viernes, 27 de mayo de 2011

La albúmina

El huevo frito

La albúmina

¿Qué es la albúmina?

La albumina es la proteína en mayor proporción en la sangre, se encuentra en la parte plasmática de esta. Es tan importante en el plasma, que su fracción corresponde entre el 50 y 65 % de las proteínas totales que circulan en él.

Es en consecuencia la presencia de la albúmina en la sangre es el principal responsable de que se mantenga la presión osmótica de ésta. Por esta razón, si llega a disminuir por diversas razones, el líquido que se encuentra en los vasos sanguíneos, se desplaza fuera de este e invade el espacio tisular, haciendo que las personas o los tejidos se vean inchados, es decir, edematizados.

La albúmina es esencial en todos los mecanismos de nutrición de las personas, interviene en el transporte de lípidos en la sangre, y sirve como molécula transportadora de muchas sustancias.


Importancia de la albúmina

La importancia de la albúmina en la nutrición se debe a que es una proteína que puede ser facilmente metabolizada, es decir, encontrándose en muchos alimentos, como puede ser el huevo, es facilmente digerida y asimilada.

Como toda proteína, compuesta por una secuencia de aminoácidos, tanto esenciales como no esenciales, estos son aportados a la alimentación del individuo. Por otro lado, si no hay una ingesta apropiada de proteínas, la albúmina que se encuentra en los diferentes tejidos del cuerpo, es catabolizada y sus componentes de construcción, es decir sus aminoácidos, en particular los esenciales, son usados allí donde sean necesarios.

Es por tanto, entre otras cosas, una especie de almacen de aminoácidos que pueden ser movilizados desde el hígado, donde es sintetizada, hasta los tejidos periféricos donde su degradación o catabolismo puede falicitar materia prima para la síntesis de novo de proteínas necesarias.

Como ya dijimos, es la principal responsable de que se mantenga la presión oncótica, es decir la presión osmótica coloide, gracias a que retiene el agua dentro de los vasos sanguíneos.

Cuando los valores de albúmina descienden por debajo de lo que se entiende por sus valores normales, disminuye la presión oncótica del plasma, y el agua es trasvasada fuera de los vasos sanguíneos, formándose en consecuencia edemas.

Otra de las funciones importantes de la albúmina como ya dijimos es la de transportar diferentes moléculas en el torrente sanguíneo, tanto orgánicas como inorgánicas. Esto se debe a que posee diferentes epítopes o regiones que pueden usarse como "bolsillos" para transportar esas moléculas. Así, la albúmina resulta el vehículo por medio del cuál pueden desplazarse por la sangre entre otras sustancias o moléculas, hormonas adrenales, tiroxina, bilirrubina, calcio, magnesio, grupos hemo, ácidos grasos libres y una variedad bastante grande de medicamentos, entre otros.

Valores normales de Albúmina

Los valores normales de albúmina en sangre (es común que se use el término: albúmina sérica, ya que es precisamente en el suero que resume de una sangre que se dejo coagular en tubo de recolección, que se realiza la determinación de albúmina, puede variar ligeramente entre diferentes poblaciones, sin embargo, se considera que el rango de valores normales es de 3.5 a 5.2 g/dL.

Valores Anormales de Albúmina

Se considerarán valores anormales aquellos que esten fuera del rango o intervalo señalado en el apartado anterior. De ese modo, valores que esten por debajo de 3.5 g/dL. serán consignados como hipoalbuminemia, y mientras más bajo sea, mayores serán las manifestaciones clínicas que se observan.

Su aumento no tiene mayores consideraciones, ya que en el único caso en que se observa una elevación es cuando la persona sufre de niveles variables de deshidratación, ya sea como consecuencia de una excesiva pérdida de agua por razones ambientales o de ejercicio, o por el simple hecho de que no haya una ingesta apropiada de líquidos, particularmente agua, en la dieta. Sin embargo, esta elevación no tiene ninguna significancia clínica.

Causas para que esté disminuída la albúmina

Varias son las causas para que haya hipoalbuminemia en el suero analizado. Entre las más comunes, estan la disminución de la síntesis de albúmina por parte del higado (insuficiencia hepática), por desnutrición muy grave, por pérdidas significativamente importantes de albúmina, principalmente en ciertas patologías del riñón, como es el caso del síndrome nefrótico.
También se observa en transtornos digestivos con pérdida de proteína (sangrados como consecuencia de úlceras, con la concomitante anemia), y en el caso de grandes quemaduras. Y finalmente, también puede observarse disminución de la albúmina en la sangre (hipoalbuminemia) en el caso de infecciones crónicas importantes o en caso de neoplasias.

