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Proteína

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

Idioma griego

La lengua griega tal y como la conocemos hoy en día, tiene su origen en la época clásica, aunque ha sufrido fuertes transformaciones. En la actualidad su variante moderna (demotikí) es el idioma oficial de Grecia y de Chipre. También hay una minoría de lengua griega en Albania. El griego pertenece a la gran familia de lenguas derivadas de una lengua antepasado común conocida como indoeuropeo.

Dialectos del griego antiguo

La lengua griega de la antigüedad se hablaba no sólo en la antigua Grecia peninsular, sino también en las colonias, dando lugar a los distintos dialectos que conocemos de la misma.
- Jónico: Se hablaba en Eubea, en las Islas Cícladas y en la región de Asia Menor que comprende Esmirna, Éfeso y Mileto. Este dialecto es la base de la lengua de Homero, Hesíodo y Heródoto.
- Eólico: Se hablaba en la parte norte de la costa de Asia Menor, en la isla de Lesbos, en Tesalia y en Beocia.
- Dórico: Abarcaba el noroeste de Grecia, el Peloponeso, la parte sur de la costa de Asia Menor, las islas de Creta y Rodas y en la Magna Grecia.
- Ático: Hablado en Atenas y sus alrededores. El griego que a menudo se estudia como modelo de lengua de la antigüedad es el que corresponde al dialecto ático, ya que literariamente llegó a superar a todos los demás dialectos, principalmente en los siglos V adC, también conocido como el "Siglo de Pericles" y en el IV adC. En este dialecto escribieron los grandes autores de la literatura griega: los poetas trágicos Esquilo, Sófocles y Eurípides, el poeta cómico Aristófanes, los historiadores Tucídides y Jenofonte, el filósofo Platón y los oradores Lisias, Demóstenes y Esquines.

La lengua común

A partir de la unificación de Grecia bajo Filipo de Macedonia, el dialecto ático, ligeramente alterado por el contacto con los demás dialectos, se impuso como lengua literaria en toda Grecia y se extendió con las conquistas de Alejandro Magno a todo el Oriente. El dialecto resultante se llamó lengua común o koinè glôssa [κοινή γλωσσα]. En ella escribieron, entre otros, el filósofo Aristóteles, el historiador Polibio y el moralista Plutarco. Asimismo, este dialecto constituye el fondo del griego bíblico, tanto del Antiguo como del Nuevo Testamento. Durante el período bizantino la lengua griega perdió su antiguo carácter, por la evolución de sus formas y por la mezcla de elementos extraños, dando origen al griego moderno.

Alfabeto

El alfabeto utilizado por el griego moderno es prácticamente el mismo del griego clásico, sólo se ha modificado el sonido de algunas letras:

Véase también

- Alfabeto griego
- Grecia clásica
- Mitología griega
- Lista de topónimos griegos
- Listado de Idiomas
- Familias de lenguas

Enlaces externos

- [http://www.lorem-ipsum.info/_greek Generador de textos tipográficos griegos generados al azar]
- [http://www.freelang.net/espanol/diccionario/griego.html Diccionario Freelang] - Diccionario griego-español/español-griego.
- [http://www.perseus.tufts.edu/cgi-bin/resolveform?lang=Greek Henry George Liddell & Robert Scott: A Greek-English Lexicon (at Perseus Project)]
- als:Griechische Sprache ja:ギリシア語 ko:그리스어 ms:Bahasa Greek simple:Greek language th:ภาษากรีก

Macromolécula

Las macromoléculas son moléculas que tienen una masa molecular elevada, formada por un gran número de átomos. Generalmente podemos describirlas como la repetición de una o unas pocas unidades mínimas o monómeros, formando los polímeros. A menudo el término macromolécula se refiere a las moléculas que contienen más de 100 átomos. Pueden ser tanto orgánicas como inorgánicas, y se encuentran algunas de gran relevancia en el campo de la bioquímica, al estudiar las biomoléculas. Dentro de las moléculas orgánicas sintéticas encontramos a los plásticos.

Lista de macromoléculas

- Proteína
- ADN
- Nanotubo de carbono

Véase también

- Unidad de masa atómica
- Polímero Categoría:Química ja:高分子 ko:고분자

Aminoácido

Un aminoácido es una molécula que contiene un grupo carboxilo (-COOH) y un grupo amino (NH₂-) libres. Pueden expresarse en general por NH₂-CHR-COOH, siendo R un radical característico para cada ácido. Químicamente son muy variados. Los hay que forman proteínas (proteicos), mientras otros nunca se encuentran en ellas. Todos los aminoácidos que componen proteínas presentan un carbono asimétrico denominado alfa. Existen aproximadamente 20 aminoácidos distintos que se denominan aminoácidos esenciales, los que poseen especial importancia porque son los que el cuerpo humano requiere para construir las proteínas, que constituyen la base de los distintos tejidos. Algunos de ellos pueden ser sintetizados por el cuerpo humano. Los que no pueden ser sintetizados por el cuerpo humano deben ser ingeridos en los alimentos. No hacerlo limita el desarrollo del cuerpo, ya que este no es capaz de reponer las células de los tejidos que mueren o de crear tejidos nuevos, en el caso del crecimiento. Algunos aminoácidos esenciales son la Lisina, la Metionina y el Triptófano.

