:: wikimiki.org ::

Dicromato De Potasio

Dicromato de potasio

El dicromato de potásio (K₂Cr₂O₇) es la sal del hipotético ácido dicrómico (este ácido en sustancia no es estable) H₂Cr₂O₇. Se trata de una sustancia de color intenso anaranjado. Es un oxidante fuerte. En contacto con sustancias orgánicas puede provocar incendios.

Propiedades ficicoquímicas

Fórmula: K₂Cr₂O₇ Masa molecular: 294,18 g/mol Densidad: 2,69 g/ml Punto de fusión: 398 ºC Nº CAS: 7778-50-9 Solubilidad: Soluble en agua (130 g/l a 20 ºC); insoluble en alcohol

Síntesis

El dicromato potásico se obtiene a partir del cromato potásico acidulando la disolución correspondiente: 2 K₂CrO₄ + H₂SO₄ -> K₂SO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂O También se puede obtener por intercambio del catión a partir del dicromato de sodio y cloruro potásico: Na₂Cr₂O₇ + 2 KCl -> 2 NaCl + K₂Cr₂O₇

Reacciones

En disolución el dicromato se encuentra en equilibrio con el cromato y el anhidruro del ácido crómico (Cr₂O₆). A un pH básico este equilibrio estádesplazado al cromato y pasa al acidular por el dicromato y varios condensados mayores al óxido de cromo(VI): 2 CrO₄^2- + 4 H⁺ = H₂O + Cr₂O₇^2- + 2 H⁺ = 2 H₂O + Cr₂O₆ Calentado en sustancia por encima de 500 ºC pierde oxígeno y se forma óxido de cromo(III). En presencia de peróxidos se forma el peróxido de cromo(V) de color azúl que puede ser extraido con éter etílico. Esta reacción se utiliza a vezes para la determinación cualitativa del cromo(VI). En presencia de iones de bario o de plomo(II) en disolución neutra o ligeramente ácida precipitan los cromatos correspondientes en forma de sólidos amarillos. Ambos se disuelven en ácidos fuertes, el cromato de plomo también en presencia de base fuerte. Estas sustancias se utilizan como pigmentos en algunas pinturas amarillas. En disolución ácida y presencia de cloruro se forma el anión ClCrO₄^- que puede cristalizar en forma de su sal potásica. Calentandolo con ácido clorhídrico concentrado se forma cloruro de cromil (Cl₂CrO₄), una sustancia anaranjada molecular que puede ser destilada de la mezcla de reacción. ¡CUIDADO! EL CLORURO DE CROMIL SE PUEDE DESCOMPONER DE FORMA EXPLOSIVA.

Aplicaciones

El dicromato de potasio se utiliza en la galvanotécnica para cromar otros metales, en la fabricación del cuero, en la fabricación de pigmentos, como reactivo en la indústria química, para recubrimientos anticorrosivos del cinc y del magnesio y en algunos preparados de protección de madera. También está presente en los antiguos tubos de alcotest donde oxida el etanol del aire expirado al aldehido. En química analítica se utiliza para determinar la demanda química de oxígeno (DQO) en muestras de agua. Históricamente importante es la reacción del dicromato potásico con anilina impura que utilizó W.H.Perkin en la síntesis de la mauveina, el primer colorante artificial. Esta reacción era una de las primeras síntesis orgánicas industriales.

Toxicología

El dicromato de potásio es tóxico. En contacto con la piel se produce sensibilización y se pueden provocar alérgias. Al igual que los cromatos los dicromatos son cancerígenos. En el cuerpo son confundido por las canales iónicos con el sulfato y pueden llegar así hasta el núcleo de la célula. Allí son reducidos por la materia orgánica presente y el cromo(III) formado ataca a la molécula de la DNA. Residuos que contienen dicromato de potasio se pueden tratar con sulfato de hierro(II)(FeSO₄). Este reduce el cromo(VI) a cromo(III) que precipita en forma del hidróxido o del óxido categoría: Compuestos químicos ja:二クロム酸カリウム

Anhidruro

Anhidruro del griego "anhidros" = sin agua es la denominación para los compuestos que se han formado con eliminación de agua. Habitaulmente se suele aplicar a dos clases de sustancias:
- en química inorgánica a las sales sin agua de cristalización que habitalmente se conocen de forma hidratada.
- en química orgánica los anhidruros son compuestos fomados por dos moléculas de ácido bajo elominación de agua.