Potasio


El potasio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es K (del latín Kalium), cuyo número atómico es 19. Es un metal alcalino de color blanco-plateado que se oxida rápidamente en el aire, es muy reactivo, especialmente en agua. Es un elemento químico esencial.

Su estado ordinario es sólido, su punto de fusión es 336,53 K y su punto de ebullición 1032 K.

El potasio constituye el 2,4% en peso de la corteza terrestre siendo el séptimo más abundante. Se encuentra en muchos alimentos, como el plátano, el aguacate, las carnes la leche y la berenjena.

El Potasio es un compuesto esencial de la sangre, cuyo rango normal está entre 3,7 y 5,2 mEq/L. (mEq/L = miliequivalentes por litro.)

El potasio, en aguas potables rara vez alcanza los 20 mg L-1, pero en salmueras puede contener más de 100 mg L-1.

El potasio ayuda a los nervios y músculos a comunicarse, al igual que ayuda movilizar los nutrientes dentro de las células y a sacar los productos de desecho de éstas.
Los niveles de potasio en el cuerpo están controlados principalmente por la hormona aldosterona.

Los medicamentos que pueden aumentar las mediciones de potasio abarcan:
Ácido aminocaproico
Medicamentos antineoplásicos
Inhibidores de la enzima convertidora de angiotensina (IECA)
Ciertos diuréticos
Epinefrina
Heparina
Histamina
Isoniazida
Manitol
Succinilcolina

Los medicamentos que pueden disminuir las mediciones de potasio abarcan:

Acetazolamida
Ácido aminosalicílico
Amfotericina B
Carbenicilina
Cisplatino
Ciertos diuréticos
Insulina
Laxantes
Penicilina G
Fenotiazinas
Salicilatos
Sulfonato de poliestireno sódico

El Potasio en el agua de mar:
En 1884 se determinaron halógenos, sulfatos, cloruros, carbonatos de sodio, magnesio, calcio y potasio. Y se descubrió que estas sales se encontraban en cantidades más o menos constantes. De potasio se encuentran 1 800 000 toneladas por milla3 de agua de mar.

El sexto elemento en abundancia es el potasio, que tiene su relación constante con el cloro. En las zonas litorales la cantidad de potasio puede modificarse al ser asimilado por los vegetales marinos que tapizan el fondo costero. En la cantidad de potasio también intervienen otros factores como: aportes de agua dulce, presencia en el agua del mar de sustancia orgánica en descomposición llamada detritus y formación de compuestos arcillosos.

Bibliografía

http://www.webelements.com/potassium/

http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/K.html

Imagen de Jose Manuel Fidalgo Gomez

http://proyectosquimicos-subter.blogspot.com/

Oxígeno

Es un elemento químico gaseoso, símbolo O, de número atómico 8 y peso atómico 15.9994, que está presente en el agua. Es un gas a temperatura ambiente. Ocupa el 20,9% del volumen de la composición de la atmósfera terrestre. Es esencial en la respiración celular de los organismos anaeróbicos y en muchos de los procesos de combustión. La concentración máxima de oxígeno en el agua es de 15 ppm (0,15%). El oxígeno se separa del aire por licuefacción y destilación fraccionada. Los generadores o conectadores de oxígeno son equipos capaces de concentrar el oxígeno del aire, son utilizados en los bares de oxígeno.(http://www.lenntech.es/bar-de-oxigeno.htm)
Información general:
  • Nombre: Oxígeno
  • Número atómico: 8
  • Valencia: 2
  • Estado de oxidación: - 2
  • Electronegatividad: 3,5
  • Radio covalente (Å): 0,73
  • Radio iónico (Å): 1,40
  • Radio atómico (Å): -
  • Configuración electrónica: 1s22s22p4
  • Primer potencial de ionización (eV): 13,70
  • Masa atómica (g/mol): 15,9994
  • Densidad (kg/m3): 1.429
  • Punto de ebullición (ºC): -183
  • Punto de fusión (ºC): -218,8
  • Descubridor: Joseph Priestly 1774
Bibliografía:
  • Wikipedia:
  • Wikimedia Commons alberga contenido multimedia sobre Oxígeno.Commons
  • Enciclopedia Libre
  • Los Alamos National Laboratory – Oxygen
  • WebElements.com – Oxygen
  • EnvironmentalChemistry.com – Oxygen
  • It's Elemental – Oxygen
  • Oxygen Therapy - The First 150 Years
  • Oxygen Toxicity
  • http://www.lenntech.es/periodica/elementos/o.htm
  • http://www.hannachile.com/noticias-articulos-y-consejos/consejo-del-mes/186-la-importancia-del-oxigeno-por-que-se-debe-medir-y-controlar-en-el-agua

