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Estructura y función del sacro

La cara posterior de la pelvis está formada por un hueso de forma triangular en el que se fusionan múltiples vértebras. Gracias a este hueso llamado sacro los humanos pueden pararse y caminar, ya que su gruesa estructura ayuda a soportar y transmitir el peso del cuerpo.

ESTRUCTURA

Base. Es la parte superior del sacro, donde se conecta con la vértebra lumbar más grande y más baja, la L5.
Promontorio sacro. Es la cresta que atraviesa la parte frontal o anterior de la vértebra S1.
Agujeros sacro anteriores (foramen). Están ubicados a ambos lados del sacro y son el resultado de vértebras individuales fusionadas. Aunque por lo general hay cuatro agujeros, puede haber de tres a cinco. Estos orificios sirven como canal para los nervios y vasos sanguíneos sacros.
Líneas transversales. Son cada una de las pequeñas crestas que se forman entre cada una de las vértebras fusionadas.
Ápice. Es la parte inferior del sacro, lugar en el que se conecta con el coxis.
Apófisis auriculares. Están ubicadas en los laterales del sacro y se articulan con los huesos de la cadera.

FUNCIONES

Es un punto de anclaje entre la columna vertebral y la pelvis; de este modo, proporciona estabilidad al núcleo del cuerpo.
Es la superficie de descanso de la columna vertebral cuando nos sentamos.
Favorece el parto y da flexibilidad a la cintura pélvica.

¿Sabías qué?

El humano necesita tener un sacro de mayor tamaño que otros mamíferos porque camina erguido y, por lo tanto, requiere mayor estabilidad para mantener el equilibrio y la movilidad al estar de pie o sentado.

Dimorfismo sexual

El sacro de las mujeres no es igual al de los hombres. En las mujeres, el promontorio sacro es menos prominente que en los hombres; así, las mujeres tienen una entrada pélvica de forma ovalada y los hombres la tienen en forma de corazón. Un promontorio más pequeño permite una medición anteroposterior más amplia, lo que significa un espacio más grande que posibilita el parto.

Inserciones musculares

El sacro sirve como punto de origen o unión de varios músculos de las extremidades inferiores y de la espalda, por ejemplo, el piriforme, el ilíaco, el multífido y el erector de la columna.

Conceptos de ácido y base: el producto de solubilidad

La solubilidad de una sustancia en un disolvente depende de la temperatura y de la presión, la influencia de esta última es muy pequeña cuando el soluto es un sólido. Puede expresarse en cualquiera de las diversas maneras (normalidad, molaridad, gramos de soluto por litro de disolvente, etc.) que ya conocemos.

Para el caso de las sales poco solubles resulta además muy útil definir el producto de solubilidad. Para definir este concepto, consideremos la disolución en agua de una sal muy poco soluble, tal como el sulfato de bario, BaSO₄.

En una disolución de esta sal, parte de las moléculas de BaSO₄ estarán disociadas en iones, según la ecuación:

Si se trata de una disolución diluida podremos aplicar a ese equilibrio la fórmula de la constante de ionización. Tendremos:

Pero puesto que el sulfato de bario es muy poco soluble en agua, la ecuación anterior puede aplicarse también a la disolución saturada, ya que el BaSO₄ disuelto se encontrará en equilibrio con el BaSO₄ precipitado. El denominador es en este caso constante y puede escribirse:

K ^. [BaSO₄] = [Ba²⁺]^. [SO₄ ^2-]

Esta expresión se denomina producto de solubilidad. Su símbolo es K_s.

K_s = [Ba²⁺]^. [SO₄ ^2-]

El valor del producto de solubilidad es constante para cada temperatura.

Ejemplos:

1) Las concentraciones de las sustancias que participan en la reacción con H₂ son:

-De H₂ igual a 0,002 molar

-De I₂ igual a 0,002 molar

-De IH igual a 0,014 molar

Hallar el valor de la constante de equilibrio.

