ELEMENTOS QUÍMICOS ESENCIALES PARA EL CUERPO HUMANO Y EL PAR BIOMAGNÉTICO

 

ELEMENTOS QUÍMICOS ESENCIALES PARA EL CUERPO HUMANO
Y EL PAR BIOMAGNÉTICO
José Rubén Martínez Guerra
Introducción
El ser humano es una compleja maravilla, con espíritu, inteligencia y un cuerpo que esta formado de varios
sistemas, un genoma, ADN (que nos permite ser identificados con absoluta precisión), alrededor de un 75%
de agua, varios tipos de tejidos formados por una serie de hidrocarburos complejos y elementos químicos,
todo esto es indispensable para la vida y el desarrollo normal del individuo. Si tomásemos el cuerpo de una
persona de 70 Kg. y le practicásemos análisis químicos cualitativos y cuantitativos, nos en contrariamos que
esta formado de la siguiente manera:
Elementos esenciales para el cuerpo humano
Elemento
Oxigeno
Carbón
Hidrógeno
Nitrógeno
Calcio
Fósforo
Azufre
Potasio
Sodio
Cloro
Magnesio
Silicio
Hierro
Fluor
Zinc
Cobre
Manganeso
Estaño
Yodo
Selenio
Níquel
Molibdeno
Vanadio
Cromo
Cobalto
% del Cuerpo
61
23
10
2.6
1.4
1.1
0.2
0.2
0.14
0.12
0.027 (270 ppm)
0.026 (260 ppm)
60 ppm
37 ppm
33 ppm
1 ppm
0.2 ppm
0.2 ppm
0.2 ppm
0.2 ppm
0.2 ppm
0.1 ppm
0.1 ppm
0.03 ppm
0.02 ppm
Todo el organismo
Tejidos, huesos, proteínas
Todo el organismo
Líquidos, tejidos, proteínas
Huesos, órganos, glándulas, tejidos, baja el colesterol
Huesos, metabolismo, ADN
Formación proteínas
Balance iónico, crecimiento
Líquidos y tejidos
Glóbulos blancos
Órganos, glándulas, tejidos
tejidos y piel
Hemoglobina
Huesos, dientes
Crecimiento y tejidos
Huesos, tejidos (Hígado)
Metabolismo glucosa
Glándulas
Funcionamiento tiroides
Enzima antioxidante
Crecimiento y páncreas
Hígado y riñones
Promoción crecimiento
Metabolismo glucosa
Metabolismo y hemoglobina
Presente En:

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La tabla anterior esta basada en condiciones promedio y considera los elementos esenciales para la vida,
aunque pueden existir trazas de otros elementos, pues sabemos bien que los seres vivos somos lo que co-
memos y estas cantidades son afectadas por la composición química del entorno (aire, agua, tierra, etc.) en
que vivimos. Todos estos elementos químicos son esenciales para el correcto funcionamiento del organismo
y la alteración de su contenido tiene efectos importantes en nuestra salud. La base de esta Tésina es el libro
“Nature´s Bulding Blocks” de John Emsley del Departamento de Química de la Universidad de Cambridge,
Reino Unido, el cual es una guía de la A a la Z de los elementos químicos (Este autor tiene otro libro que se
llama “The Elements”, el cual tiene un contenido similar, pero esta orientado a profesionales de la Quími-
ca). Este tema me pareció muy interesante, pues nuestro organismo en su afán de mantener un equilibrio quími-
co, puede echar mano de alguno de ellos y si nuestra alimentación no lo restituye, la falta de alguno de ellos
parcial o total, puede causar trastornos importantes de salud. También incluí el efecto ambiental del elemento
químico en la salud, que no en pocas ocasiones es más importante, por lo cual adjuntamos las siguientes tablas:
Los diez elementos mas abundantes en la corteza de la Tierra
LugarElementoProporción (Ppm)
1Oxigeno466,000
2silicio277,000
3Aluminio82,000
4Hierro41,000
5Calcio41,000
6Sodio23,000
7Potasio21,000
8Magnesio21,000
9Titanio4,400
10Hidrogeno1,400
Los diez elementos disueltos más abundantes en los Océanos
LugarElementoProporción (ppm)
1Cloro19,400
2Sodio10,800
3Magnesio1,300
4Azufre904
5Calcio411
6Potasio392
7Bromo67
8Carbón28
9Estroncio8
10Boro5
Los diez elementos gaseosos más abundantes en la Atmósfera
LugarElementoProporción (ppm)
1Nitrógeno780,900
2Oxigeno209,500
3Argon9,300
4Neon18
5Helio5
6Kriptón1.14
7Hidrogeno0.5
8Zenón0.086
9RadonTrazas
10CloroSólo medible en la estratosfera
Medidos en aire seco, la humedad ambiental varia mucho de lugar a lugar.
Para facilitar su estudio, los elementos están ordenados en función a su número atómico, aunque en el li-
bro se organizaron alfabéticamente.

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Partes por millón (ppm) y partes por billón (ppb) son notaciones que se utilizan para bajas concentracio-
nes. Billón en este caso corresponde a 1,000,000,000.
Hidrógeno
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad (Pauling)
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Hidrógeno
H
1
1
+1
2.2
30
2,08
78
1s1
13,65
1,00794
90 (gas)
-252,7
-259,2
Boyle en 1671
Primer elemento de la tabla periódica. En condiciones normales es un gas incoloro, inodoro e insípido,
compuesto de moléculas diatómicas, H2. El átomo de hidrógeno, símbolo H, consta de un núcleo de unidad
de carga positiva y un solo electrón. Tiene número atómico 1 y peso atómico de 1.00797. Es uno de los
constituyentes principales del agua y de toda la materia orgánica, y está distribuido de manera amplia no
sólo en la Tierra sino en todo el universo. Existen 3 isótopos del hidrógeno: el protio, de masa 1, que se
encuentra en más del 99.98% del elemento natural; el deuterio, de masa 2, que se encuentra en la naturaleza
aproximadamente en un 0.02%, y el tritio, de masa 3, que aparece en pequeñas cantidades en la naturaleza,
pero que puede producirse artificialmente por medio de varias reacciones nucleares.
Usos: El empleo más importante del hidrógeno es en la síntesis del amoniaco. La utilización del hidró-
geno está aumentando con rapidez en las operaciones de refinación del petróleo, como el rompimiento por
hidrógeno (hydrocracking), y en el tratamiento con hidrógeno para eliminar azufre. Se consumen grandes
cantidades de hidrógeno en la hidrogenación catalítica de aceites vegetales líquidos insaturados para obtener
grasas sólidas. La hidrogenación se utiliza en la manufactura de productos químicos orgánicos. Grandes canti-
dades de hidrógeno se emplean como combustible de cohetes, en combinación con oxígeno o flúor, y como un
propulsor de cohetes impulsados por energía nuclear.
Propiedades: El hidrógeno común tiene un peso molecular de 2.01594. El gas tiene una densidad de
0.071 g/l a 0ºC y 1 atm. Su densidad relativa, comparada con la del aire, es de 0.0695. El hidrógeno es la
sustancia más inflamable de todas las que se conocen. El hidrógeno es un poco más soluble en disolventes
orgánicos que en el agua. Muchos metales absorben hidrógeno. La adsorción del hidrógeno en el acero pue-
de volverlo quebradizo, lo que lleva a fallas en el equipo para procesos químicos.
A temperaturas ordinarias el hidrógeno es una sustancia poco reactiva a menos que haya sido activado de al-
guna manera; por ejemplo, por un catalizador adecuado. A temperaturas elevadas es muy reactivo.
Aunque por lo general es diatómico, el hidrógeno molecular se disocia a temperaturas elevadas en áto-
mos libres. El hidrógeno atómico es un agente reductor poderoso, aun a la temperatura ambiente. Reacciona
con los óxidos y los cloruros de muchos metales, entre ellos la plata, el cobre, el plomo, el bismuto y el

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mercurio, para producir los metales libres. Reduce a su estado metálico algunas sales, como los nitratos,
nitritos y cianuros de sodio y potasio. Reacciona con cierto número de elementos, tanto metales como no
metales, para producir hidruros, como el NaH, KH, H2S y PH3. El hidrógeno atómico produce peróxido de
hidrógeno, H2O2, con oxígeno. Con compuestos orgánicos, el hidrógeno atómico reacciona para generar
una mezcla compleja de productos; con etileno, C2H4, por ejemplo, los productos son etano, C2H6, y buta-
no, C4H10. El calor que se libera cuando los átomos de hidrógeno se recombinan para formar las moléculas
de hidrógeno se aprovecha para obtener temperaturas muy elevadas en soldadura de hidrógeno atómico.
El hidrógeno reacciona con oxígeno para formar agua y esta reacción es extraordinariamente lenta a
temperatura ambiente; pero si la acelera un catalizador, como el platino, o una chispa eléctrica, se realiza
con violencia explosiva. Con nitrógeno, el hidrógeno experimenta una importante reacción para dar amo-
niaco. El hidrógeno reacciona a temperaturas elevadas con cierto número de metales y produce hidruros.
Los óxidos de muchos metales son reducidos por el hidrógeno a temperaturas elevadas para obtener el metal
libre o un óxido más bajo. El hidrógeno reacciona a temperatura ambiente con las sales de los metales me-
nos electropositivos y los reduce a su estado metálico. En presencia de un catalizador adecuado, el hidróge-
no reacciona con compuestos orgánicos no saturados adicionándose al enlace doble.
Compuestos principales: El hidrógeno es constituyente de un número muy grande de compuestos que
contienen uno o más de otros elementos. Esos compuestos incluyen el agua, los ácidos, las bases, la mayor
parte de los compuestos orgánicos y muchos minerales. Los compuestos en los cuales el hidrógeno se com-
bina sólo con otro elemento se denominan generalmente hidruros.
Preparación: Se pueden aplicar muy diversos métodos para preparar hidrógeno gaseoso. La elección del
método depende de factores como la cantidad de hidrógeno deseada, la pureza requerida y la disponibilidad y
costo de la materia prima. Entre los procesos que más se emplean están las reacciones de metales con agua o con
ácidos, la electrólisis del agua, la reacción de vapor con hidrocarburos u otros materiales orgánicos, y la descom-
posición térmica de hidrocarburos. La principal materia prima para la producción de hidrógeno son los hidrocar-
buros, como el gas natural, gas de aceite refinado, gasolina, aceite combustible y petróleo crudo.
Efectos del Hidrógeno sobre la salud
Hidrógeno en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
Es 85% agua, contiene 9.4% de Hidrógeno
Aprox. 5.2%
Aprox. 9.3%
Aprox. 7kg.
Efectos de la exposición al hidrógeno: Fuego: Extremadamente inflamable. Muchas reacciones pueden
causar fuego o explosión. Explosión: La mezcla del gas con el aire es explosiva. Vías de exposición: La
sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación. Inhalación: Altas concentraciones de este gas
pueden causar un ambiente deficiente de oxígeno. Los individuos que respiran esta atmósfera pueden expe-
rimentar síntomas que incluyen dolores de cabeza, pitidos en los oídos, mareos, somnolencia, inconsciencia,
náuseas, vómitos y depresión de todos los sentidos. La piel de una víctima puede presentar una coloración
azul. Bajo algunas circunstancias se puede producir la muerte. No se supone que el hidrógeno cause muta-
génesis, embriotoxicidad, teratogenicidad o toxicidad reproductiva. Las enfermedades respiratorias pre-
existentes pueden ser agravadas por la sobre exposición al hidrógeno. Riesgo de inhalación: Si se producen
pérdidas en su contenedor, se alcanza rápidamente una concentración peligrosa.
Peligros físicos: El gas se mezcla bien con el aire, se forman fácilmente mezclas explosivas. El gas es
más ligero que el aire.

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Peligros químicos: El calentamiento puede provocar combustión violenta o explosión. Reacciona violen-
tamente con el aire, oxígeno, halógenos y oxidantes fuertes provocando riesgo de incendio y explosión. Los
catalizadores metálicos, tales como platino y níquel, aumentan enormemente estas reacciones.
Elevadas concentraciones en el aire provocan una deficiencia de oxígeno con el riesgo de inconsciencia
o muerte. Comprobar el contenido de oxígeno antes de entrar en la habitación. No hay advertencia de olor si
hay concentraciones tóxicas presentes. Medir concentraciones de hidrógeno con un detector de gas adecua-
do (un detector normal de gas inflamable no es adecuado para este propósito).
Efectos ambientales del Hidrógeno
Estabilidad ambiental: El hidrógeno existe naturalmente en la atmósfera. El gas se disipará rápidamente en
áreas bien ventiladas. Efecto sobre plantas o animales: Cualquier efecto en animales será debido a los am-
bientes deficientes de oxígeno. No se anticipa que tenga efectos adversos sobre las plantas, aparte de la
helada producida en presencia de los gases de expansión rápida.
Efecto sobre la vida acuática: Actualmente no se dispone de evidencia sobre el efecto del hidrógeno en
la vida acuática.
Carbono
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Carbono
C
6
2,+4,-4
+4
2,5
0,77
0,15
0,914
1s22s22p2
11.34
12,01115
2,26
4830
3727
Los antiguos
El carbono es único en la química porque forma un número de compuestos mayor que la suma total de
todos los otros elementos combinados.
Con mucho, el grupo más grande de estos compuestos es el constituido por carbono e hidrógeno. Se es-
tima que se conoce un mínimo de 1.000.000 de compuestos orgánicos y este número crece rápidamente
cada año. Aunque la clasificación no es rigurosa, el carbono forma otra serie de compuestos considerados
como inorgánicos, en un número mucho menor al de los orgánicos.
El carbono elemental existe en dos formas alotrópicas cristalinas bien definidas: diamante y grafito.
Otras formas con poca cristalinidad son carbón vegetal, coque y negro de humo. El carbono químicamente
puro se prepara por descomposición térmica del azúcar (sacarosa) en ausencia de aire. Las propiedades

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físicas y químicas del carbono dependen de la estructura cristalina del elemento. La densidad fluctúa entre
2.25 g/cm³ (1.30 onzas/in³) para el grafito y 3.51 g/cm³ (2.03 onzas/in³) para el diamante. El punto de fusión
del grafito es de 3500ºC (6332ºF) y el de ebullición extrapolada es de 4830ºC (8726ºF). El carbono elemen-
tal es una sustancia inerte, insoluble en agua, ácidos y bases diluidas, así como disolventes orgánicos. A
temperaturas elevadas se combina con el oxígeno para formar monóxido o dióxido de carbono. Con agentes
oxidantes, como ácido nítrico y nitrato de potasio, se obtiene ácido melítico C6(CO2H)6. De los halógenos
sólo el flúor reacciona con el carbono elemental. Un gran número de metales se combinan con el elemento a
temperaturas elevadas para formar carburos.
Con el oxígeno forma tres compuestos gaseosos: monóxido de carbono, CO, dióxido de carbono, CO2, y
subóxido de carbono, C3O2. Los dos primeros son los más importantes desde el punto de vista industrial. El
carbono forma compuestos de fórmula general CX4 con los halógenos, donde X es flúor, cloro, bromo o
yodo. A temperatura ambiente el tetrafluoruro de carbono es gas, el tetracloruro es un líquido y los otros dos
compuestos son sólidos. También se conocen tetrahalogenuros de carbono mixtos. Quizá el más importante
de ellos es el diclorodifluorometano, CCl2F2 llamado freón.
El carbono y sus compuestos se encuentran distribuidos ampliamente en la naturaleza. Se estima que el
carbono constituye 0.032% de la corteza terrestre. El carbono libre se encuentra en grandes depósitos como
hulla, forma amorfa del elemento con otros compuestos complejos de carbono-hidrógeno-nitrógeno. El
carbono cristalino puro se halla como grafito y diamante.
Grandes cantidades de carbono se encuentran en forma de compuestos. El carbono está presente en la
atmósfera en un 0.03% por volumen como dióxido de carbono. Varios minerales, como caliza, dolomita,
yeso y mármol, tienen carbonatos. Todas las plantas y animales vivos están formados de compuestos orgá-
nicos complejos en donde el carbono está combinado con hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros elementos.
Los vestigios de plantas y animales vivos forman depósitos: de petróleo, asfalto y betún. Los depósitos de
gas natural contienen compuestos formados por carbono e hidrógeno.
El elemento libre tiene muchos usos, que incluyen desde las aplicaciones ornamentales del diamante en
joyería hasta el pigmento de negro de humo en llantas de automóvil y tintas de imprenta. Otra forma del
carbono, el grafito, se utiliza para crisoles de alta temperatura, electrodos de celda seca y de arco de luz,
como puntillas de lápiz y como lubricante. El carbón vegetal, una forma amorfa del carbono, se utiliza como
absorbente de gases y agente decolorante.
Los compuestos de carbono tienen muchos usos. El dióxido de carbono se utiliza en la carbonatación de
bebidas, en extintores de fuego y, en estado sólido, como enfriador (hielo seco). El monóxido de carbono se
utiliza como agente reductor en muchos procesos metalúrgicos. El tetracloruro de carbono y el disulfuro de
carbono son disolventes industriales importantes. El freón se utiliza en aparatos de refrigeración. El carburo
de calcio se emplea para preparar acetileno; es útil para soldar y cortar metales, así como para preparar otros
compuestos orgánicos. Otros carburos metálicos tienen usos importantes como refractarios y como cortado-
res de metal.
Efectos del Carbono sobre la salud
Carbón en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
Varia minuto a minuto
Aprox. 0.8%
Aprox. 67% en base seca
Aprox. 16kg.
El carbono elemental es de una toxicidad muy baja. Los datos presentados aquí de peligros para la salud están
basados en la exposición al negro de carbono, no carbono elemental. La inhalación continuada de negro de car-
bón puede resultar en daños temporales o permanentes a los pulmones y el corazón.

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Se ha encontrado neumoconiosis en trabajadores relacionados con la producción de negro de carbón.
También se ha dado parte de afecciones cutáneas tales como inflamación de los folículos pilosos, y lesiones
de la mucosa bucal debidos a la exposición cutánea.
Carcinogenicidad: El negro de carbón ha sido incluido en la lista de la Agencia Internacional de Investi-
gación del Cáncer (AIIC) dentro del grupo 3 (agente no clasificable con respecto a su carcinogenicidad en
humanos).
El carbono-14 es uno de los radio nucleidos involucrados en las pruebas nucleares atmosféricas, que
comenzó en 1945, con una prueba americana, y terminó en 1980 con una prueba china. Se encuentra entre
los radio nucleidos de larga vida que han producido y continuarán produciendo aumento del riesgo de cán-
cer durante décadas y los siglos venideros. También puede atravesar la placenta, ligarse orgánicamente con
células en desarrollo y de esta forma poner a los fetos en peligro.
Efectos ambientales del Carbono
No se tiene constancia de que el carbono tenga efectos negativos sobre el medio ambiente.
Nitrógeno
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Nitrógeno
N
7
1,2,+3,-3,4,5
-3
3,0
0,75
1,71
0,92
1s22s22p3
14,66
14,0067
0,81
-195,79 ºC
-218,8
Rutherford en 1772
Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un gas en condiciones nor-
males. El nitrógeno molecular es el principal constituyente de la atmósfera (78% por volumen de aire seco).
Esta concentración es resultado del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteria-
na, eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la descomposición de materias
orgánicas por bacterias o por combustión. En estado combinado, el nitrógeno se presenta en diversas for-
mas. Es constituyente de todas las proteínas (vegetales y animales), así como también de muchos materiales
orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio.
Gran parte del interés industrial en el nitrógeno se debe a la importancia de los compuestos nitrogenados
en la agricultura y en la industria química; de ahí la importancia de los procesos para convertirlo en otros
compuestos. El nitrógeno también se usa para llenar los bulbos de las lámparas incandescentes y cuando se
requiere una atmósfera relativamente inerte.
El nitrógeno, consta de dos isótopos, 14N y 15N, en abundancia relativa de 99.635 a 0.365. Además se
conocen los isótopos radiactivos 12N, 13N, 16N y 17N, producidos por una variedad de reacciones nucleares. A
presión y temperatura normales, el nitrógeno molecular es un gas con una densidad de 1.25046 g por litro.

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El nitrógeno elemental tiene una reactividad baja hacia la mayor parte de las sustancias comunes, a tem-
peraturas ordinarias. A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio,
magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O2, para formar NO, y en presencia de un
catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión bastante altas, para formar amoniaco. El nitrógeno,
carbono e hidrógeno se combinan arriba de los 1800ºC (3270ºF) para formar cianuro de hidrógeno.
Cuando el nitrógeno molecular se somete a la acción de un electrodo de descarga condensada o a una
descarga de alta frecuencia se activa en forma parcial a un intermediario inestable y regresa al estado basal
con emisión de un resplandor amarillo oro.
Los elementos de la familia del nitrógeno exhiben tres estados de oxidación principales, -3, +3 y +5 en
sus compuestos, aunque también se presentan otros estados de oxidación. Todos los elementos de la familia
del nitrógeno forman hidruros, así como óxidos +3, óxidos +5, haluros +3 (MX3) y, excepto para el nitróge-
no y el bismuto, halogenuros +5 (MX5). E1 nitrógeno es el elemento más electronegativo de la familia. Así,
además de los estados de oxidación típicos de la familia (-3,+3 y +5), el nitrógeno forma compuestos con
otros estados de oxidación.
Los compuestos que contienen una molécula de nitrógeno enlazada a un metal se llaman complejos de
nitrógeno o complejos di nitrógeno. Los metales que pertenecen al grupo VIII de la familia de los metales
de transición son extraordinarios en su capacidad para formar compuestos de coordinación; para cada metal
de este grupo se han identificado varios complejos nitrogenados. Los complejos nitrogenados de estos meta-
les se presentan en estados de oxidación bajos, como Co (I) o Ni(O), los otros ligandos presentes en estos
complejos, además de N2, son del tipo que se sabe que estabilizan estados de oxidación bajos: las fosfinas
parecen ser particularmente útiles a este respecto.
Efectos del Nitrógeno sobre la salud
Nitrógeno en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
34,000 ppm (3.4%)
43,000 ppm (4.3%)
72,000 ppm (7.2%)
Aprox. 1.8 kg.
Las moléculas de Nitrógeno se encuentran principalmente en el aire. En agua y suelos el Nitrógeno pue-
de ser encontrado en forma de nitratos y nitritos. Todas estas substancias son parte del ciclo del Nitrógeno,
aunque hay una conexión entre todos.
Los humanos han cambiado radicalmente las proporciones naturales de nitratos y nitritos, mayormente
debido a la aplicación de estiércoles que contienen nitrato. El Nitrógeno es emitido extensamente por las
industrias, incrementando los suministros de nitratos y nitritos en el suelo y agua como consecuencia de
reacciones que tienen lugar en el ciclo del Nitrógeno.
Las concentraciones de Nitrógeno en agua potable aumentarán grandemente debido a esto.
Nitratos y nitritos son conocidos por causar varios efectos sobre la salud. Estos son los efectos más co-
munes:
Reacciones con la hemoglobina en la sangre, causando una disminución en la capacidad de transpor-
te de oxígeno por la sangre. (nitrito)
Disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea. (nitrato)
Bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato)
Producción de nitrosaminas, las cuales son conocidas como una de la más común causa de cáncer.
(nitratos y nitritos)
Pero desde un punto de vista metabólico, el óxido de nitrógeno (NO) es mucho más importante que el ni-
trógeno. En 1987, Salvador Moncada descubrió que éste era un mensajero vital del cuerpo para la relajación

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de los músculos, y hoy sabemos que está involucrado en el sistema cardiovascular, el sistema inmunitario,
el sistema nervioso central y el sistema nervioso periférico. La enzima que produce el óxido nítrico, la óxi-
do-nítrico sintasa, es abundante en el cerebro.
Aunque el óxido nítrico tiene una vida relativamente corta, se puede difundir a través de las membranas
para llevar a cabo sus funciones. En 1991, un equipo encabezado por K. –E.Anderson del hospital universi-
tario de Lund, Suecia, demostró que el óxido nítrico activa la erección por medio de la relajación del múscu-
lo que controla el flujo de sangre en el pene. La droga Viagra trabaja liberando óxido nítrico para producir
el mismo efecto.
Efectos ambientales del Nitrógeno
Los humanos han cambiado radicalmente los suministros de nitratos y nitritos. La mayor causa de la adición
de nitratos y nitritos es el uso intensivo de fertilizantes. Los procesos de combustión pueden también realzar
los suministros de nitrato y nitrito, debido a la emisión de óxidos de nitrógeno que puede ser convertido en
nitratos y nitritos en el ambiente.
Los nitratos y nitritos también consisten durante la producción química y son usados como agentes con-
servantes en las comidas. Esto causa las concentraciones de nitrógeno en el agua subterránea y aguas super-
ficiales y en la comida crece en gran medida.
La adición de Nitrógeno enlazado en el ambiente tiene varios efectos. Primeramente, puede cambiar la
composición de especies debido a la susceptibilidad de ciertos organismos a las consecuencias de los com-
puestos de nitrógeno. Segundo, la mayoría del nitrito puede tener varios efectos sobre la salud de los huma-
nos así como en animales. La comida que es rica en compuestos de Nitrógeno puede causar una pérdida en
el transporte de oxígeno en la sangre, lo que puede tener consecuencias serias para el ganado.
La toma de altas concentraciones de Nitrógeno puede causar problemas en la glándula tiroidéa y puede
llevar a bajos almacenamientos de la Vitamina A. En los estómagos e intestinos de animales los nitratos
pueden convertirse en nitrosaminas, un tipo de sustancia peligrosamente cancerígena.
Oxígeno
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (kg/m3)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Oxígeno
O
8
2
-2
3,5
0,73
1,40
–
1s22s22p4
13,70
15,9994
1.429
-183
-218,8
Joseph Priestly 1774