Los anhidruros de ácido

Los anhirduros de ácido carboxílico son compuestos de la fórmula genérica R-C(=O)-O-C(=O)-R' con R y R' = restos orgánicos. En presencia de agua se suelen hidrolizar formando dos moléculas de ácido carboxólico: R-C(=O)-O-C(=O)-R' + H₂O -> R-CO₂H + R'-CO₂H Son menos miscibles con el agua que los ácidos correspondientes ya que no son dadores de puentes de hidrógeno. También son más fácilmente atacables por agentes nucleófilos. Por esto se utilizan a menudo como derivados activados de los ácidos, p.ej. en la esterificación. Así se obtiene el ácido acetilsalicílico por la actuación del anhidruro del ácido acético sobre el ácido salicílico.

Síntesis

Los anhidruros simétricos se generan convenientemente a partir de los ácidos en presencia de un disecante fuerte como el pentóxido de fósforo. Los anhidruros asimétricos (con R diferente a R') se pueden obtener por reacción de la sal de un ácido carboxílico con el cloruro del otro ácido correspondiente.

Bioquímica

En las células los anhidruros también se encuentran como derivados activados del ácido carboxílico. Habitualmente se trata de derivados no-simétricos. La ATP también es un anhidruro - en este caso dervado del ácido fosfórico en vez de ácidos carboxílicos. La energía liberada en su hirólisis es la base de la mayoría de los procesos bioquímicos categoría:Química

Óxido

Un óxido o anhídrido es un compuesto químico que contiene uno o varios átomos de oxígeno, presentando el oxígeno un estado de oxidación -2, y otros elementos. Por ejemplo son óxidos el óxido nítrico, NO, o el dióxido de nitrógeno, NO₂. Los óxidos son muy comunes y variados en la corteza terrestre. También son llamados anhídridos porque son compuestos que han perdido una molécula de agua dentro de sus moléculas. Por ejemplo el anhídrido carbónico: :C O₂ deriva del ácido carbónico: :H₂C O₃. Los óxidos se pueden sintetizar normalmente directamente mediante procesos de oxidación, por ejemplo, con magnesio: ::2Mg + O₂ → 2 MgO. O bien con fósforo: :: P₄ + 5O₂ → 2 P₂O₅ Según sus propiedades ácidas se clasifican en:
- Óxidos ácidos; por ejemplo el dióxido de carbono, CO₂.
- Óxidos básicos; por ejemplo el óxido de calcio, CaO.
- Óxidos anfóteros; por ejemplo el dióxido de titanio, TiO₂, o el óxido de aluminio (III), Al₂O₃. Véase también: hidróxido ja:酸化物

Peróxido

Los peróxidos son sustancias que presentan un enlace oxígeno-oxígeno y que contienen el oxígeno en estado de oxidación +I. Generalmente se comportan como sustancias oxidantes. En contacto con material combustible pueden provocar incendios o incluso explosiones. Sin embargo frente a oxidantes fuertes como el permanganato pueden actuar como reductor oxidándose a oxígeno elemental.

Síntesis

El peróxido más conocido y principal compuesto de partida en la síntesis de otros peróxidos es el peróxido de hidrógeno (H₂O₂). Hoy en día se suele obtener por autoxidación de naftohidroquinona. Antiguamente se utilizaba la formación de peróxido de bario o la hidrólisis de persulfatos que a su vez se generaban por electrólisis de sulfatos en disolución acuosa con altas densidades de corriente por superficie del electrodo. Muchas sustancias orgánicas pueden convertirse en hidroperóxidos en reacciones de autoxidación en presencia de luz y oxígeno atmosférico. Especialmente peligrosos es la formación a partir de éteres ya que estos se transforman muy fácilmente y los peróxidos se suelen enriquezer en el resíduo de una supuesta destilación. Allí pueden producir explosiones muy fuertes. Muchos de los accidentes más trágicos de laboratorio se deben a este tipo de reacción. Por lo tanto antes de destilar cantidades mayores de estos disolventes hay que probar la presencia de peróxidos con papel impregnado de ioduro potásico y almidón. La formación de un color azulado o oscuro indica la presencia de peróxido. (El peróxido oxida el ioduro a iodo elemental que a su vez forma con el almidón un complejo de inclusión del color característico oscuro).

Presencia

Los peróxidos se forman en pequeñas dosis en muchos procesos de oxidación natural. Para evitar su acumulación a concentraciones dañinas los organismos suelen disponer de una enzima - la catalasa - que cataliza la dismutación del peróxido de hidrógeno en agua y cara de nalga

Aplicaciones

Las aplicaciones de los peróxidos son muy versátiles. Pasan de la peluquería donde se emplean en tintes para aclarar el pelo hasta en combustibles de cohetes. En la industria química se utilizan en la obtención de los epóxidos, en diversas reacciones de oxidación, como iniciadores de reacciones radicalárias por ejemplo para endurecer poliésteres o en la fabricación del glicerol a partir del alcohol hidroxipropénico. El ácido peroxotrifluoroacético (F₃C-C(=O)-O-O-H) es un desinfectante muy potente y se emplea como tal en la indústria farmacéutica.