Solución:

La fórmula de la constante de equilibrio es:

Por tanto, sustituyendo valores, será:

2) Si en la reacción anterior, a una cierta temperatura, la constante de equilibrio es 0,50 y en 40 litros de disolución hay 2 moles de hidrógeno y 8 de yodhídrico, hallar los moles de yodo que existen.

Solución:

De la fórmula:

conocemos:

K = 0,50

[H₂] = 2 moles de hidrógeno / 40 litros de disolución = 0,05 molar

[IH] = 8 moles de á. yodhídrico / 40 litros de disolución = 0,2 molar

[I₂] = x moles de yodo / 40 litros de disolución = x / 40 molar

En consecuencia:

es decir,

3) En la reacción PCl₅ PCl₃ + Cl₂ 32Kcal/mol

que se desarrolla a presión constante, se tiene que [PCl₅] = 0,2 molar; [PCl₃] = [Cl₂] = 0,01 molar. a) Calcular la constante de equilibrio; b) indicar qué ocurriría si se elevase la temperatura; c) qué sucedería si se redujese la presión; d)y qué si se incrementase la concentración de PCl₅ a 0,5 molar, permaneciendo constantes tanto la presión como la temperatura.

Solución:

b) Por tratarse de una reacción endotérmica, al elevar la temperatura se favorece la formación de PCl₅ y, en consecuencia, la disminución de las concentraciones de PCl₃y de Cl₂ (desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda).

c) Al haber más moles gaseosos en el segundo miembro de la reacción que en el primero, una disminución de la presión hace aumentar las concentraciones de PCl₃ y de Cl₂ en detrimento de la concentración de PCl₅ (desplazamiento del equilibrio hacia la derecha).

d) Si se aumenta la concentración de PCl₅, correlativamente han de incrementarse la de PCl₃ y la de Cl₂ para que la constante de equilibrio no se modifique.

Para averiguar cuánto valen las nuevas concentraciones utilizaremos la fórmula de K:

4) Hallar la concentración de iones hidronio en una disolución de ácido acético, CH₃ COOH, 1M sabiendo que la constante de disociación vale 1,8·10^-5.

Solución:

La reacción de ionización es:

por lo que la constante de ionización será:

Sustituyendo:

Resolviendo esta ecuación de segundo grado, resulta:

x = 0,0043 molar.

5) Hallar la molaridad de una disolución de HCl cuyo pH es 2.

Solución:

pH = log₁₀ 1 / [H₃O^–] = -log₁₀ [H₃O⁺] = 2

Es decir,

log₁₀ [H₃O⁺] = -2.

y, tomando antilogaritmos:

[H₃O⁺] = 10^-2 = 0,01 molar

6) Hallar el producto de solubilidad del BaSO₄ sabiendo que a la temperatura de 50 °C su concentración es 1,4 · 10^-5 molar.

Solución:

De la reacción:

se deduce que el producto de solubilidad vale:

Ks = [Ba²⁺]^.[SO₄ ^2-]

Por tanto,

K_s = (1,4 · 10^-5)·(1,4 · 10^-5) = 1,96·10^-10.

Conceptos de ácido y base: el concepto de Brönsted y Lowry.

Los iones H₃O+ y OH-, cuya presencia caracteriza respectivamente las disoluciones acuosas de ácidos y de bases, se forman en realidad a partir de moléculas de agua que, respectivamente, incorporan o pierden un ion H+ o, lo que es lo mismo, un protón. Con otros disolventes distintos del agua, los ácidos y las bases se comportarían del mismo modo, es decir cediendo o aceptando protones, pero los iones formados serían distintos en cada caso.

A partir de estas y similares consideraciones, en 1923, Brönsted y Lowry propusieron, independientemente uno de otro, las siguientes definiciones de ácido y de base: ácido es toda sustancia que puede ceder protones, y base toda sustancia que puede ganar protones. Es decir, un ácido es propiamente un dador de protones, mientras que una base es un aceptor de protones. Pero, puesto que el proceso de perder o ganar un protón es reversible, el ácido, al perder un protón, se transforma en una base y, a su vez, esta, al ganarlo, se transforma en un ácido. Así, pues, un ácido y su base correspondiente forman un sistema conjugado.