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Elemento químico gaseoso, símbolo O, número atómico 8 y peso atómico 15.9994. Es de gran interés
por ser el elemento esencial en los procesos de respiración de la mayor parte de las células vivas y en los
procesos de combustión. Es el elemento más abundante en la corteza terrestre. Cerca de una quinta parte (en
volumen) del aire es oxígeno.
Existen equipos capaces de concentrar el oxígeno del aire. Son los llamados generadores o concentrado-
res de oxígeno, que son los utilizados en los bares de oxígeno.
El oxígeno gaseoso no combinado suele existir en forma de moléculas diatómicas, O2, pero también
existe en forma triatómica, O3, llamada ozono.
El oxígeno se separa del aire por licuefacción y destilación fraccionada. Las principales aplicaciones del
oxígeno en orden de importancia son: 1) fundición, refinación y fabricación de acero y otros metales; 2)
manufactura de productos químicos por oxidación controlada; 3) propulsión de cohetes; 4) apoyo a la vida
biológica y medicina, y 5) minería, producción y fabricación de productos de piedra y vidrio.
Existen equipos generadores de ozono, los cuales son usados para oxidación de materias, para ozoniza-
ción de piscinas…
En condiciones normales el oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido; se condensa en un líquido
azul claro. El oxígeno es parte de un pequeño grupo de gases ligeramente paramagnéticos, y es el más pa-
ramagnético de este grupo. El oxígeno líquido es también ligeramente paramagnético.
Casi todos los elementos químicos, menos los gases inertes, forman compuestos con el oxígeno. Entre
los compuestos binarios más abundantes de oxígeno están el agua, H2O, y la sílica, SiO2; componente prin-
cipal de la arena. De los compuestos que contienen más de dos elementos, los más abundantes son los silica-
tos, que constituyen la mayor parte de las rocas y suelos. Otros compuestos que abundan en la naturaleza
son el carbonato de calcio (caliza y mármol), sulfato de calcio (yeso), óxido de aluminio (bauxita) y varios
óxidos de hierro, que se utilizan como fuente del metal.
Efectos del Oxígeno sobre la salud
Oxígeno en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
Como parte del agua
0.28
0.16
Aprox. 43 kg. (60% del peso, varia mucho)
Todo ser humano necesita oxígeno para respirar, pero como ocurre con muchas sustancias un exceso de
oxígeno no es bueno. Si uno se expone a grandes cantidades de oxígeno durante mucho tiempo, se pueden
producir daños en los pulmones. Respirar un 50-100% de oxígeno a presión normal durante un periodo
prolongado provoca daños en los pulmones. Las personas que en su trabajo sufren exposiciones frecuentes o
potencialmente elevadas a oxígeno puro, deben hacerse un chequeo de funcionamiento pulmonar antes y
después de desempeñar ese trabajo. El oxígeno es normalmente almacenado a temperaturas muy bajas y por
lo tanto se deben usar ropas especiales para prevenir la congelación de los tejidos corporales.
Efectos ambientales del Oxígeno
No ha sido constatado ningún efecto negativo del oxígeno en el medio ambiente.
Flúor
Nombre
Símbolo
Número atómico
Flúor
F
9

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
219
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
-1
-1
4,0
0,72
1,36
–
1s22s22p5
17,54
18,9984
1,11
-188,2
-219,6
Moissan en 1886
Símbolo F, número atómico 9, miembro de la familia de los halógenos con el número y peso atómicos
más bajos. Aunque sólo el isótopo con peso atómico 19 es estable, se han preparado de manera artificial los
isótopos radiactivos, con pesos atómicos 17 y 22, el flúor es el elemento más electronegativo, y por un mar-
gen importante, el elemento no metálico más energético químicamente.
Propiedades: El flúor elemental es un gas de color amarillo pálido a temperaturas normales. El olor del
elemento es algo que está todavía en duda. La reactividad del elemento es tan grande que reacciona con
facilidad, a temperatura ambiente, con muchas otras sustancias elementales, entre ellas el azufre, el yodo, el
fósforo, el bromo y la mayor parte de los metales. Dado que los productos de reacción con los no metales
son líquidos o gases, las reacciones continúan hasta consumirlo por completo, con frecuencia con produc-
ción considerable de calor y luz. En las reacciones con los metales forma un fluoruro metálico protector que
bloquea una reacción posterior a menos que la temperatura se eleve. El aluminio, el níquel, el magnesio y el
cobre forman tales películas de fluoruro protector.
El flúor reacciona con violencia considerable con la mayor parte de los compuestos que contienen
hidrógeno, como el agua, el amoniaco y todas las sustancias orgánicas, sean líquidos, sólidos o gases. La
reacción del flúor con el agua es compleja y produce principalmente fluoruro de hidrógeno y oxígeno, así
como cantidades menores de peróxido de hidrógeno, difluoruro de oxígeno y ozono. El flúor desplaza otros
elementos no metálicos de sus compuestos, aun aquellos muy cercanos en cuanto a actividad química. Des-
plaza el cloro del cloruro de sodio y el oxígeno en la sílica, en vidrio y en algunos materiales cerámicos. En
ausencia de fluoruro de hidrógeno, el flúor no ataca en forma significativa al cuarzo o al vidrio, ni aun des-
pués de varias horas a temperaturas hasta de 200ºC (390ºF).
El flúor es un elemento muy tóxico y reactivo. Muchos de sus compuestos, en especial los inorgánicos,
son también tóxicos y pueden causar quemaduras severas y profundas. Hay que tener cuidado para prevenir
que líquidos o vapores entren en contacto con la piel y los ojos.
Frecuencia natural: Se estima que se halla en un 0.065% en la corteza terrestre; es casi tan abundante
como el carbono, el nitrógeno o el cloro, mucho más que el cobre o el plomo, aunque mucho menos que el
hierro, aluminio o el magnesio. Los compuestos cuyas moléculas contienen átomos de flúor están amplia-
mente distribuidos en la naturaleza. Muchos minerales contienen cantidades pequeñas del elemento, y se
encuentra tanto en rocas ígneas como en rocas sedimentarias.
Aplicaciones: Los compuestos que contienen flúor se utilizan para incrementar la fluidez del vidrio fun-
dido y escorias en la industria vidriera y cerámica. El espato flúor (fluoruro de calcio) se introduce dentro
del alto horno para reducir la viscosidad de la escoria en la metalurgia del hierro. La criolita, Na2AlF6, se
utiliza para formar el electrolito en la metalurgia del aluminio. El óxido de aluminio se disuelve en este
electrolito, y el metal se reduce, eléctricamente, de la masa fundida. El uso de halocarburos que contienen

220
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
flúor como refrigerante se patentó en 1930, y estos compuestos estables y volátiles encontraron un mercado
como propelentes de aerosoles, así como también en refrigeración y en sistemas de aire acondicionado. Sin
embargo, el empleo de fluorocarburos como propelentes ha disminuido en forma considerable a causa del
posible daño; a la capa de ozono de la atmósfera. Un uso del flúor, muy importante durante la Segunda Gue-
rra Mundial, fue un el enriquecimiento del isótopo fisionable 235U; el proceso más importante empleaba
hexafluoruro de uranio. Este compuesto estable y volátil fue con mucho el material más adecuado para la
separación del isótopo por difusión gaseosa.
Mientras que para los consumidores la utilización de compuestos de flúor en la industria pasa casi inad-
vertida, algunos compuestos se han vuelto familiares a través de usos menores pero importantes, como adi-
tivos en pastas de dientes y superficies fluoropoliméricas antiadherentes sobre sartenes y hojas de afeitar
(teflón por ejemplo).
Compuestos: En todos los compuestos de flúor la alta electronegatividad de este compuesto indica que el
átomo de flúor tiene un exceso de carga negativa. Es conveniente, sin embargo, dividir los fluoruros bina-
rios inorgánicos en sales (red iónica), fluoruros metálicos no volátiles y fluoruros volátiles, la mayor parte
de no metales. Algunos hexafluoruros metálicos y los fluoruros de gases nobles muestran volatilidad que
son frecuencia está asociada a un compuesto molecular. La volatilidad se asocia a menudo con números de
oxidación altos para el elemento positivo.
Los metales suelen formar fluoruros iónicos no volátiles, donde la transferencia electrónica es sustancial
y la red cristalina está determinada por el tamaño iónico y la interacción electrostática predecible. Cuando el
número de coordinación y la valencia son la misma, por ejemplo en BF3, SiF4 y WF6, el enlace entre el me-
tal y el flúor no es común; los compuestos resultantes son muy volátiles y los sólidos muestran redes mole-
culares más que estructuras cristalinas iónicas. Para números de oxidación superiores, las redes iónicas
simples son menos comunes y, mientras que el enlace entre el átomo central y el flúor requiere aún transfe-
rencia de alguna carga al flúor, las estructuras moleculares son identificables en las fases condensadas.
Además de los fluoruros binarios, se ha aislado un número muy grande de complejos, a menudo con un
anión fluoruro que contiene un átomo central de número de oxidación alto. Los fluoruros binarios salinos
muestran una gran tendencia a combinarse con otros fluoruros binarios para formar numerosos complejos o
sales dobles.
Los compuestos de carbono que contienen flúor pueden dividirse en hidrocarburos fluorados y derivados
(compuestos orgánicos del flúor), y los fluorocarburos y sus derivados. El átomo de flúor unido al anillo
aromático, como en el fluorobenceno, es poco reactivo. Además reduce la reactividad de toda la molécula.
Por ejemplo, aquellos colorantes que contienen flúor unido al anillo aromático son más resistentes a la oxi-
dación y más sensibles a la luz, que los que no lo contienen. La mayor parte de los compuestos alifáticos,
como los fluoruros de alquilo, son inestables y pierden fluoruro de hidrógeno con facilidad. Estos compues-
tos son difíciles de preparar y conservar, y es poco probable que se vuelvan importantes.
Efectos del Flúor sobre la salud
Fluor en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
0.5 ppm
varia entre 2,000 a 12,000 ppm
Aprox. 0.05 ppm
entre 3 y 6 g
En el agua, aire, plantas y animales hay presentes pequeñas cantidades de flúor. Como resultado los
humanos están expuestos al flúor a través de los alimentos y el agua potable y al respirar el aire. El flúor se
puede encontrar en cualquier tipo de comida en cantidades relativamente pequeñas. Se pueden encontrar
grandes cantidades de flúor en el té y en los mariscos.

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
221
El flúor es esencial para mantener la solidez de nuestros huesos. El flúor también nos puede proteger del
decaimiento dental, si es aplicado con el dentífrico dos veces al día. Si se absorbe flúor con demasiada fre-
cuencia, puede provocar caries, osteoporosis y daños a los riñones, huesos, nervios y músculos.
Las industrias liberan la forma gaseosa del flúor. Este gas es muy peligroso, ya que en elevadas concen-
traciones puede causar la muerte. En bajas concentraciones puede causar irritaciones de los ojos y la nariz.
Efectos ambientales del Flúor
El flúor está presente en la corteza terrestre de forma natural, pudiendo ser encontrado en rocas, carbón y
arcilla. Los fluoruros son liberados al aire cuando el viento arrastra el suelo. Los procesos de combustión en
las industrias pueden liberar fluoruro de hidrógeno al aire. Los fluoruros que se encuentran en el aire acaba-
rán depositándose en el suelo o en el agua.
Cuando el flúor se fija a partículas muy pequeñas puede permanecer en el aire durante un largo periodo
de tiempo. Cuando el flúor del aire acaba en el agua se instala en los sedimentos. Cuando acaba en los sue-
los, el flúor se pega fuertemente a las partículas del suelo.
En el medio ambiente el flúor no puede ser destruido; solamente puede cambiar de forma. El flúor que se
encuentra en el suelo puede acumularse en las plantas. La cantidad de flúor que tomen las plantas depende
del tipo de planta, del tipo de suelo y de la cantidad y tipo de flúor que se encuentre en el suelo. En las plan-
tas que son sensibles a la exposición del flúor incluso bajas concentraciones de flúor pueden provocar daños
en las hojas y una disminución del crecimiento.
Los animales que ingieren plantas que contienen flúor pueden acumular grandes cantidades de flúor en
sus cuerpos. El flúor se acumula principalmente en los huesos. Como consecuencia, los animales expuestos
a elevadas concentraciones de flúor sufren de caries y degradación de los huesos. Demasiado flúor también
puede provocar la disminución de la cantidad de alimento tomado por el estómago y puede alterar el desa-
rrollo de las garras. Por último, puede provocar bajo peso al nacer.
Sodio
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Sodio
Na
11
1
+1
0,9
1,54
0,95
1,90
[Ne]3s1
5,14
22,9898
0,97
892
97,8
Sir Humphrey Davy en 1807

222
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Elemento químico, símbolo Na, número atómico 11 y peso atómico 22.9898. Es un metal suave, reactivo
y de bajo punto de fusión, con una densidad relativa de 0.97 a 20ºC (68ºF). Desde el punto de vista comer-
cial, el sodio es el más importante de los metales alcalinos.
El sodio ocupa el sexto lugar por su abundancia entre todos los elementos de la corteza terrestre, que
contiene el 2.83% de sodio en sus formas combinadas. El sodio es, después del cloro, el segundo elemento
más abundante en solución en el agua de mar. Las sales de sodio más importantes que se encuentran en la
naturaleza son el cloruro de sodio (sal de roca), el carbonato de sodio (sosa y trona), el borato de sodio (bó-
rax), el nitrato de sodio (nitrato de Chile) y el sulfato de sodio. Las sales de sodio se encuentran en el agua
de mar, lagos salados, lagos alcalinos y manantiales minerales.
El sodio reacciona con rapidez con el agua, y también con nieve y hielo, para producir hidróxido de so-
dio e hidrógeno. Cuando se expone al aire, el sodio metálico recién cortado pierde su apariencia plateada y
adquiere color gris opaco por la formación de un recubrimiento de óxido de sodio. El sodio no reacciona
con nitrógeno, incluso a temperaturas muy elevadas, pero puede reaccionar con amoniaco para formar ami-
da de sodio. El sodio y el hidrógeno reaccionan arriba de los 200ºC (390ºF) para formar el hidruro de sodio.
El sodio reacciona difícilmente con el carbono, si es que reacciona, pero sí lo hace con los halógenos. Tam-
bién reacciona con varios halogenuros metálicos para dar el metal y cloruro de sodio.
El sodio no reacciona con los hidrocarburos parafínicos, pero forma compuesto de adición con naftaleno
y otros compuestos aromáticos policíclicos y con aril alquenos. La reacción del sodio con alcoholes es se-
mejante a la reacción del sodio con agua, pero menos rápida. Hay dos reacciones generales con halogenuros
orgánicos. Una de éstas requiere la condensación de dos compuestos orgánicos que contengan halógenos al
eliminar éstos. El segundo tipo de reacciones incluye el reemplazo del halógeno por sodio, para obtener un
compuesto órgano sódico.
Efectos del Sodio sobre la salud
Sodio en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
Plasma3,500ppm (0.35%) glóbulos rojos 250ppm
10,000 ppm (1%)
Varia entre 2,000 a 8,000 ppm (0.2 a 0.8%)
100 g
El sodio es un componente de muchas comidas, por ejemplo la sal común. Es necesario para los huma-
nos para mantener el balance de los sistemas de fluidos físicos. El sodio es también requerido para el fun-
cionamiento de nervios y músculos. Un exceso de sodio puede dañar nuestros riñones e incrementa las
posibilidades de hipertensión.
El contacto de sodio con agua, incluyendo la transpiración, causa la formación de gases de hidróxido de
sodio, que son altamente irritantes para la piel, ojos, nariz y garganta. Puede causar estornudos y tos. Expo-
siciones severas, pueden causar dificultad en la respiración, tos y bronquitis química. El contacto con la piel,
puede causar comezón, hormigueo, quemaduras térmicas y cáusticas y daños permanentes. El contacto con
los ojos puede ocasionar daño y pérdida de la vista en forma permanente.
Efectos ambientales del Sodio
Ecotoxicidad: Límite Medio de Tolerancia (LMT) para el pez mosquito, 125 ppm/96hr (agua dulce); Límite
Medio de Tolerancia (LMT) para el pez sol (Lepomis macrochirus), 88 mg/48hr (agua del grifo).

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
223
Destino medioambiental: Este compuesto químico no es móvil en su forma sólida, aunque absorbe la
humedad muy fácilmente. Una vez líquido, el hidróxido de sodio se filtra rápidamente en el suelo, con la
posibilidad de contaminar las reservas de agua.
Magnesio
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Magnesio
Mg
12
2
+2
1,2
1,30
0,65
1,60
[Ne]3s2
7.65
24,305
1,74
1107
650
Sir Humphrey Davy en 1808
Elemento químico, metálico, de símbolo Mg, colocado en el grupo IIa del sistema periódico, de número
atómico 12, peso atómico 24.312. El magnesio es blanco plateado y muy ligero. Su densidad relativa es de
1.74 y su densidad de 1740 kg/m3 (0.063 lb/in3) o 108.6 lb/ft3). El magnesio se conoce desde hace mucho
tiempo como el metal estructural más ligero en la industria, debido a su bajo peso y capacidad para formar
aleaciones mecánicamente resistentes.
Los iones magnesio disueltos en el agua forman depósitos en tuberías y calderas cuando el agua es dura,
es decir, cuando contiene demasiado magnesio o calcio. Esto se puede evitar con los ablandadores de agua.
Con una densidad de sólo dos tercios de la del aluminio, tiene incontables aplicaciones en casos en don-
de el ahorro de peso es de importancia. También tiene muchas propiedades químicas y metalúrgicas desea-
bles que lo hacen apropiado en una gran variedad de aplicaciones no estructurales.
Es muy abundante en la naturaleza, y se halla en cantidades importantes en muchos minerales rocosos,
como la dolomita, magnesita, olivina y serpentina. Además se encuentra en el agua de mar, salmueras subte-
rráneas y lechos salinos. Es el tercer metal estructural más abundante en la corteza terrestre, superado sola-
mente por el aluminio y el hierro.
El magnesio es químicamente muy activo, desplaza al hidrógeno del agua en ebullición y un gran núme-
ro de metales se puede preparar por reducción térmica de sus sales y óxidos con magnesio. Se combina con
la mayor parte de los no metales y prácticamente con todos los ácidos. El magnesio reacciona sólo ligera-
mente o nada con la mayor parte de los álcalis y muchas sustancias orgánicas, como hidrocarburos, aldehí-

224
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
dos, alcoholes, fenoles, aminas, ésteres y la mayor parte de los aceites. Utilizado como catalizador, el mag-
nesio sirve para promover reacciones orgánicas de condensación, reducción, adición y deshalogenación. Se
ha usado largo tiempo en la síntesis de compuestos orgánicos especiales y complejos por medio de la cono-
cida reacción de Grignard. Los principales ingredientes de aleaciones son: aluminio, manganeso, zirconio,
zinc, metales de tierras raras y torio.
Los compuestos de magnesio se utilizan mucho en la industria y la agricultura.
Efectos del Magnesio sobre la salud
Magnesio en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
38 ppm
Varia entre 700 y 1800 ppm
Aprox. 900 ppm
25 g
Efectos de la exposición al magnesio en polvo: baja toxicidad y no considerado como peligroso para la
salud. Inhalación: el polvo de magnesio puede irritar las membranas mucosas o el tracto respiratorio supe-
rior. Ojos: daños mecánicos o las partículas pueden incrustarse en el ojo. Visión directa del polvo de mag-
nesio ardiendo sin gafas especiales puede resultar en ceguera temporal, debido a la intensa llama blanca.
Piel: Incrustación de partículas en la piel. Ingestión: Poco posible; sin embargo, la ingestión de grandes
cantidades de polvo de magnesio puede causar daños.
El magnesio no ha sido testado, pero no es sospechoso de ser cancerígeno, mutagénico o teratógeno. La
exposición a los vapores de óxido de magnesio producidos por los trabajos de combustión, soldadura o fun-
dición del metal pueden resultar en fiebres de vapores metálicos con los siguientes síntomas temporales:
fiebre, escalofríos, náuseas, vómitos y dolores musculares. Estos se presentan normalmente de 4 a 12 horas
después de la exposición y duran hasta 48 horas. Los vapores de óxido de magnesio son un subproducto de
la combustión del magnesio.
Peligros físicos: Posible explosión del polvo o de los gránulos al mezclarse con el aire. En seco se puede
cargar electróstaticamente al ser removido, transportado, vertido, etc.…
Peligros químicos: La sustancia puede incendiarse espontáneamente al contacto con el aire produciendo
gases irritantes o tóxicos. Reacciona violentamente con oxidantes fuertes y con muchas sustancias provo-
cando riesgo de incendio y de explosión. Reacciona con ácidos y agua formando gas hidrógeno inflamable,
provocando riesgo de incendio y de explosión.
Primeros auxilios: Inhalación: Salir al aire fresco. Ojos: Enjuagar los ojos abundantemente con agua.
Consultar con un físico. Piel: Lavar con jabón y agua abundantemente para eliminar las partículas. Inges-
tión: Si se ingieren grandes cantidades de polvo de magnesio, provocar el vómito y consultar con un físico.
Nota para el físico: No existe tratamiento o antídoto específico. Se recomienda cuidado de apoyo. El trata-
miento debe estar basado en las reacciones del paciente.
Efectos ambientales del Magnesio
Hay muy poca información disponible acerca de los efectos ambientales de los vapores de óxido de magne-
sio. Si otros mamíferos inhalan vapores de óxido de magnesio, pueden sufrir efectos similares a los de los
humanos.
En un espectro del 0 al 3, los vapores de óxido de magnesio registran un 0,8 de peligrosidad para el me-
dioambiente. Una puntuación de 3 representa un peligro muy alto para el medioambiente y una puntuación
de 0 representa un peligro insignificante. Los factores tomados en cuenta para la obtención de este ranking

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
225
incluyen el grado de perniciosidad del material y/o su carencia de toxicidad, y la medida de su capacidad de
permanecer activo en el medioambiente y si se acumula o no en los organismos vivos. No tiene en cuenta el
grado de exposición a la sustancia.
El polvo de magnesio no es sospechoso de ser altamente dañino para el medioambiente. En forma de
óxido de magnesio se ha establecido una la toxicidad en el agua en 1000 ppm. «Water Quality Characteris-
tics of Hazardous Materials», Hann & Jensen, Enviro. End. Div., Texas A&M, vol. 3 (1974).
Silicio
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Silicio
Si
14
4
+4
1,8
1,11
0,41
1,32
[Ne]3s23p2
8,15
28,086
2,33
2680
1410
Jons Berzelius en 1823
Símbolo Si, número atómico 14 y peso atómico 28.086. El silicio es el elemento electropositivo más
abundante de la corteza terrestre. Es un metaloide con marcado lustre metálico y sumamente quebradizo.
Por lo regular, es tetravalente en sus compuestos, aunque algunas veces es divalente, y es netamente elec-
tropositivo en su comportamiento químico. Además, se conocen compuestos de silicio pentacoordinados y
hexacoordinados.
El silicio elemental crudo y sus compuestos intermetálicos se emplean como integrantes de aleaciones
para dar mayor resistencia al aluminio, magnesio, cobre y otros metales. El silicio metalúrgico con pureza
del 98-99% se utiliza como materia prima en la manufactura de compuestos organosilícicos y resinas de
silicona, elastómeros y aceites. Los chips de silicio se emplean en circuitos integrados. Las células fotovol-
taicas para la conversión directa de energía solar en eléctrica utilizan obleas cortadas de cristales simples de
silicio de grado electrónico. El dióxido de silicio se emplea como materia prima para producir silicio ele-
mental y carburo de silicio. Los cristales grandes de silicio se utilizan para cristales piezoeléctricos. Las
arenas de cuarzo fundido se transforman en vidrios de silicio que se usan en los laboratorios y plantas quí-
micas, así como en aislantes eléctricos. Se emplea una dispersión coloidal de silicio en agua como agente de
recubrimiento y como ingrediente de ciertos esmaltes.
El silicio natural contiene 92.2% del isótopo de masa número 28, 4.7% de silicio-29 y 3.1% de silicio-
30. Además de estos isótopos naturales estables, se conocen varios isótopos radiactivos artificiales. El sili-
cio elemental tiene las propiedades físicas de los metaloides, parecidas a las del germanio, situado debajo de
él en el grupo IV de la tabla periódica. En su forma más pura, el silicio es un semiconductor intrínseco,

