Indice
1.
Introducción
3. Composición de la atmósfera
terrestre
4. Las regiones exteriores de la
atmósfera
5. Capa de ozono en la atmósfera
superior
6. Disminución de la capa de
ozono
7.
Química de la
tropósfera
8. Compuestos de Azufre y Lluvia
Ácida
9. Monóxido de
carbono
10. Óxidos de Nitrógeno y el esmog
fotoquímico
En este tema, consideramos algunos aspectos de la
química de
nuestro ambiente, en
especial sobre la atmósfera de la
Tierra.
Tanto la atmósfera como la hidrosfera de nuestro
planeta hacen posible la vida. El manejo de este entorno con el
objetivo de
mantener y reforzar la calidad de
vida, es una de las preocupaciones más importante de
nuestro tiempo. Es
evidente que se requieren reformas drásticas y normas mucho
más estrictas si queremos conservar la calidad de vida
en el mundo. Como ciudadanos debemos participar en la
instauración de leyes y
reglamentos que tengan un impacto sobre nuestra salud, así como sobre
la seguridad
económica de nuestro país. Aun nuestras decisiones
más sencillas como consumidores, requieren que valoremos
los costos y los
beneficios de nuestras acciones.
Desafortunadamente, los impactos ambientales de nuestras
decisiones no son evidentes en muchas ocasiones.
Cuánto mejor comprendamos los principios
químicos que fundamentan las leyes fundamentan las leyes
ambientales, mayores serán las oportunidades de formar
juicios sólidos sobre temas económicos y
políticos que afectan a nuestro entorno.
Debido a que la mayoría de nosotros no hemos
estado muy
alejados de la superficie terrestre, tendemos a dar por hecho las
muchas formas en que la atmósfera determina el entorno en
que vivimos. En esta sección examinaremos los aspectos
más importantes de la atmósfera de nuestro
planeta.
La temperatura de
la atmósfera varía de un modo complejo de acuerdo
con la altitud, como se ilustra en la figura 1.1. La
atmósfera se divide en cuatro regiones, según este
perfil de temperaturas. Justamente sobre la superficie, en la
tropósfera, la temperatura decrece al aumentar la altitud
hasta alcanzar un mínimo de 215K a 12Km. Casi toda la vida
se manifiesta en la tropósfera. Vientos huracanados y
brisas suaves, lluvia, cielos soleados, todo lo que consideramos
como "clima" ocurre en
esta región. Aún cuando volemos en un moderno jet
supersónico entre ciudades distantes, no nos salimos de la
tropósfera, aunque podemos llegar a estar cerca de su
límite superior, llamado tropopausa.
Sobre la tropopausa, la temperatura aumenta con la
altitud, alcanzando un máximo de 275K a los 50Km. Esta
región se llama la estratosfera. Más allá de
la estratosfera están la mesósfera y la
termósfera. Observe en la figura 1.1que las temperaturas
extremas en los límites son importantes porque la mezcla
de la atmósfera a través de ellos es un proceso
relativamente lento. Por ejemplo, los gases
contaminantes generados en la tropósfera encuentran en su
camino hacia la atmósfera con gran lentitud.
(Para ver el gráfico faltante haga click en el
menú superior "Bajar Trabajo")
En contraste con los cambios de temperatura que ocurren
en la atmósfera, la presión disminuye de un modo
regular al aumentar la altitud como se ilustra en la figura 1.2.
Vemos que la presión atmosférica disminuye con
más rapidez a menores que a mayores altitudes. La
explicación de esta característica de la atmósfera
está en su compresibilidad. Como resultado de la
compresibilidad de la atmósfera, la presión
disminuye del valor promedio
de 760mm Hg a nivel del mar a 2.3×10-3 mm Hg a 100Km y
a solamente 1.0×10-6 mm de Hg a 200Km. La
tropósfera y la estratosfera juntas constituyen el 99.9%
de la masa de la atmósfera; el 75% la constituye la masa
de la tropósfera.
3. Composición de
la atmósfera terrestre
La atmósfera es un sistema
extremadamente complejo. Su temperatura y presión cambian
dentro de amplios límites con la altitud, como acabamos de
ver. La atmósfera esta sujeta al bombardeo de
radiación y de partículas con gran energía
provenientes del sol y de la radiación cósmica del
espacio exterior. Esta energía tiene efectos
químicos importantes, especialmente en los limites
exteriores de la atmósfera. Además, debido al campo
gravitacional de la Tierra, los
átomos y las moléculas más ligeros tienden a
elevarse. Como resultado de setos factores, la composición
de la atmósfera no es uniforme.