Estructura general de un aminoácido

La estructura general alafa proteinogénica de un aminoácido es: COOH | H-C-R | NH₂ Donde "R" representa una cadena lateral específica para cada aminoácido. Los aminoácidos son generalmente clasificados según las propiedades de su cadena lateral en cuatro grupos: ácido, básico, hidrófilo (polar), e hidrófobo (apolar).

Clasificación

Se clasifican según sus radicales R. Hay varios tipos: - Neutros polares: Ser, Thr, Cys, Tyr, Asn, Gln - Neutros no polares ( Apolares o hidrófobos): Gly, Ala, Val, Leu, Ile, Met, Pro, Phe, Trp. - Carga - (ácidos): Asp, Glu. - Carga + (básicos): Lys, Arg, His. En los humanos, algunos aminoácidos se consideran esenciales(deben ser ingeridos en la dieta): Val, Leu, Ile, Phe, Tyr, Met, Thr, Lys, Arg, His. Hay aminoácidos que no se consideran proteicos y aparecen en algunas proteínas. Son derivados de otros aminoácidos, es decir, se incorporan a la proteína como aminoácidos proteicos, y, después de haber sido formada la proteína, se modifican químicamente, como por ejemplo la hidroxiprolina. Los aminoácidos no proteicos se utilizan como neurotransmisores, vitaminas, etc. Por ejemplo la beta-alanina o la Biotina.

Propiedades

- Ácido-básicas. : Comportamiento de cualquier aminoácido cuando se ioniza. Cualquier aminoácido puede comportarse como ácido y como base, se denominan sustancias anfóteras. : Los aminoácidos y proteínas se comportan como sustancias tampones. Cuando una molécula presenta carga neta cero está en el punto isoeléctrico.
- Ópticas. : Todos los aminoácidos presentan un carbono asimétrico (excepto glicina) por lo cual presentan isómeros. Si el amino está a la derecha se denomina D, si está a la izquierda L.
- Químicas. : Las que afectan al grupo carboxilo (descarboxilación). : Las que afectan al grupo amino (desaminación). : Las que afectan al grupo R.

Aminoácidos básicos para la vida

Los aminoácidos básicos para la vida y que son codificados en el genoma son 21: alanina, arginina, asparagina, aspartato, cisteína, fenilalanina, glicina, glutamato, glutamina, histidina, isoleucina, leucina, lisina, metionina, prolina, serina, tirosina, treonina, Selencisteína, triptófano y valina. ------

Véase también

- Aminoácidos/Nomenclatura
- Aminoácidos esenciales
- Tabla aminoácidos

Referencias bibliográficas

- Rodríguez-Sotres,Rogelio. La estructura de las proteínas. Consultado el 11/1/2002.

Enlace externo

- http://depa.pquim.unam.mx/proteinas/estructura/index.html ja:アミノ酸 ko:아미노산

Enlace peptídico

=General= Los péptidos están formados por la unión de aminoácidos mediante un enlace peptídico. El enlace peptídico tiene lugar mediante la pérdida de una molécula de agua entre el grupo amino de un aminoácido y el carboxilo de otro: Imagen:enlpep1.jpg El resultado es un enlace covalente CO-NH. Es, en realidad, un enlace amida sustituido. Podemos seguir añadiendo aminoácidos al péptido, porque siempre hay un extremo

NH_2

terminal y un COOH terminal. Para nombrar el péptido se empieza por el

NH_2

terminal por acuerdo. Si el primer aminoácido de nuestro péptido fuera alanina y el segundo serina tendríamos el péptido Alanil-serina. =Características estructurales del enlace= Imagen:enlpep2.jpg Podríamos pensar que una proteína puede adoptar miles de conformaciones debidas al giro libre en torno a los enlaces sencillos. Sin embargo, en su estado natural sólo adoptan una única conformación tridimensional que llamamos conformación nativa; que es directamente responsable de la actividad de la proteína. Esto hizo pensar que no podía haber giro libre en todos los enlaces; y efectivamente, mediante difracción de rayos X se vio que el enlace peptídico era mas corto que un enlace sencillo normal, porque tiene un cierto carácter (60%) de enlace doble, ya que se estabiliza por resonancia. Imagen:enlpep3.jpg Por esa razón no hay giro libre entorno a este enlace. Esta estabilización obliga a que los 4 átomos que forman en enlace peptídico mas los dos carbonos que se encuentran en posición a (marcado con a en la ilustración) con respecto a dicho enlace, se encuentren en un plano: Imagen:enlpep4.jpg Esta ordenación planar rígida es el resultado de la estabilización por resonancia del enlace peptídico. Por ello, el armazón está constituido por la serie de planos sucesivos separados por grupos metileno sustituidos. Esto impone restricciones importantes al número posible de conformaciones que puede adoptar una proteína. El O carbonílico y el hidrógeno amídico se encuentran en posición trans (uno a cada lado del plano); sin embargo, el resto de los enlaces (N-Ca y Ca-C) son enlaces sencillos verdaderos, con lo que podría haber giro. Pero no todos los giros son posibles. Si denominamos ? al valor del ángulo que puede adoptar el enlace N-Ca, y ? al del enlace Ca-C, sólo existiran unos valores permitidos para ? y ?; y dependerá en gran medida del tamaño del grupo R. Se producen nuevamente restricciones al giro libre, debido a las características de los grupos R sucesivos. Imagen:enlpep5.jpg Ver también
- Péptido Categoría:Péptidos ja:ペプチド結合

Carbono

El carbono es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación puede encontrarse en la naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o diamante. Es el pilar básico de la química orgánica, se conocen cerca de 10 millones de compuestos de carbono, y forma parte de todos los seres vivos.