Analítica

Los peróxidos dan una coloración anaranjada con disoluciones de óxido de titáneo en ácido sulfúrico concentrado. Con dicromato de potasio forman el peróxido de cromo(V) de color azúl que puede ser extraido cara de nalga )|éter]] de dietil. categoría: Grupos funcionales

Ión

En química, se conoce como ion a un átomo o una molécula cargados eléctricamente, debido a que ha ganado o perdido electrones de su dotación normal, lo que se conoce como ionización. También suele llamársele molécula libre. Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo). La palabra "ion" proviene del griego ion, participio presente de ienai "ir", de ahí "el que va". "Anión" y "catión" significan: Anión:"El que va hacia arriba". Catión:"El que va hacia abajo". "Ánodo" y "cátodo" son: Ánodo:"El camino hacia arriba". Cátodo:"El camino hacia abajo". (hodos=camino, vía). Para simples electrones en el vacío, existen constantes físicas asociadas con el proceso de ionización. La energía necesaria para quitarle electrones a un átomo se denomina energía de ionización y el potencial eléctrico equivalente (es decir, la energía dividida por la carga de un único electrón) se conoce como el potencial de ionización. Estos términos también se emplean para describir la ionización de las moléculas y los sólidos, pero los valores no son constantes debido a que la ionización puede resultar afectada por la temperatura, la química y la geometría local. Categoría:Química ja:イオン ko:이온 ms:Ion simple:Ion

Bario

Cesio - Bario - Lantano
Sr Ba Ra
	250px Tabla completa

General

Nombre, símbolo, número

Bario, Ba, 56

Serie química

Metal alcalinotérreo

Grupo, periodo, bloque

2, 6, s

Densidad, dureza Mohs

3510 kg/m³, 1,25

Apariencia

Blanco plateado
125px

Propiedades atómicas

Peso atómico

137,327 uma

Radio medio^†

215 pm

Radio atómico calculado

253 pm

Radio covalente

198 pm

Radio de Van der Waals

Sin datos

Configuración electrónica

Xe]6s²

Estados de oxidación (óxido)

2 (base fuerte)

Estructura cristalina

Cúbico centrado en el cuerpo

Propiedades físicas

Estado de la materia

Sólido (paramagnético)

Punto de fusión

1000 K

Punto de ebullición

2143 K

Entalpía de vaporización

142 kJ/mol

Entalpía de fusión

7,75 kJ/mol

Presión de vapor

98 Pa a 371 K

Velocidad del sonido

1620 m/s

Información diversa

Electronegatividad

0,89 (Pauling)

Calor específico

204 J/(kg·K)

Conductividad eléctrica

3 x 10⁶ m^-1·Ω^-1

Conductividad térmica

18,4 W/(m·K)

1° potencial de ionización

502,9 kJ/mol

2° Energía de ionización

965,2 kJ/mol

3° Energía de ionización

3600 kJ/mol

Isótopos más estables

iso.	AN	Vida media	MD	ED M eV	PD
¹³⁰Ba	0,106%	Ba es estable con 74 neutrones
¹³²Ba	0,101%	Ba es estable con 76 neutrones
¹³³Ba	Sintético	10,51 a	ε	0,517	¹³³Cs
¹³⁴Ba	2,417%	Ba es estable con 78 neutrones
¹³⁵Ba	6,592%	Ba es estable con 79 neutrones
¹³⁶Ba	7,854%	Ba es estable con 80 neutrones
¹³⁷Ba	11,23%	Ba es estable con 81 neutrones
¹³⁸Ba	71,7%	Ba es estable con 82 neutrones

El bario es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Ba y su número atómico es 56.

Enlaces externos

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Ba/index.html WebElements.com - Barium]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Ba.html EnvironmentalChemistry.com - Barium]
- [http://www.cancerhelp.org.uk/help/default.asp?page=1541 Information on barium meal]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn1052.htm Instituto nacional de seguridad e higiene en el trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del bario. Categoría:Elementos químicos Categoría:Metales ja:バリウム ko:바륨 th:แบเรียม

