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Hemocianina

Hemocianina

Se llama hemocianina a una proteína presente en la la sangre de algunos crustáceos, arácnidos y moluscos y que se encarga del transporte del oxígeno. Su función es equivalente a la que la hemoglobina realiza en la sangre de otro alimales y de los seres humanos aunque el transporte de oxígeno no es tán eficiente. En vez de hierro presenta dos átomos de cobre en su centro activo. Por esto su color no es rojo sino azulado que le ha dado el nombre (cian = azúl). En contra de la hemoglobina en la hemocianina los átomos del metal no están unidos a un grupo de porfirina sino a grupos prostéticos con contenido de histidina. Categoría:Biología

Proteína

Las proteínas (del griego Proteion, primero) son macromoléculas de peso molecular elevado, formadas por aminoácidos unidos por enlaces peptídicos. Pueden presentar una o varias cadenas. Las proteínas son biomoléculas formadas básicamente por carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. Pueden además contener azufre y en algunos tipos de proteínas, fósforo, hierro, magnesio y cobre entre otros elementos. La unión de un bajo número de aminoácidos da lugar a un péptido:
- oligopéptido: número de aminoácidos <10
- polipéptido: número de aminoácidos > 10
- proteína: número de aminoácidos > 50 Las más abundantes de las biomoléculas. Constituyen más del 50 por ciento del peso seco de las células. Son sustancias muy versátiles. Se forman en el ribosoma a partir de la información suministrada por los genes.

Funciones

- Activas. :: Catalizadores (enzimas). :: Reguladora (enzimas alostéricos, hormonas). :: Transportadora de oxígeno (O²) (hemoglobina). :: Almacenadora (mioglobina). :: Nutrición (ovoalbúmina). :: Defensiva (inmunoglobulinas) y anticuerpos. :: Contráctil (miosina, actinas). :: Visual (rodopsina, iodopsina). :: Energéticas (proteínas del fotosistema II).
- Pasivas. :: Estructural (colágeno, queratina).

Clasificación

- Según la forma: :: Fibrosas (queratina, colágeno). :: Globulares.
- Químicamente: :: Simples u holoproteínas. Su hidrólisis sólo produce aminoácidos. (fibrosas y globulares). :: Conjugadas o heteroproteínas. Su hidrólisis produce aminoácidos y otras sustancias no proteicas. (sólo globulares).

Estructura

Presentan una disposición característica en condiciones ambientales, si se cambia la presión, temperatura, pH, etc. pierde la conformación y su función. La función depende de la conformación y ésta viene determinada por la secuencia de aminoácidos. Conformaciones o niveles estructurales de la disposición tridimensional:
- Estructura primaria.
- Estructura secundaria.
- Nivel de dominio.
- Estructura terciaria.
- Estructura cuaternaria.
- A partir del nivel de dominio sólo las hay globulares. Ver estructura proteína en: Imagen de estructuras de proteína

Temas relacionados

:: Propiedades de las proteínas, Holoproteínas, Heteroproteínas, Proteómica (o proteinómica).

Lista de proteínas

- Anticuerpos
- Hemoglobina
- Insulina

Véase también

- Cucumisina
- Síntesis proteica

Referencias bibliográficas

- Rodríguez-Sotres,Rogelio. La estructura de las proteínas. Consultado el 11/1/2002. http://depa.pquim.unam.mx/proteinas/estructura/index.html

Resumen

La Proteína es una sustancia química que forma parte de la materia fundamental de la célula. Son moléculas formadas por una gran cantidad de aminoácidos. Generalmente se disuelven en agua o en soluciones acuosas de sales minerales diluidas. Entre ellas, figuran las enzimas, ciertas hormonas y albúmina o clara de huevo. son indispensables en la alimentación. ja:蛋白質 ko:단백질 simple:Protein th:โปรตีน zh-min-nan:Nn̄g-pe̍h-chit

Moluscos

: molusco

Oxígeno

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

Características principales

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

Aplicaciones

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

Historia

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

Abundancia y obtención

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

Compuestos

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

Rol biológico

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

Isótopos

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

Precauciones

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

Véase también

- Anoxia
- Ciclo del oxígeno

Referencias externas

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

Hierro

El hierro es un elemento químico de número atómico 26 situado en el grupo 8 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Fe. Este metal de transición es el cuarto elemento más abundante en la corteza terrestre, representando un 5% y, entre los metales, sólo el aluminio es más abundante. Igualmente es uno de los elementos más importantes del Universo, y el núcleo de la Tierra está formado principalmente por hierro y níquel, generando al moverse un campo magnético. Ha sido históricamente muy importante, y un periodo de la Historia recibe el nombre de "Edad de Hierro".