226
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
aunque la intensidad de su semiconducción se ve enormemente incrementada al introducir pequeñas canti-
dades de impurezas. El silicio se parece a los metales en su comportamiento químico. Es casi tan electropo-
sitivo como el estaño y mucho más positivo que el germanio o el plomo. De acuerdo con este carácter más
bien metálico, forma iones tetrapositivos y diversos compuestos covalentes; aparece como un ion negativo
sólo en unos pocos siliciuros y como un constituyente positivo de oxiácidos o aniones complejos.
Forma varias series de hidruros, diversos halogenuros (algunos de los cuales contienen enlaces silicio-
silicio) y muchas series de compuestos que contienen oxígeno, que pueden tener propiedades iónicas o co-
valentes.
El silicio se encuentra en muchas formas de dióxidos y en innumerables variaciones de los silicatos natu-
rales. Para un análisis de las estructuras y composiciones de las clases representativas.
Por su abundancia, el silicio excede en mucho a cualquier otro elemento, con excepción del oxígeno.
Constituye el 27.72% de la corteza sólida de la Tierra, mientras que el oxígeno constituye el 46.6%, y el
siguiente elemento después del silicio, el aluminio se encuentra en un 8.13%.
Se sabe que el silicio forma compuestos con 64 de los 96 elementos estables y probablemente forme sili-
ciuros con otros 18 elementos. Además de los siliciuros metálicos, que se utilizan en grandes cantidades en
metalurgia, forma compuestos importantes y de empleo frecuente con hidrógeno, carbono, los halógenos,
nitrógeno, oxígeno y azufre. Además, se han preparado derivados organosilícicos de gran utilidad.
Efectos del Silicio sobre la salud
Silicio en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
4 ppm
17 ppm
100 a 200 ppm
Aprox. 1 g
El silicio elemental es un material inerte, que parece carecer de la propiedad de causar fibrosis en el teji-
do pulmonar. Sin embargo, se han documentado lesiones pulmonares leves en animales de laboratorio so-
metidos a inyecciones intratraqueales de polvo de silicio. El polvo de silicio tiene pocos efectos adversos
sobre los pulmones y no parece producir enfermedades orgánicas significativas o efectos tóxicos cuando las
exposiciones se mantienen por debajo de los límites de exposición recomendados. El silicio puede tener
efectos crónicos en la respiración. El silicio cristalino (dióxido de silicio) es un potente peligro para la respi-
ración. Sin embargo, la probabilidad de que se produzca dióxido de silicio durante los procesamientos nor-
males es muy remota. LD50 (oral)-3160 mg/kg. (LD50: Dosis Letal 50. Dosis individual de una sustancia
que provoca la muerte del 50% de la población animal debido a la exposición a la sustancia por cualquier
vía distinta a la inhalación. Normalmente expresada como miligramos o gramos de material por kilogramo
de peso del animal).
El silicio cristalino irrita la piel y los ojos por contacto. Su inhalación causa irritación de los pulmones y
de la membrana mucosa. La irritación de los ojos provoca lagrimeo y enrojecimiento. Enrojecimiento, for-
mación de costras y picores son características de la inflamación cutánea.
El cáncer de pulmón está asociado con exposiciones a silicio cristalino (especialmente cuarzo y cristoba-
lita) en lugares de trabajo. En estudios realizados a mineros, trabajadores con tierra de diatomeas, trabajado-
res del granito, trabajadores de cerámica, trabajadores de ladrillos refractarios y otros trabajadores se ha
documentado una relación exposición-respuesta.
Diversos estudios epidemiológicos han informado de números estadísticamente significativos de exceso
de muertes o casos de desorden inmunológico y enfermedades auto inmunes en trabajadores expuestos al

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
227
silicio. Estas enfermedades y trastornos incluyen esclerodermia artritis reumatoide, eritematosis sistémica y
sarcoidosis.
Estudios epidemiológicos recientes han informado de asociaciones estadísticamente significativas de ex-
posiciones ocupacionales a silicio cristalino con enfermedades renales y cambios renales subclínicos. El
silicio cristalino puede afectar el sistema inmunitario, resultando en infecciones micobacterianas (tuberculo-
sas y no tuberculosas) o fúngicas, especialmente en trabajadores con silicosis.
La exposición ocupacional al silicio cristalino respirable está asociada con bronquitis, enfermedad cróni-
ca de obstrucción pulmonar (COPD) y enfisema.
Fósforo
Número atómico
Símbolo
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
15
P
+3,-3,5,4
+5
2,1
1,06
0,34
1,28
[Ne]3s23p3
11,00
30,9738
1,82
280
44,2
Hennig Brandt en 1669
Símbolo P, número atómico 15, peso atómico 30.9738. El fósforo forma la base de gran número de
compuestos, de los cuales los más importantes son los fosfatos. En todas las formas de vida, los fosfatos
desempeñan un papel esencial en los procesos de transferencia de energía, como el metabolismo, la fotosín-
tesis, la función nerviosa y la acción muscular. Los ácidos nucleicos, que entre otras cosas forman el mate-
rial hereditario (los cromosomas), son fosfatos, así como cierto número de coenzimas. Los esqueletos de los
animales están formados por fosfato de calcio.
Cerca de tres cuartas partes del fósforo total (en todas sus formas químicas) se emplean en Estados Uni-
dos como fertilizantes. Otras aplicaciones importantes son como relleno de detergentes, nutrientes suple-
mentarios en alimentos para animales, ablandadores de agua, aditivos para alimentos y fármacos, agentes de
revestimiento en el tratamiento de superficies metálicas, aditivos en metalurgia, plastificantes, insecticidas y
aditivos de productos petroleros.
De casi 200 fosfatos minerales diferentes, sólo uno, la fluoropatita, Ca5F(PO4)3, se extrae esencialmente
de grandes depósitos secundarios originados en los huesos de animales y que se hallan en el fondo de mares
prehistóricos, y de los guanos depositados sobre rocas antiguas.
La investigación de la química del fósforo indica que pueden existir tantos compuestos basados en el
fósforo como los de carbono. En química orgánica se acostumbra agrupar varios compuestos químicos de-
ntro de familias llamadas series homólogas.

228
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Esto también puede hacerse en la química de los compuestos de fósforo, aunque muchas familias están
incompletas. La familia mejor conocida de estos compuestos es el grupo de cadenas de fosfatos. Las sales
de fosfatos constan de cationes, como el sodio, junto con cadenas de aniones, como (PnO3n+1)(n+2)-, que pue-
den tener de 1 a 1 000 000 de átomos de fósforo por anión.
Los fosfatos se basan en átomos de fósforo rodeados en una disposición tetraédrica por átomos de oxí-
geno, el miembro más pequeño de la familia es el anión simple PO3-4 (el ion ortofosfato). La familia de las
cadenas de fosfato se basa en hileras alternadas de átomos de fósforo y oxígeno en que cada átomo de fósfo-
ro permanece en el centro de un tetraedro de cuatro átomos de oxígeno. Hay también una familia estrecha-
mente relacionada de fosfatos cíclicos.
Una característica estructural interesante de muchos de los compuestos del fósforo conocidos es la for-
mación de estructuras tipo jaula. Ejemplos de estas moléculas son el fósforo blanco, P4, y uno de los pen-
tóxidos de fósforo, P4O10. Las estructuras tipo red son comunes; por ejemplo, los cristales de fósforo negro
en que los átomos están enlazados unos con otros.
En la mayor parte de sus compuestos, el fósforo está enlazado químicamente a cuatro átomos inmedia-
tos. Hay gran número de compuestos en los que uno de los cuatro átomos está ausente y en su lugar hay un
par de electrones no compartidos.
Hay también unos cuantos compuestos con cinco o seis átomos unidos al fósforo; son muy reactivos y
tienden a ser inestables. Durante los años 60 y 70, se prepararon muchos compuestos orgánicos de fósforo.
La mayor parte de estas estructuras químicas incluye tres o cuatro átomos enlazados al fósforo, pero existen
también estructuras con dos, cinco o seis átomos unidos a cada átomo de fósforo.
Casi todo el fósforo utilizado en el comercio está en forma de fosfatos. La mayor parte de los fertilizan-
tes fosfatados constan de ortofosfato diácido de calcio u ortofosfato ácido de calcio muy impuros,
Ca(H2PO4)2 y CaHPO4. Estos fosfatos son sales del ácido ortofosfórico.
El compuesto de fósforo de mayor importancia biológica es el adenosintrifosfato (ATP), que es un éster
de la sal, el tripolifosfato de sodio, muy utilizado en detergentes y ablandadores de agua. Casi todas las
reacciones en el metabolismo y la fotosíntesis requieren la hidrólisis de este tripolifosfato hasta su derivado
pirofosfato, llamado adenosindifosfato (ADP).
Efectos del Fósforo sobre la salud
Fósforo en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
345 ppm
70,000 ppm (7%)
3,000 a 4,000 ppm (0.3 a 0.8%)
Aprox. 780 g.
El Fósforo puede ser encontrado en el ambiente más comúnmente como fosfato. Los fosfatos son subs-
tancias importantes en el cuerpo de los humanos porque ellas son parte del material de ADN y tienen parte
en la distribución de la energía. Los fosfatos pueden ser encontrados comúnmente en plantas. Los humanos
han cambiado el suministro natural de fósforo radicalmente por la adición de estiércol ricos en fosfatos. El
fosfato era también añadido a un número de alimentos, como quesos, salsas, jamón. Demasiado fosfato
puede causar problemas de salud, como es daño a los riñones y osteoporosis. La disminución de fosfato
también puede ocurrir. Estas son causadas por uso extensivo de medicinas. Demasiado poco fosfato puede
causar problemas de salud.
El Fósforo en su forma pura tiene un color blanco. El fósforo blanco es la forma más peligrosa de fósfo-
ro que es conocida. Cuando el fósforo blanco ocurre en la naturaleza este puede ser un peligro serio para

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
229
nuestra salud. El fósforo blanco es extremadamente venenoso y en muchos casos la exposición a él será
fatal. En la mayoría de los casos la gente que muere por fósforo blanco ha sido por tragar accidentalmente
veneno de rata. Antes de que la gente muera por exposición al fósforo blanco ellos a menudo experimentan
náuseas, convulsiones en el estómago y desfallecimiento. El fósforo blanco puede causar quemaduras en la
piel, dañar el hígado, corazón y riñones.
Efectos ambientales del Fósforo
Fósforo blanco: El fósforo blanco esta en el ambiente cuando es usado en industrias para hacer otros pro-
ductos químicos y cuando el ejército lo usa como munición. A través de descargas de aguas residuales el
fósforo blanco termina en las aguas superficiales cerca de las fábricas donde es usado. El fósforo blanco no es
probablemente esparcido, porque este reacciona con el oxígeno bastante rápido.
Cuando el fósforo termina en el aire a través de los tubos de escape este terminará usualmente reaccio-
nando con el oxígeno al instante para convertirse en partículas menos peligrosas. Pero en suelos profundos y
en el fondo de los ríos y lagos el fósforo puede permanecer miles de años y más.
Fosfatos: Los fosfatos tienen muchos efectos sobre los organismos. Los efectos son mayormente conse-
cuencias de las emisiones de grandes cantidades de fosfatos en el ambiente debido a la minería y los culti-
vos. Durante la purificación del agua los fosfatos no son a menudo eliminados correctamente, así que
pueden expandirse a través de largas distancias cuando se encuentran en la superficie de las aguas.
Debido a la constante adición de fosfatos por los humanos y que exceden las concentraciones naturales,
el ciclo del fósforo es interrumpido fuertemente.
El incremento de la concentración de fósforo en las aguas superficiales aumenta el crecimiento de orga-
nismos dependientes del fósforo, como son las algas. Estos organismos usan grandes cantidades de oxígeno
y previenen que los rayos de sol entren en el agua. Esto hace que el agua sea poco adecuada para la vida de
otros organismos. El fenómeno es comúnmente conocido como eutrofización.
Azufre
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Azufre
S
16
+2,2,4,6
-2
2,5
1,02
1,84
1,27
[Ne]3s23p4
10,36
32,064
2,07
444,6
119,0
Los antiguos

230
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Elemento químico, S, de número atómico 16. Los isótopos estables conocidos y sus porcentajes aproxi-
mados de abundancia en el azufre natural son éstos: 32S (95.1%); 33S (0.74%); 34S (4.2%) y 36S (0.016%).
La proporción del azufre en la corteza terrestre es de 0.03-0.1%. Con frecuencia se encuentra como elemen-
to libre cerca de las regiones volcánicas (depósitos impuros).
Propiedades: Los alótropos del azufre (diferentes formas cristalinas) han sido estudiados ampliamente,
pero hasta ahora las diversas modificaciones en las cuales existen para cada estado (gas, líquido y sólido)
del azufre elemental no se han dilucidado por completo.
El azufre rómbico, llamado también azufre y azufre alfa, es la modificación estable del elemento por de-
bajo de los 95.5ºC (204ºF, el punto de transición), y la mayor parte de las otras formas se revierten a esta
modificación si se las deja permanecer por debajo de esta temperatura. El azufre rómbico es de color amari-
llo limón, insoluble en agua, ligeramente soluble en alcohol etílico, éter dietílico y benceno, y es muy solu-
ble en disulfuro de carbono. Su densidad es 2.07 g/cm3 (1.19 oz/in3) y su dureza es de 2.5 en la escala de
Mohs. Su fórmula molecular es S.
El azufre monoclínico, llamado también azufre prismático y azufre beta, es la modificación estable del
elemento por encima de la temperatura de transición y por debajo del punto de fusión.
El azufre fundido se cristaliza en prismas en forma de agujas que son casi incoloras. Tiene una densidad
de 1.96 g/cm3 (1.13 oz/in3) y un punto de fusión de 119.0ºC (246.7ºF). Su fórmula molecular también es S.
El azufre plástico, denominado también azufre gamma, se produce cuando el azufre fundido en el punto
de ebullición normal o cerca de él es enfriado al estado sólido. Esta forma es amorfa y es sólo parcialmente
soluble en disulfuro de carbono.
El azufre líquido posee la propiedad notable de aumentar su viscosidad si sube la temperatura. Su color
cambia a negro rojizo oscuro cuando su viscosidad aumenta, y el oscurecimiento del color y la viscosidad lo-
gran su máximo a 200ºC (392ºF). Por encima de esta temperatura, el color se aclara y la viscosidad disminuye.
En le punto normal de ebullición del elemento (444.60ºC u 832.28ºF) el azufre gaseoso presenta un color
amarillo naranja. Cuando la temperatura aumenta, el color se torna rojo profundo y después se aclara,
aproximadamente a 650º (202ºF), y adquiere un color amarillo paja.
El azufre es un elemento activo que se combina directamente con la mayor parte de los elementos cono-
cidos. Puede existir tanto en estados de oxidación positivos como negativos, y puede forma compuestos
iónicos así como covalentes y covalentes coordinados. Sus empleos se limitan principalmente a la produc-
ción de compuestos de azufre. Sin embargo, grandes cantidades de azufre elemental se utilizan en la vulca-
nización del caucho, en atomizadores con azufre para combatir parásitos de las plantas, en la manufactura
de fertilizantes artificiales y en ciertos tipos de cementos y aislantes eléctricos, en algunos ungüentos y me-
dicinas y en la manufactura de pólvora y fósforos. Los compuestos de azufre se emplean en la manufactura de
productos químicos, textiles, jabones, fertilizantes, pieles, plásticos, refrigerantes, agentes blanqueadores, drogas,
tintes, pinturas, papel y otros productos.
Compuestos principales: El sulfuro de hidrógeno (H2S) es el compuesto más importante que contiene
sólo hidrógeno y azufre. Es un gas incoloro que tiene un olor fétido (semejante al de los huevos podridos) y
es muchísimo más venenoso que el monóxido de carbono, pero se advierte su presencia (por su olor) antes
de que alcance concentraciones peligrosas.
Los sulfuros metálicos pueden clasificarse en tres categorías: sulfuros ácidos (hidrosulfuros, MHS, don-
de M es igual a un ion metálico univalente), sulfuros normales (M2S) y polisulfuros (M2S3). Otros sulfuros
son los compuestos de carbono-azufre y los compuestos que contienen enlaces carbono-azufre. Algunos
compuestos importantes son: disulfuro de carbono, CS2, líquido que es un disolvente excelente del azufre y
del fósforo elemental; monosulfuro de carbono, CS, gas inestable formado por el paso de una descarga eléc-

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
231
trica a través del disulfuro de carbono; y oxisulfuro de carbono, SCO, constituido por monóxido de carbono
y azufre libre a una temperatura elevada.
Los compuestos de nitrógeno-azufre que han sido caracterizados son el nitruro de azufre, N4S4 (llamado
también tetrasulfuro de tetranitrógeno), disulfuro de nitrógeno, NS2, y el pentasulfuro de nitrógeno, N2S5,
que pueden ser denominados más propiamente nitruros debido a la gran electronegatividad del nitrógeno,
aunque en la literatura se les llama casi siempre sulfuros.
Los compuestos de fósforo-azufre que se han caracterizado son P4S3, P4S5, P4S7 y P4S10. Los cuatro son
materiales cristalinos, amarillos y se utilizan en la conversión de compuestos orgánicos oxidados (por ejem-
plo, alcoholes) en los correspondientes análogos de azufre.
Los óxidos de azufre que han sido caracterizados tienen las fórmulas SO, S2O3, SO2, SO3, S2O7 y SO4.
El dióxido de azufre, SO2, y el trióxido de azufre, SO3, son de mayor importancia que los otros. El dióxido
de azufre puede actuar como agente oxidante y como agente reductor. Reacciona con el agua para producir
una solución ácida (llamada ácido sulfuroso), iones bisulfito (HSO3-) y sulfito (SO32-). El dióxido de emplea
como gas refrigerante como desinfectante y conservador, así como agente blanqueador, y en el refinado de
productos de petróleo. Sin embargo, su uso principal está en la manufactura de trióxido de azufre y ácido sul-
fúrico. El trióxido de azufre se utiliza principalmente en la preparación del ácido sulfúrico y ácidos sulfónicos.
Aunque se conocen sales (o ésteres) de todos los oxiácidos, en muchos casos el ácido mismo no ha sido
aislado a causa de su inestabilidad. El ácido sulfuroso no se conoce como sustancia pura. El ácido sulfúrico
(H2SO4) es un líquido viscoso, incoloro, con un punto de fusión de 10.31ºC (50.56ºF). Es un ácido fuerte en
agua y reacciona con la mayor parte de los metales tanto diluido como concentrado. El ácido concentrado es
un poderoso agente oxidante, especialmente a temperaturas elevadas. El ácido pirosulfúrico (H2S2O7) es un
excelente agente sulfonante y pierde trióxido de azufre cuando se calienta. También reacciona vigorosamen-
te con agua, liberando gran cantidad de calor. Se conocen los ácidos persulfúricos (el ácido peroximonosul-
fúrico, H2SO5, llamado ácido de Caro, y el ácido peroxidisulfúrico, H2S2O8, llamado ácido de Marshall), así
como las sales. Se conocen los ésteres y halógenos de ácidos sulfénicos. Los ácidos sulfínicos se forman por
la reducción de los cloruros de ácido sulfónico con zinc o por la reacción con reactivos de Grignard sobre
dióxido de azufre en solución etérea. Los ácidos sulfónicos (alquil) se preparan al oxidar mercaptanos
(RSH) o sulfuros alquílicos con ácido nítrico concentrado, por el tratamiento de sulfitos con haluros de al-
quilo o por la oxidación de ácidos sulfínicos. Otros compuestos orgánicos importantes que contienen oxíge-
no-azufre incluyen los sulfóxidos, R2SO (que pueden ser considerados como derivados del ácido sulfuroso),
y las sulfonas, R2SO2 (del ácido sulfúrico).
Derivados halogenados importantes del ácido sulfúrico son los halogenuros orgánicos de sulfonilo y los
ácidos halosulfónicos. Los compuestos de halógenos-azufre que han sido bien caracterizados son S2F2 (mo-
nosulfuro de azufre), SF2, SF4, SF6, S2F10, S2Cl2 (monoclururo de azufre), SCl2. SCl4 y S2Br2 (monobromu-
ro de azufre). Los cloruros de azufre se utilizan en la manufactura comercial del hule y los monocloruros,
que son líquidos a la temperatura ambiente, se emplean también como disolventes para compuestos orgáni-
cos, azufre, yodo y ciertos compuestos metálicos.
Efectos del Azufre sobre la salud
Azufre en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
1800 ppm (0.18%)
Varia de 5,000 a 12,000 ppm (0.5 a 1.2%)
Aprox. 67% en base seca
Aprox. 140g.
El azufre se puede encontrar frecuentemente en la naturaleza en forma de sulfuros. Durante diversos
procesos se añaden al medio ambiente enlaces de azufre dañinos para los animales y los hombres. Estos
enlaces de azufre dañinos también se forman en la naturaleza durante diversas reacciones, sobre todo cuan-

232
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
do se han añadido sustancias que no están presentes de forma natural. Los compuestos del azufre presentan
un olor desagradable y a menudo son altamente tóxicos. En general las sustancias sulfurosas pueden tener
los siguientes efectos en la salud humana:
Efectos neurológicos y cambios comporta mentales
Alteración de la circulación sanguínea
Daños cardiacos
Efectos en los ojos y en la vista
Fallos reproductores
Daños al sistema inmunitario
Desórdenes estomacales y gastrointestinales
Daños en las funciones del hígado y los riñones
Defectos en la audición
Alteraciones del metabolismo hormonal
Efectos dermatológicos
Asfixia y embolia pulmonar
Efectos ambientales del Azufre.
El azufre puede encontrarse en el aire en varias formas diferentes. Puede provocar irritaciones en los ojos y
garganta de los animales, cuando la toma tiene lugar a través de la inhalación del azufre en su fase gaseosa.
El azufre se aplica extensivamente en las industrias y es emitido al aire, debido a las limitadas posibilidades
de destrucción de los enlaces de azufre que se aplican.
Los efectos dañinos del azufre en los animales son principalmente daños cerebrales, a través de un mal
funcionamiento del hipotálamo, y perjudicar el sistema nervioso.
Pruebas de laboratorio con animales de prueba han indicado que el azufre puede causar graves daños
vasculares en las venas del cerebro, corazón y riñones. Estos tests también han indicado que ciertas formas
del azufre pueden causar daños fetales y efectos congénitos. Las madres pueden incluso transmitirles enve-
nenamiento por azufre a sus hijos a través de la leche materna.
Por último, el azufre puede dañar los sistemas enzimáticos internos de los animales.
Cloro
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Cloro
Cl
17
+1,-1,3,5,7
-1
3.0
0,99
1,81
–
[Ne]3s23p5
13,01
35,453

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
233
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
1,56
-34,7
-101,0
Carl Wilhelm Scheele en 1774
Elemento químico, símbolo Cl, de número atómico 17 y peso atómico 35.453. El cloro existe como un
gas amarillo-verdoso a temperaturas y presiones ordinarias. Es el segundo en reactividad entre los halóge-
nos, sólo después del flúor, y de aquí que se encuentre libre en la naturaleza sólo a las temperaturas elevadas
de los gases volcánicos. Se estima que 0.045% de la corteza terrestre es cloro. Se combina con metales, no
metales y materiales orgánicos para formar cientos de compuestos.
Propiedades: El cloro presente en la naturaleza se forma de los isótopos estables de masa 35 y 37; se han
preparado artificialmente isótopos radiactivos. El gas diatómico tiene un peso molecular de 70.906. El punto
de ebullición del cloro líquido (de color amarillo-oro) es –34.05ºC a 760 mm de Hg (101.325 kilopascales)
y el punto de fusión del cloro sólido es –100.98ºC. La temperatura crítica es de 144ºC; la presión crítica es
76.1 atm (7.71 megapascales); el volumen crítico es de 1.745 ml/g, y la densidad en el punto crítico es de
0.573 g/ml. Las propiedades termodinámicas incluyen el calor de sublimación, que es de 7370 (+-) 10
cal/mol a OK; el calor de vaporización, de 4878 (+-) 4 cal/mol; a –34.05ºC; el calor de fusión, de 1531
cal/mol; la capacidad calorífica, de 7.99 cal/mol a 1 atm (101.325 kilopascales) y 0ºC, y 8.2 a 100ºC.
El cloro es uno de los cuatro elementos químicos estrechamente relacionados que han sido llamados
halógenos. El flúor es el más activo químicamente; el yodo y el bromo son menos activos. El cloro reempla-
za al yodo y al bromo de sus sales. Interviene en reacciones de sustitución o de adición tanto con materiales
orgánicos como inorgánicos. El cloro seco es algo inerte, pero húmedo se combina directamente con la
mayor parte de los elementos.
Fabricación: El primer proceso electrolítico para la producción de cloro fue patentado en 1851 por
Charles Watt en Gran Bretaña. En 1868, Henry Deacon produjo cloro a partir de ácido clorhídrico y oxíge-
no a 400ºC (750ºF), con cloruro de cobre impregnado en piedra pómez como catalizador. Las celdas elec-
trolíticas modernas pueden clasificarse casi siempre como pertenecientes al tipo de diafragma y de
mercurio. Ambas producen sustancias cáusticas (NaOH o KOH), cloro e hidrógeno. La política económica
de la industria del cloro y de los álcalis incluye principalmente la mercadotecnia equilibrada o el uso interno
del cáustico y del cloro en las proporciones en las que se obtienen mediante el proceso de la celda electrolítica.
Efectos del Cloro sobre la salud
Cloro en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
aprox. 0.3%
900 ppm
aprox. 0.2 a 0.5%
95 g
El cloro es un gas altamente reactivo. Es un elemento que se da de forma natural. Los mayores consumi-
dores de cloro son las compañías que producen bicloruro de etileno y otros disolventes clorinados, resinas
de cloruro de polivinilo (PVC), clorofluorocarbonos (CFCs) y óxido de propileno. Las compañías papeleras
utilizan cloro para blanquear el papel. Las plantas de tratamiento de agua y de aguas residuales utilizan
cloro para reducir los niveles de microorganismos que pueden propagar enfermedades entre los humanos
(desinfección).
La exposición al cloro puede ocurrir en el lugar de trabajo o en el medio ambiente a causa de escapes en
el aire, el agua o el suelo. Las personas que utilizan lejía en la colada y productos químicos que contienen

