Indice
1.
Nitrogeno
2. Oxigeno
3. Carbono
Introducción
El nitrógeno fue descubierto por el botánico
escocés Daniel Rutherford en 1772. Este científico
observo que cuando encerraba u ratón en un frasco sellado,
el animal consumía rápidamente el oxígeno
y moría. Cuando se eliminaba el aire fijo (CO2)
del recipiente quedaba un aire nocivo, el
nitrógeno.
El nitrógeno constituye el 78% en volumen de la
atmósfera
terrestre donde esta presente en forma de moléculas de N2.
Aunque es un elemento clave en los organismos vivos los
compuestos de nitrógeno no abundan en la corteza
terrestre, los depósitos naturales de nitrógeno son
los de KNO3 en la India y NaNO3
en Chile y otras
regiones desérticas de América.
Propiedades
- Gas incoloro, inodoro, insípido compuesto por
moléculas de N2 - Punto de fusión
es de –210ºC - Punto de ebullición normal es de
–196ºC - La molécula es muy poco reactiva a causa del
fuerte enlace triple entre los átomos de
nitrógeno - Cuando las sustancias arden en el aire normalmente
reaccionan con el O2 pero no con el N2. Sin embargo cuando el
Magnesio arde en el aire, también ocurre la
reacción con el N2 para formar nitruro de magnesio
(Mg3N2) - El elemento exhibe todos los estadios de
oxidación desde +5 hasta –3, los estados +5, 0 y
–3 son los mas comunes (HNO3, N2 y HN3 resp.) y
estables.
Química: Nitrogeno
Preparación y usos del nitrógeno
El nitrógeno elemental se obtiene en cantidades
comerciales por destilación fraccionada de aire liquido. A
causa de su baja reactividad se usan grandes cantidades de N2
para excluir el O2 durante el almacenamiento y
empaque de
alimentos, en
la manufactura de
productos
químicos, fabricación de metales, etc. En
forma liquida se lo utiliza como medio de enfriamiento para
congelar alimentos con
rapidez.
El mayor uso esta destinado en la manufactura en
la manufactura de fertilizantes nitrogenados los cuales
proporcionan un a fuente de nitrógeno fijado.
Compuestos hidrogenados de nitrógeno
El amoníaco (NH3) es uno de los compuestos mas importantes
de nitrógeno. Es un gas tóxico
incoloro que tiene un olor irritante característico. En el laboratorio se
puede preparar por la acción del NaOH con una sal de
amonio (NH4). El ion NH4+ que es el ácido conjugado del
amoniaco (NH3) transfiere un protón al OH-. El NH3
resultante es volátil y se expulsa de la solución
por calentamiento moderado:
NH4Cl (ac) + NaOH (ac) NH3 (g) + H2O (l) + NaCl (ac)
La producción comercial de NH3 se lleva a cabo
por el proceso
Haber:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Oxidos y oxiácidos de nitrógeno
El nitrógeno forma tres óxidos comunes:
- Oxido nitroso (N2O): se conoce también como
gas
hilarante, gas incoloro, fue la primera sustancia utilizada
como anestésico general. Se emplea como gas comprimido
en varios aerosoles y espumas. Se lo puede preparar en el
laboratorio
por calentamiento de amonio (NH4NO3) a 200°.
NH4NO3 (s) N2O (g) + 2 H2O (g)
- Oxido nítrico (NO): gas incoloro pero a
diferencia del oxido nitroso, es ligeramente tóxico. Se
lo puede preparar en el laboratorio por reducción del
ácido nítrico usando cobre o
hierro como
agente reductor.
3 Cu (s) + 2 NO3-(ac) + 8 H+ (ac) 3 Cu+2 (ac) + 2 NO (g)
+ 4 H2O (l)
- Dióxido de nitrógeno (NO2): gas de
color
amarillento constituyente importante del smog, venenoso y de
olor asfixiante.