Características secundarias

El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y una de las más duras (el diamante) y desde el punto de vista económico uno de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples; así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono, vital para el crecimiento de las plantas (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el transporte en la forma de combustibles fósiles; y combinado con oxígeno forma gran variedad de compuestos, como por ejemplo los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas; además proporciona, a través del ciclo carbono-nitrógeno, parte de la energía producida por el Sol. y es un elemento tan al pedo

Estados alotrópicos

Se conocen cuatro formas alotrópicas del carbono, además del amorfo: grafito, diamante, fullerenos y nanotubos. El 22 de marzo de 2004 se anunció el descubrimiento de una quinta forma alotrópica (nanoespumas) [http://www.nature.com/nsu/040322/040322-5.html]. La forma amorfa es esencialmente grafito, pero que no llega a adoptar una estructura cristalina macroscópica. Esta es la forma presente en la mayoría de los carbones y en el hollín. carbones A presión normal, el carbono adopta la forma del grafito en la que cada átomo está unido a otros tres en un plano compuesto de celdas hexagonales; en este estado, 3 electrones se encuentran en orbitales híbridos planos sp² y el cuarto en el orbital p. Las dos formas de grafito conocidas alfa (hexagonal) y beta (romboédrica) tienen propiedades físicas idénticas. Los grafitos naturales contienen más del 30% de la forma beta, mientras que el grafito sintético contiene únicamente la forma alfa. La forma alfa puede transformarse en beta mediante procedimientos mecánicos, y ésta recristalizar en forma alfa al calentarse por encima de 1000 ºC. Debido a la deslocalización de los electrones del orbital pi, el grafito es conductor de la electricidad, propiedad que permite su uso en procesos de electroerosión. El material es blando y las diferentes capas, a menudo separadas por átomos intercalados se encuentran unidas por enlaces de Van de Waals, siendo relativamente fácil que unas deslicen respecto de otras. enlaces de Van de Waals A muy altas presiones, el carbono adopta la forma del diamante en el cual cada átomo está unido a otros cuatro átomos de carbono, encontrándose los 4 electrones en orbitales sp³, como en los hidrocarburos. El diamante presenta la misma estructura cúbica que el silicio y el germanio, y gracias a la resistencia del enlace químico carbono-carbono es, junto con el nitruro de boro, la sustancia más dura conocida. La transición a grafito a temperatura ambiente es tan lenta que es indetectable. Bajo ciertas condiciones, el carbono cristaliza como lonsdaleíta, una forma similar al diamante pero hexagonal. El orbital híbrido sp¹ que forma enlaces covalentes sólo es de interés en química, manifestándose en algunos compuestos, como por ejemplo el acetileno. acetileno Los fullerenos tienen una estructura similar al grafito, pero el empaquetamiento hexagonal se combina con pentágonos (y posiblemente heptágonos) lo que curva los planos y permite la aparición de estructuras de forma esférica, elipsoidal y cilíndrica. El constituido por 60 átomos de carbono presenta una estructura tridimensional similar a un balón de fútbol. Las propiedades de los fullerenos no se han determinado por completo y aún se siguen investigando. A esta familia pertenecen también los nanotubos de carbono, de forma cilíndrica rematados en sus extremos por hemiesferas (fullerenos), y que constituyen uno de los primeros productos industriales de la nanotecnología.

Aplicaciones

El principal uso industrial del carbono es como componente de hidrocarburos; especialmente los combustibles fósiles petróleo y gas natural; del primero se obtienen por destilación en las refinerías gasolinas, keroseno y aceites y es además la materia prima empleada en la obtención de plásticos, mientras que el segundo se está imponiendo como fuente de energía por su combustión más limpia. Otros usos son:
- El isótopo carbono-14, descubierto el 27 de febrero de 1940, se usa en la datación radiométrica.
- El grafito se combina con arcilla para fabricar las minas de los lápices. Además se utiliza como aditivo en lubricantes. Las pinturas anti-radar utilizado en el camuflaje de vehículos y aviones militares están basadas igualmente en el grafito intercalando otros compuestos químicos entre sus capas.
- El diamante se emplea para la construcción de joyas y como material de corte aprovechando su dureza.
- Como elemento de aleación principal de los aceros (aleaciones de hierro).
- En varillas de protección de reactores nucleares.
- Las pastillas de carbón se emplean en medicina para absorber las toxinas del sistema digestivo y como remedio de la flatulencia.
- El carbón activado se emplea en sistemas de filtrado y purificación de agua.
- El carbón amorfo ("hollín") se añade a la goma para mejorar sus propiedades mecánicas. Además se emplea en la formación de electrodos (p. ej. de las baterías). Obtenido por sublimación del grafito es fuente de los fullerenos que pueden ser extraidos con disolventes orgánicos.
- Las fibras de carbón (obtenido generalmente por termólisis de fibras de poliacrilato) se añaden a resinas de poliester donde mejoran mucho la resistencia mecánica sin aumentar el peso. Las propiedades químicas y estructurales de los fullerenos, en la forma de nanotubos prometen usos futuros en el incipiente campo de la nanotecnología.