Características principales

Es un metal maleable, tenaz, de color gris plateado y presenta propiedades magnéticas; es ferromagnético a temperatura ambiente. Se encuentra en la naturaleza formando parte de numerosos minerales, entre ellos muchos óxidos, y raramente se encuentra libre. Para obtener hierro en estado elemental, los óxidos se reducen con carbono y luego es sometido a un proceso de afino para eliminar las impurezas presentes. Fundamentalmente se emplea en la producción de aceros, consistentes en aleaciones de hierro con otros elementos, tanto metálicos como no metálicos, que confieren distintas propiedades al material. Se considera que una aleación de hierro es acero si contiene menos de un 2% de carbono; si el porcentaje es mayor, recibe el nombre de fundición. Es el elemento más pesado que se produce exotérmicamente por fusión, y el más ligero que se produce a través de una fisión, debido a que su núcleo tiene la más alta energía de enlace por nucleón (energía necesaria para separar del núcleo un neutrón o un protón); por lo tanto, el núcleo más estable es el del hierro-56. Presenta diferentes formas estructurales dependiendo de la temperatura:
- Hierro α: Es la que se encuentra a temperatura ambiente; hasta los 788 ºC. El sistema cristalino es una red cúbica centrada en el cuerpo y es ferromagnético.
- Hierro β: 788 ºC - 910 ºC; tiene el mismo sistema cristalino que la α, pero la temperatura de Curie es de 770 ºC, y pasa a ser paramagnético.
- Hierro γ: 910 ºC - 1400 ºC; presenta una red cúbica centrada en las caras.
- Hierro δ: 1400 ºC - 1539 ºC; vuelve a presentar una red cúbica centrada en el cuerpo.

Aplicaciones

El hierro es el metal más usado, con el 95% en peso de la producción mundial de metal. Es indispensable debido a su bajo precio y dureza, especialmente en automóviles, barcos y componentes estructurales de edificios. El acero es la aleación de hierro más conocida, siendo éste su uso más frecuente. Las aleaciones férreas presentan una gran variedad de propiedades mecánicas dependiendo de su composición o el tratamiento que se haya llevado a cabo.
- Los aceros son aleaciones de hierro y carbono, en concentraciones máximas de 2.2% en peso Aproximadamente. El carbono es el elemento de aleación principal, pero los aceros contienen otros elementos. Dependiendo de su contenido en carbono se clasifican en:
- Acero bajo en carbono. Menos del 0.25% de C en peso. Son blandos pero dúctiles. Se utilizan en vehículos, tuberías, elementos estructurales, etcétera. También existen los aceros de alta resistencia y baja aleación, que contienen otros elementos aleados hasta un 10% en peso; tienen una mayor resistencia mecánica y pueden ser trabajados fácilmente.
- Acero medio en carbono. Entre un 0.25% y un 0.6% de C en peso. Para mejorar sus propiedades son tratados térmicamente. Son más resistentes que los aceros bajos en carbono, pero menos dúctiles; se emplean en piezas de ingeniería que requieren una alta resistencia mecánica y al desgaste.
- Acero alto en carbono. Entre un 0.60% y un 1.4% de C en peso. Son aún más resistentes, pero también menos dúctiles. Se añaden otros elementos para que formen carburos, por ejemplo, con wolframio se forma el carburo de wolframio, WC; estos carburos son muy duros. Estos aceros se emplean principalmente en herramientas.
- Uno de los inconvenientes del hierro es que se oxida con facilidad. Hay una serie de aceros a los que se les añaden otros elementos aleantes (principalmente cromo) para que sean más resistentes a la corrosión, se llaman aceros inoxidables.
- Cuando el contenido en carbono es superior a un 2.1% en peso, la aleación se denomina fundición. Generalmente tienen entre un 3% y un 4.5% de C en peso. Hay distintos tipos de fundiciones (gris, esferoidal, blanca y maleable); según el tipo se utilizan para distintas aplicaciones: en motores, válvulas, engranajes, etcétera.
- Por otra parte, los óxidos de hierro tienen variadas aplicaciones: en pinturas, obtención de hierro, la magnetita (Fe₃O₄) y el óxido de hierro III en aplicaciones magnéticas, etcétera.