234
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
cloro no suelen estar expuestas a cloro en sí. Generalmente el cloro se encuentra solamente en instalaciones
industriales.
El cloro entra en el cuerpo al ser respirado el aire contaminado o al ser consumido con comida o agua
contaminadas. No permanece en el cuerpo, debido a su reactividad. Los efectos del cloro en la salud huma-
na dependen de la cantidad de cloro presente, y del tiempo y la frecuencia de exposición. Los efectos tam-
bién dependen de la salud de la persona y de las condiciones del medio cuando la exposición tuvo lugar.
La respiración de pequeñas cantidades de cloro durante cortos periodos de tiempo afecta negativamente
al sistema respiratorio humano. Los efectos van desde tos y dolor pectoral hasta retención de agua en los
pulmones. El cloro irrita la piel, los ojos y el sistema respiratorio. No es probable que estos efectos tengan
lugar a niveles de cloro encontrados normalmente en la naturaleza.
Los efectos en la salud humana asociados con la respiración o el consumo de pequeñas cantidades de
cloro durante periodos prolongados de tiempo no son conocidos. Algunos estudios muestran que los traba-
jadores desarrollan efectos adversos al estar expuestos a inhalaciones repetidas de cloro, pero otros no.
Efectos ambientales del Cloro
El cloro se disuelve cuando se mezcla con el agua. También puede escaparse del agua e incorporarse al aire
bajo ciertas condiciones. La mayoría de las emisiones de cloro al medio ambiente son al aire y a las aguas
superficiales.
Una vez en el aire o en el agua, el cloro reacciona con otros compuestos químicos. Se combina con ma-
terial inorgánico en el agua para formar sales de cloro, y con materia orgánica para formar compuestos or-
gánicos clorinados.
Debido a su reactividad no es probable que el cloro se mueva a través del suelo y se incorpore a las
aguas subterráneas.
Las plantas y los animales no suelen almacenar cloro. Sin embargo, estudios de laboratorio muestran que
la exposición repetida a cloro en el aire puede afectar al sistema inmunitario, la sangre, el corazón, y el sis-
tema respiratorio de los animales.
El cloro provoca daños ambientales a bajos niveles. El cloro es especialmente dañino para organismos
que viven en el agua y el suelo.
Potasio
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Potasio
K
19
1
+1
0,8
1,96
1,33
2,35
[Ar]4s1
4,37
39,098
0,97

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
235
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
760
97,8
Sir Davy en 1808
Elemento químico, símbolo K, número atómico 19 y peso atómico 39.098. Ocupa un lugar intermedio
dentro de la familia de los metales alcalinos después del sodio y antes del rubidio. Este metal reactivo es
ligero y blando. Se parece mucho al sodio en su comportamiento en forma metálica.
El cloruro de potasio se utiliza principalmente en mezclas fertilizantes. Sirve también como material de
partida para la manufactura de otros compuestos de potasio. El hidróxido de potasio se emplea en la manu-
factura de jabones líquidos y el carbonato de potasio para jabones blandos. El carbonato de potasio es tam-
bién un material de partida importante en la industria del vidrio. El nitrato de potasio se utiliza en fósforos,
fuegos pirotécnicos y en artículos afines que requieren un agente oxidante.
El potasio es un elemento muy abundante y es el séptimo entre todos los elementos de la corteza terres-
tre; el 2.59% de ella corresponde a potasio en forma combinada. El agua de mar contiene 380 ppm, lo cual
significa que el potasio es el sexto más abundante en solución.
Es más reactivo aún que el sodio y reacciona vigorosamente con el oxígeno del aire para formar el mo-
nóxido, K2O, y el peróxido, K2O2. En presencia de un exceso de oxígeno, produce fácilmente el superóxido,
KO2.
El potasio no reacciona con el nitrógeno para formar nitruro, ni siquiera a temperaturas elevadas. Con
hidrógeno reacciona lentamente a 200ºC (390ºF) y con rapidez a 350-400ºC (660-752ºF). Produce el hidruro
menos estable de todos los metales alcalinos.
La reacción entre el potasio y agua o hielo es violenta, aun a temperaturas tan bajas como –100ºC (-
148ºF). El hidrógeno que se desprende se inflama normalmente a la temperatura ambiente. La reacción con
ácidos acuosos es aún más violenta y casi explosiva.
Efectos del Potasio sobre la salud
Potasio en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
Plasma 400 ppm, hemoglobina 4000 ppm (0.4%)
2,100 ppm (0.4%)
16,000 (1.6%)
Varia entre 110 y 140 g dependiendo de la cantidad de músculos en
el cuerpo
El potasio puede ser encontrado en vegetales, frutas, patatas, carne, pan, leche y frutos secos. Juega un
importante papel en los sistemas de fluidos físicos de los humanos y asiste en las funciones de los nervios.
Cuando nuestros riñones no funcionan bien se puede dar la acumulación de potasio. Esto puede llevar a
cabo una perturbación en el ritmo cardiaco.
Efectos ambientales del Potasio
Junto con el nitrógeno y el fósforo, el potasio es uno de los macro nutrientes esenciales para la superviven-
cia de las plantas. Su presencia es de gran importancia para la salud del suelo, el crecimiento de las plantas y
la nutrición animal. Su función primaria en las plantas es su papel en el mantenimiento de la presión osmó-
tica y el tamaño de la célula, influyendo de esta forma en la fotosíntesis y en la producción de energía, así
como en la apertura de los estomas y el aporte de dióxido de carbono, la turgencia de la planta y la translo-
cación de los nutrientes. Como tal, el elemento es requerido en proporciones relativamente elevadas por las
plantas en desarrollo.

236
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Las consecuencias de niveles bajos de potasio se muestran por variedad de síntomas: restricción del cre-
cimiento, reducción del florecimiento, cosechas henos abundantes y menor calidad de producción.
Elevados niveles de potasio soluble en el agua pueden causar daños a las semillas en germinación, in-
hiben la toma de otros minerales y reducen la calidad del cultivo.
Calcio
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Calcio
Ca
20
2
+2
1,0
1,74
0,99
1,97
[Ar]4s2
6.15
40,08
1,55
1440
838
Sir Humphrey Davy en 1808
Elemento químico, Ca, de número atómico 20; es el quinto elemento y el tercer metal más abundante en
la corteza terrestre. Los compuestos de calcio constituyen 3.64% de la corteza terrestre. El metal es trimor-
fo, más duro que el sodio, pero más blando que el aluminio. Al igual que el berilio y el aluminio, pero a
diferencia de los metales alcalinos, no causa quemaduras sobre la piel. Es menos reactivo químicamente que
los metales alcalinos y que los otros metales alcalinotérreos. La distribución del calcio es muy amplia; se
encuentra en casi todas las áreas terrestres del mundo. Este elemento es esencial para la vida de las plantas y
animales, ya que está presente en el esqueleto de los animales, en los dientes, en la cáscara de los huevos, en
el coral y en muchos suelos. El cloruro de calcio se halla en el agua del mar en un 0.15%.
Los iones calcio disueltos en el agua forman depósitos en tuberías y calderas cuando el agua es dura, es
decir, cuando contiene demasiado calcio o magnesio. Esto se puede evitar con los ablandadores de agua.
El calcio metálico se prepara en la industria por electrólisis del cloruro de calcio fundido. Éste se obtiene
por tratamiento de los minerales de carbonato con ácido clorhídrico o como un desperdicio del proceso
Solvay de los carbonatos. El metal puro puede ser maquinado en torno, hilado, serrado, extruido; se le pue-
de convertir en alambre, prensar y amartillar en placas. El calcio forma una película fina de óxido y nitruro
en el aire, la cual lo protege de un ataque posterior. Se quema en el aire a temperatura elevada para producir
principalmente nitruro.
El metal producido en forma comercial reacciona fácilmente con el agua y los ácidos y produce hidróge-
no que contiene cantidades notables de amoniaco e hidrocarburos como impurezas.
El metal se emplea en aleaciones de aluminio para cojinetes, como auxiliar en la remoción del bismuto
del plomo, así como controlador de carbono grafítico en el hierro fundido. Se emplea también como desoxi-
dante en la manufactura de muchos aceros; como agente reductor en la preparación de metales como el
cromo, torio, zirconio y uranio, y como material de separación para mezclas gaseosas de nitrógeno y argón.
El óxido de calcio, CaO, se produce por descomposición térmica de los minerales de carbonato en altos hor-
nos, aplicando un proceso de lecho continuo. El óxido se utiliza en arcos de luz de alta intensidad (luz de cal) a

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
237
causa de sus características espectrales poco usuales y como agente deshidratante industrial. La industria meta-
lúrgica hace amplio uso del óxido durante la reducción de aleaciones ferrosas.
El hidróxido de calcio, Ca(OH)2, tiene muchas aplicaciones en donde el ión hidroxilo es necesario. En el pro-
ceso de apagado del hidróxido de calcio, el volumen de cal apagada [Ca(OH)2] se expande al doble que la canti-
dad de cal viva inicial (CaO), hecho que lo hace útil para romper roca o madera. La cal apagada es un
absorbente excelente para el dióxido de carbono, al producir el carbonato que es muy insoluble.
El siliciuro de calcio, CaSi, preparado en horno eléctrico a partir de cal, sílice y agentes reductores car-
bonosos, es útil como agente desoxidante del acero. El carburo de calcio, CaC2, se produce al calentar una
mezcla de cal y carbón a 3000ºC (5432ºF) en un horno eléctrico y es un acetiluro que produce acetileno por
hidrólisis. El acetileno es el material base de un gran número de productos químicos importantes en la quí-
mica orgánica industrial.
El carbonato de calcio puro existe en dos formas cristalinas: la calcita, de forma hexagonal, la cual posee
propiedades de birrefringencia, y la aragonita, de forma romboédrica. Los carbonatos naturales son los mi-
nerales de calcio más abundantes. El espato de Islandia y la calcita son formas esencialmente puras de car-
bonato, mientras que el mármol es impuro y mucho más compacto, por lo que puede pulirse. Tiene gran
demanda como material de construcción. Aunque el carbonato de calcio es muy poco soluble en agua, tiene
una solubilidad considerable en agua que contenga dióxido de carbono disuelto, ya que en estas soluciones
forma el bicarbonato al disolverse. Este hecho explica la formación de cavernas, donde los depósitos de
piedra caliza han estado en contacto con aguas ácidas.
Los halogenuros de calcio incluyen el fluoruro fosforescente, que es el compuesto de calcio más abun-
dante y con aplicaciones importantes en espectroscopia. El cloruro de calcio posee, en la forma anhidra,
capacidad notoria de delicuescencia que lo hace útil como agente deshidratante industrial y como factor de
control de tolvaneras en carreteras. El hipoclorito de calcio (polvo blanqueador) se produce en la industria al
pasar cloro dentro de una solución de cal, y se ha utilizado como agente blanqueador y purificador de agua.
El sulfato de calcio dihidratado es el yeso mineral, constituye la mayor porción del cemento Portland, y
se ha empleado para reducir la alcalinidad de los suelos. Un hemihidrato del sulfato de calcio se produce por
calentamiento del yeso a temperaturas altas, y se vende con el nombre comercial de estuco de París.
El calcio es un constituyente invariable de todas las plantas, ya que es esencial para su crecimiento. Lo contie-
nen como constituyente estructural y como ion fisiológico. El calcio se encuentra en el tejido blando, en fluidos
tisulares y en la estructura del esqueleto de todos los animales. Los huesos de los vertebrados contienen calcio en
forma de fluoruro de calcio, carbonato de calcio y fosfato de calcio.
Efectos del Calcio sobre la salud
Calcio en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
61 ppm (plasma 80 ppm y glóbulos rojos 4ppm)
3 a 17%
Aprox. 120 ppm
Aprox. 1.2 kg.
Cuando hablamos del calcio algunas veces nos referimos a él con el nombre de cal. Es comúnmente en-
contrado en la leche y productos lácteos, pero también en frutos secos, vegetales, etc. Es un componente
esencial para la preservación del esqueleto y dientes de los humanos. También asiste en funciones de los
nervios y musculares. El uso de más de 2,5 gramos de calcio por día sin una necesidad médica puede llevar
a cabo el desarrollo de piedras en los riñones, esclerosis y problemas en los vasos sanguíneos.
La falta de calcio es una de las causas principales de la osteoporosis. La osteoporosis es una enfermedad
caracterizada por una fragilidad de los huesos producida por una menor cantidad de sus componentes mine-
rales, lo que disminuye su densidad.

238
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Al contrario de lo que mucha gente piensa, dentro de nuestros huesos se desarrolla una gran actividad
biológica. Continuamente los huesos se están renovando y el tejido óseo viejo se está continuamente reem-
plazando por tejido nuevo. Durante la niñez y la adolescencia se crea más tejido óseo que el que se destru-
ye. Sin embargo, en algún momento, posiblemente cercano a los 30 o 35 años de edad el proceso se invierte
y comenzamos a perder más tejido óseo del que podemos reemplazar. En las mujeres al llegar la menopau-
sia (cesación natural de la menstruación) se acelera el proceso ya que los ovarios dejan de producir la hor-
mona femenina conocida como estrógeno, una de cuyas funciones es preservar la masa ósea.
La evidencia sugiere que, en condiciones normales, para preservar la masa ósea se necesitan unos 1.000
miligramos (mg) diarios de calcio tanto para hombres como para mujeres que no han llegado a la menopau-
sia. Pasada la menopausia se necesitan unos 1.500 mg.
Las principales fuentes de calcio son los productos lácteos. Entre las fuentes de origen vegetal se en-
cuentran vegetales verdes como el brócoli y las espinacas. También contienen calcio la col, la coliflor, las
habichuelas, las lentejas y las nueces.
El calcio trabaja conjuntamente con el magnesio para formar nueva masa ósea. Si se han de ingerir su-
plementos de calcio estos deben combinarse con magnesio en proporción de 2 a 1, es decir, si se ingieren
1.000 mg de calcio se deberán ingerir 500 mg de magnesio. Algunas buenas fuentes de magnesio en la
dieta son los plátanos, los mariscos, los granos integrales, las nueces, las habichuelas, el salvado de trigo, las
semillas y los vegetales de color verde.
Otras medidas importantes para la prevención de la osteoporosis son:
Hacer ejercicio regularmente (al menos tres veces por semana)
Ingerir cantidades adecuadas de manganeso, ácido fólico, vitamina B6, vitamina B12, omega 3 (que
ayuda a incrementar la absorción de calcio en los huesos y a estimular la producción de nuevo tejido
óseo) y vitamina D (que estimula la absorción del calcio en el intestino delgado)
No abusar del azúcar, las grasas saturadas y las proteínas animales
No abusar del alcohol, la cafeína, ni de las bebidas gaseosas
No fumar
Otros factores que aumentan las posibilidades de padecer osteoporosis son el factor hereditario y el
stress.
Efectos ambientales del Calcio
El fosfato de calcio es muy tóxico para los organismos acuáticos.
Vanadio
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Vanadio
V
23
2,3,4,5
+3
1,6
1,25
0,74

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
239
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
1,34
[Ar]3d34s2
6,81
50,942
4,51
3450
1900
Andrés Manuel del Río 1801
Elemento químico de símbolo V, número atómico 23, peso atómico 50.942. Es un metal que se utilizó
inicialmente en aleaciones con hierro y acero. Varios de los compuestos de vanadio se emplean en la indus-
tria química, sobre todo en la fabricación de catalizadores de oxidación, y en la industria cerámica como
agentes colorantes.
El vanadio se parece a algunos otros elementos de transición en que forma muchos compuestos que con
frecuencia son complejos por su valencia variable. Tiene al menos tres estados de oxidación, 2+, 3+ y 5+.
Es anfótero, principalmente básico en el estado de oxidación bajo y ácido en los altos. Forma derivados de
radicales más o menos bien definidos, tales como VO2+ y VO3+.
En su forma pura es blando y dúctil. Puede trabajarse en caliente y frío fácilmente, pero debe calentarse
en una atmósfera inerte o al vacío a causa de que se oxida rápido a temperaturas por encima del punto de
fusión de su óxido. El metal retiene muy bien su fuerza a temperaturas elevadas. La resistencia del vanadio
a los ácidos clorhídrico y sulfúrico es notable y resiste el ataque del agua salada aireada mejor que la mayor
parte de los aceros inoxidables. Sin embargo, el vanadio no resiste al ácido nítrico.
Efectos del Vanadio sobre la salud
Vanadio en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
0.02 a 0.9 ppb
3.5 ppb
Aprox. 20 ppm
0.1 mg
La mayor acumulación de Vanadio en los seres humanos tiene lugar a través de las comidas, como es,
trigo, semilla de soya, aceite de oliva, aceite de girasol, manzanas y huevos.
El Vanadio puede tener un número de efectos sobre la salud humana, cuando la toma es muy alta. Cuan-
do el Vanadio es acumulado a través del aire, puede causar bronquitis y neumonía.
Los efectos graves del Vanadio son irritación de pulmones, garganta, ojos y cavidades nasales. Otros
efectos sobre la salud cuando se toma Vanadio son:
Daño cardíaco y vascular.
Inflamación del estómago e intestinos
Daño en el sistema nervioso
Sangrado del hígado y riñones
Irritación de la piel
Temblores severos y parálisis

240
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005



Sangrado de la nariz y dolor de cabeza
Mareos
Cambios de comportamiento
Efectos ambientales del Vanadio
El Vanadio puede ser encontrado en el ambiente, en algas, plantas, invertebrados, peces y muchas otras especies.
En mejillones y cangrejos se acumula fuertemente, el cual puede ser acumulado en concentraciones de 105 a 106
veces mayores que las concentraciones que son encontradas en el agua salada.
El Vanadio causa la inhibición de ciertas enzimas de animales, lo cual tiene varios efectos neurológicos.
Próximo a los efectos neurológicos el Vanadio puede causar desordenes respiratorios, parálisis y efectos
negativos en el hígado y los riñones.
Las pruebas de laboratorio en pruebas con animales han mostrado, que el Vanadio puede causar daño en
el sistema reproductivo de animales machos, y el Vanadio puede causar alteraciones del ADN en algunos
casos, pero no puede causar cáncer en animales.
Cromo
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Cromo
Cr
24
2,3,4,5,6
+3
1,6
1,27
0,69
1,27
[Ar]3d54s1
6,80
51,996
7,19
2665
1875
Vaughlin en 1797
Elemento químico, símbolo Cr, número atómico 24, peso atómico 51.996; metal que es de color blanco
plateado, duro y quebradizo. Sin embargo, es relativamente suave y dúctil cuando no está tensionado o
cuando está muy puro. Sus principales usos son la producción de aleaciones anticorrosivas de gran dureza y
resistentes al calor y como recubrimiento para galvanizados. El cromo elemental no se encuentra en la natu-
raleza. Su mineral más importante por abundancia es la cromita. Es de interés geoquímico el hecho de que
se encuentre 0.47% de Cr2O3 en el basalto de la Luna, proporción que es de 3-20 veces mayor que el mismo
espécimen terrestre.
Existen cuatro isótopos naturales del cromo, 50Cr, 52Cr, 53Cr, 54Cr, Se han producido diversos isótopos
inestables mediante reacciones radioquímicas. El más importante es el 51Cr, el cual emite rayos gamma
débiles y tiene un tiempo de vida media aproximadamente de 27 días. El cromo galvanizado y pulido es de
color blanco azuloso brillante. Su poder reflejante es 77% del de la plata.

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
241
Sus propiedades mecánicas, incluyendo su dureza y la resistencia a la tensión, determinan la capacidad
de utilización. El cromo tiene una capacidad relativa baja de forjado, enrollamiento y propiedades de mane-
jo. Sin embargo, cuando se encuentra absolutamente libre de oxígeno, hidrógeno, carbono y nitrógeno es
muy dúctil y puede ser forjado y manejado. Es difícil de almacenarlo libre de estos elementos.
El cromo forma tres series de compuestos con otros elementos; éstos se representan en términos de los
óxidos de cromo: cromo con valencia dos, CrO, óxido de Cr (II) u óxido cromoso; con valencia tres, Cr2O3,
óxido de Cr (III) u óxido crómico, y con valencia seis, CrO3, anhídrido de Cr (VI) o anhídrido de ácido
crómico. El cromo es capaz de formar compuestos con otros elementos en estados de oxidación (II), (III) y
(VI).
Se conocen también los peróxidos, ácido percrómico y percromatos. Los halogenuros (fluoruro, cloruro,
yoduro y bromuro) de cromo son compuestos bastante comunes de este metal. El cloruro, por ejemplo, se
utiliza en la producción de cromo metálico mediante la reducción del cloruro cromoso, CrCl2, con hidróge-
no.
Efectos del Cromo sobre la salud
Cromo en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
Varia entre 6 y 100 ppb
Varia entre 100 y 300 ppb
Varia entre 25 y 800ppb
De 1 a 2 mg, pero puede llegar a 12 mg
La gente puede estar expuesta al Cromo a través de respirarlo, comerlo o beberlo y a través del contacto
con la piel con Cromo o compuestos del Cromo. El nivel de Cromo en el aire y el agua es generalmente
bajo. En agua para beber el nivel de Cromo es usualmente bajo como en el agua de pozo, pero el agua de
pozo contaminada puede contener el peligroso Cromo (VI); Cromo hexavalente. Para la mayoría de la gente
que come comida que contiene Cromo III es la mayor ruta de entrada de Cromo, como Cromo III ocurre
naturalmente en muchos vegetales, frutas, carnes, levaduras y granos. Varias maneras de preparación de la
comida y almacenaje pueden alterar el contenido de Cromo en la comida. Cuando la comida es almacenada
en tanques de acero o latas las concentraciones de Cromo pueden aumentar. El Cromo III es un nutriente
esencial para los humanos y la falta de este puede causar condiciones del corazón, trastornos metabólicos y
diabetes. Pero la toma de mucho Cromo III puede causar efectos sobre la salud también, por ejemplo erup-
ciones cutáneas.
El Cromo (VI) es un peligro para la salud de los humanos, mayoritariamente para la gente que trabaja en
la industria del acero y textil. La gente que fuma tabaco también puede tener un alto grado de exposición al
Cromo. El Cromo (VI) es conocido porque causa varios efectos sobre la salud. Cuando es un compuesto en
los productos de la piel, puede causar reacciones alérgicas, como es erupciones cutáneas. Después de ser
respirado el Cromo (VI) puede causar irritación de la nariz y sangrado de la nariz. Otros problemas de salud
que son causados por el Cromo (VI) son;
Erupciones cutáneas
Malestar de estómago y úlceras
Problemas respiratorios
Debilitamiento del sistema inmune
Daño en los riñones e hígado
Alteración del material genético
Cáncer de pulmón
Muerte

242
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Efectos ambientales del Cromo
Hay varias clases diferentes de Cromo que difieren de sus efectos sobre los organismos. El Cromo entra en
el aire, agua y suelo en forma de Cromo (III) y Cromo (VI) a través de procesos naturales y actividades
humanas.
Las mayores actividades humanas que incrementan las concentraciones de Cromo (III) son el acero, las
peleterías y las industrias textiles, pintura eléctrica y otras aplicaciones industriales del Cromo (VI). Estas
aplicaciones incrementarán las concentraciones del Cromo en agua. A través de la combustión del carbón el
Cromo será también emitido al agua y eventualmente se disolverá.
El Cromo (III) es un elemento esencial para organismos que puede interferir en el metabolismo del azú-
car y causar problemas de corazón, cuando la dosis es muy baja. El Cromo (VI) es mayoritariamente tóxico
para el organismo. Este puede alterar el material genético y causar cáncer.
Los cultivos contienen sistemas para gestionar la toma de Cromo para que está sea lo suficientemente
baja como para no causar cáncer. Pero cuando la cantidad de Cromo en el suelo aumenta, esto puede au-
mentar las concentraciones en los cultivos. La acidificación del suelo puede también influir en la captación
de Cromo por los cultivos. Las plantas usualmente absorben sólo Cromo (III). Esta clase de Cromo proba-
blemente es esencial, pero cuando las concentraciones exceden cierto valor, efectos negativos pueden ocurrir.
No es conocido que el Cromo se acumule en los peces, pero altas concentraciones de Cromo, debido a la
disponibilidad de metales en las aguas superficiales, pueden dañar las agallas de los peces que nadan cerca
del punto de vertido. En animales el Cromo puede causar problemas respiratorios, una baja disponibilidad
puede dar lugar a contraer las enfermedades, defectos de nacimiento, infertilidad y formación de tumores.
Manganeso
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Potencial primero de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Manganeso
Mn
25
2,3,4,6,7
+2
1,5
1,39
0,80
1,26
[Ar]3d54s2
7,46
54,938
7,43
2150
1245
Johann Gahn en 1774
Elemento químico, símbolo Mn, de número atómico 25 y peso atómico 54.938. Es uno de los metales de
transición del primer periodo largo de la tabla periódica; se encuentra entre el cromo y el hierro. Tiene pro-
piedades en común con ambos metales. Aunque poco conocido o usado en su forma pura, reviste gran im-
portancia práctica en la fabricación de acero.