martes, 24 de mayo de 2011

Sodio

El sodio es un elemento químico de símbolo Na (del latín, natrium y de árabe natrun) número atómico 11, fue descubierto por Sir Humphry Davy. Es un metal alcalino blando, untuoso, de color plateado, muy abundante en la naturaleza, encontrándose en la sal marina y el mineral halita. Es muy reactivo, arde con llama amarilla, se oxida en presencia de oxigeno y reacciona violentamente con el agua.
El sodio está presente en grandes cantidades en el océano en forma iónica. También es un componente de muchos minerales y un elemento esencial para la vida.

Al igual que otros metales alcalinos el sodio es un metal blando, ligero y de color plateado que no se encuentra libre en la naturaleza. El sodio flota en el agua descomponiéndola, desprendiendo hidrógeno y formando un hidróxido. En las condiciones apropiadas reacciona espontáneamente en el agua. Normalmente no arde en contacto con el aire por debajo de 40 °C.

El sodio metálico se emplea en síntesis orgánica como agente reductor. Es además componente del cloruro de sodio necesario para la vida. Otros usos son:

* En aleaciones antifricción (oro).
* En la fabricación de desodorantes (en combinación con ácidos grasos).
* En la purificación de metales fundidos.
* La aleación Na K, es un material empleado para la transferencia de calor además de desecante para disolventes orgánicos y como reductor. A temperatura ambiente es líquida. El sodio también se emplea como refrigerante.
* Aleado con plomo se emplea en la fabricación de aditivos detonantes para las gasolinas.
* Se emplea también en la fabricación de células fotoeléctricas.
* Iluminación mediante lámparas de vapor de sodio.
* Los óxidos Na2O generados por combustión controlada con oxígeno se utilizan para intercambiar el dióxido de carbono por oxígeno y regenerar así el aire en espacios cerrados (p. ej. en submarinos)



El sodio (del italiano soda, "sosa") conocido en diversos compuestos, fue descubierto en 1807 por Humphry Davy por medio de la electrólisis de la soda cáustica. En la Europa medieval se empleaba como remedio para las jaquecas un compuesto de sodio denominado sodanum. El símbolo del sodio (Na), proviene de natrón (o natrium, del griego nítron) nombre que recibía antiguamente el carbonato sódico.

El catión sodio (Na+) tiene un papel fundamental en el metabolismo celular, por ejemplo, en la transmisión del impulso nervioso (mediante el mecanismo de bomba de sodio-potasio). Mantiene el volumen y la osmolaridad. Participa, además del impulso nervioso, en la contracción muscular, el equilibrio ácido-base y la absorción de nutrientes por las membranas.
La concentración plasmática de sodio es en condiciones normales de 137-145 ml/L. El aumento de sodio en la sangre se conoce como hipernatremia y su disminución hiponatremia.

La electrolisis es es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad.

Se conocen trece isótopos de sodio. El único estable es el Na-23. Los otros dos isótopos son radioactivos. el Na-22 y Na-24, con períodos de semidesintegración de 2,605 años y 15 horas respectivamente.

Un isótopo radiactivo se caracteriza por tener un núcleo atómico inestable que emite energía cuando cambia de esta forma a una más estable.
Los isótopos radiactivos tienen usos en medicina. Por ejemplo, el isótopo del talio puede identificar vasos sanguíneos bloqueados en pacientes sin provocar daños.

El catión sodio (Na+) tiene un papel fundamental en el metabolismo celular, por ejemplo, en la transmisión del impulso nervioso (mediante el mecanismo de bomba de sodio-potasio). Mantiene el volumen y la osmolaridad. Participa, además del impulso nervioso, en la contracción muscular, el equilibrio ácido-base y la absorción de nutrientes por las células.

Sulfato de Sodio

Nombre: sulfato de sodio
Sinonimo: sulfato disodio, sal disodio
Formula quimica: Na2SO4

Usos y especificaciones del Sulfato de sodio

El sulfato de sodio se utiliza en numerosas aplicaciones, tales como las que se detallan a continuación:
· Detergentes en polvo: el sulfato de sodio, es una de las siete principales clases de constituyentes en detergentes.
· Papel y pulpa
· Vidrio: es uno de los constituyentes menores en la producción de vidrio.
· Teñido: el sulfato de sodio es usado para diluir tinturas.
· Manufactura de Químicos: es utilizado en la manufactura de numerosos químicos, incluyendo sulfato de potasio, sulfito de sodio, silicato de sodio, hiposulfito de sodio y sulfato de aluminio sodio. También se usa en la proceso solvay para producir carbonato de sodio.
· Celdas solares.
· Regeneración de desulfurización de fluidos de gas.
· Plantas de polvo de carbón quemado.
· Otros usos menores:
· Manufactura de esponjas viscosas
· Suplementos en alimentación
· Tratamientos de agua
· Medicinas veterinarias
· Aceites sulfonados
· Tintas de impresión
· Industria de la cerámica
· Industria fotográfica