Historia

Se tienen indicios de uso del hierro, seguramente procedente de meteoritos, cuatro milenios antes de Cristo, por parte de los sumerios y egipcios. Entre dos y tres milenios antes de Cristo van apareciendo cada vez más objetos de hierro (que se distingue del hierro procedente de meteoritos por la ausencia de níquel) en Mesopotamia, Anatolia y Egipto. Sin embargo, su uso parece ser ceremonial, siendo un metal muy caro, más que el oro. Algunas fuentes sugieren que tal vez se obtuviera como subproducto de la obtención de cobre. Entre 1600 a. de C. y 1200 a. de C., va aumentando su uso en Oriente Medio, pero no sustituye al predominante uso del bronce. Entre los siglos XII a. de C. y X a. de C., se produce una rápida transición en Oriente Medio desde las armas de bronce a las de hierro. Esta rápida transición tal vez fuera debida a la falta de estaño, antes que a una mejora en la tecnología en el trabajo del hierro. A este periodo, que se produjo en diferentes fechas según el lugar, se denomina Edad de Hierro, sustituyendo a la Edad de Bronce. En Grecia comenzó a emplearse en torno al año 1000 a. de C., y no llegó a Europa occidental hasta el siglo VII a. de C. La sustitución del bronce por el hierro fue paulatina, pues era difícil fabricar piezas de hierro: localizar el mineral, luego fundirlo a temperaturas altas para finalmente forjarlo. En Europa Central, surgió en el siglo IX a. de C. la cultura de Hallstatt (sustituyendo a la cultura de los campos de urnas, que se denomina primera Edad de Hierro, pues coincide con la introducción de este metal. Hacia el 450 a. de C. se desarrolló la cultura de La Tène, también denominada segunda Edad de Hierro. El hierro se usa en herrramientas, armas y joyería, aunque siguen encontrándose objetos de bronce. Junto con esta transición del bronce al hierro se descubrió el proceso de carburización, consistente en añadir carbono al hierro. El hierro se obtenía como una mezcla de hierro y escoria, con algo de carbono o carburos, y era forjado, quitando la escoria y oxidando el carbono, creando así el producto ya con una forma. Este hierro forjado tenía un contenido en carbono muy bajo y no se podía endurecer fácilmente al enfriarlo en agua. Se observó que se podía obtener un producto mucho más duro calentando la pieza de hierro forjado en un lecho de carbón vegetal, para entonces sumergirlo en agua o aceite. El producto resultante, que tenía una superficie de acero, era más duro y menos frágil que el bronce, al que comenzó a reemplazar. En China, el primer hierro que se utilizó también procedía de meteoritos, habiéndose encontrado objetos de hierro forjado en el noroeste, cerca de Xinjiang, del siglo VIII a. de C. EL procedimiento era el mismo que el utilizado en Oriente Medio y Europa. En los últimos años de la Dinastía Zhou (550 a. de C.), en China se consigue obtener hierro colado (producto de la fusión del arrabio). El mineral encontrado allí presenta un alto contenido en fósforo, con lo que funde a temperaturas menores que en Europa y otros sitios. Sin embargo durante bastante tiempo, hasta la Dinastía Qing (hacia 221 a. de C.), no tuvo una gran repercusión. El hierro colado tardó más en Europa, pues no se conseguía la temperatura suficiente. Algunas de las primeras muestras de hierro colado se han encontrado en Suecia, en Lapphyttan y Vinarhyttan, del 1150 d. de C. y 1350 d. de C. En la Edad Media, y hasta finales del siglo XIX, muchos países europeos empleaban como método siderúrgico la farga catalana. Se obtenía hierro y acero bajo en carbono empleando carbón vegetal y el mineral de hierro. Este sistema estaba ya implantado en el siglo XV, y se conseguían alcanzar hasta unos 1200 ºC. Este procedimiento fue sustituido por el empleado en los altos hornos. En un principio se usaba carbón vegetal para la obtención de hierro como fuente de calor y como agente reductor. En el siglo XVIII, en Inglaterra, comenzó a escasear y hacerse más caro el carbón vegetal, y esto hizo que comenzara a utilizarse coque, un combustible fósil, como alternativa. Fue utilizado por primera vez por Abraham Darby, a principios del siglo XVIII, que construyó en Coalbrookdale un alto horno. Asimismo, el coque se empleó como fuente de energía en la Revolución Industrial. En este periodo la demanda de hierro fue cada vez mayor, por ejemplo para su aplicación en ferrocarriles. El alto horno fue evolucionando a lo largo de los años. Henry Cort, en 1784, aplicó nuevas técnicas que mejoraron la producción. En 1826 el alemán Friedrich Harkot construye un alto horno sin mampostería para humos. Hacia finales del siglo XVIII y comienzos del XIX se comenzó a emplear ampliamente el hierro como elemento estructural (en puentes, edificios, etcétera). Entre 1776 a 1779 se construye el primer puente de fundición de hierro, construido por John Wilkinson y Abraham Darby. En Inglaterra se emplea por primera vez en la construcción de edificios, por Mathew Boulton y James Watt, a principios del siglo XIX. También son conocidas otras obras de ese siglo, por ejemplo el "Palacio de Cristal" construido para la Exposición Universal de 1851 en Londres, del arquitecto Joseph Paxton, que tiene un armazón de hierro, o la Torre Eiffel, en París, construida en 1889 para la Exposición Universal, en donde se utilizaron miles de toneladas de hierro.