Los dos oxiácidos comunes del nitrógeno
son:
- Acido nítrico (NO3): liquido corrosivo
incoloro, las soluciones
suelen tomar un color
ligeramente amarillento como resultado de la formación
de pequeñas cantidades de NO2. por descomposición
fotoquimica. Es un ácido fuerte y poderoso agente
oxidante, ataca casi todos los metales excepto
el oro (Au) y platino (Pt)
4 NH3 (ac) 4 NO2 (g) + O2 (g) + 2 H2O (l)
- Acido nitroso (HNO2): menos estable que el
ácido nítrico, se produce normalmente por la
acción de un ácido fuerte como el ácido
sulfúrico (H2SO4) sobre una solución fría
de una sal de nitrito como en nitrito de sodio
(NaNO2).
Aunque el nitrógeno molecular es un componente
principal del la atmósfera terrestre
no es fuente apropiada de nitrógeno para la mayoría
de los organismos debido a que la molécula de este
elemento es químicamente inerte. Desde el punto de vista
nutritivo, casi todos los animales,
plantas
superiores y microorganismos dependen del nitrógeno
combinado. Este, en forma de amoniaco, nitrato y compuestos
orgánicos, es relativamente escaso en los suelos y en las
aguas y con frecuencia su concentración es el factor
limitaste para el crecimiento de los organismos vivos. Las
transformaciones cíclicas de las sustancias nitrogenadas
incluida la mineralizaron de los compuestos
orgánicos de nitrógeno tienen por lo tanto una
importancia extraordinaria en el recambio total de este elemento
en la biosfera..
Asimilación
Predominantemente las plantas verdes
asimilan nitrógeno como nitrato, si bien el amoniaco puede
también servir como fuente de nitrógeno. El
nitrógeno que se asimila bajo la forma de nitrato tiene
que ser reducido en la célula
a amoniaco para que pueda incorporarse como grupo amino a
dos aminoácidos: el ácido glutamico y ácido
apartijo. Estos dos aminoácidos son los precursores de
todos los compuestos nitrogenados de la materia viva.
Las proteínas
y ácidos
nucleicos son los principales componentes nitrogenados del
material celular.
Transformaciones del nitrógeno orgánico y
formación de amoniaco
Los compuestos orgánicos nitrogenados que
sintetizan las plantas son utilizados como fuentes de
nitrógeno por todo el reino animal. Cuando los animales asimilan
materias vegetales, hidrolizan en mayor o menor grado los
complejos compuestos nitrogenados pero el nitrógeno queda
en su mayor parte en forma orgánica reducida.
La excreción del nitrógeno varia según los
grupos: los
invertebrados excretan predominantemente amoniaco, en tanto que
los vertebrados eliminan además productos
orgánicos. El ser humano (como los animales) eliminan el
nitrógeno en forma de urea. La urea que desechan los
animales es rápidamente mineralizada por microorganismos
del suelo
transformándola en CO2 y
NH3.
Algunos grupos de
bacteria que producen la ureasa están adaptados
especialmente para llevar a cabo esta reacción, por lo
tanto se benefician no solo por obtener una fuente de amoniaco
sino por provocar la inhibición de otros microorganismos
que no resisten ambientes alcalinos.
Cuando una planta o animal muere las sustancias que
componen sus cuerpos son atacadas por microorganismos, y los
compuestos nitrogenados se descomponen formando amoniaco. Parte
de ese nitrógeno es asimilado por los microorganismos
pasando a formar parte de los componentes del a célula
microbiana. Al morir estas células el
nitrógeno se convierte en amoniaco nuevamente
Amonificacion
Consiste en la hidrólisis de proteínas
y ácidos
nucleicos con liberación de aminoácidos y bases
orgánicas nitrogenadas. Estos compuestos se descomponen
por respiración o fermentación.
Nitrificación
Es la conversión de amoniaco en nitrato, forma en que el
nitrógeno es asimilado por las plantas. La
nitrificación tiene lugar en dos fases
- la primera, el amoniaco es oxidado a nitrito por la
acción de los organismos del grupo
Nitrosomas - la segunda, el nitrito es oxidado a nitrato por
acción de los organismos del grupo
Nitrobacter
Como consecuencia de la acción combinada de estas
bacteria, el amoniaco que se forma durante la mineralizacion de
la materia
orgánica se oxida rápidamente a nitrato, que es la
principal sustancia nitrogenada del suelo.