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
243
El manganeso se oxida con facilidad en el aire para formar una capa castaña de óxido. También lo hace a
temperaturas elevadas. A este respecto su comportamiento es más parecido a su vecino de mayor número
atómico en la tabla periódica (el hierro), que al de menor número atómico, el cromo.
El manganeso es un metal bastante reactivo. Aunque el metal sólido reacciona lentamente, el polvo me-
tálico reacciona con facilidad y en algunos casos, muy vigorosamente. Cuando se calienta en presencia de
aire u oxígeno, el manganeso en polvo forma un óxido rojo, Mn3O4. Con agua a temperatura ambiente se
forman hidrógeno e hidróxido de manganeso (II), Mn (OH)2. En el caso de ácidos, y a causa de que el man-
ganeso es un metal reactivo, se libera hidrógeno y se forma una sal de manganeso (II). El manganeso reac-
ciona a temperaturas elevadas con los halógenos, azufre, nitrógeno, carbono, silicio, fósforo y boro.
En sus muchos compuestos, presenta estados de oxidación de 1+ hasta de 7+. Los estados de oxidación
más comunes son 2+, 4+ y 7+. Todos los compuestos, excepto los que contienen MnII, son intensamente
coloridos. Por ejemplo, el permanganato de potasio, KMnO4, produce soluciones acuosas que son de color
rojo púrpura; el manganato de potasio, K2MnO4, produce soluciones de color verde intenso.
Los compuestos de manganeso tienen muchas aplicaciones en la industria. El dióxido de manganeso se
usa como un agente desecante o catalizador en pinturas y barnices y como decolorante en la fabricación de
vidrio y en pilas secas. El permanganato de potasio se emplea como blanqueador para decoloración de acei-
tes y como un agente oxidante en química analítica y preparativa.
Efectos del Manganeso sobre la salud
Manganeso en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
2 a 8 ppb
Varia entre 0.2 a 100 ppm
Varia entre 0.2 a 2 ppm
Aprox. 12 mg.
El Manganeso es un compuesto muy común que puede ser encontrado en todas partes en la tierra. El
manganeso es uno de los tres elementos trazas tóxicos esenciales, lo cual significa que no es sólo necesario
para la supervivencia de los humanos, pero que es también tóxico cuando está presente en elevadas concen-
traciones en los humanos. Cuando la gente no cumple con la ración diaria recomendada su salud disminuirá.
Pero cuando la toma es demasiado alta problemas de salud aparecerán.
La toma de Manganeso por los humanos mayoritariamente tiene lugar a través de la comida, como son
las espinacas, el te y la hierbas. Las comidas que contienen las más altas concentraciones son los granos y
arroz, las semillas de soja, huevos, frutos secos, aceite de oliva, judías verdes y ostras. Después de ser ab-
sorbido en el cuerpo humano el manganeso será transportado a través de la sangre al hígado, los riñones, el
páncreas y las glándulas endocrinas.
Los efectos del manganeso mayormente ocurren en el tracto respiratorio y el cerebro. Los síntomas por
envenenamiento con Manganeso son alucinaciones, olvidos y daños en los nervios. El Manganeso puede
causar parkinson, embolia de los pulmones y bronquitis.
Cuando los hombres se exponen al manganeso por un largo periodo de tiempo el daño puede llegar a ser
importante.
Un síndrome que es causado por el manganeso tiene los siguientes síntomas: esquizofrenia, depresión,
debilidad de músculos, dolor de cabeza e insomnio.
Porque el Manganeso es un elemento esencial para la salud de los humanos la falta de este puede tam-
bién causar efectos sobre la salud. Estos son los siguientes efectos:

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Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005









Engordar
Intolerancia a la glucosa
Coágulos de sangre
Problemas de la piel
Bajos niveles de colesterol
Desorden del esqueleto
Defectos de nacimiento
Cambios en el color del pelo
Síntomas neurológicos
Efectos ambientales del Manganeso
Los compuestos del manganeso existen de forma natural en el ambiente como sólidos en suelos y pequeñas
partículas en el agua. Las partículas de manganeso en el aire están presentes en las partículas de polvo. Estas
usualmente se depositan en la tierra en unos pocos días.
Los humanos aumentan las concentraciones de Manganeso en el aire por las actividades industriales y a
través de la quema de productos fósiles. El Manganeso que deriva de las fuentes humanas puede también
entrar en la superficie del agua, aguas subterráneas y aguas residuales. A través de la aplicación del Manga-
neso como pesticida el Manganeso entrará en el suelo.
Para los animales el Manganeso es un componente esencial sobre unas 36 enzimas que son usadas para
el metabolismo de carbohidratos, proteínas y grasas.
Con animales que comen muy poco manganeso interfiere en el crecimiento normal, la formación de hue-
sos y en la reproducción.
Para algunos animales la dosis letal es bastante baja, lo cual significa que tienen pocas posibilidades de
supervivencia incluso a pequeñas dosis de manganeso cuando este excede la dosis esencial. El Manganeso
puede causar disturban cías en los pulmones, hígado y vasculares, decremento de la presión sanguínea, fa-
llos en el desarrollo de fetos de animales y daños cerebrales.
Cuando el Manganeso es tomado a través de la piel este puede causar temblores y fallos en la coordina-
ción. Finalmente, las pruebas de laboratorio con animales han mostrado que diversos envenenamientos con
Manganeso deberían incluso ser capaces de causar el desarrollo de tumores en animales.
En plantas los iones del Manganeso son transportados hacia las hojas después de ser tomados en el sue-
lo. Cuando muy poco manganeso puede ser absorbido desde el suelo esto causa disturbaciones en los meca-
nismos de las plantas. Por ejemplo disturbaciones en la división del agua en hidrógeno y oxígeno, en lo cual
el Manganeso juega un papel importante.
El Manganeso puede causar síntomas de toxicidad y deficiencia en plantas. Cuando el pH del suelo es
bajo las deficiencias de Manganeso son más comunes.
Concentraciones altamente tóxicas de Manganeso en suelo pueden causar inflamación de la pared celu-
lar, abrasamiento de las hojas y puntos marrones en las hojas. La deficiencia puede también causar estos
efectos entre concentraciones tóxicas y concentraciones que causan deficiencias una pequeña área de con-
centraciones donde el crecimiento de la planta es óptimo puede ser detectado.
Hierro
Nombre
Símbolo
Hierro
Fe

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
245
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
26
2,3
+3
1,8
1,25
0,64
1,26
[Ar]3d64s2
7,94
55,847
7,86
3000
1536
Los antiguos
Elemento químico, símbolo Fe, número atómico 26 y peso atómico 55.847. El hierro es el cuarto ele-
mento más abundante en la corteza terrestre (5%). Es un metal maleable, tenaz, de color gres plateado y
magnético. Los cuatro isótopos estables, que se encuentran en la naturaleza, tienen las masas 54, 56, 57 y
58. Los dos minerales principales son la hematita, Fe2O3, y la limonita, Fe2O3.3H2O. Las piritas, FeS2, y la
cromita, Fe (CrO2)2, se explotan como minerales de azufre y de cromo, respectivamente. El hierro se encuentra
en muchos otros minerales y está presente en las aguas freáticas y en la hemoglobina roja de la sangre.
La presencia del hierro en el agua provoca precipitación y coloración no deseada. Existen técnicas de
separación del hierro del agua.
El uso más extenso del hierro es para la obtención de aceros estructurales; también se producen grandes
cantidades de hierro fundido y de hierro forjado. Entre otros usos del hierro y de sus compuestos se tienen la
fabricación de imanes, tintes (tintas, papel para heliográficas, pigmentos pulidores) y abrasivos (colcótar).
Existen varias formas alotrópicas del hierro. La ferrita es estable hasta 760ºC (1400ºF). El cambio del
hierro B comprende principalmente una pérdida de permeabilidad magnética porque la estructura de la red
(cúbica centrada en el cuerpo) permanece inalterada. La forma alotrópica tiene sus átomos en arreglos cúbi-
cos con empaquetamiento cerrado y es estable desde 910 hasta 1400ºC (1670 hasta 2600ºF).
Este metal es un buen agente reductor y, dependiendo de las condiciones, puede oxidarse hasta el estado
2+m 3+ o 6+. En la mayor parte de los compuestos de hierro está presente el ion ferroso, hierro (II), o el ion
férrico, hierro (III), como una unidad distinta. Por lo común, los compuestos ferrosos son de color amarillo
claro hasta café verdoso oscuro; el ion hidratado Fe (H2O)62+, que se encuentra en muchos compuestos y en
solución, es verde claro. Este ion presenta poca tendencia a formar complejos de coordinación, excepto con
reactivos fuertes, como el ion cianuro, las poliaminas y las porfirinas. El ion férrico, por razón de su alta
carga (3+) y su tamaño pequeño, tiene una fuerte tendencia a capturar aniones. El ion hidratado Fe(H2O)63+,
que se encuentra en solución, se combina con OH-, F-, Cl-, CN-, SCN-, N3-, C2O42- y otros aniones para for-
ma complejos de coordinación.
Un aspecto interesante de la química del hierro es el arreglo de los compuestos con enlaces al carbono.
La cementita, Fe3C, es un componente del acero. Los complejos con cianuro, tanto del ion ferroso como del

246
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
férrico, son muy estables y no son intensamente magnéticos, en contraposición a la mayor parte de los com-
plejos de coordinación del hierro. Los complejos con cianuro forman sales coloradas.
Efectos del Hierro sobre la salud
Hierro en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
Aprox. 415 ppm (rango entre 380 y 400 ppm)
Varia entre 3 y 380 ppm
Aprox. 180 ppm (rango entre 20 y 1400ppm)
4g
El Hierro puede ser encontrado en carne, productos integrales, patatas y vegetales. El cuerpo humano
absorbe Hierro de animales más rápido que el Hierro de las plantas. El Hierro es una parte esencial de la
hemoglobina: el agente colorante rojo de la sangre que transporta el oxígeno a través de nuestros cuerpos.
Puede provocar conjuntivitis, coriorretinitis y retinitis si contacta con los tejidos y permanece en ellos.
La inhalación crónica de concentraciones excesivas de vapores o polvos de óxido de hierro puede resultar
en el desarrollo de una neumoconiosis benigna, llamada siderosis, que es observable como un cambio en los
rayos X. Ningún daño físico de la función pulmonar se ha asociado con la siderosis. La inhalación de con-
centraciones excesivas de óxido de hierro puede incrementar el riesgo de desarrollar cáncer de pulmón en
trabajadores expuestos a carcinógenos pulmonares. LD50 (oral, rata) =30 gm/kg. (LD50: Dosis Letal 50.
Dosis individual de una sustancia que provoca la muerte del 50% de la población animal debido a la exposi-
ción a la sustancia por cualquier vía distinta a la inhalación. Normalmente expresada como miligramos o
gramos de material por kilogramo de peso del animal.).
Efectos ambientales del Hierro
El hierro (III)-O-arsenito, pentahidratado puede ser peligroso para el medio ambiente; se debe prestar espe-
cial atención a las plantas, el aire y el agua. Se recomienda encarecidamente que no se permita que el pro-
ducto entre en el medio ambiente porque persiste en éste.
Cobalto
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Cobalto
Co
27
2,3
+3
1,8
1,26
0,63
1,25
[Ar]3d74s2
7,90
58,93
8,9
2900
1495
George Brandt en 1737

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
247
Elemento químico metálico, Co, con número atómico de 27 y un peso atómico de 58.93. El cobalto se
parece al hierro y al níquel, tanto en estado libre como combinado. Se encuentra distribuido con amplitud en
la naturaleza y forma, aproximadamente, el 0.001% del total de las rocas ígneas de la corteza terrestre, en
comparación con el 0.02% del níquel. Se halla en meteoritos, estrellas, en el mar, en aguas dulces, suelos,
plantas, animales y en los nódulos de manganeso encontrados en el fondo del océano. Se observan trazas de
cobalto en muchos minerales de hierro, níquel, cobre, plata, manganeso y zinc; pero los minerales de cobal-
to importantes en el comercio son los arseniuros, óxidos y sulfuros. El cobalto y sus aleaciones son resisten-
tes al desgaste y a la corrosión, aun a temperaturas elevadas. Entre sus aplicaciones comerciales más
importantes están; la preparación de aleaciones para uso a temperaturas elevadas, aleaciones magnéticas,
aleaciones para máquinas y herramientas, sellos vidrio a metal y la aleación dental y quirúrgica llamada
vitallium. Las plantas y los animales necesitan cantidades pequeñas de cobalto. Su isótopo radiactivo produ-
cido artificialmente, cobalto-60, se utiliza mucho en la industria, la investigación y la medicina.
El cobalto es ferromagnético y se parece al hierro y al níquel, en su dureza, resistencia a la tensión, ca-
pacidad de uso en maquinaria, propiedades térmicas y comportamiento electroquímico. Al metal no lo afec-
tan el agua ni el aire en condiciones normales, y lo atacan con rapidez el ácido sulfúrico, el ácido clorhídrico
y el ácido nítrico; pero el ácido fluorhídrico, el hidróxido de amonio y el hidróxido de sodio lo atacan len-
tamente. El cobalto presenta valencias variables y forma iones complejos y compuestos colerados, como
hacen todos los compuestos de transición. La tabla siguiente resume sus propiedades.
El cloruro, nitrato y sulfato de cobalto (II) se forman por la interacción del metal, óxido, hidróxido o
carbonato con el ácido correspondiente. Hay tres óxidos principales de cobalto: el cobaltoso gris, CoO; el
cobáltico negro, Co2O3, formado al calentar compuestos a baja temperatura en exceso de aire, y el cobaltó-
sico, Co3O4, el óxido estable, que se forma cuando las sales se calientan al aire a temperaturas que no exce-
dan de 850ºC (1562ºF). Las sales más comunes de cobalto son derivados del cobalto (II); el estado de
valencia mayor sólo se encuentra formando compuestos de coordinación. La vitamina B12 es un compuesto
de coordinación del cobalto que se encuentra en la naturaleza y es muy importante. Los compuestos de co-
balto tienen gran variedad de aplicaciones industriales, incluso se usan como catalizadores, y en agricultura
para remediar la deficiencia de cobalto en el suelo y en la vegetación natural.
Efectos del Cobalto sobre la salud
Cobalto en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
0.02 a 20 ppb
De 1 a 4 ppb
Aprox. 0.3 ppb
De 1 a 2 mg
El Cobalto está ampliamente dispersado en el ambiente de los humanos por lo que estos pueden ser ex-
puestos a él por respirar el aire, beber agua y comer comida que contengan Cobalto. El Contacto cutáneo
con suelo o agua que contenga Cobalto puede también aumentar la exposición.
El Cobalto no está a menudo libremente disponible en el ambiente, pero cuando las partículas del Cobal-
to no se unen a las partículas del suelo o sedimento la toma por las plantas y animales es mayor y la acumu-
lación en plantas y animales puede ocurrir.
El Cobalto es beneficioso para los humanos porque forma parte de la vitamina B12, la cual es esencial
para la salud humana. El cobalto es usado para tratar la anemia en mujeres embarazadas, porque este esti-
mula la producción de glóbulos rojos.
De cualquier manera, muy alta concentración de Cobalto puede dañar la salud humana. Cuando respira-
mos elevadas concentraciones de Cobalto a través del aire experimentamos efectos en los pulmones, como
asma y neumonía. Esto ocurre principalmente en gente que trabaja con Cobalto.

248
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Cuando las plantas crecen sobre suelos contaminados estas acumularán muy pequeñas partículas de Co-
balto, especialmente en las partes de la planta que nosotros comemos, como son los frutos y las semillas.
Los suelos cercanos a minas y fundiciones pueden contener una alta cantidad de Cobalto, así que la toma
por los humanos a través de comer las plantas puede causar efectos sobre la salud.
Los efectos sobre la salud que son el resultado de la toma de altas concentraciones de Cobalto son:
Vómitos y náuseas
Problemas de Visión
Problemas de Corazón
Daño del Tiroides
Efectos sobre la salud pueden también ser causado por radiación de los Isótopos radiactivos del Cobalto.
Este causa esterilidad, pérdida de pelo, vómitos, sangrado, diarreas, coma e incluso la muerte. Esta radia-
ción es algunas veces usada en pacientes con cáncer para destruir tumores. Estos pacientes también sufren
pérdida de pelo, diarreas y vómitos.
Efectos ambientales del Cobalto
El Cobalto es un elemento que ocurre de forma natural en el medio ambiente en el aire, agua, suelo, rocas,
plantas y animales. Este puede también entrar en el aire y el agua y depositarse sobre la tierra a través del
viento y el polvo y entrar en la superficie del agua a través de la escorrentía cuando el agua de lluvia corre a
través del suelo y rocas que contienen Cobalto.
Los humanos añaden Cobalto por liberación de pequeñas cantidades en la atmósfera por la combustión
de carbón y la minería, el procesado de minerales que contienen Cobalto y la producción y uso de compues-
tos químicos con Cobalto.
Los isótopos radiactivos del Cobalto no están presentes de forma natural en el medioambiente, pero es-
tos son liberados a través de las operaciones de plantas de energía nuclear y accidentes nucleares. Porque
esto tiene relativamente una vida de desintegración media corta estos no son particularmente peligrosos.
El Cobalto no puede ser destruido una vez que este ha entrado en el medioambiente. Puede reaccionar
con otras partículas o ser absorbido por las partículas del suelo o el agua. El Cobalto se mueve sólo bajo
condiciones ácidas, pero al final la mayoría del Cobalto terminará en el suelo y sedimentos. Los suelos que
contienen muy bajas cantidades de Cobalto puede que las plantas que crecen en ellos tengan una deficiencia
de Cobalto. Cuando los animales pastorean sobre estos suelos ellos sufren una carencia de Cobalto, el cual
es esencial para ellos.
Por otra parte, los suelo cercanos a las minas y las fundiciones pueden contener muy altas cantidades de
Cobalto, así que la toma por los animales a través de comer las plantas puede causar efectos sobre la salud.
El Cobalto se acumulará en plantas y en cuerpos de animales que comen esas plantas, pero no es conocido
que el Cobalto sufra biomagnificación en la cadena alimentaria. Debido a que las frutas, vegetales, peces y
otros animales que nosotros comemos usualmente no contienen altas cantidades de Cobalto.
Niquel
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Níquel
Ni
28
2,3
+2
1,8

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
249
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
1,21
0,78
1,24
[Ar]3d84s2
7,68
58,71
8,9
2730
1453
Alex Constedt 1751
Símbolo Ni, número atómico 28, metal duro, blanco plateado, dúctil y maleable. La masa atómica del
níquel presente en la naturaleza es 58.71.
El níquel tiene cinco isótopos naturales con masas atómicas de 58, 60, 61, 62, 64. También se han identi-
ficado siete isótopos radiactivos, con números de masa de 56, 57, 59, 63, 65, 66 y 67.
La mayor parte del níquel comercial se emplea en el acero inoxidable y otras aleaciones resistentes a la
corrosión. También es importante en monedas como sustituto de la plata. El níquel finamente dividido se
emplea como catalizador de hidrogenación.
El níquel es un elemento bastante abundante, constituye cerca de 0.008% de la corteza terrestre y 0.01%
de las rocas ígneas. En algunos tipos de meteoritos hay cantidades apreciables de níquel, y se piensa que
existen grandes cantidades en el núcleo terrestre. Dos minerales importantes son los sulfuros de hierro y
níquel, pentlandita y pirrotita (Ni, Fe)xSy; el mineral garnierita, (Ni, Mg)SiO3.nH2O, también es importante
en el comercio. El níquel se presenta en pequeñas cantidades en plantas y animales. Está presente en peque-
ñas cantidades en el agua de mar, el petróleo y en la mayor parte del carbón.
El níquel metálico es fuerte y duro (3.8 en la escala de Mohs), Cuando está finamente dividido, es de co-
lor negro. La densidad del níquel es 8.90 veces la del agua a 20ºC (68ºF); se funde a 1455ºC (2651ºF) y
hierve a 2840ºC (5144ºF); es sólo moderadamente reactivo. Resiste la corrosión alcalina y no se inflama en
trozos grandes, pero los alambres muy finos pueden incendiarse. Está por encima del hidrógeno en la serie
electroquímica; se disuelve con lentitud en ácidos diluidos liberando hidrógeno. En forma metálica es un
agente reductor fuerte.
El níquel es dipositivo en sus compuestos, pero también puede existir en los estados de oxidación 0, 1+,
3+, 4+. Además de los compuestos simples o sales, el níquel forma una variedad de compuestos de coordi-
nación o complejos. La mayor parte de los compuestos de níquel son verdes o azules a causa de la hidrata-
ción o de la unión de otros ligandos al metal. El ion níquel presente en soluciones acuosas de compuestos
simples es a su vez un complejo, el [Ni(H2O)6]2+.
Efectos del Níquel sobre la salud
Níquel en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
Varia entre 10 y 50 ppb
No mas de 0.7 ppm
De 1 a 2 ppm
15 mg
El níquel es un elemento que ocurre en el ambiente sólo en muy pequeños niveles. Los humanos usan el
níquel para muchas aplicaciones diferentes. La aplicación más común del níquel es el uso como ingrediente

250
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
del acero y otros productos metálicos. Este puede ser encontrado en productos metálicos comunes como es
la joyería.
Los alimentos naturalmente contienen pequeñas cantidades de níquel. El chocolate y las grasas son co-
nocidos por contener altas cantidades. El níquel es tomado y este aumentará cuando la gente come grandes
cantidades de vegetales procedentes de suelos contaminados. Es conocido que las plantas acumulan níquel y
como resultado la toma de níquel de los vegetales será eminente. Los fumadores tienen un alto grado de
exposición al níquel a través de sus pulmones. Finalmente, el níquel puede ser encontrado en detergentes.
Los humanos pueden ser expuestos al níquel al respirar el aire, beber agua, comer comida o fumar cigarri-
llos. El contacto de la piel con suelo contaminado por níquel o agua puede también resultar en la exposición
al níquel. En pequeñas cantidades el níquel es esencial, pero cuando es tomado en muy altas cantidades este
puede ser peligroso par la salud humana.
La toma de altas cantidades de níquel tienen las siguientes consecuencias:
Elevadas probabilidades de desarrollar cáncer de pulmón, nariz, laringe y próstata.
Enfermedades y mareos después de la exposición al gas de níquel.
Embolia de pulmón.
Fallos respiratorios.
Defectos de nacimiento.
Asma y bronquitis crónica.
Reacciones alérgicas como son erupciones cutáneas, mayormente de las joyas.
Desordenes del corazón.
Efectos ambientales del Níquel
El níquel es liberado al aire por las plantas de energía y las incineradoras de basuras. Este se depositará en el
suelo o caerá después de reaccionar con las gotas de lluvia. Usualmente lleva un largo periodo de tiempo
para que el níquel sea eliminado del aire. El níquel puede también terminar en la superficie del agua cuando
es parte de las aguas residuales. La mayor parte de todos los compuestos del níquel que son liberados al
ambiente se absorberán por los sedimentos o partículas del suelo y llegará a inmovilizarse. En suelos ácidos,
el níquel se une para llegar a ser más móvil y a menudo alcanza el agua subterránea.
No hay mucha más información disponible sobre los efectos del níquel sobre los organismos y los
humanos. Sabemos que altas concentraciones de níquel en suelos arenosos puede claramente dañar a las
plantas y altas concentraciones de níquel en aguas superficiales puede disminuir el rango de crecimiento de
las algas. Microorganismos pueden también sufrir una disminución del crecimiento debido a la presencia de
níquel, pero ellos usualmente desarrollan resistencia al níquel. Para los animales el níquel, es un elemento
esencial en pequeñas cantidades. Pero el níquel no es sólo favorable como elemento esencial; puede ser
también peligroso cuando se excede la máxima cantidad tolerable. Esto puede causar varios tipos de cánce-
res en diferentes lugares de los cuerpos de los animales, mayormente en aquellos que viven cerca de refine-
rías. No es conocido que el níquel se acumule en plantas o animales. Como resultado el níquel no se
biomagnifica en la cadena alimentaría.
Cobre
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Cobre
Cu
29
1,2
+2

