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Cap 18 quimica ambiental
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Cap 18 quimica ambiental

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  • 1. Capítulo 18 Química ambiental .c om Durante los meses de invierno se .L ib w w w tan la concentración de ClO, un importante catalizador de la reducción del ozono estratosférico. ro sZ forman nubes estratosféricas sobre la Antártida. Al eliminar el NO2 de la atmósfera, estas nubes reducen la formación de ClONO2 y aumen-
  • 2. 18.1 18.2 18.3 18.4 18.5 18.6 18.7 • La atmósfera de la Tierra Las regiones exteriores de la atmósfera El ozono de la atmósfera superior Química de la troposfera El océano terrestre Agua dulce Química verde EN 1992, REPRESENTANTES de 172 países se reunieron • en Río de Janeiro, Brasil, para asistir a la Conferencia de las Naciones Unidas sobre Medio Ambiente y Desarrollo, reunión que se conoce como la Cumbre de la Tierra. Cinco años más tarde, en diciembre de • • w w w .L ib ro sZ .c om 1997, representantes de 130 naciones se reunieron en Kyoto, Japón, para analizar las repercusiones de las actividades humanas en el calentamiento global. De esa reunión provino una iniciativa de trabajar con miras a un tratado global que, entre otras cosas, dictaría las medidas que deben tomarse para reducir las emisiones de gases que provocan calentamiento global. En julio de 2001, en Bonn, Alemania, 178 naciones firmaron un tratado basado en los llamados Protocolos de Kyoto.* Estos esfuerzos encaminados a atender cuestiones ambientales desde una perspectiva internacional indican que muchos de los problemas ambientales más urgentes son de naturaleza global. El crecimiento económico de los países, tanto desarrollados como en vías de desarrollo, depende en grado crítico de los procesos químicos. Estos fluctúan desde el tratamiento de abastos de agua hasta procesos industriales, muchos de los cuales generan productos o subproductos dañinos para el ambiente. Ahora nos hallamos en situación de poder aplicar los principios que hemos aprendido en los capítulos anteriores a la comprensión de estos procesos. En este capítulo consideraremos algunos aspectos de la química de nuestro medio, enfocando nuestra atención en la atmósfera de la Tierra y en su ambiente acuoso, conocido como hidrosfera. Tanto la atmósfera como la hidrosfera de nuestro planeta hacen posible la vida como la conocemos. Por consiguiente, el manejo del ambiente de manera que se conserve y se mejore la calidad de vida, es una de las preocupaciones más importantes de nuestros tiempos. Nuestras decisiones cotidianas como consumidores reflejan las de los dirigentes que acuden a Bonn y a reuniones internacionales semejantes: debemos sopesar los costos contra los beneficios de nuestras acciones. Desafortunadamente, las repercusiones ambientales de nuestras decisiones suelen ser muy sutiles y no se manifiestan de inmediato. » • • Lo que veremos • « En este capítulo presentaremos la naturaleza de la atmósfera y de la hidrosfera terrestres, e indicaremos algunas de las formas en que las actividades humanas han alterado estos vitales componentes de nuestro ambiente. Estudiaremos los perfiles de temperatura y presión de la atmósfera terrestre, así como su composición química. * Estados Unidos, casi el único entre todos los países que se negó a firmar el tratado. • Las regiones superiores de la atmósfera, donde la presión es muy baja, absorben gran parte de la radiación de alta energía proveniente del Sol mediante reacciones de fotoionización y fotodisociación. Al eliminar por filtración la radiación de alta energía, estos procesos hacen posible la existencia de la vida en la Tierra tal como la conocemos. El ozono de la estratosfera también actúa como un filtro de la luz ultravioleta de alta energía. Las actividades humanas han reducido la capa de ozono al introducir en la estratosfera sustancias químicas que trastornan el ciclo natural de formación y descomposición de ozono. Destacan entre ellas los clorofluorocarbonos (CFC). La región más baja de la atmósfera, la troposfera, es la región donde vivimos. Muchos componentes secundarios de la troposfera influyen en la calidad del aire y en la acidez de la precipitación pluvial. La concentración de estos componentes secundarios, incluso de aquellos que originan lluvia ácida y smog fotoquímico, ha aumentado por efecto de las actividades humanas. El dióxido de carbono es un componente menor de la atmósfera particularmente importante porque actúa como gas “de invernadero”, es decir, provoca un calentamiento de la atmósfera terrestre. Se piensa que la quema de combustibles fósiles (hulla, petróleo y gas natural) duplicará para el año 2050 la concentración atmosférica de CO2 con respecto al nivel preindustrial. Se espera que esta duplicación provocará un calentamiento importante de la atmósfera, con los cambios climáticos consiguientes. Casi toda el agua de la Tierra se halla en los océanos. La obtención de agua dulce del agua de mar para consumo humano, procesos industriales y uso agrícola consume mucha energía. Contamos con fuentes de agua dulce para satisfacer la mayor parte de nuestras necesidades, pero estas fuentes suelen requerir tratamientos para hacerlas aprovechables. La química verde es una iniciativa internacional que se propone hacer compatibles todos los productos, procesos y reacciones químicas industriales con una sociedad y un medio sostenibles. Examinaremos algunas reacciones y procesos que son favorables para los objetivos de la química verde. 703