En la tabla 1.1 se muestra la
composición del aire seco a nivel
del mar. Aunque existen trazas de muchas sustancias,
N2 y O2 constituyen alrededor del 99% de la
atmósfera. Los gases nobles y el CO2
constituyen la mayor parte del resto. Observe que la
contribución de cada componente de la atmósfera,
enunciando en la tabla 1.1, está dado en términos
de su fracción molar. Esto es simplemente el número
total de moles de todos los componentes en la muestra.
Tabla 1.1 Composición del aire seco cerca del
nivel del mar
Componentea Contenido(Fracción
mol) Peso Molecular
Nitrógeno 0.78084 28.013
Oxígeno 0.20948 31.998
Argón 0.00934 39.948
Bióxido de carbono 0.000330 44.0099
Neón 0.00001818 20.183
Helio 0.00000524 04.003
Metano 0.000002 16.043
Kriptón 0.00000114 83.80
Hidrógeno 0.0000005 02.0159
Oxido Nitroso 0.0000005 44.0128
Xenón 0.000000087 131.30
a El ozono, bióxido de azufre,
bióxido de nitrógeno, amoniaco y monóxido de
carbono, existen como gases traza en cantidades variables.
Al hablar de constituyentes traza de las sustancias,
utilizamos comúnmente partes por millón (ppm) como
unidad de concentración. Cuando se aplica a sustancias en
solución, partes por millón se refiere a gramos de
las sustancia por millón de gramos de solución. No
obstante, al tratar con gases, una parte por millón se
refiere a una parte por volumen en 1
millón de unidades de volumen y fracción molar son
equivalentes. Así, 1ppm de un constituyente traza de la
atmósfera indica que hay 1mol de ese constituyente en 1
millón de moles del gas total; es
decir, la concentración en ppm es igual a la
fracción molar multiplicada por 106 . Observe
que en la tabla 1.1 se enuncia la fracción molar de
CO2 en la atmósfera como 0.000330. Su
concentración en ppm es 0.000330×106
=330ppm.
Antes de considerar los procesos
químicos que ocurren en la atmósfera, revisemos
algunas de las propiedades químicas importantes de sus dos
componentes principales, N2 y O2. . Sabemos
que la molécula de N2 tiene un enlace triple
entre los átomos de nitrógeno. Esta unión es
muy fuerte y es la responsable de la baja radiactividad del
N2, , que sólo experimenta reacciones en
condiciones extremas. La energía de unión O
–O en O2 es mucho menor que para el
N2 (tabla 1.4), y el O2 es, por
consiguiente, mucho más reactivo que el N2 . El
oxígeno reacciona con muchas sustancias para formar
óxidos. Los óxidos de los no metales –por ejemplo
SO2 –suelen formar soluciones
ácidas cuando se disuelven en agua. Los
óxidos de los metales activos y de
otros metales en estado de oxidación bajo, -por ejemplo-
forman soluciones básicas cuando se disuelven en
agua.
4. Las regiones exteriores
de la atmósfera
Aunque la porción exterior de la
atmósfera, más allá de la estratosfera,
contiene solamente una pequeña fracción de la masa
de la atmósfera, juega un papel
importante en la determinación de las condiciones de vida
en la superficie terrestre. Esta capa superior forma el
bastión de defensa externo contra el peligro de la
radiación y las partículas de alta energía
que bombardean continuamente al planeta. A medida que esto
sucede, las moléculas y los átomos de la
atmósfera superior experimentan cambios
químicos.
Fotodisociación
El sol emite energía radiante dentro de
límites muy amplios de longitudes de onda. Mientras
más corta es la longitud de onda, más alta es la
energía de las radiaciones en la zona del ultravioleta del
espectro y tienen suficiente energía para ocasionar
cambios químicos. Sabemos que la radiación
electromagnética se puede representar como un flujo de
fotones. La energía de cada fotón está dada
por la relación E=hv, en donde h es la constante de Plank
y v es la frecuencia de la radiación. Para que ocurra un
cambio
químico cuando la radiación llega a la
atmósfera de la Tierra, se deben de satisfacer dos
condiciones. Primero, debe haber fotones con suficiente
energía para llevar a cabo un proceso químico
determinado. Segundo, las moléculas deben absorber estos
fotones. Este requisito significa que la energía de los
fotones se convierte en otra forma de energía dentro de la
molécula.
La ruptura de un enlace químico que resulta de la
absorción de un fotón por una molécula se
llama fotodisociación. Uno de los procesos más
importantes que ocurren en la atmósfera superior, por
arriba de los 120Km, es la fotodisociación de la
molécula de oxígeno:
O2(g) + hv 2O(g) [1.1]
La energía mínima requerida para causar
este cambio está determinada por la energía de
disociación de O2 , 495kJ/mol.
La segunda condición que se debe satisfacer antes
de que la disociación se lleve a cabo, es que el
fotón debe ser absorbido por O2 .
