde formula_2 es la constante de masa molar y formula_3 es el número de Avogadro.


title: Masa atómica

text: Se aplican definiciones similares a las moléculas. Se puede calcular la masa molecular de un compuesto por adición de las masas atómicas-moleculares de sus átomos constituyentes (núclidos). También se puede calcular la masa molar indefinida por la adición de las masas atómicas relativas de los elementos dados en la fórmula molecular. En ambos casos, la multiplicidad de los átomos (el número de veces que está presente) debe ser tomado en cuenta, generalmente multiplicando cada masa única por su multiplicidad inversa.


title: Masa atómica

text: En la historia de la química, los primeros científicos en determinar los pesos atómicos fueron John Dalton entre 1803 y 1808, y Jöns Jakob Berzelius entre 1808 y 1826. Los pesos atómicos fueron definidos originalmente en relación al elemento hidrógeno, el más ligero, tomándolo como 1, y en 1820, la hipótesis de Prout indicaba que las masas atómicas de todos los elementos deberían ser un múltiplo entero del peso del hidrógeno. Sin embargo, Berzelius pronto probó que esta hipótesis no siempre se sostenía, y en algunos casos, como el cloro, el peso atómico caía casi exactamente entre dos múltiplos del peso del hidrógeno. Posteriormente, se mostró que esto se debía a un efecto causado por los isótopos, y que la masa atómica de los isótopos puros, o núclidos, era múltiplo de la masa del hidrógeno, en un margen de diferencia del 0,96%.


title: Masa atómica

text: En la década de 1860, Stanislao Cannizzaro refinó los pesos atómicos aplicando la ley de Avogadro (en el Congreso de Karlsruhe de 1860). Formuló una ley para determinar los pesos atómicos de los elementos: "las distintas cantidades del mismo elemento contenido en distintas moléculas son todas múltiplos enteros del peso atómico", y determinó los pesos atómicos y pesos moleculares comparando la densidad de vapor de un conjunto de gases con moléculas conteniendo uno o más del elemento químico en cuestión.


title: Masa atómica

text: A principios del siglo XX, hasta la década de 1960, los químicos y físicos utilizaban dos escalas de masa atómicas. Los químicos usaban una escala tal que la mezcla natural de isótopos de oxígeno tenía una masa atómica de 16, mientras que los físicos asignaron el mismo número 16 a la masa atómica del isótopo de oxígeno más común (que contiene ocho protones y ocho neutrones). Sin embargo, debido a que también están presentes en el oxígeno natural, tanto el oxígeno-17 como el oxígeno-18, esto conducía a 2 tablas diferentes de masas atómicas. La escala unificada, basada en el carbono-12, C, cumplía el requerimiento de los físicos de basar la escala en un isótopo puro, a la vez que se hacía numéricamente cercana a la escala de los químicos.


title: Punto de fusión

text: El punto de fusión (o, raramente, el punto de licuefacción) de una sustancia es la temperatura a la que cambia de estado de sólido a líquido. En el punto de fusión, la fase sólida y líquida existen en equilibrio. El punto de fusión de una sustancia depende de la presión y generalmente se especifica a una presión estándar, como 1 atmósfera o 100 kPa.


title: Punto de fusión

text: Cuando se considera como la temperatura del cambio inverso de líquido a sólido, se denomina punto de congelación o punto de cristalización. Debido a la capacidad de las sustancias de sobreenfriarse, el punto de congelación puede parecer fácilmente inferior a su valor real. Cuando se determina el "punto de congelación característico" de una sustancia, de hecho, la metodología real es casi siempre ""el principio de observar la desaparición más que la formación de hielo, es decir, el punto de fusión"".