Abundancia y obtención

Es el metal de transición más abundante en la corteza terrestre, y cuarto de todos los elementos. También abunda en todo en el Universo, habiéndose encontrado meteoritos que lo contienen. Se encuentra formando parte de numerosos minerales, entre los que destacan la hematites (Fe₂O₃), la magnetita (Fe₃O₄), la limonita (FeO(OH)), la siderita (FeCO₃), la pirita (FeS₂), la ilmenita (FeTiO₃), etcétera. Se puede obtener hierro a partir de los óxidos con más o menos impurezas. Muchos de los minerales de hierro son óxidos, y los que no se pueden oxidar para obtener los correspondientes óxidos. La reducción de los óxidos para obtener hierro se lleva a cabo en un horno denominado comunmente alto horno (también, horno alto). En él se añaden los minerales de hierro, en presencia de coque y carbonato de calcio, CaCO₃, que actúa como escorificante. Los gases sufren una serie de reacciones; el coque puede reaccionar con el oxígeno para formar dióxido de carbono: :C + O₂ → CO₂ A su vez el dióxido de carbono puede reducirse para dar monóxido de carbono: :CO₂ + C → 2CO Aunque también se puede dar el proceso contrario al oxidarse el monóxido con oxígeno para volver a dar dióxido de carbono: :2CO + O₂ → 2CO₂ El proceso de oxidación de coque con oxígeno libera energía y se utiliza para calentar (llegándose hasta unos 1900 ºC en la parte inferior del horno). En primer lugar los óxidos de hierro pueden reducirse, parcial o totalmente, con el monóxido de carbono, CO; por ejemplo: :Fe₃O₄ + 3CO → 3FeO + CO₂ :FeO + CO → Fe + CO₂ Después, conforme se baja en el horno y la temperatura aumenta, reaccionan con el coque (carbono en su mayor parte), reduciéndose los óxidos. Por ejemplo: :Fe₃O₄ + C → 3FeO + CO El carbonato de calcio (caliza) se descompone: :CaCO₃ → CaO + CO₂ Y el dióxido de carbono es reducido con el coque a monóxido de carbono como se ha visto antes. Más abajo se producen procesos de carburación: :3Fe + 2CO → Fe₃C + CO₂ Finalmente se produce la combustión y desulfuración (elminación de azufre) mediante la entrada de aire. Y por último se separan dos fracciones: la escoria y el arrabio (hierro fundido, que es la materia prima que luego se emplea en la industria). El arrabio suele contener bastantes impurezas no deseables, y es necesario someterlo a un proceso de afino en hornos llamados convertidores. En 2000 los cinco mayores productores de hierro eran China, Brasil, Australia, Rusia e India, con el 70% de la producción mundial.

Compuestos

- Los estados de oxidación más comunes son +2 y +3. Los óxidos de hierro más conocidos son el óxido de hierro (II), FeO, el óxido de hierro (III), Fe₂O₃, y el óxido mixto Fe₃O₄. Forma asimismo numerosas sales y complejos en estos estados de oxidación. El hexacianoferrato (II) de hierro (III), usado en pinturas, se ha denominado azul de Prusia o azul de Turnbull; se pensaba que eran sustancias diferentes.
- Se conocen compuestos en el estado de oxidación +4, +5 y +6, pero son poco comunes, y en el caso del +5, no está bien caracterizado. El ferrato de potasio, K₂FeO₄, en el que el hierro está en estado de oxidación +6, se emplea como oxidante. El estado de oxidación +4 se encuentra en unos pocos compuestos y también en algunos procesos enzimáticos.
- El Fe₃C se conoce como cementita, que contiene un 6,67 % en carbono, al hierro α se le conoce como ferrita, y a la mezcla de ferrita y cementita, perlita o ledeburita dependiendo del contenido en carbono. La austenita es el hierro γ.

Papel biológico

El hierro se encuentra en prácticamente todos los seres vivos y cumple numerosas y variadas funciones.
- Hay distintas proteínas que contienen el grupo hemo, que consiste en el ligando porfirina con un átomo de hierro. Algunos ejemplos:
- La hemoglobina y la mioglobina; la primera transporta oxígeno, O₂, y la segunda lo almacena.
- Los citocromos; los citocromos c catalizan la reducción de oxígeno a agua. Los citocromos P450 catalizan la oxidación de compuestos hidrofóbicos, como fármacos o drogas, para que puedan ser excretados, y participan en la síntesis de distintas moléculas.
- Las peroxidasas y catalasas catalizan la oxidación de peróxidos, H₂O₂, que son tóxicos.

Imagen:Ferredoxina_4Fe-4S.png
Ejemplo de centro de una proteína de Fe/S (ferredoxina)