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
251
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
1,9
1,38
0,69
1,28
[Ar]3d104s1
7,77
63,54
8,96
2595
1083
Los antiguos
Elemento químico, de símbolo Cu, con número atómico 29; uno de los metales de transición e importan-
te metal no ferroso. Su utilidad se debe a la combinación de sus propiedades químicas, físicas y mecánicas,
así como a sus propiedades eléctricas y su abundancia. El cobre fue uno de los primeros metales usados por
los humanos.
La mayor parte del cobre del mundo se obtiene de los sulfuros minerales como la calcocita, covelita, cal-
copirita, bornita y enargita. Los minerales oxidados son la cuprita, tenorita, malaquita, azurita, crisocola y
brocantita. El cobre natural, antes abundante en Estados Unidos, se extrae ahora sólo en Michigan. El grado
del mineral empleado en la producción de cobre ha ido disminuyendo regularmente, conforme se han agota-
do los minerales más ricos y ha crecido la demanda de cobre. Hay grandes cantidades de cobre en la Tierra
para uso futuro si se utilizan los minerales de los grados más bajos, y no hay probabilidad de que se agoten
durante un largo periodo.
El cobre es el primer elemento del subgrupo Ib de la tabla periódica y también incluye los otros metales
de acuñación, plata y oro. Su átomo tiene la estructura electrónica 1s22s22p63s23p63d104s1. El bajo potencial
de ionización del electrón 4s1 da por resultado una remoción fácil del mismo para obtener cobre(I), o ion
cuproso, Cu+, y el cobre(II), o ion cúprico, Cu2+, se forma sin dificultad por remoción de un electrón de la
capa 3d. El peso atómico del cobre es 63.546. Tiene dos isótopos naturales estables 63Cu y 65Cu. También se
conocen nueve isótopos inestables (radiactivos). El cobre se caracteriza por su baja actividad química. Se
combina químicamente en alguno de sus posibles estados de valencia. La valencia más común es la de 2+
(cúprico), pero 1+ (cuproso) es también frecuente; la valencia 3+ ocurre sólo en unos cuantos compuestos
inestables.
Un metal comparativamente pesado, el cobre sólido puro, tiene una densidad de 8.96 g/cm3 a 20ºC,
mientras que el del tipo comercial varía con el método de manufactura, oscilando entre 8.90 y 8.94. El punto
de fusión del cobre es de 1083.0 (+/-) 0.1ºC (1981.4 +/- 0.2ºF). Su punto de ebullición normal es de 2595ºC
(4703ºF). El cobre no es magnético; o más exactamente, es un poco paramagnético. Su conductividad tér-
mica y eléctrica es muy alta. Es uno de los metales que puede tenerse en estado más puro, es moderadamen-
te duro, es tenaz en extremo y resistente al desgaste. La fuerza del cobre está acompañada de una alta
ductibilidad. Las propiedades mecánicas y eléctricas de un metal dependen en gran medida de las condicio-
nes físicas, temperatura y tamaño de grano del metal.
De los cientos de compuestos de cobre, sólo unos cuantos son fabricados de manera industrial en gran
escala. El más importante es el sulfato de cobre (II) pentahidratado o azul de vitriolo, CuSO4. 5H2O. Otros
incluyen la mezcla de Burdeos; 3Cu(OH)2CuSO4; verde de París, un complejo de metaarsenito y acetato de
cobre; cianuro cuproso, CuCN; óxido cuproso, Cu2O; cloruro cúprico, CuCL2; óxido cúprico, CuO; carbo-
nato básico cúprico; naftenato de cobre, el agente más ampliamente utilizado en la prevención de la putre-
facción de la madera, telas, cuerdas y redes de pesca. Las principales aplicaciones de los compuestos de

252
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
cobre las encontramos en la agricultura, en especial como fungicidas e insecticidas; como pigmentos; en
soluciones galvanoplásticas; en celdas primarias; como mordentes en teñido, y como catalizadores.
Efectos del Cobre sobre la salud
Cobre en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
1 ppm
De 1 a 25 ppm
De 2 a 10 ppm (En hígado mayor concentración)
De 1 a 2 mg
El Cobre es una sustancia muy común que ocurre naturalmente y se extiende a través del ambiente a tra-
vés de fenómenos naturales, los humanos usan ampliamente el Cobre. Por ejemplo este es aplicado en in-
dustrias y en agricultura. La producción de Cobre se ha incrementado en las últimas décadas y debido a esto
las cantidades de Cobre en el ambiente se ha expandido.
El Cobre puede ser encontrado en muchas clases de comidas, en el agua potable y en el aire. Debido a
que absorbemos una cantidad eminente de cobre cada día por la comida, bebiendo y respirando. Las absor-
ción del Cobre es necesaria, porque el Cobre es un elemento traza que es esencial para la salud de los
humanos. Aunque los humanos pueden manejar concentraciones de Cobre proporcionalmente altas, mucho
Cobre puede también causar problemas de salud.
La mayoría de los compuestos del Cobre se depositarán y se enlazarán tanto a los sedimentos del agua
como a las partículas del suelo. Compuestos solubles del Cobre forman la mayor amenaza para la salud
humana. Usualmente compuestos del Cobre solubles en agua ocurren en el ambiente después de liberarse a
través de aplicaciones en la agricultura.
Las concentraciones del Cobre en el aire son usualmente bastante bajas, así que la exposición al Cobre
por respiración es descartable. Pero gente que vive cerca de fundiciones que procesan el mineral cobre en
metal pueden experimentar esta clase de exposición.
La gente que vive en casas que todavía tiene tuberías de cobre está expuesta a más altos niveles de Cobre
que la mayoría de la gente, porque el Cobre es liberado en sus aguas a través de la corrosión de las tuberías.
La exposición profesional al Cobre puede ocurrir. En el Ambiente de trabajo el contacto con Cobre pue-
de llevar a coger gripe conocida como la fiebre del metal. Esta fiebre pasará después de dos días y es causa-
da por una sobre sensibilidad.
Exposiciones de largo periodo al cobre pueden irritar la nariz, la boca y los ojos y causar dolor de cabe-
za, de estómago, mareos, vómitos y diarreas. Una toma grande de cobre puede causar daño al hígado y los
riñones e incluso la muerte. Si el Cobre es cancerígeno no ha sido determinado aún.
Hay artículos científicos que indican una unión entre exposiciones de largo término a elevadas concen-
traciones de Cobre y una disminución de la inteligencia en adolescentes.
Efectos ambientales del Cobre
La producción mundial de Cobre está todavía creciendo. Esto básicamente significa que más y más Cobre
termina en le medioambiente. Los ríos están depositando barro en sus orillas que están contaminados con
Cobre, debido al vertido de aguas residuales contaminadas con Cobre. El Cobre entra en el aire, mayorita-
riamente a través de la liberación durante la combustión de fuel. El Cobre en el aire permanecerá por un
período de tiempo eminente, antes de depositarse cuando empieza a llover. Este terminará mayormente en

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
253
los suelos, como resultado los suelos pueden también contener grandes cantidades de Cobre después de que
esté sea depositado desde el aire.
El Cobre puede ser liberado en el medioambiente tanto por actividades humanas como por procesos na-
turales. Ejemplo de fuentes naturales son las tormentas de polvo, descomposición de la vegetación, incen-
dios forestales y aerosoles marinos. Unos pocos de ejemplos de actividades humanas que contribuyen a la
liberación del Cobre han sido ya nombrados. Otros ejemplos son la minería, la producción de metal, la pro-
ducción de madera y la producción de fertilizantes fosfatados. El Cobre es a menudo encontrado cerca de
minas, asentamientos industriales, vertederos y lugares de residuos.
Cuando el Cobre termina en el suelo este es fuertemente atado a la materia orgánica y minerales. Como
resultado este no viaja muy lejos antes de ser liberado y es difícil que entre en el agua subterránea. En el
agua superficial el cobre puede viajar largas distancias, tanto suspendido sobre las partículas de lodos como
iones libres.
El Cobre no se rompe en el ambiente y por eso se puede acumular en plantas y animales cuando este es
encontrado en suelos. En suelos ricos en Cobre sólo un número pequeño de plantas pueden vivir. Por esta
razón no hay diversidad de plantas cerca de las fábricas de Cobres, debido al efecto del Cobre sobre las
plantas, es una seria amenaza para la producción en las granjas. El Cobre puede seriamente influir en el
proceso de ciertas tierras agrícolas, dependiendo de la acidez del suelo y la presencia de materia orgánica. A
pesar de esto el estiércol que contiene Cobre es todavía usado.
El Cobre puede interrumpir la actividad en el suelo, su influencia negativa en la actividad de microorga-
nismos y lombrices de tierra. La descomposición de la materia orgánica puede disminuir debido a esto.
Cuando los suelos de las granjas están contaminados con Cobre, los animales pueden absorber concen-
traciones de Cobre que dañan su salud. Principalmente las ovejas sufren un gran efecto por envenenamiento
con Cobre, debido a que los efectos del Cobre se manifiestan a bajas concentraciones.
Zinc
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Zinc
Zn
30
2
+2
1,6
1,31
0,74
1,38
[Ar]3d104s2
9.42
65,37
7,14
906
419,5
Desconocido

254
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Elemento químico de símbolo Zn, número atómico 30 y peso atómico 65.37. Es un metal maleable, dúc-
til y de color gris. Se conocen 15 isótopos, cinco de los cuales son estables y tienen masas atómicas de 64,
66, 67, 68 y 70. Cerca de la mitad del zinc común se encuentra como isótopo de masa atómica 64.
Los usos más importantes del zinc los constituyen las aleaciones y el recubrimiento protector de otros
metales. El hierro o el acero recubiertos con zinc se denominan galvanizados, y esto puede hacerse por in-
mersión del artículo en zinc fundido (proceso de hot-dip), depositando zinc electrolíticamente sobre el artí-
culo como un baño chapeado (electrogalvanizado), exponiendo el artículo a zinc en polvo cerca de su punto
de fusión (sherardizing) o rociándolo con zinc fundido (metalizado).
El zinc es uno de los elementos menos comunes; se estima que forma parte de la corteza terrestre en un
0.0005-0.02%. Ocupa el lugar 25 en orden de abundancia entre los elementos. Su principal mineral es la
blenda, marmatita o esfalerita de zinc, ZnS. Es un elemento esencial para el desarrollo de muchas clases de
organismos vegetales y animales. La deficiencia de zinc en la dieta humana deteriora el crecimiento y la
madurez y produce también anemia. La insulina es una proteína que contiene zinc. El zinc está presente en
la mayor parte de los alimentos, especialmente en los que son ricos en proteínas. En promedio, el cuerpo
humano contiene cerca de dos gramos de zinc.
El zinc puro y recientemente pulido es de color blanco azuloso, lustroso y moderadamente duro (2.5 en
la escala de Mohs). El aire húmedo provoca su empañamiento superficial, haciendo que tenga color gris. El
zinc puro es dúctil y maleable pudiéndose enrollar y tensar, pero cantidades pequeñas de otros metales co-
mo contaminantes pueden volverlo quebradizo. Se funde a 420ºC (788ºF) y hierve a 907ºC (1665ºF). Su
densidad es 7.13 veces mayor que la del agua, ya que un pie cúbico (0.028m3) pesa 445 lbs (200 kg.)
El zinc es buen conductor del calor y la electricidad. Como conductor del calor, tiene una cuarta parte de la
eficiencia de la plata. A 0.91ºK es un superconductor eléctrico. El zinc puro no es ferromagnético.
Es un metal químicamente activo. Puede encenderse con alguna dificultad produciendo una flama azul
verdosa en el aire y liberando óxido de zinc en forma de humo. El zinc metálico en soluciones ácidas reac-
ciona liberando hidrógeno para formar iones zinc, Zn2+. Se disuelve también en soluciones fuertemente
alcalinas para formar iones dinegativos de tetrahidroxozincatos, Zn (OH)2-4, escrito algunas veces como
ZnO2-2.en las fórmulas de los zincatos.
El zinc es siempre divalente en sus compuestos, excepto algunos cuando se une a otros metales, que se
denominan aleaciones de zinc. Forma también muchos compuestos de coordinación. En la mayor parte de
ellos la unidad estructural fundamental es un ion central de zinc, rodeado por cuatro grupos coordinados
dispuestos espacialmente en las esquinas de un tetraedro regular.
Efectos del Zinc sobre la salud
Zinc en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
7 ppm
De 75 a 170 ppm
50 ppm (músculos)
2.3 g
El Zinc es una sustancia muy común que ocurre naturalmente. Muchos alimentos contienen ciertas concentra-
ciones de Zinc. El agua potable también contiene cierta cantidad de Zinc. La cual puede ser mayor cuando es
almacenada en tanques de metal. Las fuentes industriales o los emplazamientos para residuos tóxicos pueden ser
la causa del Zinc en el agua potable llegando a niveles que causan problemas.
El Zinc es un elemento traza que es esencial para la salud humana. Cuando la gente absorbe demasiado
poco Zinc estos pueden experimentar una pérdida del apetito, disminución de la sensibilidad, el sabor y el

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
255
olor. Pequeñas llagas, y erupciones cutáneas. La acumulación del Zinc puede incluso producir defectos de
nacimiento.
Incluso los humanos pueden manejar proporcionalmente largas cantidades de Zinc, demasiada cantidad
de Zinc puede también causar problemas de salud eminentes, como es úlcera de estómago, irritación de la
piel, vómitos, náuseas y anemia. Niveles alto de Zinc pueden dañar el páncreas y disturbar el metabolismo
de las proteínas, y causar arteriosclerosis. Exposiciones al clorato de Zinc intensivas pueden causar desor-
denes respiratorios.
En el Ambiente de trabajo el contacto con Zinc puede causar la gripe conocida como la fiebre del metal. Esta
pasará después de dos días y es causada por una sobre sensibilidad. El Zinc puede dañar a los niños que no han
nacido y a los recién nacidos. Cuando sus madres han absorbido grandes concentraciones de Zinc los niños pue-
den ser expuestos a éste a través de la sangre o la leche de sus madres.
Efectos ambientales del Zinc
El Zinc ocurre de forma natural en el aire, agua y suelo, pero las concentraciones están aumentando por
causas no naturales, debido a la adición de Zinc a través de las actividades humanas. La mayoría del Zinc es
adicionado durante actividades industriales, como es la minería, la combustión de carbón y residuos y el
procesado del acero. La producción mundial de Zinc está todavía creciendo. Esto significa básicamente que
más y más Zinc termina en el ambiente.
El agua es contaminada con Zinc, debido a la presencia de grandes cantidades de Zinc en las aguas resi-
duales de plantas industriales. Estas aguas residuales no son depuradas satisfactoriamente. Una de las con-
secuencias es que los ríos están depositando fango contaminado con Zinc en sus orillas. El zinc puede
también incrementar la acidez de las aguas.
Algunos peces pueden acumular Zinc en sus cuerpos, cuando viven en cursos de aguas contaminadas
con Zinc, cuando el Zinc entra en los cuerpos de estos peces este es capaz de biomagnificarse en la cadena
alimentaría.
Grandes cantidades de Zinc pueden ser encontradas en los suelos. Cuando los suelos son granjas y están
contaminados con Zinc, los animales absorben concentraciones que son dañas para su salud. El Zinc soluble
en agua que está localizado en el suelo puede contaminar el agua subterránea.
El Zinc no sólo puede ser una amenaza para el ganado, pero también para las plantas. Las plantas a me-
nudo tienen una toma de Zinc que sus sistemas no puede manejar, debido a la acumulación de Zinc en el
suelo. En suelos ricos en Zinc sólo un número limitado de plantas tiene la capacidad de sobrevivir. Esta es la
razón por la cuál no hay mucha diversidad de plantas cerca de factorías de Zinc. Debido a que los efectos
del Zinc sobre, las plantas es una amenaza sería para la producción de las granjas. A pesar de esto estiércol
que contiene zinc es todavía aplicado.
Finalmente, el Zinc puede interrumpir la actividad en los suelos, con influencias negativas en la activi-
dad de microorganismos y lombrices. La descomposición de la materia orgánica posiblemente sea más lenta
debido a esto.
Arsénico
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Arsénico
As
33
+3,-3,5
+5
2,1

256
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
1,19
0,47
1,39
[Ar]3d104s24p3
10.08
74,922
5,72
613
817
Los antiguos
Elemento químico, cuyo símbolo es As y su número atómico, 33. El arsénico se encuentra distribuido
ampliamente en la naturaleza (cerca de 5 x 10-4% de la corteza terrestre). Es uno de los 22 elementos cono-
cidos que se componen de un solo nucleido estable, 7533As; el peso atómico es de 74.922. Se conocen otros
17 nucleidos radiactivos de As.
Existen tres alótropos o modificaciones polimórficas del arsénico. La forma a cúbica de color amarillo se
obtiene por condensación del vapor a muy bajas temperaturas. La b polimórfica negra, que es isoestructural
con el fósforo negro. Ambas revierten a la forma más estable, la l, gris o metálica, del arsénico romboédri-
co, al calentarlas o por exposición a la luz. La forma metálica es un conductor térmico y eléctrico moderado,
quebradizo, fácil de romper y de baja ductibilidad.
Al arsénico se le encuentra natural como mineral de cobalto, aunque por lo general está en la superficie
de las rocas combinado con azufre o metales como Mn, Fe, Co, Ni, Ag o Sn. El principal mineral del arsé-
nico es el FeAsS (arsenopirita, pilo); otros arseniuros metálicos son los minerales FeAs2 (löllingita), NiAs
(nicolita), CoAsS (cobalto brillante), NiAsS (gersdorfita) y CoAs2 (esmaltita). Los arseniatos y tioarseniatos
naturales son comunes y la mayor parte de los minerales de sulfuro contienen arsénico. La As4S4 (realgarita)
y As4S6 (oropimente) son los minerales más importantes que contienen azufre. El óxido, arsenolita, As4O6,
se encuentra como producto de la alteración debida a los agentes atmosféricos de otros minerales de arséni-
co, y también se recupera de los polvos colectados de los conductos durante la extracción de Ni, Cu y Sn;
igualmente se obtiene al calcinar los arseniuros de Fe, Co o Ni con aire u oxigeno. El elemento puede obte-
nerse por calcinación de FeAsS o FeAs2 en ausencia de aire o por reducción de As4O6 con carbonato, cuan-
do se sublima As4.
El arsénico elemental tiene pocos usos. Es uno de los pocos minerales disponibles con un 99.9999+ %
de pureza. En el estado sólido se ha empleado ampliamente en los materiales láser GaAs y como agente
acelerador en la manufactura de varios aparatos. El óxido de arsénico se utiliza en la elaboración de vidrio.
Los sulfuros de arsénico se usan como pigmentos y en juegos pirotécnicos. El arseniato de hidrógeno se
emplea en medicina, así como otros compuestos de arsénico. La mayor parte de la aplicación medicinal de
los compuestos de arsénico se basa en su naturaleza tóxica.
Efectos del Arsénico sobre la salud
Arsénico en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cabello
Cantidad total en el cuerpo
2 a 9 microgramos por litro
0.1 – 1.6 ppm
0.1 – 1.6 ppm
1 ppm
Prom. 7 miligramos (varia entre 0.5 y 15)

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
257
El Arsénico es uno de los más tóxicos elementos que pueden ser encontrados. Debido a sus efectos tóxi-
cos, los enlaces de Arsénico inorgánico ocurren en la tierra naturalmente en pequeñas cantidades. Los
humanos pueden ser expuestos al Arsénico a través de la comida, agua y aire.
La exposición puede también ocurrir a través del contacto con la piel con suelo o agua que contenga Ar-
sénico.
Los niveles de Arsénico en la comida son bastante bajos, no es añadido debido a su toxicidad, pero los
niveles de Arsénico en peces y mariscos puede ser alta, porque los peces absorben Arsénico del agua donde
viven. Por suerte esto esta es mayormente la forma de Arsénico orgánico menos dañina, pero peces que
contienen sugnificantes cantidades de Arsénico inorgánico pueden ser un peligro para la salud humana.
La exposición al Arsénico puede ser más alta para la gente que trabaja con Arsénico, para gente que be-
be significantes cantidades de vino, para gente que vive en casas que contienen conservantes de la madera y
gente que viven en granjas donde el Arsénico de los pesticidas ha sido aplicado en el pasado.
La exposición al Arsénico inorgánico puede causar varios efectos sobre la salud, como es irritación del
estómago e intestinos, disminución en la producción de glóbulos rojos y blancos, cambios en la piel, e irri-
tación de los pulmones. Es sugerido que la toma de significantes cantidades de Arsénico inorgánico puede
intensificar las posibilidades de desarrollar cáncer, especialmente las posibilidades de desarrollo de cáncer
de piel, pulmón, hígado, linfa.
A exposiciones muy altas de Arsénico inorgánico puede causar infertilidad y abortos en mujeres, puede
causar perturbación de la piel, pérdida de la resistencia a infecciones, perturbación en el corazón y daño del
cerebro tanto en hombres como en mujeres. Finalmente, el Arsénico inorgánico puede dañar el ADN. El
Arsénico orgánico no puede causar cáncer, ni tampoco daño al ADN. Pero exposiciones a dosis elevadas
puede causar ciertos efectos sobre la salud humana, como es lesión de nervios y dolores de estómago.
Efectos ambientales del Arsénico
El Arsénico puede ser encontrado de forma natural en la tierra en pequeñas concentraciones. Esto ocurre en
el suelo y minerales y puede entrar en el aire, agua y tierra a través de las tormentas de polvo y las aguas de
escorrentía.
El Arsénico es un componente que es extremadamente duro de convertir en productos soluble en agua o
volátil. En realidad el Arsénico es naturalmente específicamente un compuesto móvil, básicamente significa
que grandes concentraciones no aparecen probablemente en un sitio específico. Esto es una buena cosa,
pero el punto negativo es que la contaminación por Arsénico llega a ser un tema amplio debido al fácil es-
parcimiento de este. El Arsénico no se puede movilizar fácilmente cuando este es inmóvil. Debido a las
actividades humanas, mayormente a través de la minería y las fundiciones, naturalmente el Arsénico inmó-
vil se ha movilizado también y puede ahora ser encontrado en muchos lugares donde ellos no existían de
forma natural.
El ciclo del Arsénico ha sido ampliado como consecuencia de la interferencia humana y debido a esto,
grandes cantidades de Arsénico terminan en el Ambiente y en organismos vivos. El Arsénico es mayorita-
riamente emitido por las industrias productoras de cobre, pero también durante la producción de plomo y
zinc y en la agricultura.
Este no puede ser destruido una vez que este ha entrado en el Ambiente, así que las cantidades que
hemos añadido pueden esparcirse y causar efectos sobre la salud de los humanos y los animales en muchas
localizaciones sobre la tierra.
Las plantas absorben Arsénico bastante fácil, así que alto rango de concentraciones pueden estar presen-
tes en la comida. Las concentraciones del peligroso Arsénico inorgánico que está actualmente presente en

258
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
las aguas superficiales aumentan las posibilidades de alterar el material genético de los peces. Esto es ma-
yormente causado por la acumulación de Arsénico en los organismos de las aguas dulces consumidores de
plantas. Las aves comen peces que contienen eminentes cantidades de Arsénico y morirán como resultado
del envenenamiento por Arsénico como consecuencia de la descomposición de los peces en sus cuerpos.
Selenio
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Selenio
Se
34
+2,-2,4,6
-2
2,4
1,16
1,98
1,40
[Ar]3d104s24p4
9,82
78,96
4,79
685
217
Jons Berzelius 1817
Elemento químico, símbolo Se, número atómico 34 y peso atómico 78.96. Sus propiedades son semejan-
tes a las del telurio.
La abundancia de este elemento, ampliamente distribuido en la corteza terrestre, se estima aproximada-
mente en 7 x 10-5% por peso, encontrándose en forma de seleniuros de elementos pesados y, en menor can-
tidad, como elemento libre en asociación con azufre elemental. Sus minerales no se encuentran en suficiente
cantidad para tener utilidad, como fuente comercial del elemento, y por ello los minerales de sulfuro de
cobre seleníferos son los que representan la fuente primaria.
Los empleos más importantes del selenio son el proceso de fotocopiado xerográfico, la decoloración de
vidrios teñidos por compuestos de hierro, y también se usa como pigmento en plásticos, pinturas, barnices,
vidrio y cerámica y tintas. Su utilización en rectificadores ha disminuido por el mayor empleo del silicio y
el germanio en esta aplicación. El selenio se emplea también en exposímetros fotográficos y como aditivo
metalúrgico que mejora la capacidad de ciertos aceros para ser maquinados.
El selenio arde en el aire con una flama azul para dar dióxido de selenio, SeO2. El elemento también re-
acciona directamente con diversos metales y no metales, entre ellos el hidrógeno y los halógenos. Los áci-
dos no oxidantes, no reaccionan con el selenio; pero el ácido nítrico, el ácido sulfúrico concentrado y los
hidróxidos alcalinos fuertes lo disuelven.
El único compuesto importante del selenio con hidrógeno es el seleniuro de hidrógeno, H2Se, gas vene-
noso incoloro e inflamable con un olor desagradable, gran toxicidad y estabilidad térmica menor que la del
sulfuro de hidrógeno. Disuelto en agua, el seleniuro de hidrógeno puede precipitar muchos iones de metales
pesados como seleniuros muy poco solubles. Los compuestos orgánicos con enlaces C-Se son muchos e
incluyen desde simples selenoles, RSeH; ácido selenénico, RseOH; haluros organil selénicos, RSeX; sele-