Pigmento

:Este artículo trata de la sustancia que confiere coloración a los tejidos animales y vegetales. Para lo relativo a pintura, véase a Pigmento (pintura). Se denomina pigmento, en biología, a las moléculas químicas que reflejan o transmiten la luz visible, o hacen ambas cosas a la vez. El color de un pigmento depende de la absorción selectiva de ciertas longitudes de onda de la luz y de la reflexión de otras. Por ejemplo, la clorofila, el pigmento de las plantas, absorbe luz en la parte violeta y de la zona naranja a la zona roja del espectro luminoso. Convierte esta energía luminosa en energía química mediante la fotosíntesis y refleja luz en la parte del verde y en la parte del amarillo del espectro. De esta manera, la clorofila parece verde. La clorofila y muchos otros pigmentos, actúan como catalizadores, es decir, como sustancias que aceleran o facilitan las reacciones químicas, pero que no se agotan en las mismas. Entre los carotenoides, un grupo de pigmentos rojos, naranjas y amarillos que aparecen con frecuencia en los organismos vivos, hay también muchos catalizadores. Algunos carotenoides, como aquellos que están implicados en la síntesis de la vitamina A, que tiene un importante papel en la visión y el crecimiento, y otros que intervienen como pigmentos accesorios en la fotosíntesis, trasfieren a la clorofila la energía de la luz que absorben para su conversión en energía química. Estos pigmentos son sintetizados por todas las plantas verdes y por muchos hongos y bacterias mientras que los animales los adquieren con la comida. Al parecer, las mismas sustancias que cumplen importantes funciones biológicas, actúan también como pigmentos. Así, las moléculas transportadoras de oxígeno, que se encuentran en la sangre de los animales superiores, dan también su color característico a la sangre. Algunos de estos pigmentos desempeñan otras funciones secundarias. La hemoglobina, por ejemplo, es responsable de la brillante coloración roja, de gran importancia en el cortejo, que se observa en las nalgas, los órganos genitales y las caras de los babuinos. Otros pigmentos, no obstante, tienen importancia en el camuflaje de plantas y animales. La función de la coloración es engañar a los posibles depredadores y a las presas. Con ciertos sistemas de coloración los organismos se ocultan, mimetizándose tan exactamente con su ambiente, que sus depredadores no pueden distinguirlos. Los dibujos que forma la pigmentación de muchas polillas y mariposas tropicales, por ejemplo, coinciden de forma tan fiel con los dibujos de los troncos de los árboles sobre los que se posan, que apenas se distinguen desde algunos centímetros. Muchos insectos combinan la pigmentación y la forma para facilitar su ocultación. Así, algunas mantis tropicales, pasan inadvertidas entre las flores de las orquídeas sobre las que se posan tanto porque sus colores son similares a los de las orquídeas, como porque sus cuerpos adoptan con frecuencia la forma de ciertas partes de las flores. Otras mantis tienen los mismos colores y formas que las hojas. Los pigmentos también sirven para proteger a los organismos dotándolos de una coloración semejante a la de algún otro organismo no comestible o indeseable por cualquier circunstancia. La mariposa virrey, por ejemplo, tiene una pigmentación naranja y negra en las alas que se parece a la de la indeseable mariposa monarca (se alimenta con néctar de plantas, del que extrae alcaloides y glicósidos cuya ingestión tiene graves efectos sobre los vertebrados). En cuanto a su composición química, los pigmentos comprenden numerosos tipos de sustancias, pero por lo general se dividen en dos grandes grupos. El primer grupo abarca aquellos pigmentos que contienen nitrógeno, como las hemoglobinas, las clorofilas, los pigmentos biliares y un pigmento de color oscuro llamado melanina. La melanina está muy difundida en el reino animal y es el agente químico responsable de las variaciones del color de la piel humana. Los pigmentos indigoides están relacionados con las melaninas, un ejemplo de ellos, es el bien conocido pigmento índigo de las plantas. La riboflavina, también conocida como vitamina B12, es uno de los numerosos pigmentos que son de color amarillo pálido a verde que producen variados grupos de plantas. El segundo grupo está formado por pigmentos sin nitrógeno. Los carotenoides son miembros de este grupo, como también lo son los pigmentos vegetales llamados flavonoides. En las hojas, los flavonoides dejan pasar de forma selectiva determinadas longitudes de onda de la luz, importantes para la fotosíntesis, mientras que impiden la entrada de luz ultravioleta que destruye los núcleos celulares y las proteínas. Los flavonoides desempeñan también un destacado papel en la coloración de las flores, en particular originan pigmentaciones rojas y azules. Los brillantes colores otoñales se producen por la conversión de unos flavonoides sin color, llamados flavonoles, en formas coloreadas, llamadas antocianinas. Las quinonas proporcionan muchos pigmentos amarillos, rojos y naranjas, incluidos varios tintes de gran utilidad que se obtienen de insectos que se alimentan de plantas con quinonas. La cochinilla, por ejemplo, es un pigmento rojo conseguido a partir de insectos escamosos que se alimentan de cactus. Categoría:Biología ja:顔料