Thomas M. Lowry fue un químico británico. Trabajó en el campo de la química-física y propuso, junto con Brönsted, un concepto innovador de ácido y base.

Ácido Protón + Base

Como un protón no puede tener una existencia libre en disolución, debe incorporarse a otra sustancia que se comporta así como base. Los equilibrios se establecen pues en sistemas conjugados dobles del tipo:

Ácido1 + Base2 Ácido2 + Base1

En los que, cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y, cuanto más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado. Ejemplos:

HCl + NH₃ NH₄ + + Cl-

H2SO₄ + H₂O H₃O+ + HSO₄ –

HSO₄ – + H₂O H₃O+ + SO₄ –

Según la teoría de Brönsted y Lowry, un ácido y una base pueden ser tanto compuestos moleculares como iones, y una misma sustancia molecular o iónica puede actuar en un caso como ácido y en otro como base. Por ejemplo, el agua actúa como base frente al cloruro de hidrógeno y como ácido frente al amoníaco. En disoluciones no acuosas se forman iones distintos de los iones H₃O+ y OH-, pero el proceso es esencialmente el mismo; así, disueltos en amoníaco, NH₃, sustancia que como disolvente tiene un comportamiento muy similar al del agua, los ácidos dan lugar a la formación de iones amonio, NH₄ +, y las bases a la formación de iones amida, NH₂ -.

Johannes Brönsted

Fue un químico y físico danés. Investigó en termodinámica. Su contribución más importante fue su nuevo concepto de ácido y base.

Conceptos de ácido y base: el concepto de Lewis

La principal dificultad de las definiciones de ácido y base de Brönsted y Lowry es que solo pueden aplicarse a reacciones que implican la transferencia de un protón, por lo que para que una sustancia pueda actuar como un ácido en el sentido de la definición de Brönsted-Lowry debe contener en su molécula un átomo de hidrógeno ionizable.

Sin embargo, hay muchas reacciones en las que una sustancia que de acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry no sería un ácido se comporta realmente como tal en el sentido más clásico del término (el de formador de sales). Así, por ejemplo, en ausencia de disolvente y, por lo tanto, sin que exista transferencia de protones, el dióxido de carbono, CO₂, reacciona con un óxido básico como el óxido de calcio, CaO, para formar una sal:

CaO + CO₂ CaCO₃

El problema estriba esencialmente en el injustificado papel especial que la teoría de Brönsted-Lowry otorga al protón. Para superar esta dificultad, Lewis propuso en 1923 un innovador concepto de ácido y base. El nuevo punto de vista no tuvo apenas eco en el mundo científico hasta que el propio Lewis volvió a presentar sus ideas más ampliamente desarrolladas en 1938. De acuerdo con esta teoría, un ácido es toda sustancia (molecular o iónica) que puede aceptar un par de electrones, y una base toda sustancia que puede ceder un par de electrones. En otras palabras, un ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y una base debe poseer un par de electrones solitarios. Entonces, la unión de un ácido y una base corresponde a la formación de un enlace covalente dativo o coordinado.

El concepto de base propuesto por Lewis coincide esencialmente con el de Brönsted-Lowry, ya que para que una sustancia pueda aceptar un protón (es decir, comportarse como base en el sentido de Brönsted-Lowry) debe poseer un par de electrones no compartidos. Por ejemplo, la molécula de agua, H₂O, y el ion cloruro, Cl^–, que pueden aceptar un protón, tienen las siguientes estructuras electrónicas:

o sea, que poseen un par de electrones no compartidos que pueden emplear para aceptar un protón, formando, respectivamente, el ion H₃O⁺ y la molécula HCl:

Evidentemente, tanto el agua como el ion cloruro pueden comportarse como bases de Lewis cediendo un par de electrones no compartidos a un ácido. Vemos, pues, que, respecto al concepto de base de la teoría de Brönsted-Lowry, el concepto propuesto por Lewis no amplía de forma significativa el número de compuestos que pueden ser considerados como bases.

