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Química ambiental




Enviado por dragster_



    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

    1.
    Introducción

    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.

    2. La atmósfera de la
    tierra

    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.

    7. Química de la
    tropósfera

    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.

    9. Monóxido de
    carbono

    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

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