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

Aldehido

Los aldehídos son compuestos orgánicos caracterizados por poseer el grupo funcional -CHO: Imagen:Aldehido.png Es decir, el grupo carbonilo -C = O está unido a un solo radical orgánico. Se pueden obtener a partir de la oxidación suave de los alcoholes primarios. Esto se puede llevar a cabo calentando el alcohol en una disolución ácida de dicromato de potasio (también hay otros métodos en los que se emplea Cr en el estado de oxidación +6). El dicromato se reduce a Cr³⁺ (de color verde). También mediante la oxidación de Swern, en la que se emplea sulfóxido de dimetilo, (Me)₂SO, dicloruro de oxalilo, (CO)₂Cl₂, y una base. Esquemáticamente el proceso de oxidación es el siguiente: Imagen:Obtención_de_aldehido_con_alcohol.png

Propiedades físicas

- La doble unión del grupo carbonilo son en parte covalentes y en parte iónicas dado que el grupo carbonilo está polarizado debido al fenómeno de resonancia.
- Los aldehídos con hidrógeno sobre un carbono sp³ en posición alfa al grupo carbonilo presentan isomería tautomérica.

Propiedades químicas

- Se comportan como reductor, por oxidación el aldehído da ácidos con igual número de átomos de carbono. La reacción típica de los aldehidos y las cetonas es la Adición nucleofilica.

Nomenclatura

Se nombran sustituyendo la terminación -o del nombre del hidrocarburo por -al. Los aldehídos más simples (metanal y etanal) tienen otros nombres que no siguen el estándar de la IUPAC pero son más utilizados (formaldehído y acetaldehído, respectivamente).

Reacciones

Los aldehidos aromáticos como el benzaldehido se dismutan en presencia de una base dando el alcohol y el ácido carboxílico correspondiente: 2 C₆H₅C(=O)H -> C₆H₅C(=O)OH + C₆H₅CH₂OH Con aminas primarias dan las iminas correspondiente en una reacción exotérmica que a menudo es espontánea: R-CH=O + H₂N-R' -> R-CH=N-R' En presencia de sustancias reductoras como algunos hidruros o incluso otros aldehidos pueden ser reducidos al alcohol correspondiente mientras que oxidantes fuertes los transforman en el correspondiente ácido carboxílico. Con cetonas que portan un hidrógeno sobre un carbono sp³ en presencia de catalizadores ácidos o básicos se producen condensaciones tipo aldol. Con alcoholes o tioles en presencia de sustancias higroscópicas se pueden obtener acetales por condensación. Como la reacción es reversible y los aldehidos se recuperan en medio ácido y presencia de agua esta reacción se utiliza para la protección del grupo funcional.

Presencia

Los aldehidos están presentes en numerosos productos naturales. La glucosa por ejemplo existe en una forma abierta que presenta un grupo aldehido. El acetaldehido formado como intermedio en la metabolización se cree responsable en gran medida de los síntomas de la resaca tras la ingesta de bebidas alcohólicas. El formaldehido es un conservante que se encuentra en algunas composiciones de productos cosméticos. Sin embargo esta aplicación debe ser vista con cautela ya que en experimentos con animales el compuesto ha demostrado un poder cancerígeno. También se utiliza en la fabricación de numerosos compuestos químicos como la baquelita, la melamina etc.

Ejemplos de aldehídos

- Metanal (Formaldehido)
- Etanal (Acetaldehído)
- Propanal
- Butanal
- Pentanal
- Hexanal
- Glucosa categoría:Aldehídos categoría:Grupos funcionales categoría:Farmacología ja:アルデヒド ko:알데하이드

DQO

La demanda química de oxígeno o DQO es un valor utilizado en el tratamiento de las aguas residuales. Indica cuántas sustancias oxidables hay presnetes en un litro de agua. Generalmente estas sustancias son compuestos orgánicos pero también se incluyen algunos compuestos del azufre (p. ej. el sulfhídrico y los sulfitos), los yoduros etc. El procedimiento se basa en la oxidación de la materia utilizando dicromato de potasio como oxidante en presencia de ácido sulfúrico e iones de plata como catalizador. La disolución acuosa se calienta bajo reflujo durante 2 h a 148 ºC. Luego se valúa la cantidad del dicromato sin reaccionar titulando con una disolución de hierro(II). La demanda química de oxígeno se calcula a partir de la diferencia entre el dicromato añadido inicialmente y el dicromato encontrado tras la oxidación. El valor obtenido suele ser superior a la demanda biológica de oxígeno ya que se oxidan por este método también las sustancias no biodegradables. La relación entre los dos parámetros es indicativo para la calidad del agua. Aguas residuales urbanas (CSB aprox. 600 mg/l) suelen tener una relación de aproxiamdamente 2:1. En las aguas industriales puede haber una mayor concentración de compuestos no biodegradables y el cociente aumenta. demanda biológica de oxígeno Categoría: Química Categoría: Medio ambiente

Cromo

El cromo es un elemento químico de número atómico 24 que se encuentra en el grupo 6 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cr. Es un metal que se emplea especialmente en metalurgia.