  • 3. 704 Capítulo 18 Química ambiental 18.1 La atmósfera de la Tierra 110 110 w de temperatura de la atmósfera a altitudes de menos de 110 km. (b) Variaciones de la presión atmosférica con la altitud. A 80 km la presión es de aproximadamente 0.01 torr. 100 100 Termosfera 90 90 Mesopausa 80 80 Mesosfera 70 Altitud (km) 70 Altitud (km) » Figura 18.1 (a) Variaciones w w .L ib ro sZ .c om Puesto que ninguno de nosotros hemos estado muy lejos de la superficie terrestre, tendemos a dar por sentadas las múltiples formas en que la atmósfera determina el ambiente en el que vivimos. En esta sección examinaremos algunas de las características importantes de la atmósfera de nuestro planeta. La temperatura de la atmósfera varía de manera compleja en función de la altitud, como se muestra en la figura 18.1(a) ¥. La atmósfera se divide en cuatro regiones sobre la base de este perfil de temperaturas. Inmediatamente encima de la superficie, en la troposfera, la temperatura disminuye normalmente al aumentar la altitud, y alcanza un mínimo de alrededor de 215 K aproximadamente a los 12 km. Casi todos nosotros pasamos toda la vida en la troposfera. El rugido del viento y las brisas suaves, la lluvia, los cielos soleados —todo lo que normalmente consideramos como el “tiempo” meteorológico— tiene lugar en esta región. Típicamente, los aviones comerciales vuelan a alrededor de 10 km (33,000 ft) sobre la superficie terrestre, a una altitud cercana al límite superior de la troposfera, en lo que se conoce como tropopausa. Por encima de la tropopausa la temperatura aumenta con la altitud, y alcanza un máximo de 275 K aproximadamente a los 50 km. Esta región se denomina estratosfera. Más allá de la estratosfera se encuentran la mesosfera y la termosfera. Obsérvese en la figura 18.1 que los extremos de temperatura que constituyen las fronteras de cada región se denotan mediante el sufijo -pausa. Estas fronteras son importantes porque el proceso de mezclado de los gases a través de ellas es relativamente lento. Por ejemplo, los gases contaminantes que se generan en la troposfera alcanzan la estratosfera con gran lentitud. A diferencia de los cambios de temperatura que tienen lugar en la atmósfera, la presión atmosférica disminuye con regularidad al aumentar la altitud, como se muestra en la figura 18.1(b). La presión atmosférica decae con mucho mayor rapidez a bajas alturas que a las más elevadas, debido a la compresibilidad de la atmósfera. Así, por ejemplo, la presión disminuye de un valor medio de 760 torr (101 kPa) al nivel 60 50 Estratopausa 60 50 40 40 30 Estratosfera 30 20 20 10 Tropopausa Troposfera 0 170 190 210 230 250 270 290 Temperatura (K) 10 (a) 0 200 400 600 Presión (torr) (b) 800
  • 4. 18.1 La atmósfera de la Tierra 705 del mar a 2.3 ϫ 10Ϫ3 torr (3.1 ϫ 10Ϫ4 kPa) a 100 km, y a sólo 1.0 ϫ 10Ϫ6 torr (1.3 ϫ 10Ϫ7 kPa) a 200 km. En conjunto, la troposfera y la estratosfera contienen 99.9% de la masa de la atmósfera, 75% de la cual está en la troposfera. Composición de la atmósfera w w w .L ib ro sZ .c om La atmósfera es un sistema sumamente complejo. Su temperatura y presión fluctúan con la altitud entre límites muy amplios, como ya hemos visto. La atmósfera es bombardeada por la radiación y las partículas de alto contenido de energía provenientes del Sol. Esta barrera de energía tiene efectos químicos profundos, en especial en las zonas más externas de la atmósfera (Figura 18.2 »). Además, y debido al campo gravitatorio de la Tierra, los átomos y moléculas más ligeros tienden a elevarse hasta la parte superior. Como resultado de todos estos factores, la composición de la atmósfera no es uniforme. La tabla 18.1 ¥ muestra la composición, en fracciones molares, del aire seco cerca del nivel del mar. Aunque están presentes trazas de muchas sustancias, el N2 y el O2 constituyen alrededor de 99% de la totalidad de la atmósfera. Los gases nobles y el CO2 integran la mayor parte del resto. Cuando se habla de trazas de componentes de sustancias, es común el uso de partes por millón (ppm) como unidad de concentración. Aplicado a sustancias en disolución acuosa, el concepto de partes por millón se refiere a los gramos de sustancia por millón de gramos de disolución. • (Sección 13.2) Cuando se trata de gases, en cambio, una parte por millón se refiere a una parte en volumen en 1 millón de unidades de volumen de la totalidad. Puesto que el volumen (V) es proporcional a la cantidad (n) de gas según la ecuación del gas ideal (PV ϭ nRT), la fracción en volumen y la fracción molar son iguales. Por tanto, 1 ppm de un componente traza en la atmósfera representa 1 mol de ese componente en 1 millón de moles del gas en su totalidad, es decir, la concentración en ppm equivale a la fracción molar multiplicada por 106. La tabla 18.1 indica la fracción molar de CO2 en la atmósfera como 0.000375. Su concentración en ppm es de 0.000375 ϫ 106 ϭ 375 ppm. Antes de considerar los procesos químicos que se llevan a cabo en la atmósfera, conviene repasar algunas de las propiedades químicas importantes de los dos componentes principales de la atmósfera: N2 y O2. Recuérdese que la molécula de N2 posee un triple enlace entre los átomos de nitrógeno. • (Sección 8.3) A este muy fuerte enlace se debe en gran medida la muy escasa reactividad del N2, que reacciona sólo en condiciones extremas. La energía de enlace del O 2 (495 kJ/mol) es mucho menor que la del N2 (941 kJ), por lo que el O2 es mucho más reactivo que el N2. El oxígeno reacciona con muchas sustancias para formar óxidos. Los óxidos de los no metales, por ejemplo el SO2, forman normalmente soluciones ácidas cuando se disuelven en agua. Los óxidos de los metales activos, como el CaO, por ejemplo, forman soluciones básicas al disolverse en agua. • (Sección 7.6) TABLA 18.1 Composición del aire seco cerca del nivel del mar Componente* Contenido (fracción molar) Masa molar Nitrógeno Oxígeno Argón 0.78084 0.20948 0.00934 0.000375 0.00001818 0.00000524 0.000002 0.00000114 0.0000005 0.0000005 0.000000087 28.013 31.998 39.948 44.0099 20.183 4.003 16.043 83.80 2.0159 44.0128 131.30 Dióxido de carbono Neón Helio Metano Criptón Hidrógeno Óxido nitroso Xenón * El ozono, dióxido de azufre, dióxido de nitrógeno, amoniaco y monóxido de carbono están presentes como gases traza en cantidades variables. Á Figura 18.2 Aurora boreal (luces del norte). Este espectáculo luminoso de los cielos septentrionales es producto de las colisiones de electrones y protones de alta velocidad provenientes del Sol con moléculas de aire. El campo magnético de la Tierra canaliza las partículas con carga hacia las regiones polares.