Afortunadamente para nosotros, el O2 absorbe gran
parte de la radiación de alta energía de longitud
de onda corta, proveniente del espectro solar, antes de que
llegue a la atmósfera inferior. Al hacerlo se forma el
oxígeno atómico, O. Agrandes altitudes, la
disociación del O2 es muy importante. A 400 Km,
solamente el 1% del oxígeno está en forma de
O2; el otro 99% está en forma de oxígeno
atómico. A 130Km, O2 y O son igualmente
abundantes. Por debajo de esta altura, O2 es
más abundante que O.
Debido a la energía de disociación del
enlace de N2 , que es muy elevada (tabla 1.1),
solamente los fotones de longitud de onda muy corta poseen
suficiente energía para disociar está
molécula. Además, N2 no absorbe
fácilmente los fotones, aun cuando éstos tengan
suficiente energía. El resultado general es que en la
atmósfera superior se forma muy poco nitrógeno
atómico debido a la disociación de N2
.
Fotoionización
En 1901, Guillermo Marconi llevó a cabo un
experimento sensacional. Recibió en San Luis,
Newfoundland, una señal de radio transmitida
desde Land’s End, Inglaterra, a
2900Km de distancia. Como se creía que las ondas de radio
viajaban en línea recta, se supuso que la
comunicación por radio sobre la Tierra era imposible a
grandes distancias. El exitoso experimento de Marconi
sugirió que en alguna la atmósfera terrestre
afectaba sustancialmente la propagación de las ondas de
radio. Su descubrimiento dio lugar al estudio de la
atmósfera superior. Hacia 1924, mediante estudios
experimentales se estableció la existencia de electrones
en la atmósfera superior.
Por cada electrón que existe en la
atmósfera superior, hay un ion correspondiente con carga
positiva. Los electrones en la atmósfera superior se deben
principalmente a la fotoionización de moléculas,
causada por la radiación solar. Para que se efectúe
la fotoionización, un fotón debe ser absorbido por
una molécula, y este fotón debe tener
energía suficiente para remover al electrón de
energía más elevada. Algunos de los procesos
más importantes de ionización que se
efectúan en la atmósfera superior, por arriba de
los 90Km, aparecen en la tabla 1.2, junto con las energías
de ionización y la l máx , la longitud
de onda máxima de un fotón capaz de causar la
ionización. Los fotones con energías suficientes
para causar ionización, tienen longitudes de onda en la
región de alta energía del ultravioleta. Estas
longitudes de onda son filtradas completamente de la
radiación que llega a la Tierra, como resultado de su
absorción por la atmósfera superior.
Tabla 1.2 Procesos de ionización, energías
de ionización, y longitudes de onda capaces de causar
ionización
Proceso Energía de
ionización
(kJ/mol) l
máx(nm)
N2 + hv N2+ +
e- 1495 80.1
O2 + hv O2+ +
e- 1205 99.3
O + hv O+ +
e- 1313 91.2
NO +hv NO+ + e- 0890
134.5
5. Capa de ozono
en la atmósfera superior
En contraste con el N2 , el O2 y
el O, que absorben fotones con longitudes de onda menores de
240nm, el ozono es la sustancia más importante que absorbe
fotones con longitudes de onda de 240 a 310nm. Consideremos
cómo se forma el ozono en la atmósfera superior y
cómo absorbe los fotones.
A altitudes inferiores a los 90 Km, la mayor parte de la
radiación de longitud de onda corta capaz de producir
fotoionización ha sido absorbida. La radiación
capaz de disociar la molécula de O2 es tan
intensa, sin embargo, que provoca la disociación de
O2 (Ecuación 1.1) por debajo de los 30Km. Los
procesos químicos que ocurren después de la
fotodisociación de O2 en la región por
debajo de 90Km, son muy diferentes de los procesos que ocurren a
mayores altitudes.
En la mesósfera y la estratosfera, la
concentración de O2 es mucho mayor que la de
oxígeno atómico. Por consiguiente, los
átomos de O que se forman en la mesósfera y la
estratosfera sufren colisiones frecuentes con moléculas de
O2 . Estas colisiones llevan a la formación del
ozono, O3 :
O(g) +
O2(g) O*3(g)
[1.2]
El asterisco sobre O3 significa que la
molécula de ozono contiene un exceso de enrgía. La
reacción de O con O2 para formar O3
da como resultado la liberación de 105kJ/mol. Esta
energía se debe eliminar de la molécula de
O3 en un tiempo muy corto, o simplemente separa de
nuevo la molécula en O2 y O. Esta
descomposición es el proceso inverso del que formó
el O3 . Las moléculas de O3 pueden
liberar la energía en exceso chocando con otro átomo u
otra molécula y transfiriendo el exceso de energía
a ellas. Representemos el átomo o la molécula con
la cuál choca el O3 como M. (Normalmente M es
N2 u O2 debido a que éstas son las
moléculas más abundantes). La formación de
O3 y la transferencia de la energía excedente a
M se resume en las ecuaciones
siguientes:
O(g) + O2(g) Þ
O*3 [1.3]
O*3(g) + M(g) «
O3(g) + M*(g) [1.4]
O(g)+O2(g) + M(g) « O3(g) +
M*(g) (neto) [1.5]
La velocidad a la
que se forma el O3 depende de las velocidades
relativas de las colisiones de estabilización entre
O*3 y M (Ecuación 1.4) y la
disociación de O*3 de nuevo a
O2 y O (El proceso inverso de la ecuación 1:3).