Características principales

El cromo es un metal de transición duro, frágil, gris acerado y brillante. Es muy resistente frente a la corrosión. Su estado de oxidación más alto es el +6, aunque estos compuestos son muy oxidantes. Los estados de oxidación +4 y +5 son poco frecuentes, mientras que los estados más estables son +2 y +3. También es posible obtener compuestos en los que el cromo presente estados de oxidación más bajos, pero son bastante raros.

Aplicaciones

- El cromo se utiliza principalmente en metalurgia para aportar resistencia a la corrosión y un acabado brillante.
- En aleaciones, por ejemplo, el acero inoxidable que contiene más de un 8% en cromo.
- En procesos de cromado (depositar una capa protectora mediante electrodeposición). También se utiliza en el anodizado del aluminio.
- Sus cromatos y óxidos se emplean en colorantes y pinturas. En general, sus sales se emplean, debido a sus variados colores, como mordientes.
- El dicromato de potasio (K₂Cr₂O₇) es un reactivo químico que se emplea en la limpieza de material de vidrio de laboratorio y, en análisis volumétricos, como agente valorante.
- Es común el uso del cromo y de alguno de sus óxidos como catalizadores, por ejemplo, en la síntesis de amoníaco (NH₃).
- El mineral cromita (Cr₂O₃·FeO) se emplea en moldes para la fabricación de ladrillos (en general, para fabricar materiales refractarios). Con todo, una buena parte de la cromita consumida se emplea para obtener cromo o en aleaciones.
- En el curtido del cuero es frecuente emplear el denominado "curtido al cromo" en el que se emplea hidroxisulfato de cromo (III) (Cr(OH)(SO₄)).
- Para preservar la madera se suelen utilizar sustancias químicas que se fijan a la madera protegiéndola. Entre estas sustancias se emplea óxido de cromo (VI) (CrO₃).
- Cuando en el corindón (α-Al₂O₃) se sustituyen algunos iones de aluminio por iones de cromo se obtiene el rubí; esta gema se puede emplear, por ejemplo, en láseres.
- El dióxido de cromo (CrO₂) se emplea para fabricar las cintas magnéticas empleadas en las casetes, dando mejores resultados que con óxido de hierro (Fe₂O₃) debido a que presentan una mayor coercitividad.

Historia

coercitividad En 1761 Johann Gottlob Lehmann encontró en los Urales un mineral naranja rojizo que denominó plomo rojo de Siberia; este mineral se trataba de la crocoita (PbCrO₄), y se creyó que era un compuesto de plomo con selenio y hierro. En 1770 Peter Simon Pallas estuvo en el mismo lugar que Lehmann y encontró el mineral, que resultó ser muy útil en pinturas debido a sus propiedades como pigmento. Esta aplicación se extendió rápidamente, por ejemplo, se puso de moda un amarillo brillante, obtenido a partir de la crocoita. En 1797 Nicolas-Louis Vauquelin recibió muestras del mineral. Fue capaz de producir óxido de cromo (CrO₃) mezclando crocoita con ácido clorhídrico (HCl). En 1798 descubrió que se podía aislar cromo metálico calentando el óxido en un horno de carbón. También pudo detectar trazas de cromo en gemas preciosas, como por ejemplo, en rubíes y esmeraldas. Lo llamó cromo (del griego chroma, "color") debido a los distintos colores que presentan sus compuestos. El cromo se empleó principalmente en pinturas y otras aplicaciones hasta que, a finales del siglo XIX, se empleó como aditivo en aceros. Este uso no se extendió hasta principios del siglo XX, cuando se comenzó a obtener cromo metálico mediante aluminotermia. Actualmente en torno a un 85% del cromo se utiliza en aleaciones metálicas.