  • 5. 706 Capítulo 18 Química ambiental EJERCICIO TIPO 18.1 ¿Cuál es la concentración (en partes por millón) de vapor de agua en una muestra de aire si la presión parcial del agua es de 0.80 torr y la presión total del aire es de 735 torr? Solución Análisis y estrategia: Se da la presión parcial de vapor de agua y la presión total de una muestra de aire. Recuérdese que la presión parcial de un componente determinado de una muestra de gases está dado por el producto de su fracción molar por la presión total de la mezcla. • (Sección 10.6) PH2O = XH2OPt Resolución: Despejando la fracción molar de vapor de agua en la mezcla, XH2O , se obtiene XH2O = La concentración en ppm es la fracción molar multiplicada por 106. 0.0011 * 106 = 1100 ppm PH2O Pt = 0.80 torr = 0.0011 735 torr EJERCICIO DE APLICACIÓN La concentración de CO en una muestra de aire resulta ser de 4.3 ppm. ¿Cuál es la presión parcial del CO si la presión total del aire es de 695 torr? Respuesta: 3.0 ϫ 10Ϫ3 torr 18.2 Las regiones exteriores de la atmósfera w w .L ib ro sZ .c om Aunque la zona más externa de la atmósfera, más allá de la estratosfera, contiene sólo una pequeña fracción de la masa atmosférica, forma la protección externa contra la lluvia de radiación y partículas de alta energía que continuamente bombardea la Tierra. Al ocurrir esto, las moléculas y átomos de las capas más altas de la atmósfera sufren cambios químicos. w Fotodisociación El Sol emite energía radiante de una extensa variedad de longitudes de onda. Las radiaciones de mayor energía y longitudes de onda más cortas de la región ultravioleta del espectro tienen suficiente energía para provocar cambios químicos. Recuérdese que se puede visualizar la radiación electromagnética como una corriente de fotones. • (Sección 6.2) La energía de cada fotón está dada por la relación E = hν, donde h es la constante de Planck y ν es la frecuencia de la radiación. Para que se lleve a cabo un cambio químico cuando la radiación incide en la atmósfera terrestre se deben satisfacer dos condiciones. Primero, debe haber fotones con la energía suficiente para llevar a cabo el proceso químico en cuestión. Segundo, las moléculas deben absorber estos fotones. Cuando se satisfacen ambos requisitos, la energía de los fotones se convierte en alguna otra forma de energía dentro de la molécula. La ruptura de un enlace químico debida a la absorción de un fotón por una molécula se llama fotodisociación. La fotodisociación no forma iones. La ruptura del enlace deja la mitad de los electrones de enlace en cada uno de los dos átomos y se forman dos partículas neutras. Uno de los procesos más importantes que ocurren en las capas altas de la atmósfera, a una altitud de más de 120 km, es la fotodisociación de la molécula de oxígeno: O2(g) ϩ hν 9: 2O(g) [18.1] La energía mínima necesaria para provocar este cambio está determinada por la energía de disociación del O2 (495 kJ/mol). En el EJERCICIO TIPO 18.2 se calcula la longitud de onda más larga de un fotón con la energía suficiente para disociar la molécula de O2.
  • 6. 18.2 Las regiones exteriores de la atmósfera 707 EJERCICIO TIPO 18.2 ¿Cuál es la longitud de onda máxima (en nanómetros) que tiene suficiente energía por fotón para disociar la molécula de O2? Solución Análisis y estrategia: Se pide determinar la longitud de onda de un fotón que tiene justamente la energía suficiente para romper el enlace O—O del O2. Primero se debe calcular la energía necesaria para romper el enlace O—O de una molécula, para luego hallar la longitud de onda de un fotón con esta energía. Resolución: La energía de disociación del O2 es de 495 kJ/mol. Con base en este valor se calcula la cantidad de energía necesaria para romper el enlace de una sola molécula de O2: ¢ 495 * 103 J J 1 mol ≤¢ ≤ = 8.22 * 10-19 mol molécula 6.022 * 1023 moléculas Después se emplea la relación de Planck, E ϭ hν, para calcular la frecuencia, ν, de un fotón que tiene esta cantidad de energía. n = 8.22 * 10-19 J E = = 1.24 * 1015 s -1 h 6.626 * 10-34 J-s Por último, se calcula la longitud de onda de la luz con base en la relación entre la frecuencia y la longitud de onda de la luz (Sección 6.1): l = 3.00 * 108 m>s c 109 nm = ¢ ≤¢ ≤ = 242 nm 15 n 1m 1.24 * 10 >s Así pues, la luz ultravioleta de longitud de onda de 242 nm tiene la energía suficiente por fotón para fotodisociar una molécula de O2. Dado que la energía de un fotón aumenta conforme su longitud de onda disminuye, cualquier fotón de longitud de onda más corta que 242 nm tendrá la energía suficiente para disociar el O2. ro sZ .c om EJERCICIO DE APLICACIÓN La energía de enlace del N2 es de 941 kJ/mol (Tabla 8.4). ¿Cuál es la longitud de onda más larga de un fotón con la energía suficiente para disociar el N2? Respuesta: 127 nm w w w .L ib Por suerte para nosotros, el O2 absorbe gran parte de la radiación de longitud de onda corta y alta energía del espectro solar antes de que alcance las regiones bajas de la atmósfera. Al hacerlo, se forma oxígeno atómico, O. A altitudes mayores la disociación del O2 es muy extensa. A 400 km, por ejemplo, sólo el 1% del oxígeno está en forma de O2; 99% restante es oxígeno atómico. A 130 km, el O2 y el O están prácticamente en la misma proporción. Por debajo de 130 km, el O2 es más abundante que el O. La energía de disociación del N2 es muy grande (Tabla 8.4). Como se muestra en el EJERCICIO DE APLICACIÓN 18.2, solamente los fotones de longitud de onda muy corta poseen la energía suficiente para disociar el N2. Por añadidura, el N2 no absorbe fácilmente los fotones, aun los que tienen suficiente energía. En consecuencia, se forma muy poco nitrógeno atómico por disociación de N2 en las capas altas de la atmósfera. Fotoionización En 1901 Guglielmo Marconi recibió una señal de radio en St. John’s, Terranova, que había sido transmitida desde Land’s End, Inglaterra, a unos 2900 km de distancia. Como se pensaba que las ondas de radio viajaban en línea recta, se había supuesto que la radiocomunicación a grandes distancias sobre la Tierra era imposible. El éxito del experimento de Marconi sugirió que, de alguna manera, la atmósfera terrestre influye en la propagación de las ondas de radio. Su descubrimiento dio lugar a un estudio intensivo de las capas altas de la atmósfera. Alrededor de 1924 se estableció mediante estudios experimentales la existencia de electrones en la atmósfera superior. Por cada electrón presente en las capas altas de la atmósfera debe haber un ion correspondiente con carga positiva. Los electrones de esa región de la atmósfera son producto, en su mayoría, de la fotoionización de moléculas debida a la radiación solar. Se produce fotoionización cuando una molécula absorbe energía y ésta provoca la pérdida de un electrón. Para que haya fotoionización, por tanto, la molécula debe absorber un fotón, y éste debe tener la energía suficiente para extraer un electrón.