Especificaciones técnicas del sulfato de sodio

Las principales especificaciones técnicas se detallan a continuación:
· Detergentes y anilinas:
Especificación
Detergente
Anilinas
Sulfato de sodio, min %
97
99
Cloruro de sodio, máx %
2
0,5
Carbonato de sodio, máx %
0,8
0,15
Hierro, máx, %
0,0006
Vest.
Humedad, máx %
0,25
0,1
Color
Blanco

Textura
Polvo fino

Insoluble max, %
0,1

Retenido 12#, max %
1,5

Densidad aparente, máx, g/cm 3
1,3

Acidez máxima
0,1


· Farmacopea y reactivos
Propiedad
Reactivo anhidro
Reactivo Hidr.
Farmacopea anhidro
Farmacopea Hidratado
Na2SO4, %
>99
>99
>99
>99
Insolubles, ppm
100
--
--
100
PH sol, 5% p/V
5,2-8
5,2-8
--
5,2-8
Cloruro, ppm
20
3
450
20
Fosfato, ppm
20
10
--
--
Nitr. Total, ppm
5
5
--
5
M.P.Pb, ppm
5
5
45
5
Arsénico, ppm
1
1
5
<1
Magnesio, ppm
10
10
200
--
Calcio, ppm
50
20
450
--
Potasio, ppm
100
20
--
--
Hierro, ppm
5
5
90
10
R2O3
200
--
--
200
Perd. 800ºC, % 0,5
53-56
0,5
51,1-57,0
Ret. 150 micrones, %
1
--
--
--

Peso molecular: 142.04
Punto de ebullición: 892 grados
Punto de fusión: 97.8 grados
Es una sustancia incolora, cristalina con buena solubilidad en el agua y mala solubilidad en la mayoría de los disolventes orgánicos con excepción de la glicerina.
Bibliografia:
http://www.lenntech.es/periodica/elementos/na.htm