- Las proteínas de hierro/azufre (Fe/S) participan en procesos de transferencia de electrones.
- También se puede encontrar proteínas en donde átomos de hierro se enlazan entre sí a través de enlaces puente de oxígeno. Se denominan proteínas Fe-O-Fe. Algunos ejemplos:
- Las bacterias metanotróficas, que emplean el metano, CH₄, como fuente de energía y de carbono, usan proteínas de este tipo, llamadas monooxigenasas, para catalizar la oxidación de este metano.
- La hemeritrina transporta oxígeno en algunos organismos marinos.
- Algunas ribonucleótido reductasas contienen hierro. Catalizan la formación de desoxinucleótidos. Los animales para transportar el hierro dentro del cuerpo emplean unas proteínas llamadas transferrinas. Para almacenarlo emplean la ferritina y la hemosiderina. El hierro entra en el organismo al ser absorbido en el intestino delgado y es transportado o almacenado por esas proteínas. La mayor parte del hierro se reutiliza y muy poco se excreta. Tanto el exceso como el defecto de hierro puede provocar problemas en el organismo. El envenamiento por hierro ocurre debido a la ingesta exagerada de esté (como suplemento en el tratamiento de anemias). La hemocromatosis corresponde a una enfermedad de origen genético, en la cual ocurre una excesiva absorción del hierro, el cual se deposita en el hígado, causando disfunción de este y eventualmente llegando a la cirrosis hepática. En las transfusiones de sangre se emplean ligandos que forman con el hierro complejos de una alta estabilidad para evitar que quede demasiado hierro libre. Estos ligandos se conocen como sideróforos. Muchos microorganismos emplean estos sideróforos para captar el hierro que necesitan. También se pueden emplear como antibióticos, pues no dejan hierro libre disponible.

Isótopos

El hierro tiene cuatro isótopos estables naturales: ⁵⁴Fe, ⁵⁶Fe, ⁵⁷Fe y ⁵⁸Fe. Las abundacias relativas en las que se encuentran en la naturaleza son de aproximadamente: ⁵⁴Fe (5,8%), ⁵⁶Fe (91,7%), ⁵⁷Fe (2,2%) y ⁵⁸Fe (0,3%).

Precauciones

El hierro en exceso es tóxico. El hierro reacciona con peróxido y produce radicales libres; la reacción más importante es: :Fe (II) + O₂ → Fe (III) + OH^- + OH^· Cuando el hierro se encuentra dentro de unos niveles normales, los mecanismos antioxidantes del organismo pueden controlar este proceso. La dosis letal de hierro en un niño de 2 años es de unos 3 gramos. 1 gramo puede provocar un envenenamiento importante. El hierro en exceso se acumula en el hígado y provoca daños en este órgano.

Enlaces externos

- [http://www.coiim.es/enla/Industria/horno_alto.htm Alto horno]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Fe/index.html WebElements.com - Iron]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Fe.html EnvironmentalChemistry.com - Iron]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele026.html It's Elemental - Iron]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/26.html Los Alamos National Laboratory - Iron] --------- Hierro también es el nombre de una isla El Hierro, de las Islas Canarias, España. Category:Minerales y oligoelementos categoría:Metales Categoría: Elementos químicos ja:鉄 ko:철 ms:Besi simple:Iron th:เหล็ก

Cobre

El cobre es un elemento químico de número atómico 29 y símbolo Cu. Es uno de los metales más importantes industrialmente. De coloración rojiza es dúctil, maleable y buen conductor de la electricidad.

Características principales

El cobre es un metal de transición rojizo, que presenta una conductividad eléctrica y térmica muy alta, sólo superada por la plata en conductividad termica y el oro en conductividad eléctrica. Es posible que el cobre haya sido el metal más antiguo en haber sido empleado, pues se han encontrado objetos de cobre del 8700 adC. Además de poderse encontrar en distintos minerales, se puede encontrar nativo, en la forma metálica, en algunos lugares. La conductividad eléctrica del cobre merece especial mención por ser la adoptada por la Comisión Electrotécnica Internacional en 1913 como base de la norma IACS. En la mayoría de sus compuestos presenta estados de oxidación bajos, siendo el más común el +2, aunque también hay algunos con estado de oxidación +1. Expuesto al aire, el color rojo salmón inicial se torna rojo violeta por la formación de óxido cuproso (Cu₂O) para ennegrecerse posteriormente por la formación de óxido cúprico (CuO). Expuesto largamente al aire húmedo forma una capa adherente e impermeable de carbonato básico de color verde, característico de sus sales, denominada «cardenillo» («pátina» en el caso del bronce) que es venenoso. Cuando se empleaban cacerolas de cobre para la cocción de alimentos no eran infrecuentes las intoxicaciones ya que si se dejan enfriar en la misma cacerola se originan óxidos por la acción de los ácidos de la comida que contaminan los alimentos. Los halógenos atacan con facilidad al cobre especialmente en presencia de humedad; en seco el cloro y el bromo no producen efecto y el flúor sólo le ataca a temperaturas superiores a 500ºC. Los oxiácidos atacan al cobre, aprovechándose dicha circunstancia para emplearlos como decapantes (ácido sulfúrico) y abrillantadores (ácido nítrico). Con el azufre forma un sulfuro (CuS) de color negro. Entre sus propiedades mecánicas destacan su excepcional capacidad de deformación y ductilidad. En general sus propiedades mejoran con las bajas temperaturas lo que permite utilizarlo en aplicaciones criogénicas.