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
259
niuros diorganílicos y diseleniuros, R2Se y R2Se2, hasta moléculas que exhiben actividad biológica, como
los selenoaminoácidos y los selenopéptidos.
Efectos del Selenio sobre la salud
Selenio en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
Los niveles varían entre 70 y 150 ppb
Los niveles varían entre 1 y 9 ppm
Aprox. 0.1 ppm
Aprox. 14 mg
Los humanos pueden estar expuestos al selenio de varias formas diferentes. La exposición al selenio tie-
ne lugar bien a través de la comida o el agua, o cuando nos ponemos en contacto con tierra o aire que con-
tiene altas concentraciones de selenio. Esto no es muy sorprendente, porque el selenio se da naturalmente en
el medio ambiente de forma muy amplia y está muy extendido.
La exposición al selenio tiene lugar principalmente a través de la comida, porque el selenio está presente
naturalmente en los cereales y la carne. Los humanos necesitan absorber ciertas cantidades de selenio di-
ariamente, con el objeto de mantener una buena salud. La comida normalmente contiene suficiente selenio
para prevenir las enfermedades causadas por su carencia.
La toma de selenio a través de la comida puede ser más elevada de lo normal en muchos casos, porque
en el pasado se aplicaron muchos fertilizantes ricos en selenio en los cultivos.
Las personas que viven cerca de lugares donde hay residuos peligrosos experimentarán una mayor expo-
sición a través del suelo y del aire. El selenio procedente de cultivos y de lugares donde hay residuos peli-
grosos acabará en las aguas subterráneas o superficiales por irrigación. Este fenómeno hace que el selenio
acabe en el agua potable local, de forma que la exposición al selenio a través del agua aumentará temporal-
mente.
Las personas que trabajan en las industrias del metal, industrias recuperadoras de selenio e industrias de
pintura también tienden a experimentar una mayor exposición al selenio, principalmente a través de la respi-
ración. El selenio es liberado al aire a través de la combustión de carbón y aceite.
Las personas que comen muchos cereales que crecen cerca de las industrias pueden experimentar una
mayor exposición al selenio a través de la comida. La exposición al selenio a través del agua potable puede
ser aumentada cuando el selenio de la eliminación de residuos peligrosos termina en los pozos de agua.
La exposición al selenio a través del aire suele ocurrir en el lugar de trabajo. Puede provocar mareos, fa-
tiga e irritaciones de las membranas mucosas. Cuando la exposición es extremadamente elevada, puede
ocurrir retención de líquido en los pulmones y bronquitis.
La toma de selenio a través de la comida es normalmente lo suficientemente grande como para satisfacer
las necesidades humanas; la escasez raramente ocurre. Cuando hay escasez puede que las personas experi-
menten problemas de corazón y musculares. Cuando la toma de selenio es demasiado grande es probable
que se presenten efectos sobre la salud. La gravedad de estos efectos depende de las concentraciones de
selenio en la comida y de la frecuencia con que se tome esa comida.
Los efectos sobre la salud de las diversas formas del selenio pueden variar de pelo quebradizo y uñas de-
formadas, a sarpullidos, calor, hinchamiento de la piel y dolores agudos. Cuando el selenio acaba en los ojos
las personas experimentan quemaduras, irritación y lagrimeo.
El envenenamiento por selenio puede volverse tan agudo en algunos casos que puede incluso causar la
muerte.

260
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
La sobre-exposición a vapores de selenio puede producir acumulación de líquido en los pulmones, mal
aliento, bronquitis, neumonía, asma bronquítica, náuseas, escalofríos, fiebre, color de cabeza, dolor de gar-
ganta, falta de aliento, conjuntivitis, vómitos, dolores abdominales, diarrea y agrandamiento del hígado. El
selenio es irritante y sensibilizador de los ojos y del sistema respiratorio superior.
La sobre-exposición puede resultar en manchas rojas en las uñas, dientes y pelo. El dióxido de selenio
reacciona con la humedad para formar ácido selénico, que es corrosivo para la piel y ojos.
Carcinogenicidad: La Agencia Internacional de la Investigación del Cáncer (IARC) ha incluido al sele-
nio dentro del grupo 3 (el agente no es clasificable en relación a su carcinogenicidad en humanos.).
Efectos ambientales del Selenio
El selenio se presenta naturalmente en el medio ambiente. Es liberado tanto a través de procesos naturales
como de actividades humanas. En su forma natural el selenio como elemento no puede ser creado ni des-
truido, pero tiene la capacidad de cambiar de forma.
Bajos niveles de selenio pueden terminar en suelos o agua a través de la erosión de las rocas. Será enton-
ces tomado por las plantas o acabará en el aire cuando es absorbido en finas partículas de polvo. Es más
probable que el selenio entre en el aire a través de la combustión de carbón y aceite, en forma de dióxido de
selenio. Esta sustancia será transformada en ácido de selenio en el agua o el sudor.
Las sustancias en el aire que contienen selenio son normalmente descompuestas en selenio y agua bas-
tante deprisa, de forma que no son peligrosas para la salud de los organismos.
Los niveles de selenio en el suelo y agua aumentan, porque el selenio sedimenta del aire y el selenio de
los residuos también tiende a acabar en los suelos de los vertederos.
Cuando el selenio en los suelos no reacciona con el oxígeno permanece bastante inmóvil. El selenio que
es inmóvil y no se disuelve en el agua representa menor riesgo para los organismos. Los niveles de oxígeno
en el aire y la acidez del suelo aumentarán las formas móviles del selenio. Las actividades humanas tales
como los procesos industriales y agrícolas incrementan los niveles de oxígeno y la acidez de los suelos.
Cuando el selenio es más móvil, las probabilidades de exposición a sus componentes aumentarán consi-
derablemente. La temperatura del suelo, la humedad, las concentraciones de selenio soluble en agua, la
estación del año, el contenido en materia orgánica y la actividad microbiana determinarán la rapidez con la
que el selenio se mueve a través del suelo. En otras palabras, estos factores determinan su movilidad.
La agricultura puede no solo incrementar el contenido de selenio en el suelo; también puede aumentar
las concentraciones de selenio en las aguas superficiales, ya que las aguas de drenaje de irrigación portan
selenio.
El comportamiento del selenio en el medio ambiente depende fuertemente de sus interacciones con otros
componentes y de las condiciones medio ambientales en el lugar en concreto y a una hora concreta.
Existe evidencia de que el selenio puede acumularse en los tejidos corporales de los organismos y puede
ser transportada en la cadena alimenticia hacia niveles superiores. Normalmente esta biomagnificación de
selenio comienza cuando los animales ingieren muchas plantas que han estado absorbiendo enormes canti-
dades de selenio, antes de la ingestión. Debido a la irrigación, las concentraciones de selenio en la escorren-
tía tienden a ser muy altas en organismos acuáticos en muchas zonas.
Cuando los animales absorben o acumulan concentraciones de selenio extremadamente grandes, puede
causar fallo reproductivo y defectos de nacimiento.

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
261
Molibdeno
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Molibdeno
Mo
42
2,3,4,5,6
+6
1,8
1,45
0,62
1,39
[Kr]4d55s1
7,24
95,94
10,2
5560
2610
Carl Wilhelm Scheele en 1778
Elemento químico, símbolo Mo, con número atómico 42 y peso atómico 95.94; es uno de los elementos de
transición. Metal gris plateado con una densidad de 10.2 g/cm3 (5907 oz/in3), se funde a 2610ºC (4730ºF).
El molibdeno se encuentra en muchas partes del mundo, pero pocos depósitos son lo suficientemente ri-
cos para garantizar la recuperación de los costos. La mayor parte del molibdeno proviene de minas donde su
recuperación es el objetivo primario de la operación. El restante se obtiene como un subproducto de ciertas
operaciones del beneficio del cobre.
El molibdeno forma compuestos en los cuales presenta estados de oxidación, 0, 2+, 3+, 4+, 5+, 6+. No
se ha observado como catión ionizable, pero se conocen especies catiónicas como el molibdenilo. La quími-
ca del molibdeno es extremadamente compleja y, con excepción de los halogenuros y calcogenuros, son
muy pocos los compuestos simples conocidos.
El dióxido y el trióxido de molibdeno son los óxidos más comunes y estables; otros óxidos descritos son
metaestables y, en lo esencial, son especies de laboratorio.
El ácido molíbdico, H2MoO4 (o MoO3.H2O), forma una serie estable de sales normales, del tipo
M2 MoO4, M2+MoO4 y M23+(MoO4)3. Se pueden formar molibdatos poliméricos o isopolimolibdatos por la
acidificación de una solución de molibdato o, en algunos casos, al calentar los molibdatos normales. El
peróxido de hidrógeno reacciona con varios molibdatos para formar una serie de compuestos peroxianióni-
cos. Otro grupo de compuestos del molibdeno son los heteropolielectrólitos, con mucho una familia funda-
mental de sales y ácidos libres: cada miembro contiene un anión complejo y de alto peso molecular. El
molibdeno también forma halogenuros y oxihalogenuros, que representan un intervalo amplio en estabilidad
y una serie de compuestos homólogos con S, Se y Te, semejantes a los óxidos.
2+
Efectos del Molibdeno sobre la salud
Molibdeno en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
1 ppb
Menos de o.7 ppm
Aprox. 20 ppb
5 mg

262
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Basado en experimentación animal, el molibdeno y sus compuestos son altamente tóxicos. Se ha infor-
mado de alguna evidencia de disfunción hepática con hiperbilirubinemia en trabajadores crónicamente
expuestos a una planta soviética de molibdeno y cobre. Además, se han encontrado signos de gota en traba-
jadores de fábricas y entre los habitantes de zonas de Armenia ricas en molibdeno. Las características prin-
cipales fueron dolores de la articulación de las rodillas, manos, pies, deformidades en las articulaciones,
eritemas, y edema de las zonas de articulación.
Efectos ambientales del Molibdeno
No se han documentado efectos negativos del molibdeno sobre el medio ambiente.
Yodo
Nombre
Símbolo
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Yodo
I
53
+1,-1,3,5,7
-1
2,5
1,33
2,16
–
[Kr]4d105s25p5
10,51
126,904
4,94
183
113,7
Bernard Courtois en 1811
Elemento no metálico, símbolo I, número atómico 53, masa atómica relativa 126.904, el más pesado de
los halógenos (halogenuros) que se encuentran en la naturaleza. En condiciones normales, el yodo es un
sólido negro, lustroso, y volátil; recibe su nombre por su vapor de color violeta.
La química del yodo, como la de los otros halógenos, se ve dominada por la facilidad con la que el áto-
mo adquiere un electrón para formar el ion yoduro, I-, o un solo enlace covalente –I, y por la formación, con
elementos más electronegativos, de compuestos en que el estado de oxidación formal del yodo es +1, +3, +5
o +7. El yodo es más electropositivo que los otros halógenos y sus propiedades se modulan por: la debilidad
relativa de los enlaces covalentes entre el yodo y elementos más electropositivos; los tamaños grandes del
átomo de yodo y del ion yoduro, lo cual reduce las entalpías de la red cristalina y de disolución de los yodu-
ros, en tanto que incrementa la importancia de las fuerzas de van der Waals en los compuestos del yodo, y la
relativa facilidad con que se oxida éste.
El yodo se encuentra con profusión, aunque rara vez en alta concentración y nunca en forma elemental.
A pesar de la baja concentración del yodo en el agua marina, cierta especie de alga puede extraer y acumu-

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
263
lar el elemento. En la forma de yodato de calcio, el yodo se encuentra en los mantos de caliche de Chile. Se
encuentra también como ion yoduro en algunas salmueras de pozos de petróleo en California, Michigan y
Japón.
El único isótopo estable del yodo es el 127I (53 protones, 74 neutrones). De los 22 isótopos artificiales
(masas entre 117 y 139), el más importante es el 131I, con una vida media de 8 días; se utiliza mucho en el
trabajo con trazadores radiactivos y ciertos procedimientos de radioterapia.
El yodo existe como moléculas diatómicas, I2 en las fases sólida, líquida y de vapor, aunque a tempera-
turas elevadas (>200ºC, o sea, 390ºF) la disociación para formar átomos es apreciable. Las cortas distancias
intermoleculares I… I en el sólido cristalino indican la presencia de fuertes fuerzas intermoleculares de van
der Waals. El yodo es moderadamente soluble en líquidos no polares y el color violeta de las soluciones
sugiere que se encuentran presentes las moléculas I2, como en su fase vapor.
Aun cuando, por lo común, es menos vigoroso en sus reacciones que los otros halógenos (halogenuros),
el yodo se combina directamente con la mayor parte de los elementos; excepciones importantes son los
gases nobles, el carbono, el nitrógeno y algunos metales nobles. Los derivados inorgánicos del yodo pueden
agruparse en tres clases de compuestos: aquéllos con más elementos electropositivos, es decir, los yoduros;
los formados con otros halógenos, y los formados con el oxígeno. Los compuestos órgano yódicos caen en
dos categorías: los yoduros y los derivados en que el yodo se encuentra en un estado de oxidación formal
positiva, en virtud del enlace con otro elemento más electronegativo.
El yodo parece ser un elemento que, en cantidades muy pequeñas, es esencial para la vida animal y ve-
getal. El yoduro y el yodato que se encuentran en las aguas marinas entran en el ciclo metabólico de la ma-
yor parte de la flora y la fauna marinas, mientras que en los mamíferos superiores el yodo se concentra en la
glándula tiroides, allí se convierte en aminoácidos yodados (principalmente tiroxina y yodotirosinas). Éstos
se encuentran almacenados en la tiroides como tiroglobulina y, aparentemente, la tiroxina es secretada por
la glándula. La deficiencia de yodo en los mamíferos lleva al bocio, una condición en que la glándula tiroi-
des crece más de lo normal.
Las propiedades bactericidas del yodo apoyan sus usos principales para el tratamiento de heridas o la es-
terilización del agua potable. Asimismo los compuestos de yodo se utilizan para tratar ciertas condiciones
de la tiroides y del corazón, como suplemento dietético (en la forma de sales yodatadas) y en los medios de
contraste para los rayos X.
Los usos industriales principales se encuentran en la fotografía, en donde el yoduro de plata es uno de
los constituyentes de las emulsiones para películas fotográficas rápidas, y en la industria de los tintes, en
donde los tintes a base de yodo se producen para el procesamiento de alimentos y para la fotografía en colo-
res.
Efectos del Yodo sobre la salud
Yodo en el cuerpo humano
Sangre
Huesos
Tejidos
Cantidad total en el cuerpo
0.06ppm
0.3 ppm
Varia ampliamente entre 0.05 a 0.7 ppm
De 10 a 20 mg la mayor parte en la Tiroides
El yodo se añade a casi cualquier sal. Es un ingrediente del pan, los peces marinos y las plantas oceáni-
cas. El yodo está presente de forma natural en los océanos y algunos peces marinos y plantas acuáticas lo
almacenan en sus tejidos.

264
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Muchas medicinas y limpiadores para heridas de la piel contienen yodo. También es un ingrediente de
las tabletas purificadoras de agua que se usan para preparar agua potable.
El yodo es un material de construcción de las hormonas tiroideas que son esenciales para el crecimiento,
el sistema nervioso y el metabolismo. Las personas que comen muy poco o nada de pan pueden experimen-
tar carencia de yodo. Entonces la función de la glándula tiroides disminuirá y la glándula tiroides empezará
a hincharse. Este fenómeno se llama estruma. Ahora esta afección es rara, ya que la sal de mesa lleva una
pequeña dosis de yodo. Grandes cantidades de yodo pueden ser peligrosas porque la glándula tiroides tra-
bajaría demasiado. Esto afecta al cuerpo entero; provoca taquicardias y pérdida de peso. El yodo elemental,
I2, es tóxico, y su vapor irrita los ojos y los pulmones. La concentración máxima permitida en aire cuando se
trabaja con yodo es de solamente 1 mg/m3. Todos los yoduros son tóxicos tomados en exceso.
El yodo 131 es uno de los radionucleidos involucrados en las pruebas nucleares atmosféricas, que co-
menzaron en 1945, con una prueba americana, y terminaron en 1980 con una prueba china. Se encuentra
entre los radionucleidos de larga vida que han producido y continuarán produciendo aumento del riesgo de
cáncer durante décadas y los siglos venideros. El iodo 131 aumenta el riesgo de cáncer y posiblemente otras
enfermedades del tiroides y aquellas causadas por deficiencias hormonales tiroideas.
Efectos ambientales del Yodo
El yodo puede encontrarse en el aire, el agua y el suelo de forma natural. Las fuentes más importantes de
yodo natural son los océanos. El yodo en el aire se puede combinar con partículas de agua y precipitar en el
agua o los suelos. El yodo en los suelos se combina con materia orgánica y permanece en el mismo sitio por
mucho tiempo. Las plantas que crecen en estos suelos pueden absorber yodo. EL ganado y otros animales
absorberán yodo cuando coman esas plantas.
El yodo en las aguas superficiales se evaporará y volverá a entrar en el aire. Los humanos también aña-
dimos yodo al aire, al quemar carbón o fuel para producir energía. Pero la cantidad de yodo que entra en el
aire debido a la actividad humana es bastante pequeña comparada a la cantidad que se evapora de los océanos.
El yodo puede ser radioactivo. Los isótopos radioactivos se forman de manera natural durante reacciones
químicas en la atmósfera. La mayoría de los isótopos radioactivos del yodo tienen unas vidas medias muy
cortas y se transformarán rápidamente en compuestos estables de yodo. Sin embargo, hay una forma ra-
dioactiva del yodo que tiene una vida media de millones de años y que es seriamente perjudicial para el
medio ambiente. Este isótopo entra en el aire desde las plantas de energía nuclear, donde se forma durante el
procesamiento del uranio y el plutonio. Los accidentes en las plantas nucleares han provocado la emisión de
grandes cantidades de yodo radioactivo al aire.
Efectos sobre la salud
Terminología de los efectos sobre la salud de los elementos y compuestos químicos
Número CAS
El número CAS (Chemical Abstract Service) es un número atribuido a una sustancia química, de la Socie-
dad Química USA y universalmente aceptado para la identificación precisa de una sustancia química especí-
fica. En algunos casos (pocos) el número CAS de una sustancia puede cambiar con el tiempo a causa de
imprecisiones en la correcta identificación de la sustancia (por ejemplo la atribución de un CAS a un com-
puesto que en realidad está constituido por dos compuestos químicos distintos, etc.).
El número CAS es el «Chemical Abstract Service Registry Number», que es un identificador único nu-
mérico específico para cada sustancia y su estructura. El número CAS es específico para cada isómero y
para cada sal de cada isómero.

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
265
IMAC
Concentración máxima aceptable interim. Este es un estándar de Ontario para el agua potable relacionado
con la salud establecido para contaminantes cuando no hay datos toxicológicos suficientes para establecer
un MAC con una certeza razonable, o cuando no es práctico establecer un MAC al nivel deseado.
MAC
Concentración máxima aceptable. Este es un estándar de Ontario para el agua potable relacionado con la
salud establecido para contaminantes que tienen o se sospecha que tienen efectos adversos sobre la salud
cuando se superan una cierta concentración. La cantidad de tiempo que el MAC puede superarse sin daños
para la salud dependerá de la naturaleza y concentración del parámetro.
PEL
Límite de exposición permisible. Es la cantidad máxima o concentración de un producto químico a la que
un trabajador puede estar expuesto según las normas de la OSHA (Administración de seguridad y salud
ocupacional). Establecida bajo el Código de Regulaciones Federales Título 29 Sección 1910, subparte Z.
Los PEL’s pueden definirse de dos formas diferentes como ha sido discutido en la regulación OSHA de
contaminantes del aire, 1910.1000:
Valores techo: Este límite de exposición no debe ser excedido en ningún momento. A veces se denota
con la letra C (del inglés «ceiling», que significa «techo»).
Medias ponderadas de 8 horas (TWA): Son un valor medio de exposición durante un turno de 8 horas.
Los niveles TWA son normalmente más bajos que los valores techo. De esta forma, un trabajador puede
estar expuesto a un nivel más alto que el TWA durante parte del día (pero más bajo que el valor techo) siem-
pre y cuando la exposición sea a valores por debajo del TWA durante el resto del día.
STEL
Límite de exposición a corto plazo. El STEL de una sustancia es definido por la ACGIH (Conferencia Ame-
ricana de Higienistas Gubernamentales Industriales) como la concentración de dicha sustancia a la cual los
trabajadores pueden estar expuestos continuamente durante un corto periodo de tiempo sin sufrir de:
1. Irritación
2. Daño crónico o irreversible a los tejidos
3. Narcosis de suficiente gravedad como para elevar la posibilidad de daños accidentales, dificultar el
auto-rescate o reducir materialmente la eficiencia en el trabajo.
Generalmente los STELs solo se usan cuando se han constatado efectos tóxicos de exposiciones agudas
altas (de corto plazo) tanto en humanos como en animales. Un STEL no es un límite de exposición indepen-
diente y separado, sino que complementa a los límites promedio ponderados en el tiempo para los cuales
hay efectos graves reconocidos de una sustancia cuyos efectos tóxicos son generalmente crónicos (de largo
plazo) en la naturaleza.
Por ejemplo, uno no podría exponerse a una concentración STEL si la TWA (media ponderada en el
tiempo por un periodo de 8 horas) fuera excedida. Los trabajadores pueden estar expuestos a un máximo de
4 periodos STEL por turno de 8 horas, con al menos 60 minutos entre periodos de exposición.
TLV
Valor límite umbral. Son valores guía (no estándares) preparados por la Conferencia Americana de Higie-
nistas Industriales Gubernamentales (American Conference of Governmental Industrial Hygienists, AC-
GIH) para ayudar a los higienistas industriales a tomar decisiones relacionadas con niveles seguros de
exposición a diferentes peligros que se encuentran en el lugar de trabajo.

