Química del nitrógeno, oxigeno y carbono

Indice
1. Nitrogeno
2. Oxigeno
3. Carbono

1. Nitrogeno

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..

2. Oxigeno

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.

3. Carbono

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