Historia

El carbón (del latín carbo, carbón) fue descubierto en la prehistoria y ya era conocido en la antigüedad en la que se manufacturaba carbón mediante la combustión incompleta de materiales orgánicos. Los últimos alótropos conocidos, los fullerenos, fueron descubiertos como subproducto en experimentos realizados con haces moleculares en la década de los 80.

Abundancia y obtención

El carbón no se creó durante el Big Bang porque hubiera necesitado la triple colisión de partículas alfa (núcleos atómicos de helio) y el universo se expandió y enfrió demasiado rápido para que la probabilidad de que ello aconteciera fuera significativa. Donde sí ocurre este proceso es en el interior de las estrellas (en la fase «RH (Rama horizontal)») donde este elemento es abundante, encontrándose además en otros cuerpos celestes como los cometas y en las atmósferas de los planetas. Algunos meteoritos contiene diamantes microscópicos que se formaron cuando el sistema solar era aún un disco protoplanetario. En combinación con otros elementos, el carbono se encuentra en la atmósfera terrestre y disuelto en el agua, y acompañado de menores cantidades de calcio, magnesio y hierro forma enormes masas rocosas (caliza, dolomía, mármol, etc.). El grafito se encuentra en grandes cantidades en Estados Unidos, Rusia, México, Groenlandia e India. Los diamantes naturales se encuentran asociados a rocas volcánicas (kimberlita y lamproíta). Los mayores depósitos de diamantes se encuentran en el continente africano (Sudáfrica, Namibia, Botswana, República del Congo y Sierra Leona. Existen además depósitos importantes en Canadá, Rusia, Brasil y Australia.

Compuestos inorgánicos

(Para los compuestos orgánicos consultar el artículo química orgánica.) El más importante óxido de carbono es el dióxido de carbono (CO₂), un componente minoritario de la atmósfera terrestre (del orden del 0,04% en peso) producido y usado por los seres vivos (ver ciclo del carbono). En el agua forma trazas de ácido carbónico (H₂CO₃) —las burbujas de muchos refrescos— pero al igual que otros compuestos similares es inestable, aunque a través de él pueden producirse iones carbonato estables por resonancia. Algunos importantes minerales, como la calcita son carbonatos. Los otros óxidos son el monóxido de carbono (CO) y el más raro subóxido de carbono (C₃O₂). El monóxido se forma durante la combustión incompleta de materias orgánicas y es incoloro e inodoro; dado que la molécula de CO contiene un enlace triple, es muy polar por lo que manifiesta una acusada tendencia a unirse a la hemoglobina impidiéndoselo al oxígeno, por lo que se dice que es un asfixiante de sustitución. El ión cianuro (CN^-), tiene una estructura similar y se comporta como los iones haluro. Con metales, el carbono forma tanto carburos como acetiluros, ambos muy ácidos. A pesar de tener una electronegatividad alta, el carbono puede formar carburos covalentes como es el caso de carburo de silicio (SiC) cuyas propiedades se asemejan a las del diamante.

Isótopos

En 1961 la IUPAC adoptó el isótopo C-12 como la base para la masa atómica de los elementos químicos. El carbono-14 es un radioisótopo con una vida media de 5715 años que se emplea de forma extensiva en la datación de especímenes orgánicos. Los isótopos naturales y estables del carbono, son el C-12 (98,89%) y el C-13 (1,11%). Las proporciones de estos isótopos en un ser vivo o medio concreto se expresan en variación (±‰) respecto de la referencia VPDB (Vienna Pee Dee Belemnite; fósiles cretácicos de belemnites en Carolina del Sur). La δC-13 de la atmósfera terrestre es -7‰. Durante la fotosíntesis, el carbono fijado en los tejidos de las plantas es, sin embargo, significativamente más pobre en C-13 que la atmósfera. La mayoría de las plantas presentan valores de δC-13 entre -24 y -34‰; otras plantas acuáticas, de desierto, de marismas saladas y hierbas tropicales, presentan valores de δC-13 entre -6 y -19‰ debido a diferencias en la reacción de fotosíntesis; un tercer grupo intermedio constituido por las algas y líquenes presentan valores entre -12 y -23‰. El estudio comparativo de los valores de δC-13 en plantas y organismos puede proporcionar valiosa información relativa a la cadena alimenticia de los seres vivos.

