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Química del nitrógeno, oxigeno y carbono




Enviado por germanluis_2003



    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

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