लोहा (तत्व): विशेषताएँ, रासायनिक संरचना, उपयोग - रसायन विज्ञान - 2025

लोहा एक संक्रमण धातु समूह 8 या आवर्त सारणी की VIIIB से संबंधित और रासायनिक प्रतीक का प्रतिनिधित्व करती है फे। एक धातु ग्रे, नमनीय, लचीला और उच्च शक्ति, आदमी के लिए उपयोगी कई अनुप्रयोगों में प्रयोग किया है और समाज

यह पृथ्वी की पपड़ी का 5% हिस्सा है, और यह एल्यूमीनियम के बाद दूसरा सबसे प्रचुर धातु भी है। इसके अलावा, इसकी बहुतायत ऑक्सीजन और सिलिकॉन से अधिक है। हालांकि, पृथ्वी के कोर के संबंध में, इसका 35% धातु और तरल लोहे से बना है।

अल्केमिस्ट- hp (बात) (www.pse-mendelejew.de)

पृथ्वी की कोर के बाहर, लोहा धातु के रूप में नहीं पाया जाता है, क्योंकि आर्द्र हवा के संपर्क में आने पर यह तेजी से ऑक्सीकृत हो जाता है। यह बेसाल्ट चट्टानों, कार्बोनिफेरस तलछटों और उल्कापिंडों में स्थित है; आम तौर पर निकल के साथ मिश्र धातु, के रूप में खनिज kamacite में।

खनन के लिए उपयोग किए जाने वाले मुख्य लौह खनिज निम्नलिखित हैं: हेमेटाइट (फेरिक ऑक्साइड, Fe ₂ O ₃), मैग्नेटाइट (फेरोसोमेरिक ऑक्साइड, Fe ₃ O ₄), लिमोनाइट (हाइड्रेटेड फेरस ऑक्साइड हाइड्रॉक्साइड),) siderite (लौह कार्बोनेट, FeCO ₃)।

औसतन, मनुष्य के पास 4.5 ग्राम लोहे की सामग्री होती है, जिसमें से 65% हीमोग्लोबिन के रूप में होता है। यह प्रोटीन रक्त में ऑक्सीजन के परिवहन में और विभिन्न ऊतकों में इसके वितरण में शामिल है, इसके लिए मायोग्लोबिन और न्यूरोग्लोबिन द्वारा आगे बढ़ना है।

मनुष्यों के लिए लोहे के कई लाभों के बावजूद, अतिरिक्त धातु में बहुत गंभीर विषाक्त क्रियाएं हो सकती हैं, खासकर यकृत, हृदय प्रणाली और अग्न्याशय पर; इस तरह के वंशानुगत रोग हेमोक्रोमैटोसिया का मामला है।

लोहा निर्माण, शक्ति और युद्धों का पर्याय है। दूसरी ओर, इसकी बहुतायत के कारण, यह हमेशा विचार करने के लिए एक विकल्प होता है जब यह नई सामग्री, उत्प्रेरक, दवाओं या पॉलिमर के विकास की बात आती है; और इसके जंगलों के लाल रंग के बावजूद, यह एक पर्यावरणीय रूप से हरी धातु है।

इतिहास

पुरातनता

सदियों से लोहे को संसाधित किया जाता रहा है। हालांकि, ऐसे प्राचीन युगों की लोहे की वस्तुओं को कोरोड के लिए उनकी संवेदनशीलता के कारण खोजना मुश्किल है, जो उनके विनाश का कारण बनता है। सबसे पुरानी ज्ञात लोहे की वस्तुएं उल्कापिंडों के भीतर पाए जाने वाले पदार्थों से बनी थीं।

ऐसा 3500 ईसा पूर्व में बने एक प्रकार के मोतियों का मामला है, जो मिस्र के गेरज़ा में पाया जाता है, और तूतनखामुन की कब्र में एक खंजर मिला है। लोहे के उल्कापिंडों को एक उच्च निकल सामग्री की विशेषता है, इसलिए इन वस्तुओं में उनके सिद्ध होने की पहचान की जा सकती है।

कास्ट आयरन के साक्ष्य 3000 से 2700 ईसा पूर्व में सीरिया के आसाराम, मेसोपोटामिया और टेल चगर बाजार में भी पाए गए थे। हालांकि कांस्य युग में लोहे की ढलाई शुरू हुई थी, लेकिन कांस्य को विस्थापित करने में इसे सदियों लग गए।