Aplicaciones

La aplicación por excelencia del cobre es como material conductor (cable), al que se destina alrededor del 45% del consumo anual de cobre. Otros usos son:
- Tubos de condensadores y fontanería.
- Electroimanes.
- Motores eléctricos.
- Interruptores y relés, tubos de vacío, magnetrón de hornos microondas.
- Se tiende al uso del cobre en circuitos integrados en sustitución del aluminio de menor conductividad.
- Acuñación de moneda (aleado con níquel), escultura (estatua de la Libertad), construcción de campanas y otros usos ornamentales en aleaciones con cinc (latón), estaño (bronces) y plata (en joyería).
- Aplicación en soldaduras de Alta resistencia (Ag-Cu).
- Lentes de cristal de cobre empleadas en radiología para la deteccción de pequeños tumores ([http://www.aps.anl.gov/apsimage/medicalensmain.html]). El sulfato de cobre (II) es el compuesto de cobre de mayor importancia industrial y se emplea en en agricultura, en la purificación del agua y como conservante de la madera.

Papel biológico

El cobre es un oligoelemento esencial para muchas formas de vida, entre ellas para los humanos en los que, al igual que el hierro (para cuya absorción es necesario) contribuye a la formación de glóbulos rojos y al mantenimiento de los vasos sanguíneos, nervios, sistema inmunólogico y huesos. El cobre se encuentra en algunas enzimas como la citocromo c oxidasa, la lisil oxidasa y la superóxido dismutasa y como elemento central de la proteína hemocianina de artrópodos y moluscos, equivalente a la hemoglobina humana, para el transporte del oxígeno. El cobre es transportado en su mayor parte por el flujo sanguíneo en una proteína denominada ceruloplasmina; sin embargo cuando es absorbido en el intestino es transportado hasta el hígado unido la albúmina. No existe una cantidad diaria recomendada de cobre, ya que es muy raro que se produca una deficiencia en la dieta, pero se estima que puede ser adecuada para adultos una ingesta de 0,9 mg al día [http://www.atsdr.cdc.gov/es/toxfaqs/es_tfacts132.html#recom]. El cobre se encuentra en ostras, mariscos, legumbres, vísceras y nueces entre otros, además del agua potable. La enfermedad de Wilson es un trastorno hereditario que provoca la acumulación de cobre en el hígado y otros órganos pudiendo producir hepatitis, ateraciones renales y otros trastornos si no recibe tratamiento. o si..

Historia

renales El cobre nativo, el primer metal usado por el hombre, era conocido por algunas de las más antiguas civilizaciones de las que se tiene noticia y ha sido utilizado desde al menos hace 10.000 años —en lo que actualmente es el norte de Iraq se encontró un colgante datado hacia 8700 adC— aunque el descubrimiento accidental del metal bien pudo producirse varios milenos antes. Hacia el 5000 adC ya se realizaba la fusión y refino del cobre a partir de óxidos como malaquita y azurita; sin embargo, los primeros signos de utilización del oro no se vislumbran hacia 4000 adC. Se han recuperado monedas, armas y utensilios domésticos sumerios de cobre y bronce de 3000 adC, así como egipcios de la misma época, incluso tuberías de cobre. Los egipcios también descubrieron que la adición de pequeñas cantidades de estaño facilitaba la fusión del metal y perfeccionaron los métodos de obtención del bronce; al observar además la perdurabilidad del material representaron el cobre con el Ankh, símbolo de la vida eterna. En la antigua China se conoce el uso del cobre desde al menos 2000 años antes de nuestra era y hacia 1200 adC ya se fabricaban bronces de excelente calidad poniendo de manifiesto un dominio de la metalurgia del cobre sin parangón en occidente. En Europa el hombre de hielo encontrado en el Tirol italiano en 1991 cuyos restos tenían una antigüedad de 5300 años estaba acompañado de un hacha de cobre de una pureza del 99,7% y los elevados índices de arsénico encontrados en su cabello lleva a suponer que fundió el metal para fabricar la herramienta. arsénico Los fenicios importaron el cobre a Grecia quienes no tardaron en explotar las minas de su territorio como atestiguan los nombres de ciudades como Calce, Calcis y Calcitis (de χαλκος, bronce), aunque fue Chipre, a medio camino entre Grecia y Egipto, por mucho tiempo el país del cobre por excelencia, hasta el punto de que los romanos llamaron al metal aes cyprium o simplemente cyprium y cuprum de donde proviene su nombre. Pero no sólo el nombre tomó de aquella isla ya que por igual razón el cobre se representó con el mismo signo que Venus (la Afrodita griega) pues Chipre estaba consagrada a la diosa de la belleza y los espejos se fabricaban de este metal. El símbolo, espejo de Venus, modificación del Ankh egipcio, fue posteriormente adoptado por Carl Linné para simbolizar el género femenino (♀). El uso del bronce predominó de tal manera durante un periodo de la historia de la humanidad que terminó denominándose «Era del Bronce» a la que media entre el predominio de la piedra y el auge del hierro; la transición entre el periodo neolítico (final de la Edad de Piedra) y la edad del bronce se denomina periodo calcolítico (del griego Chalcos), límite que marca el paso de la Protohistoria a la Historia. Desde 1994 es el mineral del estado de Utah