Las colisiones frecuentes favorecen la formación de
O3 (Ecuación 1.4). Debido a la
concentración de moléculas, que es mayor a
altitudes menores la mayor parte de la radiación con
suficiente energía para disociar O2 ha sido
absurda. Por consiguiente, la mayor velocidad de formación
de O3 ocurre alrededor de 50Km de altitud.
La molécula de ozono, una vez formada, no dura
mucho. El ozono es capaz de absorber la radiación solar,
lo que resulta en su descomposición en O2 y O.
Debido a que solamente se requieren 105kJ/mol para este proceso,
los fotones de longitud de onda menor de 1140nm tienen suficiente
energía para disociar el O3 . Las absorciones
más fuertes y más importantes, sin embargo, son las
de fotones de 200 a 310nm. Sino fuera por la capa de ozono en la
estratosfera, estos fotones de alta energía
penetrarían a la superficie de la Tierra. La vida vegetal
y animal como la conocemos no podía sobrevivir en
presencia de esta radiación de energía tan elevada.
El "escudo ozono" es, por consiguiente, para nuestro bienestar.
Se debe notar, sin embargo, que las moléculas de ozono que
forman este escudo indispensable contra la radiación para
nuestro bienestar. Se debe notar, sin embargo, que las
moléculas de ozono se que forman este escudo indespensable
contra la radiación, representa solamente una
fracción de los átomos de oxígeno que
existen en la estratosfera. Esto se debe a que las
moléculas de ozono destruyen continuamente a medida que se
forman.
La fotodescomposición del ozono invierte la
reacción que origina su formación. Tenemos
así un proceso cíclico de formación y
descomposición de ozono, que resume como sigue:
O2(g) + hv O(g) + O8g)
O(g) + O2(g) + M(g) O3(g) +
M*(g) (Se libera calor)
O3(g) + hv O2(g) +
O(g)
O(g) + O(g) + M(g) O2(g) + M*(g)
(Se libera calor)
El primero y tercer procesos son fotoquímicos;
utilizan un fotón solar para iniciar una reacción
química. El segundo y cuarto procesos son reacciones
químicas exotérmicas. El resultado neto de los
cuatro procesos es un ciclo en el cuál la energía
radiante solar se convierte en energía térmica. El
ciclo de la atmósfera en la estratosfera es responsable
del aumento de temperatura que llega a su máximo en la
estratopausa, como se ilustra en la figura 1.1.
El esquema descrito arriba para la formación y la
destrucción de las moléculas de ozono explica
algunos hechos conocidos respecto a al capa de ozono. Sin
embargo, se efectúan muchas reacciones químicas que
implican otras sustancias y no sólo al oxígeno.
Además, se deben considerar los efectos de la turbulencia
y los vientos que mezclan la estratosfera. El panorama general es
muy complicado. El resultado general de la formación de
ozono y reacciones de remoción, acopladas con la
turbulencia atmosférica y otros factores, es un perfil de
ozono en la atmósfera superior como se muestra en la
figura 1.3.
6. Disminución de
la capa de ozono
En 1874, F Sherwood Rowland Y Mario Molina, de la
Universidad de
California en Irvine, propusieron que el cloro de los
clorofluorcarbonos (CFCs) puede agotar la capa de ozono. Estas
sustancias, principalmente CFI3 (Freón 11) y
CF2Cl2 (Freón 12), se han usado en
demasía como propelentes en latas de aspersores, como
gases refrigerantes y acondicionadores de aire, y como agentes
espumantes para plásticos.
Son prácticamente no reactivos en la atmósfera
inferior. Además, son relativamente insolubles en agua y
por ello no son removidos de la atmósfera por la lluvia,
ni se disuelven en los océanos. Desafortunadamente, la
falta de reactividad que los hace comercialmente útiles,
también les permite sobrevivir en la atmósfera y
difundirse ocasionalmente en la estratosfera. Se estima que
existen varios millones de toneladas de clorofluorcarbonos en la
atmósfera.
A medida que los clorofluorcarbonos se difunden en la
estratosfera, sufren la acción de la radiación de
alta energía. Las longitudes de onda entre los 190 a 225nm
causan la fotolisis, o ruptura inducida por la luz, de un enlace
de carbono-cloro de los clorofluorcarbonos:
CFXCL4-X(g) + hv
CFXCl3-X(g) + Cl(g) [1.6]
Los cálculos sugieren que la formación de
átomos de cloro se efctúa a mayor velocidad a una
altitud de 30Km.