इसके अलावा, कास्ट आयरन कलाकृतियां भारत में 1800 से 1200 ईसा पूर्व और लेवंत में लगभग 1500 ईसा पूर्व पाई गई थीं। ऐसा माना जाता है कि 1000 ईसा पूर्व में लौह युग शुरू हुआ, क्योंकि उनके उत्पादन की लागत कम हो गई थी।

यह 700 और 500 ईसा पूर्व के बीच चीन में दिखाई देता है, संभवतः मध्य एशिया के माध्यम से ले जाया जाता है। पहली लोहे की वस्तुएं लुहे जिआंगसू, चीन में पाई गईं।

यूरोप

तथाकथित गाला फोर्ज के उपयोग के माध्यम से यूरोप में लोहे का उत्पादन किया गया था। इस प्रक्रिया में ईंधन के रूप में कोयले के उपयोग की आवश्यकता थी।

मध्यकालीन ब्लास्ट फर्नेस 3.0 मीटर ऊंचे थे, जो अग्निरोधक ईंटों से बने थे और मैनुअल बेल से हवा की आपूर्ति की गई थी। 1709 में, अब्राहम डर्बी ने पिघले हुए लोहे का उत्पादन करने के लिए कोक ब्लास्ट फर्नेस की स्थापना की, जिसमें कोयले की जगह थी।

सस्ते लोहे की उपलब्धता औद्योगिक क्रांति का कारण बनने वाले कारकों में से एक थी। इस अवधि में पिग आयरन को लोहे में बदलना शुरू किया गया, जिसका उपयोग पुल, जहाज, गोदाम आदि बनाने के लिए किया गया।

इस्पात

स्टील लोहे की तुलना में अधिक कार्बन सांद्रता का उपयोग करता है। 1000 ईसा पूर्व में लुरिस्तान, फारस में स्टील का उत्पादन किया गया था, कार्बन के बिना लोहे की सलाखों के उत्पादन के नए तरीके औद्योगिक क्रांति में तैयार किए गए थे, जो बाद में स्टील का उत्पादन करने के लिए उपयोग किए गए थे।

1850 के दशक के उत्तरार्ध में, हेनरी बेसेमर ने हल्के स्टील का उत्पादन करने के लिए पिघले हुए पिग आयरन में हवा का प्रवाह किया, जिससे स्टील उत्पादन और अधिक किफायती हो गया। इससे लोहे के उत्पादन में कमी आई।

गुण

दिखावट

धूसर रंग के साथ धातु की चमक।

परमाण्विक भार

55,845 यू।

परमाणु संख्या (Z)

26

गलनांक

1,533 5 सी

क्वथनांक

2,862 86 सी

घनत्व

-उच्च तापमान: 7.874 ग्राम / एमएल।

-Melting बिंदु (तरल): 6.980 ग्राम / एमएल।

फ्यूजन की गर्मी

13.81 केजे / मोल

वाष्पीकरण का ताप

340 केजे / मोल

मोलर कैलोरी क्षमता

25.10 J / (मोल K)

आयनीकरण ऊर्जा

-पहले आयनीकरण स्तर: 762.5 kJ / mol (Fe ⁺ गैसीय)

-सेकंड आयनीकरण स्तर: 1,561.9 kJ / mol (Fe ²⁺ गैसीय)

-थायर आयनीकरण स्तर: 2.957, kJ / mol (Fe ³⁺ गैसीय)

वैद्युतीयऋणात्मकता

पॉलिंग स्केल पर 1.83

परमाणु रेडियो

अपराह्न 126 बजे

ऊष्मीय चालकता

80.4 डब्ल्यू / (एमके)

विधुतीय प्रतिरोधकर्ता

96.1 m · मीटर (20 ΩC पर)

क्यूरी बिंदु

770 ° C, लगभग। इस तापमान पर, लोहा अब फेरोमैग्नेटिक नहीं है।

आइसोटोप

स्थिर आइसोटोप: ⁵⁴ फीट, 5.85% की बहुतायत के साथ; ⁵⁶ फीट, 91.75% की बहुतायत के साथ; ⁵⁷ फीट, 2.12% की बहुतायत के साथ; और ⁵⁷ Fe, 0.28% की बहुतायत के साथ। जैसा कि ⁵⁶ Fe सबसे स्थिर और प्रचुर आइसोटोप है, यह आश्चर्य की बात नहीं है कि लोहे का परमाणु भार 56 u के बहुत करीब है।