Desnitrificaron
Muchos tipos de bacterias usan
nitrato en lugar de oxigeno como
aceptor final de hidrogeno.
Cuando, a consecuencia de la respiración de las bacterias, la
materia orgánica del suelo se descompone y el ambiente se
hace anaerobio, el nitrato que puede haber principal producto de la
desnitrificación es el nitrógeno molecular.
Por lo tanto, por medio de este proceso, el
nitrógeno es removido del suelo y se convierte en gas
pasando nuevamente a la atmósfera.
Fijación de nitrógeno: clases
En la naturaleza
existen dos tipos principales de fijación de
nitrógeno:
- fijación simbiótica: es consecuencia de
la asociación intima entre una planta y una bacteria (en
este caso), ninguna de las cuales puede fijar nitrógeno
aisladamente. - fijación no simbiótica: es poco
significativa..
Introducción
A mediados del siglo XVII, científicos reconocieron que el
aire contenía un componente asociado con la combustión y la repicaron. Este componente
fue aislado recién en 1774 cuando Joseph Priestley
descubrió el oxigeno, elemento que tiempo
después fue denominado oxigeno y que significa "formador
de ácidos"
Desempeña un papel
importante en la química de casi todos
los otros elementos, encontrándose en combinación
con dichos elementos en una amplia variedad de compuestos. Es el
elemento mas abundante de la corteza terrestre, constituye el 89%
del agua y el
20,9% del aire en volumen.
Propiedades
Tiene dos alotropos: O2 y O3. Cuando hablamos de oxigeno
elemental o molecular por lo general se entiende que nos
referimos al dioxígeno (O2), la forma normal del elemento,
en tanto que el O3 se lo llama Ozono.
A temperatura
ambiente es un
gas incoloro e inodoro. Se condensa al estado liquido
a –183° y se congela a –218°. Es ligeramente
soluble en agua.
Preparación y usos
El oxigeno se puede obtener ya sea del aire o de compuestos que
lo contienen. Casi todo el oxigeno comercial se obtiene por
destilación fraccionada de aire
licuado.
Un método
común de laboratorio para obtenerlo es la
descomposición térmica de clorato de potasio
(KClO3) con dióxido de manganeso (MnO2) como
catalizador:
2 KclO3 (s) 2K Cl (s) + 3 O2 (g)
Al igual que el H2, el O2 se puede recoger por
desplazamiento del agua gracias a que su solubilidad es
relativamente baja
Gran parte del oxigeno de la atmósfera repone a
través del proceso fotosintético por lo tanto este
proceso no solo regenera oxigeno sin que consume dióxido
de carbono
(CO2).
Es una de las sustancias químicas industriales de mayor
uso (en EEUU se consumen 24 millones de ton/año). Se lo
transporta y almacena ya sea en forma liquida o en recipientes de
acero en forma de
gas comprimido. Sin embargo, el 70% de la producción de oxigeno se genera en el lugar
donde va a ser utilizado.
Es el agente oxidaste mas extendido, mas de la mitad de
lo que se produce se lo utiliza en la industria
acerera principalmente para eliminar impurezas del
metal.
Oxidos
La electronegatividad del oxigeno solo es inferior a la del
flúor, por lo tanto exhibe todos los estados de
oxidación negativos en todos los compuestos excepto los
que tienen flúor
El estado de
oxidación –2 es el mas común. Los no metales
forman óxidos covalentes, son moléculas sencillas
con puntos de fusión y
ebullición bajos, la mayoría de los óxidos
no metálicos se combinan con el agua para
formar oxiacidos. Por ejemplo: el dióxido de azufre (SO2)
se disuelve en agua para formar ácido sulfuroso
(H2SO3)
SO2 (g) + H2O (a.C.) H2SO3 (a.C.)
Los óxidos que reaccionan con agua para formar
ácidos se llaman anhidro ácidos (anhidro significa
sin agua) u óxidos ácidos.