title: Punto de fusión

text: Para la mayoría de las sustancias, los puntos de fusión y congelación son aproximadamente iguales. Por ejemplo, el punto de fusión "y el" punto de congelación del mercurio es . Sin embargo, ciertas sustancias poseen diferentes temperaturas de transición sólido-líquido. Por ejemplo, el agar se derrite a y solidifica a partir de ; tal dependencia de la dirección se conoce como histéresis. El punto de fusión del hielo a 1 atmósfera de presión está muy cerca de ; esto también se conoce como el punto de hielo. En presencia de sustancias nucleantes, el punto de congelación del agua no siempre es el mismo que el punto de fusión. En ausencia de nucleadores, el agua puede existir como un líquido sobreenfriado antes de congelarse.


title: Punto de fusión

text: El elemento químico con el punto de fusión más alto es el tungsteno, a ; esta propiedad hace que el wolframio sea excelente para su uso como filamentos eléctricos en lámparas incandescentes. El carbono citado a menudo no se funde a presión ambiente, sino que se sublima a aproximadamente ; una fase líquida solo existe por encima de presiones de y se estima que entre (ver ). El carburo de hafnio de tantalio (TaHfC) es un compuesto refractario con un punto de fusión muy alto de . Las simulaciones por computadora de la mecánica cuántica han predicho que la aleación HfN C tendrá un punto de fusión aún más alto (alrededor de 4400 K), lo que la convertiría en la sustancia con el punto de fusión más alto a presión ambiental. Esta predicción se confirmó posteriormente mediante experimentos. En el otro extremo de la escala, el helio no se congela en absoluto a presión normal, incluso a temperaturas arbitrariamente cercanas al cero absoluto; es necesaria una presión de más de veinte veces la presión atmosférica normal. La tabla siguiente muestra las temperaturas de fusión de los elementos en °C (a una atmósfera de presión):


title: Punto de fusión

text: Existen muchas técnicas de laboratorio para la determinación de puntos de fusión. Un banco Kofler es una tira de metal con un gradiente de temperatura (rango de temperatura ambiente a 300 °C). Se puede colocar cualquier sustancia en una sección de la tira, revelando su comportamiento térmico a la temperatura en ese punto. La calorimetría diferencial de barrido proporciona información sobre el punto de fusión junto con su entalpía de fusión.


title: Punto de fusión

text: Un aparato de punto de fusión básico para el análisis de sólidos cristalinos consiste en un baño de aceite con una ventana transparente (diseño más básico: un tubo de Thiele) y una lupa simple. Se colocan varios granos de un sólido en un tubo de vidrio delgado y se sumergen parcialmente en el baño de aceite. El baño de aceite se calienta (y se agita) y con la ayuda de la lupa (y una fuente de luz externa) se puede observar la fusión de los cristales individuales a una cierta temperatura. Se puede usar un bloque de metal en lugar de un baño de aceite. Algunos instrumentos modernos tienen detección óptica automática.


title: Punto de fusión

text: La medición también se puede realizar de forma continua con un proceso operativo. Por ejemplo, las refinerías de petróleo miden el punto de congelación del diésel "en línea", lo que significa que la muestra se toma del proceso y se mide automáticamente. Esto permite mediciones más frecuentes ya que la muestra no tiene que recolectarse manualmente y llevarse a un laboratorio remoto.


title: Punto de fusión

text: Para materiales refractarios (por ejemplo, platino, wolframio, tantalio, algunos carburos y nitruros, etc.), el punto de fusión extremadamente alto (generalmente se considera que está por encima de 1800 °C) se puede determinar calentando el material en un horno de cuerpo negro y midiendo la temperatura del cuerpo negro con un pirómetro óptico. Para los materiales de mayor punto de fusión, esto puede requerir una extrapolación de varios cientos de grados. Se sabe que el resplandor espectral de un cuerpo incandescente es función de su temperatura. Un pirómetro óptico hace coincidir el resplandor de un cuerpo en estudio con el resplandor de una fuente que ha sido previamente calibrada en función de la temperatura. De esta manera, la medición de la magnitud absoluta de la intensidad de la radiación es innecesaria. Sin embargo, se deben utilizar temperaturas conocidas para determinar la calibración del pirómetro. Para temperaturas por encima del rango de calibración de la fuente, se debe emplear una técnica de extrapolación. Esta extrapolación se logra utilizando la ley de radiación de Planck. Las constantes en esta ecuación no se conocen con suficiente precisión, lo que hace que los errores en la extrapolación sean mayores a temperaturas más altas. Sin embargo, se han desarrollado técnicas estándar para realizar esta extrapolación.