Sin embargo, el caso es radicalmente distinto para el concepto de ácido. Para empezar, hay sustancias que son ácidos de acuerdo con la definición de Brönsted-Lowry y que no lo son en el sentido de Lewis. Por ejemplo, para Lewis el HCl no es realmente un ácido sino la combinación de un ácido (H⁺) y una base (Cl^–); ya vimos que el ion Cl^– es una base tanto según la definición de Brönsted-Lowry como de Lewis y ahora justificaremos que el ion H⁺ es un ácido en el sentido de Lewis mediante la reacción:

H⁺ + H₂O H₃O⁺

En la que el H⁺ acepta un par de electrones de la molécula de agua para formar un ion H₃O⁺, y se comporta por lo tanto, como un ácido. También deben ser considerados como ácidos en el sentido de Lewis los cationes metálicos, que aceptan pares de electrones al hidratarse o solvatarse. Y, volviendo a la reacción que escribimos más arriba entre el dióxido de carbono y el óxido de calcio:

CaO + CO₂ CaCO₃

También aquí debemos considerar que el CO₂ es un ácido en el sentido de Lewis, ya que en esta reacción el átomo de carbono del CO₂ acepta en covalencia dativa un par de electrones cedidos por el átomo de oxígeno del CaO:

El modelo de Lewis se utiliza en química orgánica para explicar el comportamiento catalítico de algunos compuestos que son ácidos de Lewis, pero, en general, cuando se estudian reacciones que tienen lugar en disolución acuosa o simplemente que implican una transferencia de protones, la generalización propuesta por Lewis resulta innecesaria y los químicos razonan en estos casos a partir de los conceptos de Arrhenius o de Brönsted-Lowry.

Gilbert N. Lewis (1875-1946)

Físico y químico estadounidense. Fue profesor en la Universidad de California, en la que introdujo la termodinámica como asignatura a principios de siglo. Publicó un libro de texto en 1923 que llegó a ser un libro clásico sobre termodinámica que incluía todos los avances del momento. Estudió el enlace covalente y, en 1926, propuso el nombre de fotón para el cuanto de energía electromagnética.

Conceptos de ácido y base: el concepto de Arrhenius

Arrhenius propuso definiciones precisas de ácido, base y sal basadas en su teoría de la disociación electrolítica.

Para Arrhenius, un ácido es cualquier sustancia que en disolución acuosa da iones H+ (o, para ser más precisos y puesto que estos iones se hidrolizan, iones H3O+), es decir que contiene hidrógeno reemplazable por un metal o por un radical positivo para formar sales; una base es cualquier sustancia que en disolución da iones hidroxilo OH- , es decir que contiene uno más grupos hidroxilo reemplazables por radicales ácidos negativos para formar sales; y una sal es un compuesto que se ioniza dando aniones distintos al ion OH- y cationes distintos al ion H3O+. Una sal ácida (NaHSO4, KHCO3, etc.) es la que, además de dar cationes de uno o más metales (sales dobles), da iones H3O+; análogamente, una sal básica (ClSbO, Cl(OH)Ca, etc.) es aquella que, además de los aniones que corresponden a su radical ácido, da aniones OH-. Por oposición a las sales ácidas y a las básicas, las sales normales se denominan sales neutras.

Svante August Arrhenius fue un científico sueco ganador del Premio Nobel de Química en 1903.

Concepto de Arrehnius

Arrhenius propuso definiciones precisas de ácido, base y sal basadas en su teoría de la disociación electrolítica.

Arrehnius se encargó de darle difiniciones a los ácidos, las bases y las sales.