Precauciones

Los compuestos de carbono tienen un amplio rango de toxicidad. El monóxido de carbono, presente en los gases de escape de los motores de combustión y el cianuro (CN) son extremadamente tóxicos para los mamíferos, entre ellos las personas; los gases orgánicos eteno, etino y metano son explosivos e inflamables en presencia de aire. Muchos otros compuestos no son, por el contrario, tóxicos sino esenciales para la vida. Traducción original de la versión inglesa: [http://enciclopedia.us.es/index.php/Carbono Enciclopedia Libre]

Referencias externas

- [http://www.carbon.es.tt Divulgación sobre ciencia y tecnología de los materiales de carbón, el elemento carbono y sus formas alotrópicas]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/C/index.html WebElements.com - Carbono]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/C.html EnvironmentalChemistry.com - Carbono]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele006.html It's Elemental - Carbono]
- [http://www.vincentherr.com/cf/ Fullerenos y otros estados alotrópicos]; modelos realizados por Vincent Herr.
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0702.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del carbono. Categoría: Elementos químicos ja:炭素 ko:탄소 ms:Karbon simple:Carbon th:คาร์บอน

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

Nitrógeno

Elemento químico de número atómico 7, con símbolo N, también llamado ázoe —antiguamente se usó también Az como símbolo del nitrógeno— y que en condiciones normales forma un gas diatómico que constituye del orden del 78% del aire atmosférico.

Características principales

Es un gas inerte, [[no metal]], incoloro, inodoro e insípido que constituye aproximadamente las cuatro quintas partes del [[aire atmosférico, si bien no interviene en la combustión ni en la respiración. Tiene una elevada electronegatividad (3 en la escala de Pauling) y 5 electrones en el nivel más externo comportándose como trivalente en la mayoría de los compuestos que forma. Condensa a 77 K y solidifica a 63 K empleándose comúnmente en aplicaciones criogénicas.

Aplicaciones

La más importante aplicación comercial del nitrógeno es la obtención de amoníaco por el proceso de Haber. El amoníaco se emplea con posterioridad en la fabricación de fertilizantes y ácido nítrico. También se usa, por su baja reactividad, como atmósfera inerte en tanques de almacenamiento de líquidos explosivos, durante la fabricación de componentes electrónicos (transistores, diodos, circuitos integrados, etc.) y en la fabricación del acero inoxidable. El nitrógeno líquido, producido por destilación del aire líquido, se usa en criogenia, ya que a presión atmosférica condensa a -195,8 ºC; aplicación importante es también la de refrigerante, para la congelación y el transporte de comida y la conservación de cuerpos y células reproductivas (semen y óvulos) o cualesquiera otras muestras biológicas. Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como el nitrato de potasio (nitro o salitre empleado en la fabricación de pólvora) y el nitrato de amonio fertilizante. Los compuestos orgánicos de nitrógeno como la nitroglicerina y el trinitrotolueno son a menudo explosivos. La hidracina y sus derivados se usan como combustible en cohetes.

Historia

El nitrógeno (del latín nitrum y éste del griego νίτρον, nitro, y -geno, de la raíz griega γεν generar) se considera que fue descubierto formalmente por Daniel Rutherford en 1772 al dar a conocer algunas de sus propiedades, sin embargo, por la misma época también se dedicaron a su estudio Scheele que lo aisló, Cavendish, y Priestley. El nitrógeno es una gas tan inerte que Lavoisier se refería a él como azote (ázoe) que significa sin vida. Se clasificó entre los gases permanentes, sobre todo desde que Faraday no consiguiera verlo líquido a 50 atm y -110ºC, hasta los experimentos de Pictet y Cailletet que en 1877 consiguieron licuarlo. Los compuestos de nitrógeno ya se conocían en la Edad Media; así, los alquimistas llamaban aqua fortis al ácido nítrico y aqua regia a la mezcla de ácido nítrico y clorhídrico, conocida por su capacidad de disolver el oro.

Abundancia y obtención

El nitrógeno es el componente principal de la atmósfera terrestre (78,1% en volumen) y se obtiene para usos industriales de la destilación del aire líquido. Está presente también en los restos de animales, por ejemplo el guano, usualmente en la forma de urea, ácido úrico y compuestos de ambos. Se han observado compuestos que contienen nitrógeno en el espacio exterior y el isótopo Nitrógeno-14 se crea en los procesos de fusión nuclear de las estrellas.

Compuestos

Con el hidrógeno forma el amoníaco (NH₃) la hidracina (N₂H₄) y el aziduro de hidrógeno (N₃H) también conocido como azida de hidrógeno o ácido hidrazoico. El amoníaco líquido —anfótero como el agua— actúa como una base en una disolución acuosa formando iones amonio (NH₄⁺) y se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión amida (NH₂^-). También se conocen largas cadenas y compuestos cíclicos de nitrógeno, pero son muy inestables. Con el oxígeno forma varios óxidos como el nitroso (N₂O) o gas de la risa, el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO₂), estos dos últimos se conocen conjuntamente como NO_x y son producto de procesos de combustión contribuyendo a la aparición de episodios contaminantes de smog fotoquímico. Otros óxidos son el trióxido de dinitrógeno (N₂O₃) y el pentóxido de dinitrógeno (N₂O₅), ambos muy inestables y explosivos y cuyos ácidos respectivos son el ácido nitroso (HNO₂) y el ácido nítrico (HNO₃) que forman, a su vez, nitritos y nitratos.