Abundancia y obtención

Utah Utah.]] Si bien es un metal menos abundante en la corteza terrestre que otros —0,12% del más abundante, el aluminio— es de fácil obtención aunque ésta sea laboriosa dada la pobreza de la ley de los minerales; se considera económicamente viable un mineral con contenidos superiores al 0,5% de cobre y muy rentable a partir del 2,5%. El cobre nativo fue descubierto por Ivo Bernal en el año 1730 en Fraybentos. suele acompañar a sus minerales en bolsas que afloran a la superficie explotándose en minas a cielo abierto. Aunque no suele tener mucha importancia como mena, se han encontrado ejemplares notables e incluso peñones de cobre de 400 toneladas en Michigan. Generalmente en la capa superior se encuentran los minerales oxidados (cuprita), junto a cobre nativo en pequeñas cantidades, lo que explica su elaboración milenaria ya que el metal podía extraerse fácilmente en hornos de fosa. A continuación, por debajo del nivel freático, se encuentran las piritas (sulfuros) primarias calcosina (S₂Cu) y covellina (SCu) y finalmente las secundarias calcopirita (S₂FeCu) cuya explotación es más rentable que la de las anteriores. Acompañando a estos minerales se encuentran otros como la bornita (Cu₅FeS₄), los cobres grises y los carbonatos azurita y malaquita que suelen formar masas importantes en las minas de cobre por ser la forma en la que usualmente se alteran los sulfuros. Los recursos mundiales de cobre se estima que ascienden a 1600 millones de toneladas en al corteza terrestre y a 700 millones en el lecho marino. Las reservas demostradas, según datos de la agencia estadounidense de prospecciones geológicas (US Geological Survey), son de 940 millones de toneladas, estando casi el 40% de ellas en Chile, el principal productor con cerca de 5 millones de toneladas anuales (aproximadamente el 36% de la producción mundial). La producción del cobre comienza con la extracción del mineral. Esta puede realizarse a cielo abierto (la explotación más común) en galerías subterráneas o in situ; éste último procedimiento, minoritario, consiste en filtrar ácido sulfúrico en la mena de cobre bombeando posteriormente a la superficie las soluciones ácidas ricas en cobre. El mineral extraido por métodos mecánicos, óxidos y sulfuros, se tritura posteriormente obteniendo un polvo que contiene usualmente menos del 1% de cobre. Este deberá ser enriquecido o concetrado obteniendo una pasta con un 15% de cobre que posteriormente se seca, a partir de este punto pueden seguirse dos métodos. El mineral se traslada a un tanque de lixiviado en el que se filtra ácido sulfúrico diluido obteniendo una débil solución de sulfato de cobre de la que se obtiene el cobre cátodo por electrólisis, procedimiento que se denomina procedimiento SX/EW (Solution Extraction/Electrowinning). O bien, con el mineral enriquecido se prepara un mixto, añadiendo los fundentes necesarios de base sílice para sulfuros y sulfuros para óxidos, que se funde obteniendo el cobre blister. Este se refina por procedimientos térmicos obteniendo ánodos de cobre que, a su vez, se refinan mediante electrólisis usándolos junto a láminas madre de cobre como cátodo en medio ácido. De los lodos se recuperan además el oro, la plata y el platino. Para mineral muy pobre en cobre se han desarrollado últimamente procesos que se basan en la oxidación microbiológica de los sulfuros de cobre presentes. Así se transforman en sulfato de cobre que es arrastrado por agua de lluvia o regadío debido a su solubilidad. El cobre es esparado de la disolución diluida de los lixiviados mediante electrólisis o pro reducción con metales menos nobles p. ej. el hierro. Los tipos de cobre usualmente obtenidos son los siguientes:
- Cobre tenaz (Tough-Pitch, TP): con contenido de oxígeno controlado y que se destina a aplicaciones eléctricas ya que es cobre de alta conductividad (>100% IACS).
- Cobre desoxidado (Desoxided Phospor, DP): normalmente no son de alta conductividad por lo que se emplean en aplicaciones donde ésta no es importante, como calderería.
- Cobre exento de oxígeno (Oxigen Free, OF): es el de mayor calidad, el más caro y el menos utilizado. Es de alta conductividad. El cobre cátodo obtenido mediante uno u otro método tiene una pureza entre 99,9% y 99,99% y es el empleado para la fabricación de los distintos tipos de cobre comercial:
- Lingote alambre (wire-bar) de sección trapezoidal para laminación y trefilado.
- Placa (queque o pan) para laminación de chapas o bandas.
- Tocho de sección circular para punzonado o extrusión seguido de laminación o estirado.