जबकि रेडियोधर्मी समस्थानिक हैं: ⁵⁵ Fe, ⁵⁹ Fe और ⁶⁰ Fe।

संरचना और इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन

-Allropes

कमरे के तापमान पर लोहा शरीर-केंद्रित घन संरचना (बीसीसी) में क्रिस्टलीकृत होता है, जिसे α-Fe या फेराइट (धातुकर्म जार्गान के भीतर) के रूप में भी जाना जाता है। चूंकि यह तापमान और दबाव के कार्य के रूप में विभिन्न क्रिस्टल संरचनाओं को अपना सकता है, इसलिए लोहे को एक एलोट्रोपिक धातु कहा जाता है।

एलोट्रोपे बीसीसी सामान्य लोहा (फेरोमैग्नेटिक) है, जिसे लोग अच्छी तरह से जानते हैं और मैग्नेट से आकर्षित होते हैं। जब 771,C से ऊपर गरम किया जाता है, तो यह पैरामैग्नेटिक हो जाता है, और हालांकि इसका क्रिस्टल केवल फैलता है, इस "नए चरण" को पहले was-Fe माना जाता था। लोहे के अन्य अलॉट्रोप भी पैरामैग्नेटिक होते हैं।

910 isC और 1394ºC के बीच, लोहे को ऑस्टेनाइट या º-Fe अलोट्रोप के रूप में पाया जाता है, जिसकी संरचना फेस-केंद्रित क्यूबिक, एफसीसी है। ऑस्टेनाइट और फेराइट के बीच रूपांतरण का स्टीलमेकिंग पर एक बड़ा प्रभाव पड़ता है; चूंकि कार्बन परमाणु फेराइट की तुलना में ऑस्टेनाइट में अधिक घुलनशील होते हैं।

और फिर, 1394 untilC से ऊपर जब तक इसके गलनांक (1538,C) तक, लोहे की संरचना bcc संरचना को अपनाने के लिए, cc-Fe; लेकिन फेराइट के विपरीत, यह एलोट्रोप पैरामैग्नेटिक है।

एप्सिलॉन आयरन

10 GPa तक दबाव बढ़ाकर, कुछ सौ डिग्री सेंटीग्रेड के तापमान पर, α या फेराइट एलोट्रोप, ot एलोट्रोप, एप्सिलॉन के लिए विकसित होता है, जो एक कॉम्पैक्ट हेक्सागोनल संरचना में क्रिस्टलीकरण द्वारा विशेषता है; यह है, सबसे कॉम्पैक्ट Fe परमाणुओं के साथ। यह लोहे का चौथा एलोट्रोपिक रूप है।

कुछ अध्ययन ऐसे दबावों के तहत लोहे के अन्य आवंटियों के संभावित अस्तित्व के बारे में बताते हैं, लेकिन उच्च तापमान पर भी।

-मेटल लिंक

लोहे के अलॉट्रोप और तापमान के बावजूद जो अपने Fe परमाणुओं को "हिलाता है", या जो दबाव उन्हें संकुचित करता है, वे एक-दूसरे के साथ एक ही वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के साथ बातचीत करते हैं; ये वे हैं, जिन्हें उनके इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन में दिखाया गया है:

3 डी ⁶ 4 ²

इसलिए, आठ इलेक्ट्रॉनों हैं जो धातु बंधन में भाग लेते हैं, चाहे वह कमजोर हो या एलोट्रोपिक संक्रमण के दौरान मजबूत हो। इसी तरह, यह ये आठ इलेक्ट्रॉन हैं जो लोहे के गुणों जैसे कि इसकी तापीय या विद्युत चालकता को परिभाषित करते हैं।

-ऑक्सीडेशन नंबर

लोहे के लिए सबसे महत्वपूर्ण (और आम) ऑक्सीकरण संख्या +2 (Fe ²⁺) और +3 (Fe ³⁺) हैं। वास्तव में, पारंपरिक नामकरण केवल इन दो संख्याओं या राज्यों को मानता है। हालांकि, ऐसे यौगिक हैं जहां लोहा किसी अन्य इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त कर सकता है या खो सकता है; अर्थात्, अन्य उद्धरणों का अस्तित्व मान लिया गया है।