Magnesio


Número atómico
12
Electronegatividad
1,2
Radio covalente (Å)
1,30
Radio iónico (Å)
0,65
Radio atómico (Å)
1,60
Configuración electrónica
[Ne]3s2
Primer potencial de ionización (eV)
7,65
Masa atómica (g/mol)
24,305
Densidad (g/ml)
1,74
Punto de ebullición (ºC)
1107
Punto de fusión (ºC)
650
El magnesio se conoce desde hace mucho tiempo como el metal estructural más ligero en la industria, debido a su bajo peso y capacidad para formar aleaciones mecánicamente resistentes , este metal fue descubierto por Sir Humphrey Davy en 1808.
Es químicamente muy activo, desplaza al hidrógeno del agua en ebullición y un gran número de metales se puede preparar por reducción térmica de sus sales y óxidos con magnesio. Se combina con la mayor parte de los no metales y prácticamente con todos los ácidos. El magnesio reacciona sólo ligeramente o nada con la mayor parte de los álcalis y muchas sustancias orgánicas, como hidrocarburos, aldehídos, alcoholes, fenoles, aminas, ésteres y la mayor parte de los aceites. Utilizado como catalizador, el magnesio sirve para promover reacciones orgánicas de condensación, reducción, adición y deshalogenación. Se ha usado largo tiempo en la síntesis de compuestos orgánicos especiales y complejos por medio de la conocida reacción de Grignard. Los principales ingredientes de aleaciones son: aluminio, manganeso, zirconio, zinc, metales de tierras raras y torio.
Los compuestos de magnesio se utilizan mucho en la industria y la agricultura.
El magnesio está presente en el agua de mar en concentraciones de 1300 ppm. Después del sodio, el magnesio es el catión que se encuentra en mayores proporciones en el océano. Los ríos contienen aproximadamente 4 ppm de magnesio, las algas marinas contienen 6.000-20.000 ppm, y las ostras alrededor de 1.200 ppm.
El agua potable de Holanda contiene entre 1 y 5 mg de magnesio por litro.
El magnesio y otros metales alcalinotérreos son responsables de la dureza del agua. El agua que contiene grandes cantidades de iones alcalinotérreos se denomina agua dura, y el agua que contiene bajas concentraciones de estos iones se conoce como agua blanda.
El magnesio está presente en el agua de mar en concentraciones de 1300 ppm. Después del sodio, el magnesio es el catión que se encuentra en mayores proporciones en el océano. Los ríos contienen aproximadamente 4 ppm de magnesio, las algas marinas contienen 6.000-20.000 ppm, y las ostras alrededor de 1.200 ppm.
El agua potable de Holanda contiene entre 1 y 5 mg de magnesio por litro.
El magnesio y otros metales alcalinotérreos son responsables de la dureza del agua. El agua que contiene grandes cantidades de iones alcalinotérreos se denomina agua dura, y el agua que contiene bajas concentraciones de estos iones se conoce como agua blanda.
Los iones magnesio disueltos en el agua forman depósitos en tuberías y calderas cuando el agua es dura, es decir, cuando contiene demasiado magnesio o calcio. Esto se puede evitar con los ablandadores de agua.
¿Cómo reacciona el magnesio con el agua?
Los metales de magnesio no están afectados por el agua a temperatura ambiente. El magnesio generalmente es un elemento poco reactivo, pero su reactividad aumenta con niveles de oxígeno. Además el magnesio reacciona con el vapor de agua para dar lugar a hidróxido de magnesio y gas hidrógeno:
Mg (s) + 2H2O(g) -> Mg(OH)2(aq) + H2(g)
Los fuegos provocados por el magnesio no se extinguen con agua. El magnesio continúa quemándose hasta que el oxígeno se agota. Entonces reacciona con el nitrógeno del aire para formar nitruro de magnesio (Mg3N2). Cuando se intentan extinguir los fuegos de magnesio con agua, el magnesio en llamas reacciona violentamente provocando la ruptura de la molécula de agua y produciendo una reacción explosiva, liberando gran cantidad de energía. Para prevenir daños, el fuego causado por magnesio debe apagarse cubriéndolo con arena.
Un ejemplo de compuesto de magnesio es el fosfuro de magnesio (Mg3P2), un sólido oloroso y gris. Cuando este compuesto se pone en contacto con agua o aire húmedo, se descompone y se forma la fosfina (PH3), compuesto tóxico y también muy inflamable.
Bibliografía
Esta es la fuente de donde he encontrado toda la informacion sobre el Magnesio

viernes, 20 de mayo de 2011

CARBONATOS

Los carbonatos son las sales del ácido carbónico o ésteres con el grupo R-O-C(=O)-O-R'. Las sales tienen en común el anión CO32-.- y se derivan del ácido carbónico H2CO3. Según el pH (la acidez de la disolución) están en equilibrio con el bicarbonato y el dióxido de carbono.
La mayoría de los carbonatos, aparte de los carbonatos de los metales alcalinos, son poco solubles en agua. Debido a esta característica son importantes en geoquímica y forman parte de muchos minerales y rocas.
El carbonato más abundante es el carbonato cálcico (CaCO3) que se halla en diferentes formas minerales (calcita, aragonito), formando rocas sedimentarias (calizas, margas) o metamórficas (mármol) y es a menudo el cemento natural de algunas areniscas.
Sustituyendo una parte del calcio por magnesio se obtiene la dolomita CaMg(CO3)2, que recibe su nombre por el geólogo francés Déodat Gratet de Dolomieu.
Muchos carbonatos son inestables a altas temperaturas y pierden dióxido de carbono mientras se transforman en óxidos.
Los carbonatos se aplican en multitud de campos. A menudo su utilización va ligada al compuesto concreto como la obtención de cal viva (CaO) del carbonato cálcico.
Uno de los carbonatos más importantes industrialmente es el carbonato sódico. En la naturaleza se encuentra en algunas lagunas salinas, por ejemplo, en Egipto, aunque la gran mayoría se obtiene a partir de la cal en el proceso de Solvay. Es un intermedio en la obtención de productos tan dispares como el jabón, el percarbonato sódico utilizado como blanqueante, el vidrio, la sosa (NaOH) etc.
Las cenizas de madera también se componen en gran medida de carbonatos. Estos han dado incluso el nombre a un elemento, el potasio (K) del inglés "pot ash = ceniza debajo de la caldera" ya que se obtenía habitualmente de esta fuente.
Debido a su carácter como sales de un ácido débil los carbonatos se utilizan también como bases baratos. En esta aplicación se libera dióxido de carbono y en disolución se queda la sal formada por el metal que estaba unido al carbonato y el resto del ácido neutralizado:
El carbonato cálcico forma parte de la formulación de las pastas dentales.