Una sal ácida (NaHSO4, KHCO3, etc.) es la que, además de dar cationes de uno o más metales (sales dobles), da iones H3O+; análogamente, una sal básica (ClSbO, Cl(OH)Ca, etc.) es aquella que, además de los aniones que corresponden a su radical ácido, da aniones OH-. Por oposición a las sales ácidas y a las básicas, las sales normales se denominan sales neutras.

Steve August Arrehnius (1859-1927) fue un reconocido científico sueco.

Concepto de Bronsted y Lowry

Los iones H3O+ y OH-, cuya presencia caracteriza respectivamente las disoluciones acuosas de ácidos y de bases, se forman en realidad a partir de moléculas de agua que, respectivamente, incorporan o pierden un ion H+ o, lo que es lo mismo, un protón. Con otros disolventes distintos del agua, los ácidos y las bases se comportarían del mismo modo, es decir cediendo o aceptando protones, pero los iones formados serían distintos en cada caso.

Razonando a partir de estas y similares consideraciones, en 1923, Brönsted y Lowry propusieron, independientemente uno de otro, las siguientes definiciones de ácido y de base: Ácido es toda sustancia que puede ceder protones, y base toda sustancia que puede ganar protones. Es decir, un ácido es propiamente un dador de protones, mientras que una base es un aceptor de protones. Pero, puesto que el proceso de perder o ganar un protón es reversible, el ácido, al perder un protón, se transforma en una base y, a su vez, ésta, al ganarlo, se transforma en un ácido. Así, pues, un ácido y su base correspondiente forman un sistema conjugado.

Ácido Protón + Base

Ácido1 + Base2 Ácido2 + Base1

En los que, cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y, cuanto más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado. Ejemplos:

HCl + NH3 NH4 + + Cl-

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 –

HSO4 – + H2O H3O+ + SO4 –

Es importante saber que se considera un ácido a toda sustancia que puede ceder protones, y base a toda sustancia que puede ganar protones.

Según la teoría de Brönsted y Lowry, un ácido y una base pueden ser tanto compuestos moleculares como iones, y una misma sustancia molecular o iónica puede actuar en un caso como ácido y en otro como base. Por ejemplo, el agua actúa como base frente al cloruro de hidrógeno y como ácido frente al amoníaco. En disoluciones no acuosas se forman iones distintos de los iones H3O+ y OH-, pero el proceso es esencialmente el mismo; así, disueltos en amoníaco, NH3, sustancia que como disolvente tiene un comportamiento muy similar al del agua, los ácidos dan lugar a la formación de iones amonio, NH4 +, y las bases a la formación de iones amida, NH2.

Concepto de Lewis

La principal dificultad de las definiciones de ácido y base de Brönsted y Lowry es que sólo pueden aplicarse a reacciones que implican la transferencia de un protón, por lo que para que una sustancia pueda actuar como un ácido en el sentido de la definición de Brönsted-Lowry debe contener en su molécula un átomo de hidrógeno ionizable.

Sin embargo, hay muchas reacciones en las que una sustancia que de acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry no sería un ácido se comporta realmente como tal en el sentido más clásico del término (el de formador de sales). Así, por ejemplo, en ausencia de disolvente y, por lo tanto, sin que exista transferencia de protones, el dióxido de carbono, CO2, reacciona con un óxido básico como el óxido de calcio, CaO, para formar una sal:

CaO + CO₂ CaCO₃

El problema estriba esencialmente en el injustificado papel especial que la teoría de Brönsted-Lowry otorga al protón. Para superar esta dificultad, Lewis propuso en 1923 un innovador concepto de ácido y base. El nuevo punto de vista no tuvo apenas eco en el mundo científico hasta que el propio Lewis volvió a presentar sus ideas más ampliamente desarrolladas en 1938. De acuerdo con esta teoría, un ácido es toda sustancia (molecular o iónica) que puede aceptar un par de electrones, y una base toda sustancia que puede ceder un par de electrones. En otras palabras, un ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y una base debe poseer un par de electrones solitarios. Entonces, la unión de un ácido y una base corresponde a la formación de un enlace covalente dativo o coordinado.