El cloro atómico es capaz de llevar a cabo una
reacción rápida con ozono para formar óxido
de cloro, CLO, y oxígeno molecular. El CLO puede
reaccionar con oxígeno atómico para formar
nuevamente cloro atómico:
Cl(g) + O3(g) ClO(g) + O2(g)
[1.7]
ClO + O(g) Cl(g) + O2(g)
[1.8]
O3(g) + O(g) 2O2(g) neto
[1.9]
El resultado neto de estas reacciones es la
conversación de ozono en O2. Debido a que se
utiliza el Cl en la primera etapa de este mecanismo y se forma en
la segunda etapa, funciona como un catalizador. Se estima que
cada átomo de Cl destruye alrededor de 100,000
moléculas de ozono antes de que él mismo sea
destruido en otras reacciones.
Aunque las velocidades de difusión de las
moléculas de la superficie de la tierra hacia la
estratosfera parece muy lenta, se ha observado una pérdida
de ozono que se cree causada por los clorofluorcarbonos. Desde
fines de los setenta, los investigadores han encontrado una
disminución anual de la capa de ozono sobre el Polo Sur,
lo cual ocurre durante la primavera austral (Hemisferio del sur).
Los niveles de ozono en octubre, tanto de 1987 como de 1989,
disminuyeron a casi el 60% de los niveles en agosto. Ahora, los
científicos han encontrado evidencia de que el Polo Norte
sufrió una pérdida de ozono, similar, pero menos
pronunciada durante el último invierno. Hay también
indicaciones preliminares de disminución de la capa de
ozono a latitudes menores.
Las reacciones de fotodisociación y
fotoionización que hemos explicado en las secciones
anteriores, ocurren en la atmósfera superior. Estos
procesos dan como resultado una absorción casi completa de
la radiación solar de menos de 300nm, antes de que llegue
a la tropósfera. Ya que los principales constituyentes de
la tropósfera no interaccionan con la radiación de
longitud de onda mayor de 300nm, las reacciones
fotoquímicas que se efectúan en la
tropósfera indican solamente constituyentes
menores.
En la tabla 1.3 se indican algunos importantes
constituyentes menores de la tropósfera y se resumen sus
fuentes
más importantes, así como sus concentraciones
características. Muchas de estas sustancias solamente se
encuentran en pequeñas cantidades en el medio ambiente
natural, pero presentan concentraciones mucho más elevadas
en ciertas áreas como resultado de la actividad humana.
Incluso, en algunas áreas, las concentraciones de estas
sustancias se han incrementado considerablemente durante los
últimos 50 años. En esta sección
explicaremos las características más importantes de
algunas de estas sustancias y su papel químico como
contaminantes del aire. Como veremos, la mayor parte se forma
como resultado directo o indirecto de nuestro uso tan amplio de
reacciones de combustión.
Tabla 1.3 Puentes y concentraciones comunes de algunos
constituyentes menores atmosféricos
Constituyente menor Fuentes Concentraciones
Típicas
Bióxido de Carbono,
CO2Descomposición de la materia
orgánica; 330 ppm en la tropósfera
liberación en los océanos;
combustión de
combustibles fósiles
Monóxido de Carbono, CO Descomposición de
materia orgánica; 0.05 ppm en aire no contami-
procesos industriales; combustión de nado; 1 a
50 ppm en áreas ur-
combustibles banas con tyránsito
vehicular
Metano, CH Descomposición de materia
orgánica; 1 a 2 ppm en la tropósfera
filtración de gas-natural
Oxido nítrico, NO Descargas eléctricas;
motores de
combus- 0.01 ppm en aire no contami-
tión interna; combustión de materia
nado;0.2 ppm en atmósferas
orgánica. con smog
Ozono, O3 Descargas eléctricas;
difusión de la 0 a 0.01 ppm en aire no conta-
Estratosfera; smog fotoquímico (sf) minado; o.5
ppm en sf.