Rol biológico

El nitrógeno es componente esencial de los aminoácidos y los ácidos nucleicos, vitales para la vida. Las legumbres son capaces de absorber el nitrógeno directamente del aire, siendo éste transformado en amoníaco y luego en nitrato por bacterias que viven en sombiosis con la planta en sus raíces. El nitrato es posteriormente utilizado por la planta para formar el grupo amino de los aminoácido de las proteínas que finalmente se incorporan a la cadena trófica (veáse ciclo del nitrógeno).

Isótopos

Existen dos isótopos estables del nitrógeno, N-14 y N-15, siendo el primero —que se produce en el ciclo carbono-nitrógeno de las estrellas— el más común sin lugar a dudas (99,634%). De los diez isótopos que se han sintetizado uno tiene una vida media de nueve minutos y el resto de segundos o menos. Las reacciones biológicas de nitrificación y desnitrificación influyen de manera determinante en la dinámica del nitrógeno en el suelo, casi siempre produciendo un enriquecimiento en N-15 del sustrato.

Precauciones

Los fertilizantes nitrogenados son una importante fuente de contaminación del suelo y de las aguas. Los compuesto que contienen ión cianuro forman sales extremadamente tóxicas y son mortales para numerosos animales, entre ellos los mamíferos.

Referencias Externas

- [http://enciclopedia.us.es/index.php/Nitrógeno Enciclopedia Libre]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/N/index.html WebElements.com - Nitrógeno]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/N.html EnvironmentalChemistry.com - Nitrógeno]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele007.html It's Elemental - Nitrógeno]
- [http://www.sunysccc.edu/academic/mst/ptable/n.html Schenectady County Community College - Nitrógeno]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn1198.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del nitrógeno licuado. Categoría: Elementos químicos ja:窒素 ko:질소 simple:Nitrogen th:ไนโตรเจน

Fósforo (elemento)

silicio - fósforo - azufre
N P As
	250px Tabla completa

General

Nombre, símbolo, número

Fósforo, P, 15

Serie química

No metal

Grupo, periodo, bloque

15, 3 , p

Densidad, dureza Mohs

1823 kg/m³, __

Apariencia

Incoloro/rojo/blanco plateado
125px

Propiedades atómicas

Peso atómico

30,973761 uma

Radio medio^†

100 pm

Radio atómico calculado

98 pm

Radio covalente

106 pm

Radio de Van der Waals

180 pm

Configuración electrónica

Ne]3s² 3p³

Estados de oxidación (Óxido)

±3, 5, 4 (levemente ácido)

Estructura cristalina

monoclínico

Propiedades físicas

Estado de la materia

Sólido

Punto de fusión

317,3 K

Punto de ebullición

550 K

Entalpía de vaporización

12,129 kJ/mol

Entalpía de fusión

0,657 kJ/mol

Presión de vapor

20,8 Pa a 294 K

Velocidad del sonido

sin datos

Información diversa

Electronegatividad

2,19 (Pauling)

Calor específico

769 J/(kg
- K)

Conductividad eléctrica

1,0 x 10^-9 m^-1·Ω^-1

Conductividad térmica

0,235 W/(m
- K)

1° potencial de ionización

1011,8 kJ/mol

2° potencial de ionización

1907 kJ/mol

3° potencial de ionización

2914,1 kJ/mol

4° potencial de ionización

4963,6 kJ/mol

5° potencial de ionización

6273,9 kJ/mol

Isótopos más estables

iso.	AN	t_½ 25,34 d (P-32)
³¹P	100%	P es estable con 16 neutrones

El fósforo es un elemento químico de número atómico 15 y símbolo P. Es un no metal multivalente perteneciente al grupo del nitrógeno (grupo 15) que se encuentra en la naturaleza combinado en fosfatos inorgánicos y en organismos vivos pero nunca en estado nativo. Es muy reactivo y se oxida espontáneamente en contacto con el oxígeno atmosférico emitiendo luz, dando nombre al fenómeno de la fosforescencia.

Características principales

El fósforo común es un sólido ceroso de color blanco con un característico olor desagradable, pero puro es incoloro. Este no metal es insoluble en agua, y se oxida espontáneamente en presencia de aire formando pentóxido de fósforo, por lo que se almacena sumergido en agua. Existen varias formas alotrópicas del fósforo siendo las más comunes el fósforo blanco y el rojo; ambos formando estructuras tetraédricas de cuatro átomos. El fósforo blanco, extremadamente tóxico e inflamable presenta dos formas, alfa y beta, con una temperatura de transición de -3,8 °C; expuesto a la luz solar o al calor (300ºC) se transforma en fósforo rojo en reacción exotérmica. Éste es más estable y menos volátil y tóxico que el blanco y es el que se encuentra normalmente en los laboratorios y con el que se fabrican la cerillas. El fósforo negro presenta una estructura similar al grafito y conduce la electricidad, es el más denso de los tres estados y no se inflama.