266
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Un TLV refleja el nivel de exposición que el trabajador típico puede experimentar sin un riesgo razona-
ble de enfermedad o daño. Los TLVs no son estimaciones cuantitativas del riesgo a distintos niveles de
exposición o por diferentes rutas de exposición.
Efectos ambientales
Terminología de los efectos ambientales de los elementos y compuestos químicos
CL50
Concentración letal 50. Es la concentración, obtenida por estadística, de una sustancia de la que puede espe-
rarse que produzca la muerte, durante la exposición o en un plazo definido después de ésta, del 50% de los
animales expuestos a dicha sustancia durante un periodo determinado. El valor de la CL50 se expresa en
peso de sustancia por unidad de volumen de aire normal (miligramos por litro, mg/L).
DL50
Dosis Letal 50. Dosis individual de una sustancia que provoca la muerte del 50% de la población animal
debido a la exposición a la sustancia por cualquier vía distinta a la inhalación. Normalmente expresada co-
mo miligramos o gramos de material por kilogramo de peso del animal.
Tóxico
Tóxico es definido por la OSHA (Administración para la seguridad y salud ocupacional) como un producto
químico que se encuentra en una de estas 3 categorías:
Un producto químico que tiene una dosis letal media (DL50) de más de 50 miligramos por kilogramos
pero no más de 500 miligramos por kilogramo de peso corporal cuando administrado oralmente a ratas albi-
nas de entre 200 y 300 gramos de peso.
Un producto químico que tiene una dosis letal media (DL50) de más de 200 miligramos por kilogramo
pero no más de 1000 miligramos por kilogramo de peso corporal cuando administrado por contacto conti-
nuo durante 24 horas (o menos si la muerte ocurre durante las siguientes 24 horas) con la piel desnuda de
conejos albinos de entre 2 a 3 kilogramos de peso.
Un producto químico que tiene una concentración letal medi (CL50) en el aire de mas de 200 partes por
millón pero no mas de 2000 partes por millón por volumen de gas o vapor, o más de 2 miligramos por litro
pero no más de 20 miligramos por litro de niebla, humo, o polvo, cuando administrado por inhalación con-
tinua durante una hora (o menos si la muerte ocurre en menos de una hora) a ratas albinas de entre 200 y
300 gramos de peso.
Altamente tóxico
Altamente tóxico es definido por la OSHA (Administración para la seguridad y salud ocupacional) como:
Un producto químico que tiene una dosis letal media (DL50) de 50 miligramos o menos por kilogramo de
peso corporal cuando administrado oralmente a ratas albinas de entre 200 y 300 gramos de peso.
Un producto químico que tiene una dosis letal media (DL50) de 200 miligramos o menos por kilogramo
de peso corporal cuando administrado por contacto continuo durante 24 horas (o menos si la muerte ocurre
antes de 24 horas) con la piel desnuda de conejos albinos de entre 2 y 3 kilogramos de peso.
Un producto químico que tiene una concentración letal media (CL50) en el aire de 200 partes por millón
por volumen o menos de gas o vapor, o 2 miligramo por litro o menos de niebla, humo, o polvo, cuando

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
267
administrado por inhalación continua durante una hora (o menos si la muerte ocurre antes de una hora) a
ratas albinas de entre 200 y 300 gramos de peso.
Toxicología
La toxicología es el estudio de la naturaleza, efectos, detección y mitigación de venenos y el tratamiento o
prevención de venenos.
Toxinas
Una toxina es una sustancia tóxica. Las toxinas que afectan solo a tipos específicos de células u órganos se
llaman citotoxinas.
Propiedades de los elementos y compuestos químicos
Número atómico
El número atómico indica el número de protones en la cortaza de un átomo. El número atómico es un con-
cepto importante de la química y de la mecánica cuántica.
El elemento y el lugar que éste ocupa en la tabla periódica derivan de este concepto. Cuando un átomo es ge-
neralmente eléctricamente neutro, el número atómico será igual al número de electrones del átomo que se pueden
encontrar alrededor de la corteza. Estos electrones determinan principalmente el comportamiento químico de un
átomo. Los átomos que tienen carga eléctrica se llaman iones. Los iones pueden tener un número de electrones
más grande (cargados negativamente) o más pequeño (cargados positivamente) que el número atómico.
Masa atómica
El nombre indica la masa atómica de un átomo, expresada en unidades de masa atómica (umas). Cada isó-
topo de un elemento químico puede variar en masa. La masa atómica de un isótopo indica el número de
neutrones que están presentes en la corteza de los átomos. La masa atómica indica el número partículas en
la corteza de un átomo; esto quiere decir los protones y los neutrones. La masa atómica total de un elemento
es una media ponderada de las unidades de masa de sus isótopos. La abundancia relativa de los isótopos en
la naturaleza es un factor importante en la determinación de la masa atómica total de un elemento.
Electronegatividad de Pauling
La electronegatividad mide la tendencia de un átomo para atraer la nube electrónica hacia sí durante el enla-
ce con otro átomo.
La escala de Pauling es un método ampliamente usado para ordenar los elementos químicos de acuerdo
con su electro negatividad. El premio Nobel Linus Pauling desarrolló esta escala en 1932. Los valores de
electronegatividad no están calculados, ni basados en formulas matemáticas ni medidas. Es más que nada un
rango pragmático.
Pauling le dio un valor de 4,0 al elemento con la electronegatividad más alta posible, el flúor. Al francio,
el elemento con la electronegatividad más baja posible, se le dio un valor de 0,7. A todos los elementos
restantes se les dio un valor entre estos dos extremos.
Densidad
La densidad de un elemento indica el número de unidades de masa del elemento que están presentes en
cierto volumen de un medio. Tradicionalmente la densidad se expresa a través de la letra griega “ro” (escrita

268
Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
r). Dentro del sistema internacional de unidades (SI) la densidad se expresa en kilogramos por metro cúbico
(kg/m3). La densidad de un elemento se expresa normalmente de forma gráfica con temperaturas y presio-
nes del aire, porque ambas propiedades influyen en la densidad.
Punto de fusión
El punto de fusión de un elemento o compuesto es la temperatura a la cual la forma sólida del elemento o
compuesto se encuentra en equilibrio con la forma líquida. Normalmente se asume que la presión del aire es
de 1 atmósfera.
Por ejemplo: el punto de fusión del agua es de 0oC, o 273 K.
Punto de ebullición
El punto de ebullición de un elemento o compuesto significa la temperatura a la cual la forma líquida de un
elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma gaseosa. Normalmente se asume que la pre-
sión del aire es de 1 atmósfera. Por ejemplo: el punto de ebullición del agua es de 100oC, o 373 K. En el
punto de ebullición la presión de un elemento o compuesto es de 1 atmósfera.
Radio de Vanderwaals
Incluso si dos átomos cercanos no se unen, se atraerán entre sí. Este fenómeno es conocido como fuerza de
Vanderwaals.
Las fuerzas de Vanderwaals provocan una fuerza entre los dos átomos. Esta fuerza es más grande cuanto
más cerca estén los átomos el uno del otro. Sin embargo, cuando los dos átomos se acercan demasiado ac-
tuará una fuerza de repulsión, como consecuencia de la repulsión entre las cargas negativas de los electrones
de ambos átomos. Como resultado, se mantendrá una cierta distancia entre los dos átomos, que se conoce
normalmente como el radio de Vanderwaals.
A través de la comparación de los radios de Vanderwaals de diferentes pares de átomos, se ha desarro-
llado un sistema de radios de Vanderwaals, a través del cual podemos predecir el radio de Vanderwaals
entre dos átomos, mediante una simple suma.
Radio iónico
Es el radio que tiene un ión en un cristal iónico, donde los iones están empaquetados juntos hasta el punto
que sus orbitales atómicos más externos están en contacto unos con otros. Un orbital es el área alrededor de
un átomo donde, de acuerdo con la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.
Isótopos
El número atómico no determina el número de neutrones en una corteza atómica. Como resultado, el núme-
ro de neutrones en un átomo puede variar. Como resultado, los átomos que tienen el mismo número atómico
pueden diferir en su masa atómica. Átomos del mismo elemento que difieren en su masa atómica se llaman
isótopos. Principalmente con los átomos más pesados que tienen un mayor número, el número de neutrones
en la corteza puede sobrepasar al número de protones. Isótopos del mismo elemento se encuentran a menu-
do en la naturaleza alternativamente o mezclados.
Un ejemplo: el cloro tiene un número atómico de 17, lo que básicamente significa que todos los átomos
de cloro contienen 17 protones en su corteza. Existen dos isótopos. Tres cuartas partes de los átomos de
cloro que se encuentran en la naturaleza contienen 18 neutrones y un cuarto contienen 20 neutrones. Los
números atómicos de estos isótopos son: 17 + 18 = 35 y 17 + 20 = 37. Los isótopos se escriben como sigue:
35Cl y 37Cl.

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
269
Cuando los isótopos se denotan de esta manera el número de protones y neutrones no tienen que ser
mencionado por separado, porque el símbolo del cloro en la tabla periódica (Cl) está colocado en la posición
número 17. Esto ya indica el número de protones, de forma que siempre se puede calcular el número de
electrones fácilmente por medio del número másico.
Existe un gran número de isótopos que no son estables. Se desintegrarán por procesos de decaimiento
radiactivo. Los isótopos que son radiactivos se llaman radioisótopos.
Corteza electrónica
La configuración electrónica de un átomo es una descripción de la distribución de los electrones en círculos
alrededor de la corteza. Estos círculos no son exactamente esféricos; tienen una forma sinuosa. Para cada
círculo la probabilidad de que un electrón se encuentre en un determinado lugar se describe por una fórmula
matemática. Cada uno de los círculos tiene un cierto nivel de energía, comparado con la corteza. Común-
mente los niveles de energía de los electrones son mayores cuando están más alejados de la corteza, pero
debido a sus cargas, los electrones también pueden influir en los niveles de energía de los otros electrones.
Normalmente los círculos del medio se llenan primero, pero puede haber excepciones debido a las repulsio-
nes. Los círculos se dividen en capas y subcapas, que se pueden numerar por cantidades.
Energía de la primera ionización
La energía de ionización es la energía que se requiere para hacer que un átomo libre o una molécula pierdan
un electrón en el vacío. En otras palabras; la energía de ionización es una medida de la fuerza con la que un
electrón se enlaza con otras moléculas. Esto involucra solamente a los electrones del círculo externo.
Energía de la segunda ionización
Aparte de la energía de la primera ionización, que indica la dificultad de arrancar el primer electrón de un
átomo, también existe la medida de energía par ala segunda ionización. Esta energía de la segunda ioniza-
ción indica el grado de dificultad para arrancar el segundo átomo. También existe la energía de la tercera
ionización, y a veces incluso la de la cuarta y quinta ionizaciones.
Potencial estándar
El potencial estándar es el potencial de una reacción redox, cuando está en equilibrio, con respecto al cero.
Cuando el potencial estándar supera al cero, tenemos una reacción de oxidación. Cuando el potencial están-
dar supera al cero, tenemos una reacción de reducción. El potencial estándar de los electrones se expresa en
voltios (V), mediante el símbolo V0.
Radiaciones: efectos sobre la salud
Terminología de los efectos sobre la salud de las radiaciones
Medida de la radiactividad:
Curio (Ci)
Unidad de radiactividad, equivalente a 3,7 x 1010 desintegraciones por segundo.
1 Ci = 3.7 x 1010 desintegraciones por segundo (dps)
Becquerel (Bq)
Unidad de radiactividad del Sistema Internacional, que equivale a una desintegración nuclear por segundo.
1 Ci = 3.7 x 1010 Bq
1 Bq = 2.7 x 10-11 Ci

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Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Medida de la dosis absorbida y del daño biológico:
Unidades antiguas
RAD
Dosis de radiación absorbida. Unidad de dosis absorbida de radiación ionizante, que equivale a la Ener-
gía de 100 ergios por gramo de materia irradiada. Esta unidad ya no está en uso. Ha sido reemplazada como
unidad científica estándar por el gray. La diferencia entre el rad y el gray es un factor de proporcionalidad:
100 rads equivalen a un gray.
Rem
Roentgen Equivalent Man. La cantidad de radiación ionizante requerida para producir el mismo Efecto
biológico que un rad de rayos X de alta penetración. Esta unidad ya no se usa. Ha sido reemplazada por el
Sievert. 100 rems equivalen a un sievert.
Roentgen
Cantidad de radiación X o gamma (radiación electromagnética) que produce 1/3 x 10-9 coulombs de carga
eléctrica en un centímetro cúbico de aire seco en condiciones estándar.
Aunque el roentgen describe una propiedad diferente de la energía absorbida por unidad de masa, el
efecto de un roentgen en aire seco es aproximadamente igual a un rad. Esta unidad ya no se usa. Ha sido
reemplazada por el rad y posteriormente por el gray.
Unidades actuales
Gray
Unidad de dosis absorbida de radiación ionizante del Sistema Internacional, equivalente a una absorción
de un julio por kilogramo. El gray es le unidad correcta que se debe usar cuando se desea medir la energía
absorbida por unidad de masa.
Sievert
Unidad de dosis equivalente de radiación del Sistema Internacional, igual a un julio por kilogramo. Canti-
dad de radiación ionizante requerida para producir el mismo efecto biológico que un rad deRayos X de
alta penetración, equivalentes a gray para los rayos X. Mide la dosis de radiación equivalente. Un sievert
equivale e un sievert multiplicado por el factor relativo de efectividad biológica, Q, y un factor que tiene en
cuenta la distribución de la energía de radiación, N. El Sievert es la unidad correcta que se debe usar cuando
se desea medir el peligro biológico de la radiación.
Historia de la tabla periódica
Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la complejidad de la mate-
ria que nos rodea. Al principio se pensaba que los elementos de toda materia se resumían al agua, tierra,
fuego y aire. Sin embargo al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las técnicas de experimentación física
y química, nos dimos cuenta de que la materia es en realidad más compleja de lo que parece. Los químicos
del siglo XIX encontraron entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos descubiertos. La primera
manera, la más natural, fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero esta clasificación no reflejaba las
diferencias y similitudes entre los elementos. Muchas más clasificaciones fueron adoptadas antes de llegar a
la tabla periódica que es utilizada en nuestros días.

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
271
Cronología de las diferentes clasificaciones de los elementos químicos
Döbereiner
Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos
elementos y sus propiedades en 1817. Él destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en
tríos que él denomina “tríadas”. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo. Pone en evidencia
que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 pudi-
mos contar con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente.
Chancourtois y Newlands
En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la
tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se
repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Esta
clasificación es por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comienza a ser diseñada.
Meyer
En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los
elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales
alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante.
Mendeleïev
En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla periódica en 1869. Esta tabla
fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. El se dio cuenta de que clasifi-
cando los elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo que concierne a cier-
tas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos.
Esta tabla fue diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los elementos. De esta manera
los elementos son clasificados verticalmente. Las agrupaciones horizontales se suceden representando los
elementos de la misma “familia”.
Para poder aplicar la ley que él creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos vacíos. Él estaba convencido
de que un día esos lugares vacíos que correspondían a las masas atómicas 45, 68, 70 y 180, no lo estarían
más, y los descubrimientos futuros confirmaron esta convicción. El consiguió además prever las propieda-
des químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos veci-
nos. Entre 1875 y 1886, estos tres elementos: galio, escandio y germanio, fueron descubiertos y ellos
poseían las propiedades predecidas.
Sin embargo aunque la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso, contiene ciertas anomalías
debidas a errores de determinación de masa atómica de la época.
Tabla periódica moderna
La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada.
Un grupo de la tabla periódica es una columna vertical de la tabla. Hay 18 grupos en la tabla estándar. El
hecho de que la mayoría de estos grupos correspondan directamente a una serie química no es fruto del azar.
La tabla ha sido inventada para organizar las series químicas conocidas dentro de un esquema coherente. La
distribución de los elementos en la tabla periódica proviene del hecho de que los elementos de un mismo
grupo poseen la misma configuración electrónica en su capa más externa. Como el comportamiento quími-
co está principalmente dictado por las interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el hecho
de que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades físicas y químicas.

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Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Tabla periódica Magnética

Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
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En esta tabla se muestra la capacidad magnética de los elementos químicos.
Árbol Genealógico de Elementos Paramagnéticos

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Par Biomagnético, Biomagnetismo Médico y Bioenergética, experiencias de curación, 2005
Reacciones producidas por cada polo magnético
Polo Norte Negativo Negro
Disminuye el dolor e inflamación
Destruye microorganismos patógenos
Desaparece cierto tipo de tumores
Reduce la hiperácidez
Atrae glóbulos rojos y blancos, produciendo
mejor oxigenación de los tejidos y reducción
de infecciones
Disuelve cristales
Disuelve coágulos de sangre
Disuelve materiales grasos
Reduce la fiebre
Reduce el sangrado en las heridas
Polo Sur Positivo Rojo
Incrementa el dolor e inflamación
Fomenta crecimiento microorganismos
Fomenta el crecimiento de tejidos normales
Incrementa el nivel de acidez
Incrementa la formación de glóbulos rojos
Incrementa la flexibilidad de los vasos
capilares, venas y arterias endurecidas
Incrementa la flexibilidad de órganos y
tejidos
Abre los conductos obstruidos, expande y
aumenta la flexibilidad
Incrementa la actividad de los órganos y
estimula sus funciones
Fortalece funciones cardiacas
Fortalece a los tejidos débiles
Expande las contracturas anormales
Estas reacciones de los polos magnéticos, aparecen en la literatura de algunos científicos que trabajan
con Biomagnetismo, en forma unipolar. Pero pueden ser útiles en la práctica del Par Biomagnético.
Conclusiones
Una vez que hemos descrito lo indispensables que son algunos elementos químicos para la vida, parecería
innecesario establecer la importancia de estos en el “Biomagnetismo y Bioenergía”, ya que no tendría caso
tener un sistema para recuperar la salud, si no existiera el recipiente de ésta, el ser humano.
La salud es única, medicinas hay muchas y las bases que las sustentan son múltiples. En el caso del “Par
Biomagnético”, esta soportado en el concepto del “Equilibrio químico” del organismo y particularmente en
la alteración de éste, esta alteración se detecta con la variación del “pH” (Potencial Hidrógeno) que no es
otra cosa que el logaritmo de la inversa de la concentración de iones Hidrógeno, en este concepto identifi-
camos lo esencial del Hidrógeno para esta medicina, al localizar el lugar, en que se presenta la alteración del
pH, automáticamente identificamos la etiología (del griego aitía, aítion: causa) de la enfermedad.
Esta medición se da en sustancias en solución acuosa, “Agua”, compuesto esencial para la vida y es un
compuesto formado por dos átomos de Hidrógeno y uno de Oxígeno, aquí identificamos otro elemento
esencial. El agua funciona como disolvente universal en los medios intracelular y extracelular gracias a dos
propiedades: su tendencia a formar enlaces de Hidrógeno con otras moléculas de agua y a su carácter bipo-
lar lo que lo hace un excelente disolvente para los compuestos iónicos y así podemos encontrar iones de:
Na+, K+, Cl-, Ca2+, Mg2+, etc. La mayoría de las células son soluciones acuosa 80% agua y 20% otros com-
ponentes. Los líquidos corporales muestran una gran constancia en la concentración de sus componentes
iónicos, pH, temperatura; además tienen mecanismos muy efectivos para su regulación y sistemas protecto-
res contra la pérdida de agua, como la piel y el riñón, cuyo fin es conservar constante, al grado máximo

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posible, la concentración de los distintos componentes del medio interno; esto es de la frase de Bernard “La
constancia (equilibrio) del medio interno es la condición de la vida”
Porciento de agua en los tejidos humanos
Liquidos Extracelulares
Plasma
Intestino
Riñon
Musculos
Higado
Eritrocitos
Piel
Esqueleto
%
93 -99
93
82
80
78
75
69
65
20 – 60
El agua es un nutriente esencial, que esta involucrado en todas las funciones vitales del organismo.
Ayuda a transportar nutrientes y sacar productos de deshecho, de las células. Es indispensable para: la di-
gestión, circulación, absorción y de excreción. Es necesaria para que el organismo pueda asimilar las vita-
minas solubles en ella.
También se requiere para el adecuado mantenimiento de la temperatura del cuerpo. Con la boca seca, no
tenemos sabor. Con la nariz seca, no percibimos olores.
Si consideramos que nuestro organismo esta formado por millones de pequeños motores (células), algu-
nos motores trabajan juntos, otros independientemente, todos 24 horas al día. Para que estos motores pue-
dan trabajar adecuadamente, requieren combustibles específicos. Si el combustible no tiene la mezcla
correcta, el motor no podrá desempeñarse a su máxima capacidad. Si el combustible no tiene buena calidad,
el motor falla y pierde fuerza. Y si el motor no recibe combustible se para. El combustible son las cosas con
las que nos alimentamos, que contienen nutrientes, en forma de vitaminas, minerales, agua, encimas, amino
ácidos, carbohidratos y lípidos. Todos estos nutrientes nos mantienen vivos y son indispensables para la
salud.
Cada una de las células que conforman la estructura del cuerpo humano posee una energía, que contri-
buye a la realización de múltiples procesos que nos permiten vivir, desde los latidos del corazón, hasta los
pensamientos: la electricidad; que no es otra cosa que el movimiento continuo y ordenado de electrones. La
actividad de las neuronas y de los neurotransmisores, está íntimamente ligada con la energía eléctrica del
cerebro; sin esta ningún proceso seria posible y ocasionaría alteraciones cognitivas y funcionales.
La comunicación interna del cerebro esta conformada por el sistema nervioso; el cual a su vez esta cons-
tituido por dos partes: el sistema nervioso central, integrado por el cerebro y la medula espinal, y el periféri-
co, es decir el gran número de nervios que conectan todas las partes del organismo. Estas estructuras
intervienen en el intercambio de mensajes químicos y eléctricos. Gracias a un complejo sistema de bombas
químicas, la maquinaria celular es capaz de transportar iones a través de membrana semipermeable de la
célula, liquido extracelular este cargado de iones de Sodio con carga positiva, mientras que el plasma pre-
valecerán los de Potasio, también positivo, compartiendo espacios con otras partículas cargadas negativa-
mente. Como consecuencia en el interior habrá más negatividad, lo que genera un sutil potencial eléctrico.
Gracias a este sistema, se puede conocer la reacción en un punto dado, ante la presencia de un imán negati-
vo, que se utiliza para rastrear en el Biomagnetismo, que es el acortamiento de la extremidad inferior dere-
cha, ya que esta, se origina por una atracción violenta de iones. La gran mayoría de los iones de los
elementos metálicos del organismo participan en este efecto. Por lo tanto son esenciales para el Biomagne-
tismo.

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Los imanes utilizados en el Biomagnetismo, están compuestos de metales paramagnéticos como: Hierro,
Cromo, Cobalto, Boro Aluminio, Neodimio, etc. Por consecuencia, son elementos esenciales para esta me-
dicina.
Por otra parte, algunos científicos, como la Dra. Esther del Río, mexicana, han descubierto que en el
cuerpo humano existe una red de magnetitas óxidos ferrosos y ferrícos, todas las magnetitas se comunican
entre sí, cuando una partícula esta oxidada, la otra se reduce, por lo que se genera una diferencia de carga y
por consecuencia, se crea un campo magnético por el que fluye la electricidad. Este sistema también puede
ser el medio, por el que se muevan las ondas electromagnéticas de lo imanes que utilizamos para rastrear y
para Impactar, que es la acción que precede a la identificación de la patología; se busca el órgano que esta
en resonancia con el primero y se impacta con un imán positivo. El par Biomagnético (los dos imanes)
forma un campo magnético neutro (pH= 7) y en él no pueden vivir: virus, bacterias, hongos, ni parásitos. Se
mantiene este campo neutro, por unos minutos (varia con la distancia a los polos magnéticos de la tierra),
esta es la manera como cura el sistema del Par Biomagnético.
La salud puede alterarse de muchas maneras: por la presencia de organismo patógeno, por la distorsión
de alguno de los equilibrios del organismo (Químico, Agua, Temperatura, Presión, etc.), tensión, radicales
libres (principal causa del deterioro y envejecimiento del organismo), una alimentación no balanceada; esto
es que no considere la recuperación de todos los elementos químicos vitales para el organismo ó bien ali-
mentos que lo acidifiquen, alterando el equilibrio químico, abriendo la puerta a las enfermedades y la ecolo-
gía del entorno en que vivimos.
El término científico que usamos para definir el proceso de equilibrio, se llama homeostasis. Mantener la
homeostasis requiere de la presencia de sustancias específicas, algunas veces en cantidades diminutas. Si
estas sustancias no están presentes, o no en las cantidades adecuadas, se genera un estado relativo de des-
equilibrio.
Biomagnetismo y Bioenergía
Son dos procesos del Par Biomagnético, que es la medicina que el Dr. Isaac Goiz Duran, descubrió en 1988.
Los dos son igualmente efectivos para curar, utilizando los mismos principios, pero con diferencias impor-
tantes en sus alcances.
Estos vocablos se utilizan en forma universal, así el Biomagnetismo, en general, es la aplicación de on-
das electromagnéticas en seres vivos y la Bioenergía, se refiere a las distintas formas de energías manejadas o
producidas por los seres vivos; pero en el Par Biomagnético, tienen otra connotación, de la siguiente manera:
El Biomagnetismo, es un procedimiento en el que físicamente, se rastrea al paciente, utilizando un imán
permanente con polo negativo, para encontrar alguna distorsión del equilibrio químico; este procedimiento
es lento y limitado, pues muchos de los puntos de rastreo están muy cercanos o en ocasiones coinciden y se
requiere de que una tercera persona o que el mismo paciente asista al terapeuta en llevar el imán a los distin-
tos puntos del cuerpo. A pesar de esto, el utilizarlo es necesario, al iniciar la práctica del Par Biomagnético,
pues nos da la oportunidad de familiarizarnos con los pares y su localización. Se puede decir que el Bio-
magnetismo nos prepara para acceder a la Bioenergía.
La Bioenergía permite rastrear al paciente mentalmente, utilizando la capacidad de la corteza cerebral de
orientar la energía electromagnética propia, a voluntad. Esto, le da al Par Biomagnético posibilidades in-
imaginables e ilimitadas, pues podemos rastrear e impactar pacientes físicamente o a distancia, con rapidez
y precisión. Si alguien, nos platicara, de la Bioenergía, nos parecería algo sobrenatural o de ciencia ficción,
pero al constatarlo personalmente, es una realidad, simplemente maravillosa.

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El Par Biomagnético es una medicina: sencilla, accesible, no invasiva, no requiere del soporte de costo-
sos análisis ó instrumentos para identificar las patologías y lo más importante no hay medicamentos involu-
crados; que si bien algunas veces curan, sus componentes siempre alteran, el equilibrio del organismo.
Richard P. Feynman, premio Nóbel de Física 1965, acuño la siguiente frase:
“Ahora nos damos cuenta, de que el fenómeno de las interacciones químicas y finalmente la vida misma,
tienen que ser entendidas en términos del electromagnetismo”.
El Doctor Isaac Goiz, la podría ampliar y decir con certeza:
“Ahora nos damos cuenta, de que el fenómeno de las interacciones químicas, la vida y finalmente la sa-
lud, tienen que ser entendidas en términos del electromagnetismo”
Bibliografia
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