उदाहरण के लिए, लोहे में +1 (Fe ⁺), +4 (Fe ⁴⁺), +5 (Fe ⁵⁺), +6 (Fe ⁶⁺) और +7 (Fe ⁷) के ऑक्सीकरण संख्या हो सकते हैं ⁺)। आयनिक फेरेट प्रजाति, FeO ₄ ^2-, में ऑक्सीकरण संख्या +6 के साथ लोहा है, क्योंकि चार ऑक्सीजन परमाणुओं ने इसे इस हद तक ऑक्सीकरण किया है।

इसी तरह, लोहे में नकारात्मक ऑक्सीकरण संख्या हो सकती है; जैसे: -4 (Fe ^4-), -2 (Fe ^2-) और -1 (Fe ^-)। हालांकि, इन इलेक्ट्रॉन लाभ के साथ लोहे के केंद्र वाले यौगिक बहुत दुर्लभ हैं। यही कारण है कि, हालांकि यह इस संबंध में मैंगनीज से आगे निकल जाता है, बाद वाला इसके ऑक्सीकरण राज्यों की सीमा के साथ अधिक स्थिर यौगिक बनाता है।

परिणाम, व्यावहारिक उद्देश्यों के लिए, यह Fe ²⁺ या Fe ³⁺ पर विचार करने के लिए पर्याप्त है; अन्य उद्धरण कुछ विशिष्ट आयनों या यौगिकों के लिए आरक्षित हैं।

यह कैसे प्राप्त किया जाता है?

स्टील के गहने, लोहे का सबसे महत्वपूर्ण मिश्र धातु। स्रोत: Pxhere

कच्चे माल का संग्रह

हमें लोहे के खनन के लिए सबसे उपयुक्त खनिजों के अयस्कों के स्थान पर आगे बढ़ना चाहिए। इसे प्राप्त करने के लिए सबसे अधिक उपयोग किए जाने वाले खनिज निम्नलिखित हैं: हेमटिट (Fe ₂ O ₃), मैग्नेटाइट (Fe ₃ O ₄), लिमोनाइट (FeO · OH · nH ₂ O) और साइडराइट (FeCO ₃)।

फिर निष्कर्षण में पहला कदम लौह अयस्क अयस्कों के साथ चट्टानों को इकट्ठा करना है। इन चट्टानों को छोटे टुकड़ों में तोड़ने के लिए कुचल दिया जाता है। इसके बाद, लौह अयस्क के साथ चट्टानों के टुकड़े के चयन का एक चरण है।

चयन में दो रणनीतियों का पालन किया जाता है: एक चुंबकीय क्षेत्र का उपयोग और पानी में अवसादन। चट्टान के टुकड़ों को एक चुंबकीय क्षेत्र के अधीन किया जाता है और खनिज टुकड़े इसमें उन्मुख होते हैं, इस प्रकार अलग होने में सक्षम होते हैं।

दूसरी विधि में, चट्टानी टुकड़ों को पानी में डुबोया जाता है और जिनमे लोहा होता है, क्योंकि वे भारी होते हैं, पानी के निचले भाग में बस जाते हैं, पानी के ऊपरी हिस्से में गैंग्यू छोड़ते हैं क्योंकि यह हल्का होता है।

आग की भट्टी

ब्लास्ट फर्नेस जहां स्टील का उत्पादन होता है। स्रोत: पिक्साबे

लोहे के अयस्कों को ब्लास्ट फर्नेस में ले जाया जाता है, जहां उन्हें कोकिंग कोल के साथ मिलाया जाता है, जिसमें ईंधन और कार्बन आपूर्तिकर्ता की भूमिका होती है। इसके अलावा, चूना पत्थर या चूना पत्थर जोड़ा जाता है, जो प्रवाह के कार्य को पूरा करता है।

पिछले मिश्रण के साथ ब्लास्ट फर्नेस को 1,000 aC के तापमान पर गर्म हवा में इंजेक्ट किया जाता है। कोयले के दहन से लोहे को पिघलाया जाता है जो तापमान को 1,800 theC तक लाता है। एक बार तरल होने पर, इसे पिग आयरन कहा जाता है, जो ओवन के तल पर जम जाता है।

सुअर का लोहा भट्टी से हटा दिया जाता है और एक नई फाउंड्री में ले जाने के लिए कंटेनरों में डाला जाता है; जबकि लावा, पिग आयरन की सतह पर स्थित एक अशुद्धता को छोड़ दिया जाता है।