El concepto de Lewis propuso corregir los errores de la teoría de Bronsted y Lowry.

El concepto de base propuesto por Lewis coincide esencialmente con el de Brönsted-Lowry, ya que para que una sustancia pueda aceptar un protón (es decir, comportarse como base en el sentido de Brönsted-Lowry) debe poseer un par de electrones no compartidos. Por ejemplo, la molécula de agua, H2O, y el ion cloruro, Cl-, que pueden aceptar un protón, tienen las siguientes estructuras electrónicas:

O sea, que poseen un par de electrones no compartidos que pueden emplear para aceptar un protón, formando, respectivamente, el ion H3O+ y la molécula HCl:

Sin embargo, el caso es radicalmente distinto para el concepto de ácido. Para empezar, hay sustancias que son ácidos de acuerdo con la definición de Brönsted-Lowry y que no lo son en el sentido de Lewis. Por ejemplo, para Lewis el HCl no es realmente un ácido sino la combinación de un ácido (H+) y una base (Cl-); ya vimos que el ion Cl- es una base tanto según la definición de Brönsted-Lowry como de Lewis y ahora justificaremos que el ion H+ es un ácido en el sentido de Lewis mediante la reacción:

H⁺ + H₂O H₃O⁺

En la que el H+ acepta un par de electrones de la molécula de agua para formar un ion H3O+, comportándose, por lo tanto, como un ácido. También deben ser considerados como ácidos en el sentido de Lewis los cationes metálicos, que aceptan pares de electrones al hidratarse o solvatarse. Y, volviendo a la reacción que escribimos más arriba entre el dióxido de carbono y el óxido de calcio:

CaO + CO₂ CaCO₃

También aquí debemos considerar que el CO2 es un ácido en el sentido de Lewis, ya que en esta reacción el átomo de carbono del CO2 acepta en covalencia dativa un par de electrones cedidos por el átomo de oxígeno del CaO:

Gilbert Newton Lewis (1875-1946) fue un reconocido fisicoquímico estadounidense.

Propiedades y nomenclatura de aminas

Las aminas son compuestos orgánicos nitrogenados conocidos por su importancia a nivel biológico y medicinal. Ejemplo de ello es la serotonina, un neurotransmisor involucrado en diversos procesos de tipo afectivo a nivel del sistema nervioso central.

Las aminas son compuestos orgánicos derivados del amoniaco, conformados por uno o más grupos alquilo o arilo enlazados al átomo de hidrógeno mediante un enlace simple.

En función del número de grupos alquilo o arilo unido al nitrógeno las aminas se clasifican en:

Amina primaria: están constituidas por un grupo amino unido a un sustituyente alquilo o arilo (R- NH₂).

Amina secundaria: están formadas por dos grupos alquilo o arilo (R-NH-R´) unidos al átomo de hidrógeno.

Amina terciaria: tienen tres grupos alquilo o arilo unidos al nitrógeno (NR₃).

IMPORTANCIA BIOLÓGICA DE LAS AMINAS

En el cuerpo humano hay diferentes aminas que cumplen funciones vitales en el organismo, entre las cuales se encuentran:

Histamina: es la sustancia responsable de las reacciones típicas de la alergia como la dilatación de los vasos sanguíneos, también es un importante neurotransmisor.

Niacina: es una vitamina que ayuda al buen funcionamiento de órganos como la piel, además interviene en procesos del sistema digestivo y nervioso.

Dopamina: es un neurotransmisor del sistema nervioso central y periférico.

PROPIEDADES DE LAS AMINAS

Las propiedades de las aminas están asociadas a su estructura química y la forma en que ésta determina las interacciones moleculares. En general, las aminas son polares y presentan interacciones del tipo dipolo-dipolo, además, aquellas que contienen enlaces de N-H pueden interactuar mediante enlaces de hidrógeno. Debido a que el nitrógeno es menos electronegativo que el oxígeno presente en los alcoholes (R-OH), los puentes de hidrógeno en las aminas son más débiles y por tanto sus puntos de ebullición suelen ser menores a los de los alcoholes de igual masa molecular.