  • 7. Capítulo 18 Química ambiental TABLA 18.2 Procesos de ionización, energías de ionización y longitudes de onda máximas capaces de provocar ionización Energía de ionización (kJ/mol) N2 + hn O2 + hn O + hn NO + hn ¡ ¡ ¡ ¡ N2 + + e O2 + + e O+ + eNO + + e - lmáx (nm) 1495 1205 1313 890 Proceso 80.1 99.3 91.2 134.5 En la tabla 18.2 Á se muestran algunos de los procesos de ionización más importantes que ocurren en las capas altas de la atmósfera, cerca de los 90 km, junto con las energías de ionización y la lmáx, que es la longitud de onda máxima de un fotón capaz de provocar ionización. Los fotones con energía suficiente para provocar ionización tienen longitudes de onda que corresponden a la región ultravioleta de alta energía. Estas longitudes de onda se eliminan totalmente por filtración de la radiación que llega a la Tierra, pues las absorbe la atmósfera superior. 18.3 El ozono de la atmósfera superior ro sZ .c om En contraste con el N2, O2 y O, que absorben fotones de longitud de onda menor que 240 nm, el ozono es el absorbente fundamental de los fotones con longitud de onda de 240 a 310 nm. Examinemos ahora la formación de ozono en las capas altas de la atmósfera y cómo absorbe fotones. En altitudes menores de 90 km, la mayor parte de la radiación ultravioleta es capaz de provocar fotoionización que ya ha sido absorbida. No obstante, la radiación capaz de disociar la molécula de O2 es lo suficientemente intensa como para que la fotodisociación del O2 (Ecuación 18.1) siga siendo importante hasta una altitud de 30 km. En la región entre 30 y 90 km, la concentración de O2 es mucho mayor que la de oxígeno atómico. Por consiguiente, los átomos de O que se forman en esta región chocan frecuentemente con moléculas de O2, y el resultado es la formación de ozono, O3 .L ib Ozono estratosférico (Stratospheric Ozone) w w Ejercicios con el CD-ROM w 708 O(g) + O 2(g) ¡ O 3 *(g) [18.2] El asterisco arriba del O3 denota que la molécula de ozono contiene un exceso de energía. La reacción del O con el O2 para formar O3* libera 105 kJ/mol. Es necesario que la molécula de O3* transfiera esta energía en un lapso muy breve, pues de lo contrario se descompondrá nuevamente en O2 y O, por un proceso que es el inverso del que forma O3*. Una molécula de O3* rica en energía puede liberar el excedente de energía chocando con otro átomo o molécula y transfiriéndole parte de esa energía. Sea M el átomo o molécula con el que el O3* choca. (Por lo regular M es N2 u O2, porque éstas son las moléculas más abundantes.) La formación de O3* y la transferencia del exceso de energía a M se resumen en las ecuaciones siguientes: O(g) + O 2(g) Δ O 3 *(g) [18.3] O 3 *(g) + M(g) ¡ O 3(g) + M*(g) O(g) + O 2(g) + M(g) ¡ O 3(g) + M*(g) [18.4] 1neta2 [18.5] De acuerdo con las ecuaciones 18.3 y 18.4 la velocidad de formación de O3 depende de dos factores que varían en sentidos opuestos al aumentar la altitud. Primero, la formación de O3*, según la ecuación 18.3, depende de la presencia de átomos de O. A altitudes bajas ya se ha absorbido la mayor parte de la radiación con energía suficiente para disociar O2; por tanto, se favorece la formación de O a altitudes mayores. Segundo, ambas ecuaciones, 18.3 y 18.4, dependen de las colisiones moleculares. Sin embargo, la concentración de moléculas es más grande a altitudes bajas, por lo que la frecuencia de las colisiones entre O y O2 (Ecuación 18.3) y también
  • 8. 18.3 El ozono de la atmósfera superior entre O3* y M (Ecuación 18.4) es mayor a altitudes bajas. Debido a que estos procesos varían con la altitud en sentidos opuestos, la máxima velocidad de formación de O3 se da en una banda a una altitud de alrededor de 50 km, cerca de la estratopausa [Figura 18.1(a)]. En conjunto, alrededor de 90% del ozono del planeta se encuentra en la estratosfera, entre las altitudes de 10 y 50 km. Una vez formada, la molécula de ozono no dura mucho tiempo. El ozono es capaz de absorber radiación solar, que lo descompone en O2 y O. Dado que este proceso sólo requiere 105 kJ/mol, los fotones de longitud de onda menor que 1140 nm tienen la energía suficiente para fotodisociar el O3. Las absorciones más intensas e importantes, no obstante, son de fotones de 200 a 310 nm. De no ser por la capa de ozono de la estratosfera, estos fotones de alta energía penetrarían hasta la superficie terrestre. La vida vegetal y animal como la conocemos no podría sobrevivir en presencia de esta radiación de alta energía. La “capa de ozono” es, por consiguiente, indispensable para nuestro bienestar. Sin embargo, las moléculas que constituyen esta indispensable capa contra la radiación representan sólo una minúscula fracción de los átomos de oxígeno presentes en la estratosfera, porque se destruyen continuamente a medida que se forman. La fotodescomposición del ozono revierte la reacción que le da origen. Así pues, se tienen un proceso cíclico de formación y descomposición de ozono que se resume como sigue: O 2(g) + hn ¡ O(g) + O(g) O(g) + O 2(g) + M(g) ¡ O 3(g) + M*(g) 1se desprende calor2 O 3(g) + hn ¡ O 2(g) + O(g) O(g) + O(g) + M(g) ¡ O 2(g) + M*(g) .c om 1se desprende calor2 w w w .L ib ro sZ Los procesos primero y tercero son fotoquímicos: emplean un fotón solar para poner en marcha una reacción química. Los procesos segundo y cuarto son reacciones químicas exotérmicas. El resultado neto de los cuatro procesos es un ciclo en el que la energía solar radiante se transforma en energía térmica. Al ciclo del ozono en la estratosfera se debe la elevación de temperatura que alcanza su máximo en la estratopausa, como se ilustra en la figura 18.1. El esquema que se ha descrito de la formación y descomposición de moléculas de ozono explica algunos de los hechos acerca de la capa de ozono, aunque no todos. Se llevan a cabo muchas reacciones químicas en las que participan otras sustancias además del oxígeno. Asimismo, es preciso tener en cuenta los efectos de la turbulencia y de los vientos que mezclan la estratosfera. El cuadro resulta bastante complicado. El resultado conjunto de las reacciones de formación y eliminación de ozono, aunadas a la turbulencia atmosférica y a otros factores, es la generación de un perfil de ozono en las capas altas de la atmósfera como el que se muestra en la figura 18.3 ¥. « Figura 18.3 Variación de 70 la concentración de ozono en la atmósfera en función de la altitud. 