पिग आयरन को फ्लोवर के रूप में चूना पत्थर के साथ एक कनवर्टर भट्टी में उपयोग के माध्यम से डाला जाता है, और उच्च तापमान पर ऑक्सीजन पेश किया जाता है। इस प्रकार, कार्बन की मात्रा कम हो जाती है, जिससे पिग आयरन को स्टील में बदल दिया जाता है।

इसके बाद, विशेष स्टील्स के उत्पादन के लिए स्टील को बिजली की भट्टियों से गुजारा जाता है।

अनुप्रयोग

-मेताल का लोहा

इंग्लैंड में लोहे का पुल, लोहे या उसके मिश्र धातुओं से बने कई निर्माणों में से एक। स्रोत: कोई मशीन-पठनीय लेखक प्रदान नहीं किया गया। जेसनस्मिथ ने मान लिया (कॉपीराइट दावों के आधार पर)।

क्योंकि यह एक कम लागत वाली, निंदनीय, तन्य धातु है जो जंग के लिए प्रतिरोधी बन गई है, यह अपने विभिन्न रूपों के तहत मनुष्य के लिए सबसे उपयोगी धातु बन गई है: विभिन्न प्रकारों के जाली, कच्चा और स्टील।

लोहे के निर्माण के लिए उपयोग किया जाता है:

-Bridges

इमारतों के लिए -Basics

-दरवाजे और खिड़कियां

-बोट पतवार

-विभिन्न उपकरण

-पीने का पानी पीना

-अपशिष्ट जल एकत्र करने के लिए टब्स

-फर्नीचर के लिए फ़र्नीचर

-घर की सुरक्षा के लिए गोरी

इसका उपयोग घर के बर्तनों के उत्पादन में भी किया जाता है, जैसे कि बर्तन, धूपदान, चाकू, कांटे। इसके अलावा, यह रेफ्रिजरेटर, स्टोव, वाशिंग मशीन, डिशवॉशर, मिक्सर, ओवन, टोस्टर के निर्माण में उपयोग किया जाता है।

संक्षेप में, लोहे सभी वस्तुओं में मौजूद है जो मनुष्य को घेरे हुए है।

नैनोकणों

धातु के लोहे को नैनोकणों के रूप में भी तैयार किया जाता है, जो अत्यधिक प्रतिक्रियाशील होते हैं और मैक्रोस्कोपिक ठोस के चुंबकीय गुणों को बनाए रखते हैं।

Fe के इन क्षेत्रों (और उनके कई अतिरिक्त आकारिकी) का उपयोग ऑर्गेनोक्लोरिन यौगिकों के पानी को शुद्ध करने के लिए किया जाता है, और एक चुंबकीय क्षेत्र के आवेदन के माध्यम से शरीर के चुनिंदा क्षेत्रों में दवा वाहक के रूप में दिया जाता है।

वे उन प्रतिक्रियाओं के रूप में भी काम कर सकते हैं, जहां कार्बन बॉन्ड, CC में उत्प्रेरक समर्थन का समर्थन होता है।

-आयन यौगिक

आक्साइड

फेरस ऑक्साइड, FeO, का उपयोग क्रिस्टल के लिए वर्णक के रूप में किया जाता है। फेरिक ऑक्साइड, Fe ₂ O ₃, पीले से लाल रंग के कई पिगमेंट का आधार है, जिसे वेनिस लाल के रूप में जाना जाता है। लाल आकार, जिसे रूज कहा जाता है, का उपयोग कीमती धातुओं और हीरे को चमकाने के लिए किया जाता है।

फेरो-फेरिक ऑक्साइड, फे ₃ ओ ₄, का उपयोग फेराइट्स में किया जाता है, उच्च चुंबकीय पहुंच और विद्युत प्रतिरोधकता वाले पदार्थ, कुछ कंप्यूटर यादों में प्रयोग करने योग्य और चुंबकीय टेपों की कोटिंग में। इसका उपयोग पिगमेंट और पॉलिशिंग एजेंट के रूप में भी किया गया है।

sulfates

फेरस सल्फेट हेप्टाहाइड्रेट, FeSO ₄ · 7H ₂ O, लौह सल्फेट का सबसे सामान्य रूप है, जिसे हरी विट्रियल या कॉपर के रूप में जाना जाता है। इसका उपयोग एक कम करने वाले एजेंट के रूप में और स्याही, उर्वरक और कीटनाशकों के निर्माण में किया जाता है। यह लोहे के इलेक्ट्रोप्लेटिंग में भी उपयोग करता है।