¿Sabías que incluso las aminas terciarias pueden interaccionar con otras moléculas que formen enlaces de hidrógeno? Esto debido al par de electrones libre del nitrógeno.

En cuanto a la solubilidad, las aminas con menos de siete átomos de carbono son solubles en agua, propiedad que disminuye al aumentar el número de carbonos.

Las aminas se comportan como bases débiles en presencia de un ácido, tal como muestra el siguiente ejemplo:

AMINAS MEDICINALES

En la medicina hay drogas o fármacos que pertenecen al grupo de las aminas, como son los antihistamínicos recetados en los casos de alergias y gripes, también la morfina administrada en dosis pequeñas a pacientes que sufren dolor crónico y agudo.

Sin embargo, algunas aminas como la cocaína, la nicotina y la metanfetamina generan adicción y demás efectos negativos sobre el sistema nervioso central y la salud en general.

¿Sabías que el nombre de vitaminas se debe a que inicialmente se creía dichas biomoléculas eran todas aminas?

NOMENCLATURA DE AMINAS

Las aminas se nombran como alcanoaminas o alquilaminas, es decir, se nombran utilizando el nombre del alcano o sustituyente alquilo, respectivamente. En ambos casos se utiliza la terminación –amina.

En aquellos casos donde hay más de un sustituyente se deben nombrar en orden alfabético, así mismo, si alguno de estos se repite varias veces se utilizan los prefijos de cantidad: di, tri y tetra, entre otros.

También es posible nombrar los sustituyentes empleando la letra N como localizador, siempre que los sustituyentes estén unidos al átomo de nitrógeno.

En compuestos donde la prioridad corresponde a otra función química, las aminas se nombran empleando el término amino- precedido por el localizador.

SALES CUATERNARIAS

Las sales cuaternarias se forman cuando una amina reacciona con un ácido. Se utilizan como producto de limpieza y en medicamentos, ya que son más estables y resistentes que las aminas de las cuales provienen.

¡Aplica lo aprendido!

Indica el nombre del siguiente compuesto.

Enumera la cadena carbonada más larga.

Identificar los sustituyentes.

Nombrar el compuesto.

Microscopio

Durante el primer siglo después de Cristo, el vidrio fue inventado y los romanos miraban a través del cristal para probar y experimentar. Más adelante, descubrieron que si se tenía una de estas lentes sobre un objeto, el objeto parecería más grande.

¿Qué es el microscopio?

Un microscopio es un instrumento utilizado para ampliar un objeto y verlo en detalle. Existen muchos tipos de microscopios que cuentan con diferentes niveles de ampliación y que producen diferentes tipos de imágenes. Algunos de los microscopios más avanzados permiten incluso ver átomos.

Un microscopio se utiliza comúnmente en un laboratorio microbiológico y se emplea para el estudio de organismos.

Invención del microscopio

Como muchas invenciones en las que existen disputas sobre quienes fueron los inventores originales, el microscopio no es una excepción.

Data del primer siglo, los romanos investigaron el uso del vidrio y cómo la visión de objetos a través de él hacía que los objetos parecieran más grandes.

¿Sabías qué...?

A Robert Koch, un médico alemán y microbiólogo, se le atribuye el descubrimiento de los bacilos del cólera y la tuberculosis.

Las primeras formas simples de la ampliación eran lupas, por lo general alrededor de 6x a 10x y se utilizaron para inspeccionar diminutos insectos, como las pulgas.

Los primeros microscopios se utilizaron para estudiar los insectos y fueron apodados “vidrios de pulgas”.

Zacharias Jansen y el primer microscopio compuesto

En la década de 1590, dos fabricantes holandeses Zacharias Jansen y su padre Hans comenzaron a experimentar con estas lentes. Colocaron varias de ellas en un tubo y descubrieron que el objeto cerca del extremo del tubo se veía mucho más grande que en cualquier lupa simple.