Bióxido de Azufre , SO2 Gases
volcánicos; incendios
forestles; 0 a 0.01 ppm en aire no conta-
ación bacteriana; combustión de
combus- minado; 0.1ª 2ppm en ambien-
tibles fósiles; procesos industriales tes
urbanos contaminados.
tación de minerales y
otros)
8. Compuestos de Azufre y
Lluvia Ácida
Ciertos compuestos que contienen azufre se encuentran en
cierto grado de la atmósfera natural, no contaminada. Se
originan por la descomposición de la materia
orgánica por las bacterias, en
los gases volcánicos, y en otras fuentes que se mencionan
en la tabla 1.3. La concentración en la atmósfera
de compuestos que contienen azufre y que provienen de fuentes
naturales es muy pequeña, comparada con la
concentración en ambientes urbanos e industriales,
resultado de las actividades del hombre. Los
compuestos de azufre, en especial el bióxido de azufre,
SO2 , se encuentran entre los gases contaminantes
más desagradables y peligrosos. En la tabla 1.4 se
presentan las concentraciones de varios gases contaminantes en un
ambiente urbano característico (no uno muy afectado por el
smog). De acuerdo con estos datos, el nivel
de bióxido de azufre es 0.08 ppm o más, la mitad
del tiempo. Esta concentración es considerablemente
inferior a la de otros contaminantes, sobre todo el
monóxido de carbono. A pesar de ello, el bióxido de
azufre se considera como el peligro más serio para la
salud entre los contaminantes mencionados, especialmente para las
personas con dificultades respiratorias. Estudios de historias
médicas de grandes segmentos de población en ambientes urbanos han mostrado
claramente que quienes viven en las partes más
contaminadas de las ciudades, tienen niveles superiores de
enfermedades
respiratorias y menor expectativa de vida.
La combustión del carbón y del petróleo
son responsables de un 80% del total de SO2 liberado
en Estados
Unidos. El grado de emisiones de SO2 en la
combustión del carbón y del petróleo,
dependen del nivel de su contenido de azufre. El
petróleo quemado en las plantas de
energía en las estaciones generadoras de electricidad,
producen este residuo no volátil que queda después
de que se han separado por destilación las fracciones de
menor punto de ebullición. Algunos tipos de
petróleo, como el que proviene del Oriente Medio, es
relativamente bajo en azufre, en tanto que el petróleo de
Venezuela
tiene un contenido de azufre relativamente elevado. Debido a
nuestro interés en
la contaminación con SO2 , el
petróleo bajo en azufre tiene mayor demanda y, en
consecuencia, su precio es
mayor.
El carbón varía considerablemente en su
contenido de azufre. Gran parte del carbón que existe en
el lecho oriental del Mississippi es relativamente rico en
azufre, más del 6% en peso. Gran parte del carbón
que queda en los estados occidentales de EUA tiene menor
contenido de azufre. (Sin embargo, este carbón
también tiene menor contenido calorífico por unidad
de peso de carbón. De modo que la diferencia en contenido
de azufre en base a la cantidad de calor producido no es tan
grande como se considera a menudo.
En total, se liberan más de 30 millones de
toneladas de SO2 a la atmósfera en Estados
Unidos cada año. Este material ocasiona un grave
daño tanto a los inmuebles como a la salud humana. Sin
embargo, no todo el daño es causado por el SO2
mismo; de hecho, el SO3 formado por oxidación
del SO2 es el principal culpable. El bióxido de
azufre se puede oxidar a SO3 por varías
vías, dependiendo de las condiciones particulares de la
atmósfera. Una vez formado el SO3 , se disuelve
en gotitas de agua, formando ácido sulfúrico,
H2SO4:
SO3(g) + H2O(l)
H2SO4(ac) [1.10]
La presencia del ácido sulfúrico en la
lluvia es responsable en gran parte del fenómeno de la
lluvia
ácida. (También contribuyen los óxidos
de nitrógeno, que forman ácido nítrico.)
Hace unos 200 años, la lluvia tenía un pH de entre 6
y 7.6. Ahora, es común regiones que la lluvia tenga un pH
de entre 4 y 4.5. En los Angeles, el pH de la niebla ha bajado
hasta 2, aproximadamente la acidez del jugo de limón. La
lluvia ácida ha efectuado muchos lagos en Europa del norte,
en el norte de Estados Unidos y en Canadá. La acidez ha
reducido dramáticamente las poblaciones de peces en los
lagos y los bosques circundantes.
El pH de las aguas naturales más productivas
está entre 6.5 y 8.5. A niveles de pH por debajo de 4.0,
son destruidos todos los vertebrados, la mayor parte de los
invertebrados, y muchos microorganismos.
Los lagos más susceptibles al daño son los
que tienen bajas concentraciones de iones básicos, como
HCO3 , que los amortiguan contra cambios en el pH.
Más de 300 lagos en el Estado de
Nueva York no contienen peces, 140 lagos en Notario,
Canadá, están deprovistos de vida. La lluvia
ácida que ha provocado la muerte en
estos lagos se origina a cientos de kilómetros, en el
valle de Ohio y en la región de los Grandes
Lagos.
La lluvia ácida corroe muchos metales y materiales de
construcción. Por ejemplo, el mármol
y la piedra caliza, cuyo constituyente principal es
CaCO3 , son fácilmente atacados por la lluvia
ácida. Miles de millones de dólares se pierden cada
año como resultado de la erosión debida a la
contaminación con SO2 .