title: Punto de fusión

text: Considere el caso de usar oro como fuente (mp = 1063 °C). En esta técnica, la corriente a través del filamento del pirómetro se ajusta hasta que la intensidad de la luz del filamento coincide con la de un cuerpo negro en el punto de fusión del oro. Esto establece la temperatura de calibración primaria y se puede expresar en términos de corriente a través de la lámpara de pirómetro. Con el mismo ajuste actual, el pirómetro se ve en otro cuerpo negro a una temperatura más alta. Se inserta un medio absorbente de transmisión conocida entre el pirómetro y este cuerpo negro. A continuación, se ajusta la temperatura del cuerpo negro hasta que exista una coincidencia entre su intensidad y la del filamento del pirómetro. La verdadera temperatura más alta del cuerpo negro se determina a partir de la Ley de Planck. A continuación, se retira el medio absorbente y se ajusta la corriente a través del filamento para hacer coincidir la intensidad del filamento con la del cuerpo negro. Esto establece un segundo punto de calibración para el pirómetro. Este paso se repite para llevar la calibración a temperaturas más altas. Ahora, se conocen las temperaturas y sus correspondientes corrientes de filamento pirométrico y se puede trazar una curva de temperatura frente a la corriente. Esta curva se puede extrapolar luego a temperaturas muy altas.


title: Punto de fusión

text: Al determinar los puntos de fusión de una sustancia refractaria mediante este método, es necesario tener condiciones de cuerpo negro o conocer la emisividad del material que se está midiendo. La contención del material de alto punto de fusión en estado líquido puede introducir dificultades experimentales. Por lo tanto, las temperaturas de fusión de algunos metales refractarios se han medido observando la radiación de una cavidad de cuerpo negro en muestras de metal sólido que eran mucho más largas que anchas. Para formar una cavidad de este tipo, se perfora un orificio perpendicular al eje largo en el centro de una varilla del material. Luego, estas varillas se calientan pasando una corriente muy grande a través de ellas, y la radiación emitida por el orificio se observa con un pirómetro óptico. El punto de fusión está indicado por el oscurecimiento del agujero cuando aparece la fase líquida, destruyendo las condiciones del cuerpo negro. Hoy en día, se emplean técnicas de calentamiento por láser sin contenedores, combinadas con pirómetros y espectropirómetros rápidos, para permitir un control preciso del tiempo durante el cual la muestra se mantiene a temperaturas extremas. Estos experimentos de duración inferior a un segundo abordan varios de los desafíos asociados con las mediciones más tradicionales del punto de fusión realizadas a temperaturas muy altas, como la vaporización de la muestra y la reacción con el recipiente.


title: Punto de fusión

text: Para que un sólido se derrita, se requiere calor para elevar su temperatura hasta el punto de fusión. Sin embargo, es necesario suministrar más calor para que tenga lugar la fusión: esto se denomina calor de fusión y es un ejemplo de calor latente.


title: Punto de fusión

text: Desde un punto de vista termodinámico, en el punto de fusión el cambio en la energía libre de Gibbs (ΔG) del material es cero, pero la entalpía ("H") y la entropía ("S") del material aumentan (ΔH, ΔS> 0). El fenómeno de fusión ocurre cuando la energía libre de Gibbs del líquido se vuelve más baja que la del sólido para ese material. A diversas presiones, esto sucede a una temperatura específica. También se puede demostrar que:


title: Punto de fusión

text: Aquí "T", "ΔS" y "ΔH" son respectivamente la temperatura en el punto de fusión, el cambio de entropía de fusión y el cambio de entalpía de fusión.