Casi todos los óxidos metálicos son compuestos
ionicos, estos óxidos ionicos que se disuelven en agua
reaccionan para formar hidroxidos y se conocen como anhidridos
basicos u oxidos basicos. Por ejemplo: el oxido de bario (BaO)
reacciona con el agua para
formar hidróxido de bario Ba(OH)2.
BaO (s) + H2O (l) Ba(OH)2 (ac)
Peróxido y superóxidos
Los compuestos que contienen enlaces O-O y con estado
oxidación –1 se denominan peróxidos.
El oxigeno tiene un estado de oxidación de –1/2 se
llaman en O2- se conoce como ion superoxido.
Ozono
Es un gas venenoso de color azul pálido con marcado olor
irritante. La exposición
de 0,1 a 1 ppm produce dolor de cabeza, ardor de ojos,
irritación de las vais respiratorias, etc.
El ozono se disocia fácilmente y forma átomos de
oxigeno reactivas:
O3 (g) O2 (g) + O (g)
Es un agente oxidante mas fuerte que el oxigeno, una
medida de este poder oxidante
es el alto potencial estándar de reducción del
ozono en comparación con el oxigeno
O3 (g) + 2 H+ (ac) + 2 e- O2 (g) + H2O (l) E° 2.07
O2 (g) + 4 H+ (ac) + 4 e- 2 H2O (l) E° 1.23
Forma ácidos con muchos elementos en condiciones
en las que el oxigeno no reacciona, de hecho oxida todos los
metales excepto el oro y platino.
Los usos de ozono como sustancia química industrial
son relativamente limitados, se usa en ciertas ocasiones para el
tratamiento de agua domestica en lugar del cloro, eliminando de
esta forma microorganismos como bacterias y para oxidar materia
orgánica.
Sí es muy utilizado en la industria
farmeacéutica y en la preparación de compuestos
orgánicos donde el ozono rompe los dobles enlaces carbono
carbono.
Química ambiental
La cantidad de O2 disuelto en el agua es un indicador de la
calidad de la
misma. El agua completamente saturada de aire a 1 atm. Y 20°
contiene alrededor de 9 ppm de oxigeno.
Es necesario para todas formas de vida, que las bacterias
aeróbias consuman oxigeno disuelto para oxidar materia
orgánica y satisfacer así sus necesidades
energéticas.
El material orgánico que las bacterias son capaces de
oxidar es biodegradable, esta oxidación ocurre a
través de un conjunto de reacciones
químicas y el material orgánico desaparece
gradualmente.
Las cantidades excesivas de materiales
orgánicos biodegradables en el agua son perjudiciales
porque agotan en el agua el oxigeno necesario para sustentar la
vida en ella. Estos materiales
biodegradables se conocen como desechos de demandan oxigeno. Las
fuentes
típicas de desechos que demandan oxigeno son las aguas
residuales, desechos industriales de plantas procesadores de
alimentos, papel,
etc.
En presencia de oxigeno, el carbono, hidrogeno,
nitrógeno, azufre y fósforo del material
biodegradable se convierten en CO2, HCO3-, H2O, NO3-, SO4
–2 y PO4 –3.
Estas reacciones de oxidación reducen a veces la
cantidad de oxigeno disuelto hasta el punto en el que las
bacterias aeróbias no pueden sobrevivir. Es ahí
cuando las bacterias anaerobias se hacen cargo del proceso de
descomposición formando metano (CH4), amoniaco (NH3),
sulfuro de hidrogeno (H2S) y otros productos varios los cuales
otorgan el olor característico del agua
contaminada.
Respiración aerobia y anaerobia
El concepto de
respiración aerobia deriva del clásico proceso
respiratorio según el cual los organismos vivos consumen
oxigeno de un modo análogo a la combustión de la materia
orgánica.
De hecho muchos microorganismos llevan a cabo dicho
proceso en el cual el oxigeno molecular se convierte en agua, en
tanto que algún sustrato orgánico desaparece del
medio y todo su carbono se recupera como dióxido de
carbono.