Compuestos

El dicromato de potasio, K₂Cr₂O₇, es un oxidante enérgico y se utiliza para limpiar material de vidrio de laboratorio de cualquier resto orgánico que pueda contener. El "verde de cromo" (es el óxido de cromo (III), Cr₂O₃) es un pigmento que se emplea, por ejemplo, en pinturas esmaltadas y en la coloración de vidrios. El "amarillo de cromo" (es un cromato de plomo, PbCrO₄) también se utiliza como pigmento. No se encuentran en la naturaleza ni el ácido crómico ni el dicrómico, pero sus aniones se encuentran en una amplia variedad de compuestos. El trióxido de cromo, CrO₃, el que sería el anhídrido del ácido crómico, se vende industrialmente como "ácido crómico".

Papel biológico

En principio, se considera al cromo (en su estado de oxidación +3) un elemento esencial, aunque no se conocen con exactitud sus funciones. Parece participar en el metabolismo de los lípidos, en el de los hidratos de carbono, así como otras funciones. Se ha observado que algunos de sus complejos parecen participar en la potenciación de la acción de la insulina, por lo que se los ha denominado "factor de tolerancia a la glucosa"; debido a esta relación con la acción de la insulina, la ausencia de cromo provoca una intolerancia a la glucosa, y esta ausencia provoca la aparición de diversos problemas. No se ha encontrado ninguna metaloproteína con actividad biológica que contenga cromo y por lo tanto no se ha podido explicar cómo actúa. Por otra parte, los compuestos de cromo en el estado de oxidación +6 son muy oxidantes y son carcinógenos.

Abundancia y obtención

Se obtiene cromo a partir de la cromita (FeCr₂O₄). El cromo se obtiene comercialmente calentando la cromita en presencia de aluminio o silicio (mediante un proceso de reducción). Aproximadamente la mitad de la cromita se extrae de Sudáfrica. También se obtiene en grandes cantidades en Kazajistán, India y Turquía Los depósitos aún sin explotar son abundantes, pero están geográficamente concentrados en Kazajistán y el sur de África. Aproximadamente se produjeron en 2000 quince millones de toneladas de cromita, de la cual la mayor parte se emplea para aleaciones (cerca de un 70%), por ejemplo para obtener ferrocromo (una aleación de cromo y hierro, con algo de carbono). Otra parte (un 15% aproximadamente)se emplea directamente como material refractario y, el resto, en la industria química para obtener diferentes compuestos de cromo. Se han descubierto depósitos de cromo metal, aunque son poco abundantes; en una mina rusa (Udachnaya) se producen muestras del metal, en donde el ambiente reductor ha facilitado la producción de diamantes y cromo elemental.

Isótopos

Se encuentran tres isótopos estables en la naturaleza: cromo-52, cromo-53 y cromo 54. El más abundante es el cromo-52 (83,789%). Se han caracterizado 19 radioisótopos, siendo el más estable el cromo-50 con una vida media de más de 1,8 x 10¹⁷ años, seguido del cromo-51 con una vida media de 27,7025 días. El resto tiene vidas medias de menos de 24 horas, la mayoría de menos de un minuto. Este elemento también tiene dos metaestados. El cromo-53 es el producto de decaimiento del manganeso-53. Los contenidos isotópicos en cromo están relacionados con los de manganeso, lo que se emplea en geología. Las relaciones isotópicas de Mn-Cr refuerzan la evidencia de aluminio-26 y paladio-107 en los comienzos del Sistema Solar. Las variaciones en las relaciones de cromo-53/cromo-52 y Mn/Cr en algunos meteoritos indican una relación inicial de ⁵³Mn/⁵⁵Mn que sugiere que las relaciones isótópicas de Mn-Cr resultan del decaimiento in situ de ⁵³Mn en cuerpos planetarios diferenciados. Por lo tanto, el ⁵³Cr da una evidencia adicional de procesos nucleosintéticos justo antes de la coalescencia del Sistema Solar. El peso atómico de los isótopos del cromo va desde 43 uma (cromo-43) a 67 uma (cromo-67). El primer modo de decaimiento antes del isótopo estable más abundante, el cromo-52, es la captura electrónica, mientras que después de éste, es la desintegración beta.

Precauciones

Generalmente, no se considera que el cromo metal y los compuestos de cromo (III) sean, especialmente, un riesgo para la salud; se trata de un elemento esencial para el ser humano, pero en altas concentraciones resulta tóxico. Los compuestos de cromo (VI) son tóxicos si son ingeridos, siendo la dosis letal de unos pocos gramos. En niveles no letales, el Cr (VI) es carcinógeno. La mayoría de los compuestos de cromo (VI) irritan los ojos, la piel y las mucosas. La exposición crónica a compuestos de cromo (VI) puede provocar daños permanentes en los ojos. La Organización Mundial de la Salud (OMS) recomienda desde 1958 una concentración máxima de 0.05 mg/litro de cromo (VI) en el agua de consumo. Este valor ha sido revisado haciendo nuevos estudios sobre sus efectos en la salud, pero ha permanecido constante.