Obviamente deseamos reducir la cantidad de este nocivo
gas que se libera en nuestro entorno. Una forma de hacerlo es
eliminar el azufre del carbón y del petróleo antes
de quemarlos. Actualmente esto es muy difícil y costoso
por lo que no es factible tecnológicamente. No obstante,
se han desarrollado varios métodos
para eliminar el SO2 de los gases formados durante la
combustión del carbón y del petróleo. Por
ejemplo, se puede soplar piedra caliza pulverizada,
CaCO3, dentro de la cámara de
combustión. El carbonato (piedra caliza) se descompone en
CaO y bióxido de carbono:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
[1.11]
Después la cal reacciona con SO2
formando sulfito de calcio:
CaO(s) +
SO2(g) CaSO3(s) [1.12]
Aproximadamente la mitad del SO2 se elimina
por contacto con el sólido seco. El gas de horno debe ser
"distribuido" en una suspensión acuosa de cal para
eliminar el CaSO3 y cualquier SO2 que no
haya reaccionado. Este proceso, es de difícil diseño
, reduce la efectividad calorífica del combustible y
produce una enorme cantidad de desperdicio sólido. Una
planta de energía
eléctrica que satisface las necesidades de una
población de 150,000 personas podría producir
anualmente alrededor de 160,000 toneladas de desperdicio
sólido si se equipara con el sistema de
purificación que hemos descrito. Este volumen es tres
veces el desperdicio normal de cenizas de una planta de estas
dimensiones. Se han empleado varios esquemas para recuperar el
azufre elemental o alguna otra forma química de utilidad
industrial a partir del SO2, pero aún no se ha
encontrado un proceso suficientemente atractivo desde el punto de
vista económico, para garantizar su desarrollo en
gran escala. La
contaminación por bióxido de azufre seguirá
siendo un problema importante durante algún
tiempo.
El monóxido de carbono se forma por la
combustión incompleta de los materiales que contienen
carbono – por ejemplo, los combustibles
fósiles-.
En términos de masa total, el CO es el más
abundante de los gases contaminantes. El nivel de CO existente en
aire no contaminado es bajo, probablemente en el orden de 0.05 a
0.1 ppm. La cantidad total estimada de CO en la atmósfera
es alrededor de 5.2x1014g. Sin embargo, tan
sólo en Estados Unidos se produce 1x1014g de CO
cada año, casi dos terceras partes proviene de los
automóviles.
El monóxido de carbono es una molécula
poco reactiva y en consecuencia no encierra un riesgo directo
para la vegetación o para los materiales. Sin embargo,
afecta a los humanos. Tiene la capacidad poco usual de unirse con
fuerza con la
hemoglobina, la proteína que contiene hierro y que
es responsable del transporte de
oxígeno en la sangre. La
hemoglobina consta de cuatro moléculas de proteína
unidas entre sí para formar un conjunto. Cada
molécula tiene entre sus dobleces una molécula de
heme. Una molécula de hemoglobina toma en el pulmón
una molécula de oxígeno, la cual reacciona con el
átomo de hierro para formar la oxihemoglobina. A medida
que la sangre circula, la molécula de oxígeno se
libera en los tejidos que lo
requieren para el metabolismo
celular, esto es, para los procesos químicos que se
efectúan en la
célula.
También el monóxido de carbono se une de
igual modo al hierro de la hemoglobina. El complejo se llama
carboxihemoglobina y se representa como COHb. La afinidad de la
hemoglobina humana por le CO es alrededor de 210 veces mayor que
para el O2 . Como resultado, una cantidad
relativamente pequeña de CO puede inactivar una
fracción significativa de la hemoglobina de la sangre para
el transporte de oxígeno. Por ejemplo, una persona que
respira durante unas horas aire que contiene solamente 0.1% de CO
sufre la conversión de hasta el 60% de la hemoglobina en
COHb, reduciendo en esa proporción su capacidad
transportadora de oxígeno, normal en 60%.
Bajo condiciones normales, un no formador que respira
aire no contaminado tiene alrededor de 0.3 a 0.5% de COHb en el
torrente sanguíneo. Esta cantidad se debe principalmente a
la producción de pequeñas cantidades de
CO en el curso de la química normal del organismo y de la
pequeña cantidad presente en aire limpio. La
exposición a concentraciones superiores de CO causa un
incremento en el nivel de COHb. Esto no acontece
instantáneamente, sino que requiere varias horas. Del
mismo modo, cuando el nivel de CO disminuye bruscamente, sino que
requiere varias horas. Del mismo modo, cuando el nivel de CO
disminuye bruscamente, se requieren varias horas para la
concentración de COHb bajo a un nivel menor. En la tabla
1.5 se presentan los porcentajes de COHb en la sangre,
característico de varios grupos de
personas.