60 40 30 20 Estratosfera Altitud (km) 50 10 0 1010 1011 1012 1013 Concentración de ozono (moléculas/cm3) 709
  • 9. Capítulo 18 Química ambiental Reducción de la capa de ozono En 1995 el Premio Nobel de Química fue otorgado a F. Sherwood Rowland, Mario Molina y Paul Crutzen por sus estudios del agotamiento del ozono en la estratosfera. En 1970 Crutzen demostró que los óxidos de nitrógeno de origen natural destruyen catalíticamente el ozono. Rowland y Molina reconocieron en 1974 que el cloro de los clorofluorocarbonos (CFC) puede consumir la capa de ozono que protege la superficie terrestre contra la radiación ultravioleta nociva. Estas sustancias, principalmente CFCl3 (Freón 11MR) y CF2Cl2 (Freón 12MR) se han usado extensamente como propelentes en latas de aerosoles, como gases refrigerantes y en acondicionadores de aire, y como agentes espumantes de plásticos. Prácticamente no son reactivas en la atmósfera baja; además, son relativamente insolubles en agua y, por consiguiente, no se eliminan de la atmósfera con la lluvia o por disolución en los océanos. Por desgracia, la falta de reactividad que les confiere utilidad comercial también les permite sobrevivir en la atmósfera y difundirse tarde o temprano en la estratosfera. Se estima que hoy en día hay varios millones de toneladas de clorofluorocarbonos en la atmósfera. Cuando se difunden en la estratosfera, los CFC quedan expuestos a la radiación de alta energía que provoca fotodisociación. Los enlaces C—Cl son considerablemente más débiles que los enlaces C—F (Tabla 8.4). En consecuencia, se forman fácilmente átomos de cloro libres en presencia de luz de longitud de onda entre 190 y 225 nm, como se muestra en la ecuación siguiente con respecto al Freón 12MR: CF2Cl2(g) + hn ¡ CF2Cl(g) + Cl(g) [18.6] .c om Los cálculos sugieren que la velocidad de formación de átomos de cloro es máxima a una altitud de alrededor de 30 km. El cloro atómico reacciona rápidamente con el ozono para formar monóxido de cloro (ClO) y oxígeno molecular (O2): ro sZ Cl(g) + O 3(g) ¡ ClO(g) + O 2(g) [18.7] La ecuación 18.7 sigue una ecuación de velocidad de segundo orden con una constante de velocidad muy grande: .L ib Destrucción catalítica del ozono estratosférico; CFC y ozono estratosférico (Catalytic Destruction of Stratospheric Ozone, CFCs and Stratospheric Ozone) Velocidad = k [Cl][O 3] w w Ejercicios con el CD-ROM k = 7.2 * 109 M -1 s -1 a 298 K [18.8] w 710 En ciertas condiciones el ClO que se genera en la ecuación 18.7 reacciona de modo que regenera átomos de Cl libres. Una forma en que esto ocurre es por fotodisociación del ClO: ClO(g) + hn ¡ Cl(g) + O(g) [18.9] Los átomos de Cl generados en la ecuación 18.9 reaccionan con más O3, de acuerdo con la ecuación 18.7. Estas dos ecuaciones conforman un ciclo de descomposición de O3 en O2 catalizada por átomos de Cl, como se ve al sumar las ecuaciones como sigue: 2Cl(g) + 2O 3(g) ¡ 2ClO(g) + 2O 2(g) 2ClO(g) + hn ¡ 2Cl(g) + 2O(g) O(g) + O(g) ¡ O 2(g) 2Cl(g) + 2O 3(g) + 2ClO(g) + 2O(g) ¡ 2Cl(g) + 2ClO(g) + 3O 2(g) + 2O(g) Esta ecuación se simplifica eliminando las especies semejantes de cada lado de la ecuación para dar 2O 3(g) Cl " 3O (g) 2 [18.10] Debido a que la velocidad de la ecuación 18.7 aumenta de forma lineal con [Cl], la velocidad de destrucción del ozono aumenta con la cantidad de átomos de Cl. Por consiguiente, cuanto mayor sea la cantidad de CFC que se difunde en la estratosfera, tanto más rápida será la destrucción de la capa de ozono. La difusión de moléculas de la troposfera en la estratosfera es lenta. No obstante, ya se ha observado un
  • 10. http://libreria-universitaria.blogspot.com 18.4 Química de la troposfera adelgazamiento de la capa de ozono sobre el Polo Sur, en particular durante los meses de septiembre y octubre (Figura 18.4 »). Los científicos también han hallado indicios de que el Polo Norte sufre una pérdida de ozono similar, aunque menos pronunciada, a finales del invierno. También hay cada vez más indicios de cierta reducción a latitudes más bajas. Debido a los problemas ambientales asociados con los CFC, se han tomado medidas para limitar su manufactura y uso. Un paso importante fue la firma del Protocolo de Montreal sobre Sustancias que Agotan la Capa de Ozono en 1987, en el que las naciones participantes acordaron reducir la producción de CFC. Se fijaron límites más estrictos en 1992, cuando representantes de aproximadamente 100 países acordaron prohibir la producción y uso de CFC para 1996. No obstante, y debido a que los CFC son muy poco reactivos y se difunden con tanta lentitud en la estratosfera, los científicos estiman que la destrucción del ozono continuará durante muchos años más. ¿Qué sustancias tomarán el lugar de los CFC? En este momento las principales opciones son los