title: Punto de fusión

text: El punto de fusión es sensible a cambios de presión extremadamente grandes, pero generalmente esta sensibilidad es órdenes de magnitud menor que la del punto de ebullición, porque la transición sólido-líquido representa solo un pequeño cambio de volumen. Si, como se observa en la mayoría de los casos, una sustancia es más densa en estado sólido que en estado líquido, el punto de fusión aumentará al aumentar la presión. De lo contrario, se produce el comportamiento inverso. Cabe destacar que este es el caso del agua, como se ilustra gráficamente a la derecha, pero también de Si, Ge, Ga, Bi. Con cambios de presión extremadamente grandes, se observan cambios sustanciales en el punto de fusión. Por ejemplo, el punto de fusión del silicio a presión ambiente (0,1 MPa) es 1415 °C, pero a presiones superiores a 10 GPa disminuye a 1000 °C.


title: Punto de fusión

text: Los puntos de fusión se utilizan a menudo para caracterizar compuestos orgánicos e inorgánicos y para determinar su pureza. El punto de fusión de una sustancia pura es siempre más alto y tiene un intervalo menor que el punto de fusión de una sustancia impura o, más generalmente, de mezclas. Cuanto mayor sea la cantidad de otros componentes, menor será el punto de fusión y más amplio será el intervalo del punto de fusión, a menudo denominado "intervalo pastoso". La temperatura a la que comienza la fusión de una mezcla se conoce como "solidus", mientras que la temperatura a la que se completa la fusión se llama "liquidus". Los eutécticos son tipos especiales de mezclas que se comportan como fases únicas. Se funden bruscamente a temperatura constante para formar un líquido de la misma composición. Alternativamente, al enfriar un líquido con la composición eutéctica se solidificará como cristales mixtos pequeños (de grano fino) uniformemente dispersos con la misma composición.


title: Punto de fusión

text: A diferencia de los sólidos cristalinos, los vidrios no poseen un punto de fusión; al calentarlos, experimentan una suave transición vítrea a un líquido viscoso. Al seguir calentándose, se ablandan gradualmente, lo que puede caracterizarse por ciertos puntos de ablandamiento.


title: Punto de fusión

text: El punto de congelación de un solvente disminuye cuando se agrega otro compuesto, lo que significa que una solución tiene un punto de congelación más bajo que un solvente puro. Este fenómeno se utiliza en aplicaciones técnicas para evitar la congelación, por ejemplo, agregando sal o etilenglicol al agua.


title: Punto de fusión

text: En química orgánica, la regla de Carnelley, establecida en 1882 por Thomas Carnelley, establece que la "alta simetría molecular está asociada con un alto punto de fusión". Carnelley basó su regla en el examen de 15.000 compuestos químicos. Por ejemplo, para tres isómeros estructurales con fórmula molecular CH el punto de fusión aumenta en la serie isopentano −160 °C (113 K) n-pentano −129,8 °C (143 K) y neopentano −16,4 °C (256,8 K). Asimismo, en los xilenos y también en los diclorobencenos, el punto de fusión aumenta en el orden meta, orto y para. La piridina tiene una simetría más baja que el benceno, por lo tanto, su punto de fusión más bajo, pero el punto de fusión aumenta nuevamente con diazina y triazinas. Muchos compuestos similares a jaulas como el adamantano y el cubano con alta simetría tienen puntos de fusión relativamente altos.


title: Punto de fusión

text: Un alto punto de fusión resulta de un alto calor de fusión, una baja entropía de fusión o una combinación de ambos. En moléculas altamente simétricas, la fase cristalina está densamente empaquetada con muchas interacciones intermoleculares eficientes que dan como resultado un mayor cambio de entalpía en la fusión. Frederick Lindemann realizó por primera vez en 1910 un intento de predecir el punto de fusión a granel de los materiales cristalinos. La idea detrás de la teoría fue la observación de que la amplitud promedio de las vibraciones térmicas aumenta con el aumento de la temperatura. La fusión se inicia cuando la amplitud de la vibración se vuelve lo suficientemente grande como para que los átomos adyacentes ocupen parcialmente el mismo espacio. El criterio de Lindemann establece que se espera la fusión cuando la amplitud cuadrática media de la raíz de vibración excede un valor umbral.