El desarrollo de
muchos microorganismos en cultivo puro en un medio con glucosa se
realiza de acorde a:
GLU + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O
Por lo tanto es necesario considerar que la
reducción del oxigeno en la respiración puede
llevar tanto a la mineralizaron como a la degradación
parcial de los sustratos orgánicos.
El oxigeno también puede reducirse biológicamente
con reductores inorgánicos como el hidrogeno, compuestos
reducidos del nitrógeno, azufre o hierro. Estos
tienen lugar en el desarrollo de
bacterias que pueden crecer en medios
minerales
utilizando dióxido de carbono como única fuente de
carbono. El mismo proceso respiratorio puede considerarse
independientemente del oxigeno porque existen microorganismos que
pueden utilizar en su lugar nitratos, sulfatos o dióxido
de carbono.
En cuanto a la respiración anaerobia, una gran
variedad de sustratos pueden utilizarse como donadores de
electrones tanto para la respiración aerobia como
anaerobia.
Las enzimas
deshidrogenasas unidas a membranas que actúan en cada caso
son las mismas en condiciones aerobias que anaerobias.
Como aceptores de electrones en condiciones anaerobias pueden
actuar, además del nitrato, el nitrito, el fumarato,
etc.
Introduccion
El carbono, a diferencia del nitrógeno y oxigeno, no es un
elemento abundante, constituye solo el 0.027% de la corteza
terrestre. Aunque parte de él se presenta en forma
elemental como grafito y diamante, casi todo se encuentra en
forma combinada.
Mas de la mitad esta presente en carbonatos como carbonato de
calcio (CaCO3)
La importancia del elemento reside en gran parte en su presencia
en los seres vivos: hace 150 años los científicos
creyeron
que este compuesto que sustentaba la vida sólo
podía se podía " fabricar" dentro de los seres
vivos, por esta razón se lo llamo compuesto
orgánico.
Hoy se sabe que estos compuestos orgánicos se los puede
sintetizar en el laboratorio a partir de sustancias
inorgánicas sencillas.
Formas elementales del carbono
El grafito es un sólido suave, color negro, resbaladizo,
con lustre metálico y es conductor de electricidad.
El diamante es un sólido transparente en el cual los
átomos de carbono forman una red covalente. Es
más denso que el grafito (d=2,25 g/cm3 para el grafito y
d=3,51 g/cm3 para el diamante). A presiones y temperaturas altas
(100 atm. Y 3000°C) el grafito se convierte en
diamante.
Óxidos de carbono
El carbono forma dos óxidos principales: monóxido
de carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2)
El monóxido de carbono se forma cuando se quema carbono o
hidrocarburos
con un suministro limitado de oxígeno.
2 C(s) + O2 (g) 2 CO(g)
Este es un gas incoloro inodoro insípido. Es tóxico
a causa de su capacidad para unirse a la hemoglobina e interferir
así en el transporte del
oxígeno.
Tiene varios usos comerciales. Puesto que arde fácilmente
para formar CO2 se emplea como combustible:
2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g)
También es un agente reductor simple, ampliamente usado en
operaciones
metalúrgicas para reducir óxidos
metálicos.
Por ejemplo, es el agente reductor mas importante en la
reducción de óxidos en hornos de
fundición:
Fe3O4(s) + 4 CO(g) 3 Fe(s) + 4 CO2(g)
El dióxido de carbono es un gas incoloro e
inodoro. Es un componente secundario de la atmósfera
terrestre pero contribuye en forma importante al llamado efecto
invernadero. Aunque no es tóxico, altas
concentraciones aumentan el ritmo de la respiración y
puede causar asfixia.
El CO2 sólido se lo conoce como hielo seco, de ahí
que aproximadamente la mitad del dióxido de carbono que se
consume cada año es utilizado para
refrigeración
Otro uso importante es la producción de bebidas gaseosas,
en la producción de bicarbonato para hornear,
etc.
Acido carbónico y carbonatos
El CO2 es moderadamente soluble en agua, las soluciones
resultantes tienen una acidez moderada como resultado de la
formación de ácido carbónico
(H2CO3)
CO2(a.c.) + H2O(l) H2CO3(a.c.)