hidrofluorocarbonos, que son compuestos con enlaces C—H en vez de los enlaces C—Cl de los CFC. Uno de estos compuestos, que ya se utiliza, es el CH2FCF3, conocido como HFC-134a. El cambio de los CFC a otras opciones como los HFC es costoso. Por ejemplo, el costo de modificar los equipos de acondicionamiento de aire de edificios comerciales en Estados Unidos para hacerlos compatibles con sustitutos de los CFC se estima en alrededor de 2000 millones de dólares. Además, los sustitutos actuales de los CFC son algo menos eficientes como refrigerantes y su uso consume un poco más de energía, lo que también incrementa el costo para el consumidor. Con todo, los científicos y los organismos rectores han llegado a la conclusión de que los costos son necesarios para proteger nuestro ambiente. Á Figura 18.4 Mapa del ozono total presente en el hemisferio sur, tomado el 16 de septiembre de 2000 desde un satélite en órbita. Los distintos colores representan diferentes concentraciones de ozono. El área central, que se halla sobre la Antártida, es la de menor concentración de ozono. ro sZ .c om 18.4 Química de la troposfera 711 w w w .L ib La troposfera se compone principalmente de N2 y O2, que en conjunto constituyen 99% de la atmósfera terrestre al nivel del mar (Tabla 18.1). Otros gases, aunque sólo están presentes en concentraciones muy bajas, pueden tener efectos importantes en nuestro ambiente. La tabla 18.3 ¥ presenta una lista de las fuentes principales y las concentraciones representativas de algunos de los componentes secundarios importantes de la troposfera. Muchas de estas sustancias están presentes en muy pequeña proporción en el ambiente natural, pero se encuentran en concentraciones mucho mayores en ciertas regiones, como resultado de las actividades humanas. En esta sección estudiaremos las características más importantes de unas pocas de estas sustancias, así como su papel químico como contaminantes del aire. Como veremos, casi todas se forman como resultado directo o indirecto del uso generalizado de reacciones de combustión. TABLA 18.3 Fuentes y concentraciones representativas de algunos componentes atmosféricos secundarios Componente secundario Fuentes Concentraciones representativas Dióxido de carbono, CO2 Descomposición de materia orgánica; desprendimiento desde el océano; quema de combustibles fósiles Descomposición de materia orgánica; procesos industriales; quema de combustibles fósiles Descomposición de materia orgánica; percolado de gas natural Descargas eléctricas; motores de combustión interna; combustión de materia orgánica; Descargas eléctricas; difusión desde la estratosfera; smog fotoquímico Gases volcánicos; incendios forestales; acción bacteriana; quema de combustibles fósiles; procesos industriales 375 ppm en toda la troposfera Monóxido de carbono, CO Metano, CH4 Óxido nítrico, NO Ozono, O3 Dióxido de azufre, SO2 0.05 ppm en el aire no contaminado; 1–50 ppm en zonas de tránsito urbano 1.77 ppm en toda la troposfera 0.01 ppm en el aire no contaminado; 0.2 ppm en el smog De 0 a 0.01 ppm en el aire no contaminado; 0.5 ppm en el smog fotoquímico De 0 a 0.01 ppm en el aire no contaminado; 0.1-2 ppm en el ambiente urbano contaminado
  • 11. 712 Capítulo 18 Química ambiental TABLA 18.4 Concentraciones medias de contaminantes atmosféricos en una atmósfera urbana representativa Contaminante 10 3 0.08 0.05 0.02 La atmósfera natural, no contaminada, contiene compuestos azufrados en alguna proporción. Provienen de la descomposición bacteriana de la materia orgánica, de los gases volcánicos y de otras fuentes que se indican en la tabla 18.3. La concentración de compuestos azufrados en la atmósfera provenientes de fuentes naturales es muy pequeña en comparación con las concentraciones que se acumulan en los ambientes urbanos e industriales como resultado de las actividades humanas. Los compuestos de azufre, principalmente el dióxido de azufre, SO2, se cuentan entre los gases contaminantes comunes más desagradables y nocivos. La tabla 18.4 « muestra las concentraciones de diversos gases contaminantes en un ambiente urbano representativo (no en uno particularmente afectado por el smog). Según estos datos, el nivel de dióxido de azufre es de 0.08 ppm o más durante aproximadamente la mitad del tiempo. Esta concentración es considerablemente menor que la de otros contaminantes, entre los que destaca el monóxido de carbono. No obstante, se considera al SO2 como el más serio peligro para la salud entre los contaminantes que se muestran, en especial para las personas con dificultades respiratorias. La combustión de hulla y petróleo genera alrededor de 80% del total de SO2 que se libera en Estados Unidos. La medida en que las emisiones de SO2 constituyen un problema al quemar hulla y petróleo, depende del nivel de concentración de azufre. Ciertos tipos de petróleo, como el del Oriente Medio, son relativamente bajos en azufre, en tanto que otros, como el de Venezuela, tienen un mayor contenido de azufre. Debido a la preocupación acerca de la contaminación por SO2, el petróleo bajo en azufre tiene mayor demanda y es, por tanto, más costoso. También varía el contenido de azufre de la hulla. Gran parte de la hulla del este del Mississippi tiene un contenido de azufre relativamente alto, de hasta 6% en masa. Gran parte de la hulla de los estados occidentales de Estados Unidos tiene un menor contenido de azufre. Esta hulla, sin embargo, también tiene un menor contenido calórico por unidad de masa de hulla, de modo que la diferencia de contenido de azufre por unidad de calor producida no es tan