फेरिक सल्फेट, फे ₂ (एसओ ₄) ₃, लोहे की फिटकिरी और अन्य फेरिक यौगिकों को प्राप्त करने के लिए उपयोग किया जाता है। यह अपशिष्ट जल की शुद्धि में एक कौयगुलांट के रूप में काम करता है, और वस्त्रों की रंगाई में एक स्वामी के रूप में।

क्लोराइड

फेरस क्लोराइड, FeCl ₂, का उपयोग मर्डेंट और कम करने वाले एजेंट के रूप में किया जाता है। इस बीच, फेरिक क्लोराइड, FeCl ₃, का उपयोग धातुओं (चांदी और तांबे) और कुछ कार्बनिक यौगिकों के लिए क्लोरीनीकरण एजेंट के रूप में किया जाता है।

हेक्सोसायनोफेरेट आयन ^{-4 के} साथ Fe ³⁺ का उपचार एक नीला अवक्षेप बनाता है, जिसे प्रशिया नीला कहा जाता है, जिसका उपयोग पेंट और लाख में किया जाता है।

आयरन युक्त खाद्य पदार्थ

क्लैम आयरन का एक समृद्ध खाद्य स्रोत हैं। स्रोत: Pxhere

सामान्य तौर पर, 18 मिलीग्राम / दिन लोहे की सिफारिश की जाती है। दैनिक आहार में इसे प्रदान करने वाले खाद्य पदार्थ निम्नलिखित हैं:

शेलफिश हेम के रूप में लोहा प्रदान करती है, इसलिए इसका आंतों के अवशोषण में कोई अवरोध नहीं है। क्लैम इसके प्रति 100 ग्राम में 28 मिलीग्राम लोहा प्रदान करता है; इसलिए, क्लैम की यह मात्रा लोहे की दैनिक आवश्यकता को पूरा करने के लिए पर्याप्त होगी।

पालक में प्रति 100 ग्राम 3.6 मिलीग्राम लोहा होता है। बीफ अंग मांस, उदाहरण के लिए यकृत जिगर, प्रति 100 ग्राम में 6.5 मिलीग्राम लोहा होता है। रक्त सॉसेज का योगदान कुछ हद तक अधिक होने की संभावना है। रक्त सॉसेज में छोटी आंत के कुछ भाग होते हैं, जो गोमांस के रक्त से भरे होते हैं।

फलियां, जैसे दाल, में 198 ग्राम प्रति 6.6 मिलीग्राम लोहा होता है। रेड मीट में प्रति 100 ग्राम में 2.7 मिलीग्राम आयरन होता है। कद्दू के बीज में 4.2 मिलीग्राम प्रति 28 ग्राम होता है। क्विनोआ में 185 ग्राम प्रति 185 ग्राम लोहा होता है। टर्की के काले मांस में प्रति 100 ग्राम 2.3 मिलीग्राम होता है। ब्रोकोली में 2.3 मिलीग्राम प्रति 156 मिलीग्राम होता है।

टोफू में 3.6 मिलीग्राम प्रति 126 ग्राम होता है। इस बीच, डार्क चॉकलेट में 3.3 मिलीग्राम प्रति 28 ग्राम होता है।

जैविक भूमिका

लोहे के कार्यों को पूरा करता है, विशेष रूप से कशेरुक जीवों में, असंख्य हैं। यह अनुमान लगाया जाता है कि उनके कार्य के लिए 300 से अधिक एंजाइमों को लोहे की आवश्यकता होती है। इसका उपयोग करने वाले एंजाइमों और प्रोटीनों में, निम्नलिखित नाम हैं:

-प्रोटीन जिसमें हेम समूह होता है और इसमें एंजाइमिक गतिविधि नहीं होती है: हीमोग्लोबिन, मायोग्लोबिन और न्यूरोग्लोबिन।

इलेक्ट्रॉन परिवहन में शामिल हीम समूह के साथ एंजाइम: साइटोक्रोमेस ए, बी, और एफ, और साइटोक्रोम ऑक्सीडेस और / या ऑक्सीडेज गतिविधि; सल्फाइट ऑक्सीडेज, साइटोक्रोम P450 ऑक्सीडेज, मायलोपरोक्सीडेज, पेरोक्सीडेज, कैटेलेज आदि।