10. Óxidos de
Nitrógeno y el esmog fotoquímico
La química de los óxidos de
nitrógeno de la atmósfera es interesante debido a
que estas sustancias son componentes del esmog, un
fenómeno con el cuál los habitantes de las ciudades
están muy familiarizados. El término esmog se
refiere a una condición particularmente desagradable de
contaminación en ciertos ambientes urbanos, que ocurre
cuando las condiciones del clima producen una masa de aire
relativamente estática.
El esmog, que hizo famosa a la ciudad de Los Angeles y que es
común en muchas otras áreas urbanas, se describe
con más exactitud con el término esmog
fotoquímico, debido a que los procesos fotoquímicos
juegan un papel importante en su formación.
El óxido nítrico, NO, se forma en
pequeñas cantidades en los cilindros de los motores de
combustión interna por la combustión directa de
nitrógeno y oxígeno:
N2(g) + O2(g) Û 2NO(g) D H = 180.kJ
[1.13]
Como se sabe, la constante de equilibrio,
Kp para esta reacción aumenta desde alrededor
de 10-15 a 300K (aproximadamente la temperatura
ambiente) a alrededor de 0.05 a 2400K (aproximadamente la
temperatura dentro del cilindro de un motor durante la
combustión). Así la reacción es más
favorable a temperaturas superiores. Antes de la
instalación de dispositivos para el control de la
contaminación, los niveles típicos de
emisión de NOx eran de 4g/mi. (La x puede ser 1
o 2; se forman NO y NO2, aunque predomina el NO.) Los
estándares actuales de emisión de los
automóviles exigen que los niveles de Nox sean
menores a 1g/mi.
En el aire, el NO se oxida rápidamente en
bióxido de nitrógeno, NO2:
2NO(g) + O2(g) Û 2NO2(g) D H
= -113.1kJ [1.14]
La constante de equilibrio para esta reacción
decrece de 1012 a 300K a casi 10-5 a 2400K.
La fotodisociación del NO2 es NO y O requiere
304kJ/mol, lo cuál corresponde a un fotón de
longitud de onda de 393nm. Por consiguiente con la luz del sol el
NO2 sufre una disociación a NO yO:
NO2(g) + hv NO(g) + O(g) [1.15]
El oxígeno atómico que se forma sufre
varias reacciones posibles, una de las cuáles forma ozono,
como se describió antes
O(g) + O2(g) + M(g) O3(g) + M*(g)
[1.16]
El ozono es un componente clave del esmog
fotoquímico. Aunque es una pantalla para la
radiación ultravioleta esencial en la atmósfera
superior, es un contaminante indeseable en la tropósfera.
Es muy reactivo y tóxico, y el respirar aire que contiene
cantidades apreciables de ozono puede ser peligroso para quienes
sufren de asma, para quienes hagan ejercicio, y para los
ancianos. Por consiguiente, tenemos dos problemas con
el ozono: cantidades excesivas en muchos ambientes urbanos, donde
es perjudicial, y disminución en la estratosfera, donde es
vital.
Además de los óxidos de nitrógeno y
del monóxido de carbono, un motor de automóvil
también emite como contaminantes hidrocarburos
que no entraron en combustión. Estos compuestos
orgánicos, formados por carbono e hidrógeno, son
los componentes principales de la gasolina. Un motor
común, sin control efectivo de sus emisiones emite de 10 a
15g por milla se estos compuestos, Los estándares comunes
requieren que las emisiones de hidrocarburos sean menores de 0.4
g/mi.
Las reacciones entre los hidrocarburos que no fueron
quemados y otros contaminantes del aire crean una mezcla compleja
de sustancias. En la tabla 1.6 se presentan concentraciones
típicas de constituyentes traza del esmog
fotoquímico. Observe que el esmog contiene no solamente
NOx, CO, O3, y SO2, sino
también una diversidad de compuestos
orgánicos.
La reducción o eliminación del esmog
requiere que los ingredientes indispensables para su
formación sean eliminados de las emisiones de los
automóviles. Los convertidores catalíticos
están diseñados para reducir drásticamente
los niveles de dos de los ingredientes principales del esmog:
Nox y los hidrocarburos. No obstante, los sistemas de
control de emisiones, son ineficientes en los
automóviles con mal mantenimient
Palabras clave:
Composición de la atmósfera terrestre
Las Regiones Exteriores De La Atmósfera
Fotodisociación
Fotoionización
Capa De Ozono En La Atmósfera Superior
Disminución de la capa de ozono
Química De La Tropósfera
Compuestos de Azufre y Lluvia Ácida
Monóxido de carbono
Óxidos de Nitrógeno y el esmog
fotoquímico
Trabajo enviado y realizado por:
Sergio Arteaga Segovia
Estudiante de la carrera en Telemática
De la Universidad Tecnológica Fidel Velásquez
Febrero del 2000