grande como se suele suponer. En Estados Unidos se liberan cada año más de 30 millones de toneladas de SO2. (En comparación, la erupción del monte Pinatubo de las Filipinas en 1991 arrojó de 15 a 30 millones de toneladas de SO2 en la atmósfera.) El dióxido de azufre mismo es nocivo tanto para la salud humana como para las propiedades; además, el SO2 atmosférico se oxida a SO3 por varias rutas diferentes (como la reacción con O2 u O3). Cuando el SO3 se disuelve en agua, forma ácido sulfúrico, H2SO4: w w w .L ib ro sZ .c om Monóxido de carbono Hidrocarburos Dióxido de azufre Óxidos de nitrógeno Oxidantes totales (ozono y otros) Concentración (ppm) Compuestos de azufre y lluvia ácida SO3(g) ϩ H2O(l) 9: H2SO4(ac) Ejercicios con el CD-ROM El dióxido de carbono se comporta como ácido en el agua (Carbon Dioxide Behaves as an Acid in Water) Muchos de los efectos ambientales que se atribuyen al SO2 se deben en realidad al H2SO4. La presencia de SO2 en la atmósfera y el ácido sulfúrico que produce dan por resultado el fenómeno de la lluvia ácida. (Los óxidos de nitrógeno, que forman ácido nítrico, también son importantes contribuyentes a la lluvia ácida.) El agua pluvial no contaminada es ácida por naturaleza y tiene en general un pH de alrededor de 5.6. La fuente principal de esta acidez natural es el CO2, que reacciona con el agua para formar ácido carbónico, H2CO3. La lluvia ácida, sin embargo, es más ácida que el agua pluvial normal, y típicamente tiene un pH de alrededor de 4. Esta acidez ha afectado a muchos lagos del norte de Europa, del norte de Estados Unidos y de Canadá, reduciendo las poblaciones de peces y perjudicando otras partes de la red ecológica dentro de los lagos y en los bosques circundantes. El pH de casi todas las aguas naturales que contienen organismos vivos está entre 6.5 y 8.5. A niveles de pH por debajo de 4.0, se mueren todos los vertebrados, la mayor parte de los invertebrados y muchos microorganismos. Los lagos más susceptibles de sufrir daños son los que tienen bajas concentraciones de iones básicos, como el HCO3Ϫ, que actúan como amortiguadores contra cambios de pH. Más de 300 lagos del estado de Nueva York no contienen peces, y 140 lagos de Ontario, Canadá, están desprovistos de vida. La lluvia ácida que parece haber acabado con los organismos de estos lagos tiene su origen cientos de kilómetros en dirección contraria al viento, en las regiones del valle de Ohio y de los Grandes Lagos.
  • 12. 18.4 Química de la troposfera 713 Debido a que los ácidos reaccionan con los metales y con los carbonatos, la lluvia ácida es corrosiva tanto para los metales como para los materiales de construcción de piedra. El mármol y la piedra caliza, por ejemplo, cuyo componente principal es CaCO3, son muy vulnerables al ataque de la lluvia ácida (Figura 18.5 »). Cada año se pierden miles de millones de dólares a consecuencia de la corrosión debida a la contaminación con SO2. Una forma de reducir la cantidad de SO2 que se libera en el ambiente es eliminar el azufre de la hulla y el petróleo antes de quemarlos. Lamentablemente, por ahora esto resulta demasiado costoso para ser tecnológicamente factible. Sin embargo, se han ideado diversos métodos para eliminar el SO2 de los gases que se desprenden de la combustión de hulla y petróleo. Por ejemplo, se inyecta piedra caliza pulverizada (CaCO3) en los hornos de las centrales termoeléctricas, donde se descompone en cal (CaO) y dióxido de carbono: CaCO3(s) 9: CaO(s) ϩ CO2(g) El CaO reacciona entonces con el SO2 para formar sulfito de calcio: (a) CaO(s) ϩ SO2(g) 9: CaSO3(s) Las partículas sólidas de CaSO3, junto con gran parte del SO2 que no ha reaccionado, se pueden eliminar del gas del horno haciendo pasar éste a través de una suspensión acuosa de cal (Figura 18.6 ¥). Sin embargo, no se elimina todo el SO2 y, dadas las enormes cantidades de hulla y petróleo que se queman en todo el mundo, es probable que la contaminación por SO2 continúe siendo un problema por algún tiempo. .c om Monóxido de carbono w w w .L ib ro sZ El monóxido de carbono es producto de la combustión incompleta de materiales que contienen carbono, como los combustibles fósiles. En términos de masa total, el CO es el más abundante de todos los gases contaminantes. El nivel de CO presente en el aire no contaminado es bajo, probablemente del orden de 0.05 ppm. La cantidad total estimada de CO en la atmósfera es de alrededor de 5.2 × 1014 g. Tan sólo en Estados Unidos, cada año se producen aproximadamente 1 × 1014 g de CO, dos tercios de los cuales provienen de los automóviles. El monóxido de carbono es una molécula relativamente poco reactiva y, por consiguiente, no representa una amenaza directa para la vegetación o los materiales. Sin embargo, afecta a los seres humanos. Tiene la rara capacidad de unirse muy fuertemente a la hemoglobina, la proteína de los glóbulos rojos que contiene hierro Horno Agua + CaO Hulla S ϩ O2 SO2 Lavador de SO2 CaO CaCO3 Chimenea CaSO3 ϩ SO2 Aire Lechada de CaSO3 Lechada acuosa Á Figura 18.6 Método común para eliminar SO2 del combustible quemado. La piedra caliza pulverizada se descompone en CaO, que reacciona con el SO2 para formar CaSO3. El CaSO3 y el SO2 que no ha reaccionado entran en una cámara de purificación llamada lavador, donde una lluvia de CaO y agua convierte el SO2 restante en CaSO3 y lo precipita en un residuo acuoso conocido como lechada. (b) Á Figura 18.5 (a) Esta estatua del Museo Field en Chicago muestra los efectos de la corrosión por la lluvia ácida y los contaminantes atmosféricos. (b) La misma estatua ya restaurada.