Aplicaciones

El ácido fosfórico concentrado, que puede contener entre 70 y 75% de pentóxido (P₂O₅) es importante para la agricultura, ya que forma los fosfatos empleados en la producción de fertilizantes.
- Los fosfatos se usan en la fabricación de cristales especiales para lámparas de sodio y en el recubrimiento interno de lámparas fluorescentes
- El fosfato monocálcio se utiliza como polvo de repostería.
- Es importante en la producción de acero y bronce.
- El fosfato trisódico se emplea como agente de limpieza para ablandar el agua y prevenir la corrosión de tuberías.
- El fósforo blanco tiene aplicaciones militares en bombas incendiarias, bombas de humo y balas trazadoras.
- También se usa en fósforos de seguridad, pirotecnia, pasta de dientes, detergentes, pesticidas, etc.

Rol biológico

Los compuestos de fósforo intervienen en funciones vitales para los seres vivos, por lo que está considerado como un elemento químico esencial. El fósforo inorgánico, por ejemplo, forma parte de las moléculas de ADN y ARN, las células lo utilizan para almacenar y transportar la energía mediante el adenosín trifosfato, y además es un elemento importante en el protoplasma celular y el tejido nervioso.

Historia

El fósforo —del latín phosphŏrus, y éste del griego φωσφόρος, portador de luz— antiguo nombre del planeta Venus, fue descubierto por el alquimista alemán Hennig Brand en 1669 en Hamburgo al destilar una mezcla de orina y arena (utilizó 50 cubos) mientras buscaba la piedra filosofal; al evaporar la urea obtuvo un material blanco que brillaba en la oscuridad y ardía con una llama brillante; desde entonces, las substancias que brillan en la oscuridad sin arder se las llama fosforescentes. Brand, la primera persona conocida que ha descubierto un elemento químico, mantuvo su descubrimiento en secreto pero otro alquimista alemán, Kunckel, lo redescubrió en 1677 y enseñó a Boyle la forma de obtenerlo.

Abundancia y obtención

Debido a su reactividad, el fósforo no se encuentra nativo en la naturaleza, pero forma parte de numerosos minerales. La apatita es una importante fuente de fósforo, existiendo importantes yacimientos en Marruecos, Rusia, EE.UU. y otros países. La forma alotrópica blanca se puede obtener por distintos procedimientos; en uno de ellos, el fosfato tricálcico, obtenido de las rocas, se calienta en un horno a 1450ºC en presencia de sílice y carbono reduciendo el fósforo que se libera en forma de vapor. :2Ca₃(PO₄)₂ + 6 SiO₂ +10 C → 6CaSiO₃ + 10 CO + P₄ - 3084 kJ

Precauciones

El fósforo blanco es extremadamente venenoso —una dosis de 50 mg puede ser fatal— muy inflamable por lo que se debe almacenar sumergido en agua, y en contacto con la piel provoca quemaduras. La exposición continua al fósforo provoca la necrosis de la mandíbula. El fósforo rojo no se inflama espontáneamente en presencia de aire y no es tóxico, pero debe manejarse con precaución ya que puede producirse la transformación en fósforo blanco y la emisión de vapores tóxicos al calentarse.

Referencias externas

- [http://enciclopedia.us.es/index.php/F%F3sforo Enciclopedia Libre]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/15.html Los Alamos National Laboratory - fósforo]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/P/index.html WebElements.com - fósforo]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/P.html EnvironmentalChemistry.com - fósforo]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0628.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del fósforo. categoría:Minerales y oligoelementos Categoría: Elementos químicos ja:リン ko:인 th:ฟอสฟอรัส

Magnesio

Sodio - Magnesio - Aluminio
Be Mg Ca
	250px Tabla completa

General

Nombre, símbolo, número

Magnesio, Mg, 12

Serie química

Metales alcalinotérreos

Grupo, periodo, bloque

2, 3 , s

Densidad, dureza Mohs

1738 kg/m³, 2,5

Apariencia

125px
Blanco plateado

Propiedades atómicas

Peso atómico

24,305 uma

Radio medio^†

150 pm

Radio atómico calculado

145 pm

Radio covalente

130 pm

Radio de Van der Waals

173 pm

Configuración electrónica

Ne]3s²

Estados de oxidación (óxido)

2 (base fuerte)

Estructura cristalina

Hexagonal

Propiedades físicas

Estado de la materia

sólido (paramagnético)

Punto de fusión

923 K

Punto de ebullición

1363 K

Entalpía de vaporización

127,4 kJ/mol

Entalpía de fusión

8,954 kJ/mol

Presión de vapor

361 Pa a 923 K

Velocidad del sonido

4602 m/s a 293,15 K

Información diversa

Electronegatividad

1,31 (Pauling)

Calor específico

1020 J/(kg·K)

Conductividad eléctrica

22,6x10⁶/m Ω

Conductividad térmica

156 W/(m·K)

1º potencial de ionización

737,7 kJ/mol

2º potencial de ionización

1450,7 kJ/mol

3º potencial de ionización

7732,7 kJ/mol

Isótopos más estables

iso.	AN (%)	Vida media	MD	ED (M eV)	PD
²⁴Mg	78,99	Mg es estable con 12 neutrones
²⁵Mg	10	Mg es estable con 13 neutrones
²⁶Mg	11,01	Mg es estable con 14 neutrones

Valores en el SI y en condiciones normales
(0 ºC y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
^†Calculado a partir de distintas longitudes
de enlace covalente, metálico o iónico.