El ácido carbónico es un ácido
diprótico débil. Aunque no se puede aislar como
compuesto puro, es posible obtener dos tipos de sales por
neutralización de soluciones de ácidos
carbónicos:
- carbonatos ácidos o bicarbonatos
- carbonatos
Debido a que el agua que contiene CO2 es ligeramente
ácido, el CaCO3 se disuelve lentamente en este
medio.
CaCO3(s) + H2O(l) + CO(g) Ca+2(ac) + 2
HCO3(ac)
Esta reacción se produce cuando las aguas
superficiales pasan al subsuelo a través de
depósitos de piedra caliza (CaCO3) y es la principal forma
en que el Ca+2 penetra hasta las aguas subterráneas para
producir agua dura.
Aguas duras
El agua que contiene una concentración relativamente alta
de calcio y magnesio se conoce como agua dura. Aunque la
presencia de estos iones no constituye en general una amenaza
para la salud, hace
que el agua sea inadecuada para ciertos usos (sean
domésticos o industriales)
Por ejemplo, estos iones reaccionan con jabones para formar una
nata de jabón insoluble. Cuando se calienta agua que
contiene iones calcio y bicarbonatos, se desprende dióxido
de carbono y se forma carbonato de calcio que es insoluble:
Ca+2 + 2 HCO-3(ac) CaCO3(s) + CO2 + H2O(l)
Otros compuestos inorgánicos de carbono
El cianuro de hidrogeno (HCN) es una gas extremadamente
tóxico. Se produce por la reacción de una sal de
cianuro como nacen con un ácido.
Las soluciones acuosas de HCN se conocen como ácido
cianhidrico. La neutralización con una base como
hidróxido de sodio (NaOH) produce sales de cianuro como el
cianuro de sodio (NaCN)
Estos cianuros son utilizados en la industria del
plástico
como el nylon, la acción tóxica del cianuro se debe
a que se combina con el hierro de la citocromo oxidasa (enz. Que
interviene en la respiracion)
El disulfuro de carbono (CS2) es un importante disolvente
industrial de ceras, grasas, celulosas y otras sustancias no
polares.
Es un liquido volátil, el vapor es venenoso y altamente
inflamable. El compuesto se forma por acción directa del
carbono y azufre a alta temperatura.
Ciclo del carbono
Circula por la atmósfera, el medio terrestre, los mares y
otros ambientes acuáticos, rocas y
sedimentos y ambientes acuáticos. El mayor reservorio de
carbono lo constituyen las rocas y
sedimentos de la corteza terrestre.
Tomando como referencia los organismos vivos, una gran cantidad
de carbono orgánico se encuentra en las plantas
terrestres. Esto representa el carbono de los bosques y praderas
y constituye el principal lugar de fijación
fotosintética ce dióxido de carbono.
La materia orgánica muerta (humus) contiene mayor cantidad
de carbono que los seres vivos. El humus es una mezcla compleja
de materia orgánica. Deriva parcialmente de los
constituyentes del protoplasma de los microorganismos que han
resistido la descomposición y en parte también del
material resistente de las plantas.
El medio mas rápido de transferencia global del carbono es
mediante el dióxido de carbono de la atmósfera. El
dióxido es retirado de la atmósfera principalmente
por el proceso fotosintético de las plantas y vuelve a
ella a través de la respiración de los animales y
de los microorganismos quimioorganotrofos. El análisis de los diversos procesos
indica que el aporte de dióxido de carbono mas importante
que llega a la atmósfera proviene de la
descomposición de la materia orgánica muerta,
incluyendo el humus, llevada a cabo por los
microorganismos.
La única vía importante de polución
de carbono nuevo en nuestro planeta procede de la fotosíntesis. Por lo tanto los organismos
fototroficos se encuentran en la base del ciclo del
carbono.
Estos organismos se encuentran en la naturaleza casi
exclusivamente en hábitats donde hay luz
disponible.
Autor:
Germán L. Puigdomenech
Técnico Superior en Microbiología y Biotecnología
Rosario, Octubre 2003