-प्रोटीन युक्त आयरन-सल्फर, ऑक्सीडाइक्टेस गतिविधियों से संबंधित, ऊर्जा उत्पादन में शामिल: सक्सेना डिहाइड्रोजनेज, आइसोसिट्रेट डिहाइड्रोजनेज और एकोनिटेस, या डीएनए प्रतिकृति और मरम्मत से जुड़े एंजाइम: डीएनए-पोलीमरेज़ और डीएनए-हेलिकॉप्टस।

-नॉन-हीम एंजाइम जो अपनी उत्प्रेरक गतिविधि के लिए एक कोफ़ेक्टर के रूप में लोहे का उपयोग करते हैं: फेनिलएलनिन हाइड्रॉलेज़, टायरोसिन हाइड्रॉलेज़, ट्रिप्टोफैन हाइड्रॉलेज़ और लाइसिन हाइड्रोज़ेज़।

-नोन-हेम प्रोटीन लोहे के परिवहन और भंडारण के लिए जिम्मेदार: फेरिटीन, ट्रांसफरिन, हाप्टोग्लोबिन आदि।

जोखिम

विषाक्तता

अतिरिक्त लोहे के संपर्क में आने से जोखिम तीव्र या पुराना हो सकता है। आयरन की विषाक्तता का एक कारण ग्लूकोनेट, फ्यूमरेट आदि के रूप में लोहे की गोलियों का अत्यधिक सेवन हो सकता है।

लोहे से आंतों के श्लेष्म में जलन हो सकती है, जो बेचैनी घूस के तुरंत बाद प्रकट होती है और 6 से 12 घंटों के बाद गायब हो जाती है। अवशोषित लोहा विभिन्न अंगों में जमा होता है। यह संचय चयापचय संबंधी गड़बड़ी पैदा कर सकता है।

अगर आयरन की मात्रा जहरीली होती है, तो यह पेरिटोनिटिस के साथ आंतों के छिद्र का कारण बन सकता है।

कार्डियोवस्कुलर सिस्टम में, यह हाइपोवोल्मिया पैदा करता है जो गैस्ट्रोइंटेस्टाइनल रक्तस्राव के कारण हो सकता है, और वासोएक्टिव पदार्थों के लोहे द्वारा जारी किया जा सकता है, जैसे सेरोटोनिन और हिस्टामाइन। अंततः, जिगर और यकृत की विफलता के बड़े पैमाने पर परिगलन हो सकते हैं।

Hemochromatosia

हेमोक्रोमैटोसिया एक वंशानुगत बीमारी है जो शरीर के लौह विनियमन तंत्र में एक परिवर्तन प्रस्तुत करती है, जो लोहे के रक्त एकाग्रता में वृद्धि और विभिन्न अंगों में इसके संचय में प्रकट होती है; जिगर, हृदय और अग्न्याशय सहित।

रोग के प्रारंभिक लक्षण निम्नलिखित हैं: जोड़ों का दर्द, पेट दर्द, थकान और कमजोरी। निम्नलिखित लक्षणों के साथ और बीमारी के बाद के संकेत: मधुमेह, यौन इच्छा की हानि, नपुंसकता, दिल की विफलता और यकृत की विफलता।

Hemosiderosis

हेमोसिडरोसिस की विशेषता है, जैसा कि इसके नाम का तात्पर्य है, ऊतकों में हेमोसाइडरिन के संचय से। यह ऊतक क्षति का कारण नहीं बनता है, लेकिन यह हेमोक्रोमैटोसिया में देखे जाने वाले समान क्षति को विकसित कर सकता है।

हेमोसिडरोसिस निम्नलिखित कारणों से हो सकता है: आहार से लोहे का बढ़ता अवशोषण, हेमोलिटिक एनीमिया जो लाल रक्त कोशिकाओं से लोहा जारी करता है, और अत्यधिक रक्त आधान।

हेमोसाइडेरोसिस और हेमोक्रोमैटोसिया हार्मोन हेक्सिडिन के अपर्याप्त कामकाज के कारण हो सकता है, यकृत द्वारा स्रावित एक हार्मोन जो शरीर के लोहे के नियमन में शामिल है।

संदर्भ

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