title: Punto de fusión

text: Suponiendo que todos los átomos en un cristal vibran con la misma frecuencia "ν", la energía térmica promedio se puede estimar usando el teorema de equipartición como


title: Punto de fusión

text: donde "m" es la masa atómica, "ν" es la frecuencia, "u" es la amplitud de vibración promedio, "k" es la constante de Boltzmann y "T" es la temperatura absoluta. Si el valor umbral de "u" es "c a" donde "c" es la constante de Lindemann y "a" es el espaciado atómico, entonces el punto de fusión se estima como


title: Punto de fusión

text: Se pueden obtener varias otras expresiones para la temperatura de fusión estimada dependiendo de la estimación de la energía térmica promedio. Otra expresión comúnmente utilizada para el criterio de Lindemann es


title: Punto de fusión

text: De la expresión de la frecuencia de Debye para "ν", tenemos


title: Punto de fusión

text: donde "θ" es la temperatura de Debye y "h" es la constante de Planck. Los valores de "c" oscilan entre 0,15 y 0,3 para la mayoría de los materiales.


title: Punto de fusión

text: En febrero de 2011, Alfa Aesar publicó más de 10.000 puntos de fusión de compuestos de su catálogo como datos abiertos. Este conjunto de datos se ha utilizado para crear un modelo forestal aleatorio para la predicción del punto de fusión que ahora está disponible gratuitamente. Los datos abiertos del punto de fusión también están disponibles en "Nature Precedings". "Tetko et al". publicaron datos de alta calidad extraídos de patentes y también modelos desarrollados con estos datos.


title: Punto de ebullición

text: El punto de ebullición de una sustancia es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión que rodea al líquido y se transforma en vapor.


title: Punto de ebullición

text: El punto de ebullición de un líquido varía según la presión ambiental que lo rodea. Un líquido en un vacío parcial tiene un punto de ebullición más bajo que cuando ese líquido está a la presión atmosférica. Un líquido a alta presión tiene un punto de ebullición más alto que cuando ese líquido está a la presión atmosférica. Por ejemplo, el agua hierve a 100 °C (212 °F) a nivel del mar, pero a 93.4 °C (200.1 °F) a 1,905 metros (6,250 pies) de altitud. Para una presión dada, diferentes líquidos hervirán a diferentes temperaturas.


title: Punto de ebullición

text: El punto de ebullición normal (también llamado punto de ebullición atmosférico o punto de ebullición a presión atmosférica) de un líquido es el caso especial en el que la presión de vapor del líquido es igual a la presión atmosférica definida a nivel del mar, 1 atmósfera. A esa temperatura, la presión de vapor del líquido llega a ser suficiente para superar la presión atmosférica y permitir que se formen burbujas de vapor dentro de la mayor parte del líquido. El punto de ebullición estándar ha sido definido por IUPAC desde 1982 como la temperatura a la cual ocurre la ebullición bajo una presión de 1 bar.


title: Punto de ebullición

text: El calor de vaporización es la energía requerida para transformar una cantidad dada (un mol, kg, libra, etc.) de una sustancia de un líquido en un gas a una presión dada (a menudo presión atmosférica).


title: Punto de ebullición

text: Los líquidos pueden transformarse en vapor a temperaturas por debajo de sus puntos de ebullición a través del proceso de evaporación. La evaporación es un fenómeno de superficie en el que las moléculas ubicadas cerca del borde del líquido, que no están contenidas por suficiente presión de líquido en ese lado, se escapan a los alrededores como vapor. Por otro lado, la ebullición es un proceso en el cual las moléculas en cualquier parte del líquido se escapan, lo que resulta en la formación de burbujas de vapor dentro del líquido.