Referencias externas

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Cr/index.html WebElements.com - Chromium]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Cr.html EnvironmentalChemistry.com - Chromium]
- [http://www.chromium-asoc.com/ International Chromium Development Association]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele024.html It's Elemental - The Element Chromium]
- [http://mineral.galleries.com/minerals/elements/chromium/chromium.htm Native Chromium]
- [http://www.merck.com/pubs/mmanual/section1/chapter4/4f.htm The Merck Manual - Mineral Deficiency and Toxicity]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0029.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del cromo. Categoría: Elementos químicos ja:クロム th:โครเมียม

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

Сумерска митологија

Сумерци су били многобожци. Веровали су да су богови људског облика и да морају имати куће, храну, одећу, намештај. Веровали да од богова зависи благостање, безбедност, здравље и напредак људи. Због тога су Боговима зидани храмови и угађало им се. Сумерци су веровали да богови управљају природним силама. Неки сумерски богови су: :
- Еули - бог земље :
- Ану - бог неба :
- Шамаш - бог сунца :
- Нанар - бог месеца :
- Еа - бог воде :
- Нингал - Нанарова жена Категорија:Сумерска митологија

death metal dieta hotels Krakow katalog online casinos

:: RELATED NEWS ::

Nålebinding
Naalebinding, Nalbinding, or Nålebinding (from Danish, literally "binding with a needle" or "needle-binding") is a fabric creation technique predating both knitting and crochet. Also known in English as "knotless knitting" or "single needle knitting" the technique is distinct from crochet in that it involves passing the full length of the working thread through each loop, unlike crochet where the work is formed only of loops, never involving th

Yitzhak ha-Sangari
Yitzhak ha-Sangari is the name of the rabbi who converted the Khazars to Judaism according to medieval Jewish sources. According to D.M. Dunlop, "the name Isaac Sangari is perhaps not attested before the 13th century, when he is mentioned by Nahmanides." Nahmanides edition of the Kuzari. Although the r

Muses-C
Hayabusa (はやぶさ - peregrine falcon) is an unmanned space mission led by the Japan Aerospace Exploration Agency to collect a sample of material from a small near-Earth asteroid named 25143 Itokawa (dimensions 540 meters by 270 meters by 210 meters) and return the sample to <

MUSES-C
Hayabusa (はやぶさ - peregrine falcon) is an unmanned space mission led by the Japan Aerospace Exploration Agency to collect a sample of material from a small near-Earth asteroid named 25143 Itokawa (dimensions 540 meters by 270 meters by 210 meters) and return the sample to <

Wash Common
Wash Common is a small suburb to the south of Newbury, Berkshire. It used to be a separate village until both places grew into each other, making distinguishing between them difficult. It was the site of the First Battle of Newbury. It is the home of Falkland Primary School (named after Viscount Falkland, who fell at the First Battle of Newbury), Park House Secondary School and Sports College, St George's Church (Anglican), St.

Fly tying
Fly Tying is the art and science of creating fly lures used in fly fishing. There are many types of patterns, some imitate aquatic insects while others are not ment to represent any particular creature. However, each may be used to catch a wide variety of fish. With feathers, fur, hooks, and thread many tiers create very realisitic imitations of aquatic insects. There are many different parts of fly tying that make it a very challenging and rewarding hobby. To create flies a tyer needs to be f

ISRAELI-AMERICAN
American Jews (also commonly Jewish Americans) are Americans (citizens of the United States) of Jewish descent or religion who maintain a connection to the Jewish community, either through actively practicing Judaism or through cultural and historical affiliation. The United States contains the world's second largest Jewish population, second only to Israel's. American Jews span a range from the

Orkut Buyukkokten
Orkut Büyükkökten is a Turkish software engineer who developed the social networking service called orkut while working at Google. He developed orkut as an independent project while working at Google, the outgrowth of a company policy whereby all employees at Google can spend 20% of their time working on personal interests. Originally from the Turkish city of Konya, Büyükk

Wikipedia:Featured article candidates/Friedrich Nietzsche

Friedrich Nietzsche

A pretty decent article on a philosopher widely misunderstood in popular culture. I have not edited this article.--Pharos 19:44, 21 Mar 2005 (UTC)
- comment pretty decent, I agree. keep in mind "FA" does not mean "perfect". The intro could be a tad longer, and there should be a section on "reception". dab (ᛏ) 20:11, 21

Cortot
Alfred Denis Cortot (September 26, 1877 – June 15, 1962) was a French pianist and conductor. Born in Nyon in the French-speaking part of Switzerland, Cortot studied at the Paris