Sus primeros microscopios eran más una novedad que una herramienta científica, ya que la máxima ampliación era solo alrededor de 9x y las imágenes eran algo borrosas.

Los primeros microscopios tenían solamente una lente y fueron referidos como microscopios simples.

Se cree que el padre de Zacharias Jansen le ayudó a construir el primer microscopio en 1595. Zacharias le escribió a William Boreel sobre la invención, y en la década de 1650, Boreel relató el diseño del microscopio.

Anton van Leeuwenhoek

Fue uno de los pioneros de la microscopía. A finales del siglo 17 se convirtió en el primer hombre en fabricar y utilizar un microscopio real.

Van Leeuwenhoek logró un mayor éxito que sus contemporáneos puesto que desarrolló maneras de hacer lentes superiores. Creó un nuevo tubo de lente que tenía un poder de ampliación de 270x.

Van Leeuwenhoek fue el primero en ver y describir las bacterias, la levadura y la circulación de los glóbulos sanguíneos en los capilares.

El trabajo de Van Leewenhoek fue verificado y desarrollado por el científico inglés Robert Hooke, que publicó el primer trabajo de estudios microscópicos llamado Micrographia en 1665. Los estudios detallados de Hooke fomentaron el estudio en el campo de la microbiología y la ciencia biológica avanzada.

Tipos de microscopios

El tipo más común de microscopio es un microscopio óptico que utiliza lentes para formar imágenes de la luz visible.

Otros microscopios

Un microscopio electrónico utiliza electrones en lugar de luz para crear la imagen ampliada. El primer microscopio electrónico fue el microscopio electrónico de transmisión, inventado en 1931 por Ernst Ruska y el microscopio electrónico de barrido en 1935 por Max Knoll.

Un microscopio óptico con una sola lente se conoce como microscopio simple y uno con dos lentes se conoce como microscopio compuesto.

Partes del microscopio

Sistema mecánico: funcionan como soporte de las lentes y otros elementos.
Brazo: soporta el tubo y lo conecta a la base.

El brazo es la parte por donde se debe sujetar el microscopio para transportarlo.

Base o pie: parte inferior del microscopio, se utiliza para el apoyo y le proporciona estabilidad.
Platina: plataforma plana donde se coloca el portaobjetos con la muestra a observar.
Pinzas de sujeción: sirve para sujetar la preparación.
Tornillo macrométrico: se emplea para el movimiento rápido hacia arriba o hacia abajo del tubo o la platina, y además con él se puede localizar la imagen a observar.
Tornillo micrométrico: permite colocar en la posición adecuada, cualquiera de los objetivos que se encuentran en él.
Tubo: conecta el ocular a las lentes objetivas.
Sistema de iluminación: elementos que transmiten, reflejan y regulan tanto la intensidad como la cantidad de luz que va a incidir sobre la muestra.
Fuente de iluminación: luz fija utilizada en lugar de un espejo. Si el microscopio tiene un espejo, se utiliza para reflejar la luz de una fuente externa a través de la parte inferior de la platina.

Condensador: el propósito de la lente del condensador es enfocar la luz sobre la muestra; las lentes condensadoras son más útiles en las potencias más altas, 400x y más.
Diafragma: se utiliza para variar la intensidad y el tamaño del cono de luz que se proyecta hacia arriba en la diapositiva.
Sistema óptico: conjunto de lentes responsables del aumento y resolución.
Objetivo: tiene como función colectar la luz proveniente de la muestra y proyectar una imagen nítida, real, invertida y aumentada hacia el cuerpo del microscopio.
Ocular: sirve para observar la imagen real e invertida que produce el objetivo por medio de dos funciones, una es la de aumentar la imagen y transformarla en una imagen virtual derecha con respecto a la imagen del objetivo que posteriormente el ojo endereza, y otra es aclarar el campo óptico o plano circular en el que aparece el objeto.