title: Punto de ebullición

text: La temperatura de una sustancia o cuerpo depende de la energía cinética media de las moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, solo una pequeña fracción de las moléculas en la superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar. Este incremento de energía constituye un intercambio de calor que da lugar al aumento de la entropía del sistema (tendencia al desorden de los puntos materiales que componen su cuerpo).


title: Punto de ebullición

text: El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y del tipo de las fuerzas intermoleculares de esta sustancia. Para ello se debe determinar si la sustancia es covalente polar, covalente no polar, y determinar el tipo de enlaces (dipolo permanente —dipolo inducido o puentes de hidrógeno—).


title: Punto de ebullición

text: El punto de ebullición no puede elevarse en forma indefinida. Conforme se aumenta la presión, la densidad de la fase gaseosa aumenta hasta que, finalmente, se vuelve indistinguible de la fase líquida con la que está en equilibrio; esta es la temperatura crítica, por encima de la cual no existe una fase líquida clara. El helio tiene el punto normal de ebullición más bajo (–268,9 °C) de los correspondientes a cualquier sustancia y el wolframio, el más alto (5930 °C).


title: Punto de ebullición

text: En las tablas termodinámicas de productos químicos, no se indica todo el diagrama de fase, solo la temperatura de ebullición en el estado estándar, es decir, con una presión de una atmósfera (1013,25 hPa). Este punto de ebullición se denomina punto de ebullición normal y la Temperatura de ebullición normal. El término "punto de ebullición" se utiliza a menudo para referirse al punto de ebullición normal.


title: Punto de ebullición

text: La siguiente tabla muestra las temperaturas de ebullición en el estado estándar (1 atm) en °C:


title: Punto de ebullición

text: Un "líquido saturado "contiene tanta energía térmica como puede sin hervir (o, a la inversa, un "vapor saturado" contiene la menor energía térmica posible sin condensación).


title: Punto de ebullición

text: La temperatura de saturación significa punto de ebullición. La temperatura de saturación es la temperatura para una presión de saturación correspondiente a la que un líquido hierve en su fase de vapor. Se puede decir que el líquido está saturado de energía térmica. Cualquier adición de energía térmica resulta en una transición de fase.


title: Punto de ebullición

text: Si la presión en un sistema permanece constante (isobárica), un vapor a temperatura de saturación comenzará a condensarse en su fase líquida a medida que se elimina la energía térmica (calor). De manera similar, un líquido a temperatura y presión de saturación hervirá en su fase de vapor a medida que se aplique energía térmica adicional.


title: Punto de ebullición

text: El punto de ebullición corresponde a la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión ambiental circundante. Por lo tanto, el punto de ebullición depende de la presión. Los puntos de ebullición pueden publicarse con respecto al NIST, presión estándar de EE.UU. De 101.325 kPa (o 1 atm), o la presión estándar IUPAC de 100 000 kPa. En elevaciones más altas, donde la presión atmosférica es mucho menor, el punto de ebullición también es menor. El punto de ebullición aumenta con el aumento de la presión hasta el punto crítico, donde las propiedades del gas y del líquido se vuelven idénticas. El punto de ebullición no se puede aumentar más allá del punto crítico. Del mismo modo, el punto de ebullición disminuye con la presión decreciente hasta que se alcanza el punto triple. El punto de ebullición no puede reducirse por debajo del punto triple.


title: Punto de ebullición

text: Si se conoce el calor de vaporización y la presión de vapor de un líquido a una cierta temperatura, el punto de ebullición se puede calcular utilizando la ecuación de Clausius-Clapeyron, por lo tanto: La presión de saturación es la presión para una temperatura de saturación correspondiente a la que un líquido hierve en su fase de vapor. La presión de saturación y la temperatura de saturación tienen una relación directa: a medida que aumenta la presión de saturación, también lo hace la temperatura de saturación.