Aleaciones

Los cobres débilmente aleados son aquellos que contienen un porcentaje inferior a 3 de algún elemento añadido para mejorar alguna de las características del cobre como la maquinabilidad (Pb) (facilidad de mecanizado), resistencia mecánica (Sn) o resistencia en caliente, conservando la alta conductibilidad térmica y eléctrica del cobre; los elementos utilizados son estaño, cadmio, hierro, teluro, circonio, cromo y berilio. Otras aleaciones de cobre importantes son latones (cinc), bronces (estaño), cuproaluminios (aluminio), cuproníqueles (níquel), cuprosilicios (silicio) y alpacas (níquel-cinc).

Isótopos

En la naturaleza se encuentran 2 isótopos estables Cu-63 y Cu-65, siendo el más ligero el más abundante (69,17%). Se han caracterizado además 25 isótopos radioactivos de los que los más estables son el Cu-67, Cu-64 y Cu-61 con vidas medias de 61,83 horas, 12,7 horas y 3,333 horas respectivamente. Los demás radioisótopos, con masas atómicas desde 54,966 uma (Cu-55) a 78,955 uma (Cu-79), tienen vidas medias inferiores a 23,7 minutos y la mayoría no alacanzan los 30 segundos. El cobre tiene además dos estados metaestables. Los isótopos más ligeros que el Cu-63 estable se desintegran principalmente por captura electrónica originando isótopos de níquel, mientras que los más pesados que el isótopo Cu-65 estable se desintegran por emisión beta dando lugar a isótopos de cinc. El isótopo Cu-64 se desintegra según ambos modos, por captura electrónica el 69% y desintegración beta el 31% restante.

Precauciones

cinc Todos los compuestos de cobre deberían tratarse como si fueran tóxicos, una cantidad de 30 g de sulfato de cobre es potencialmente letal en humanos.

Referencias externas

- [http://www.cochilco.cl Comisión Chilena del Cobre]
- [http://enciclopedia.us.es/index.php/Cobre Enciclopedia Libre - Cobre]
- [http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/copper/ USGS - Estadísticas sobre el cobre (producción, consumo y precios)]
- Procobre:
- [http://www.procobreperu.org/index.htm ProCobre Perú],
- [http://www.procobre.cl/ ProCobre Chile],
- [http://www.procobrevenezuela.org/homevenezuela.htm ProCobre Venezuela]
- [http://www.copper.org/ La página del cobre]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Cu/index.html WebElements.com – Cobre]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Cu.html EnvironmentalChemistry.com – Cobre]
- [http://www.healingedge.net/briefs_copper_tox.html Síndrome de la toxicidad del cobre]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0240.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del cobre. categoría:Elementos químicos categoría:Metales categoría:Minerales y oligoelementos ja:銅 ko:구리 simple:Copper th:ทองแดง

Histidina

Imagen:Histidine.png

La histidina (abreviada His o H) es uno de los aminoácidos naturales más comunes. En el ARN mensajero, está codificada como CAU o CAC. Nutricionalmente, en humanos, la histidina está considerada un aminoácido esencial, pero mayoritariamente sólo en niños. La cadena lateral de imidazol en la histidina, y el pK relativamente neutro, llevan a que cambios pequeños en el pH celular cambien su carga. Por esta razón, la cadena lateral de este aminoácido es a menudo un ligando coordinador en las metaloproteínas, y también un sitio catalítico en ciertas enzimas. Es un precursor de la biosíntesis de histamina.
Categoría:Aminoácidos básicos Categoría:Aminoácidos esenciales ja:ヒスチジン

Categoría:Biología

: Biología categoría:Ciencias naturales ja:Category:生物学 ko:분류:생물학 ms:Category:Biologi simple:Category:Biology

Chérisey

Catégorie:Commune de la Moselle Chérisey est une commune française, située dans le département de la Moselle et la région Lorraine.

Géographie

Histoire

Administration

Démographie

Lieux et monuments

Personnalités liées à la commune

Voir aussi

- Communes de la Moselle

Liens externes

- [http://www.ign.fr/affiche_rubrique.asp?rbr_id=1087&CommuneId=52915 Chérisey sur le site de l'Institut Géographique National]
- [http://www.recensement.insee.fr/RP99/rp99/co_navigation.co_page?nivgeo=C&codgeo=57139&theme=ALL&typeprod=ALL&lang=FR&quelcas=LISTE Chérisey sur le site de l'Insee]
- [http://www.quid.fr/communes.html?mode=query&req=Chérisey Chérisey sur le site du Quid]
- [http://www.lion1906.com/Pages/ResultatProximiteCoord.php?RadLat1=0.855448892226985&RadLong1=0.108821278867701 Communes les plus proches de Chérisey]
- [http://www.lion1906.com/Pages/ResultatLocalisation.php?InseeVille=570139 Localisation de Chérisey sur une carte de France]
- [http://www.mapquest.com/maps/map.adp?latlongtype=decimal&latitude=49.0136111111111&longitude=6.235&zoom=8 Plan de Chérisey sur Mapquest]

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