El magnesio es el elemento químico de símbolo Mg y número atómico 12. Es el séptimo elemento en abundancia constituyendo del orden del 2% de la corteza terrestre y el tercero más abundante disuelto en el agua de mar. Se emplea primordialmente como elemento de aleación.

Principales características

El magnesio es un metal bastante resistente y ligero, un 30% más ligero que el aluminio, de color plateado que se deslustra cuando se expone al aire. Pulverizado se inflama cuando se expone al aire ardiendo con una llama blanca. En trozos mayores es difícil que se inflame pero puede suceder si se corta en láminas delgadas, por lo que en el mecanizado las virutas han de manejarse con precaución.

Aplicaciones

aleación Los compuestos de magnesio, principalmente su óxido, se usan como material refractario en hornos para la producción de hierro y acero, metales no férreos, cristal y cemento, así como en agricultura e industrias química y de construcción. El uso principal del metal es como elemento de aleación del aluminio, empleándose las aleaciones aluminio-magnesio en envases de bebidas. Las aleaciones de magnesio, especialmente magnesio-aluminio, se emplean en componentes de automóviles, como llantas, y en maquinaria diversa. El metal además, se adiciona para eliminar el azufre del acero y el hierro. Otros usos son:
- Aditivo en propelentes convencionales.
- Obtención de fundición nodular (hierro-silicio-Mg) ya que es un agente esfirilizante/nodulizante del grafito.
- Agente reductor en la obtención de uranio y otros metales a partir de sus sales.
- El hidróxido (leche de magnesia), el cloruro, el sulfato (sales Epsom) y el citrato se emplean en medicina.
- El polvo de carbonato de magnesio (MgC O₃) es utilizado por los atletas como gimnastas y levantadores de peso para mejorar el agarre de los objetos.
- Otros usos incluyen flashes fotográficos, pirotecnia y bombas incendiarias. siven para diversas utilizaciones como en los fierros,metales,mechas palta,etc.

Papel biológico

El magnesio es importante para la vida, tanto animal como vegetal. La clorofila es una sustancia compleja de porfirina-magnesio que interviene en la fotosíntesis. Es un elemento químico esencial para el hombre; la mayor parte del magnesio se encuentra en los huesos y sus iones desempeñan papeles de importancia en la actividad de muchas coenzimas y en reacciones que dependen del ATP. También ejerce un papel estructural, el ión de Mg²⁺ tiene una función estabilizadora de la estructura de cadenas de ADN y ARN. En función del peso y la altura, la cantidad diaria recomendada es de 300-350 mg, cantidad que puede obtenerse fácilmente ya que se encuentra en la mayoría de los alimentos, siendo las hojas verdes de las hortalizas especialmente ricas en magnesio.

Historia

El nombre procede de magnesia, que en griego designaba una región de Tesalia. El inglés Joseph Black, reconoció el magnesio como un elemento químico en 1755, en 1808 Sir Humphrey Davey obtuvo metal puro mediante electrólisis de una mezcla de magnesia y Hg O

Abundancia y obtención

El magnesio es el séptimo elemento más abundante en la corteza terrestre, sin embargo no se encuentra libre, aunque entra en la composición de más de 60 minerales, siendo los más importantes industrialmente los depósitos de dolomía, magnesita, brucita, carnalita y olivino. En los EE.UU. el metal se obtiene principalmente por electrólisis del cloruro de magnesio, método que ya empleara Bunsen, obtenido de salmueras y agua de mar.

Isótopos

El magnesio-26 es un isótopo estable que se emplea en la datación geológica, al igual que el Al-26, del que es hijo. En las inclusiones ricas en calcio y aluminio (CAI en inglés) de algunos meteoritos, los objetos más antiguos del sistema solar, se han encontrado cantidades de Mg-26 mayores de las esperadas que se atribuyen al decaimiento del Al-26. Estos objetos, cuando se han desprendido en etapas tempranas de la formación de los planetas y asteroides no han sufrido los procesos geológicos que hacen desaparecer las estructuras condríticas(formadas a partir de las inclusiones) y por tanto guardan información acerca de la edad del sistema solar. En los estudios se compararon los ratios Mg-26/Mg-24 y Al-27/Mg-24, para determinar así, de forma indirecta, la relación Al-26/Al-27 incial de la muestra en el momento en que ésta se separó de las regiones de polvo de la nébula presolar a partir de la que se formó nuestro sistema solar.

Precauciones

El magnesio es extremadamente inflamable, especialmente si está pulverizado. Reacciona exotérmica y rápidamente en contacto con aire o agua por lo que debe manipularse con precaución. El fuego, de producirse, no se deberá intentar apagar con agua.

Referencias externas

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Mg/index.html WebElements.com - magnesio]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Mg.html EnvironmentalChemistry.com - magnesio]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0289.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del magnesio.
- [http://www.fatresistancediet.com/leo-galland-md/articles/magnesium%3a-the-stress-reliever.html Dietary Magnesium] Categoría:Elementos químicos Categoría:Metales Categoría:Minerales y oligoelementos ja:マグネシウム ko:마그네슘 th:แมกนีเซียม

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 (