  • 13. 714 Capítulo 18 Química ambiental (b) O (c) Hemo N Fe C (a) Proteína (b) Á Figura 18.7 Los glóbulos rojos (a) contienen hemoglobina (b). La hemoglobina ro sZ .c om contiene cuatro unidades de hemo, cada una de las cuales enlaza una molécula de O2 (c). Cuando se expone a CO, el hemo enlaza preferentemente el CO a expensas del O2. w w w .L ib [Figura 18.7(a) Á] y que transporta el oxígeno en la sangre. La hemoglobina se compone de cuatro cadenas proteínicas que se mantienen débilmente agrupadas [Figura 18.7(b)]. Cada cadena tiene una molécula de hemo entre sus pliegues. La estructura del hemo se muestra en la figura 18.7(c). Obsérvese que el hierro está situado en el centro de un plano formado por cuatro átomos de nitrógeno. En los pulmones, una molécula de hemoglobina captura una molécula de O2, la cual reacciona con el átomo de hierro para formar una especie llamada oxihemoglobina. Conforme la sangre circula, la molécula de oxígeno se libera en los tejidos para ser utilizada en el metabolismo celular, es decir, en los procesos químicos que se llevan a cabo en la célula. (Véase el recuadro de “Química y vida” sobre la sangre como disolución amortiguada en la Sección 17.2.) Al igual que el O2, el CO se une muy fuertemente al hierro de la hemoglobina. El complejo se llama carboxihemoglobina y se representa como COHb. La afinidad de la hemoglobina humana por el CO es alrededor de 210 mayor que por el O2. En consecuencia, una cantidad relativamente pequeña de CO puede inactivar una fracción considerable de la hemoglobina de la sangre para el transporte de oxígeno. Por ejemplo, una persona que respirara aire con sólo 0.1% de CO durante algunas horas incorporaría el CO suficiente para convertir hasta el 60% de la hemoglobina en COHb, lo que reduciría la capacidad normal de transporte de oxígeno de la sangre en 60%. En condiciones normales una persona no fumadora que respira aire no contaminado tiene alrededor de 0.3 a 0.5% de CO en el torrente sanguíneo. Esta cantidad proviene principalmente de la producción de pequeñas cantidades de CO en el curso de la química normal del organismo y de la pequeña cantidad de CO presente en el aire limpio. La exposición a concentraciones mayores de CO aumenta el nivel de COHb, lo que a su vez deja menos sitios de Hb a los que el O2 se puede unir. Si el nivel de COHb se eleva demasiado, el transporte de oxígeno se interrumpe efectivamente y sobreviene la muerte. Debido a que el CO es incoloro e inodoro, la intoxicación por CO ocurre con muy pocas señales de advertencia. Los dispositivos de combustión mal ventilados, como las lámparas y estufas de queroseno, representan un peligro potencial para la salud (Figura 18.8 «). Á Figura 18.8 Las lámparas y estufas de queroseno llevan rótulos de advertencia respecto a su uso en espacios cerrados, como en habitaciones interiores. La combustión incompleta produce monóxido de carbono, CO, que es incoloro, inodoro y tóxico.
  • 14. 18.4 Química de la troposfera 715 Óxidos de nitrógeno y smog fotoquímico Los óxidos de nitrógeno son los componentes principales del smog, un fenómeno que los habitantes de las urbes conocen demasiado bien. El término smog [del inglés smoke (humo) y fog (niebla)] se refiere a una condición particularmente desagradable de la contaminación en ciertos ambientes urbanos que se presenta cuando las condiciones meteorológicas crean una masa de aire relativamente estancada. El smog al que diera fama Los Ángeles, pero que ahora es común en muchas otras zonas urbanas, se describe con más exactitud como smog fotoquímico, porque ciertos procesos fotoquímicos juegan un importante papel en su formación (Figura 18.9 »). El óxido nítrico, NO, se forma en pequeñas cantidades en los cilindros de los motores de combustión interna por combinación directa de nitrógeno y oxígeno: N 2(g) + O 2(g) Δ 2NO(g) ¢H = 180.8 kJ [18.11] Como se explicó en el recuadro de “La química en acción” de la sección 15.6, la constante de equilibrio K de esta reacción aumenta de 10Ϫ15 a 300 K (cerca de la temperatura ambiente) a aproximadamente 0.05 a 2400 K (la temperatura aproximada en el cilindro de un motor durante la combustión). Así pues, la reacción es más favorable a temperaturas más altas. Antes de que se instalaran dispositivos para el control de la contaminación, los niveles típicos de emisión de NOx eran de 2.5 g/km. (La x es 1 o 2, porque se forman NO y NO2, aunque el NO predomina.) Las normas actuales de emisiones de los automóviles exigen niveles de emisión de NOx de menos de 0.25 g/km, pero está previsto reducirlos a sólo 0.044 para 2004. La tabla 18.5 ¥ resume las normas federales estadounidenses de emisiones de hidrocarburos y NOx a partir de 1975, así como las normas más estrictas que se aplican en California. En el aire el NO se oxida rápidamente a dióxido de nitrógeno (NO2): ¢H = - 113.1 kJ .c om 2NO(g) + O 2(g) Δ 2NO 2(g) [18.12] 12 .L ib ro sZ La constante de equilibrio de esta reacción disminuye de alrededor de 10 a 300 K a aproximadamente 10Ϫ5 a 2400 K. La fotodisociación del NO2 inicia las reacciones asociadas con el smog fotoquímico. La disociación de NO 2 en NO y O requiere 304 kJ/mol, cantidad que corresponde a una longitud de onda de fotón de 393 nm. Bajo la luz solar, por tanto, el NO2 se disocia en NO y O: w w NO 2(g) + hn ¡ NO(g) + O(g) [18.13] w El oxígeno atómico que se forma sufre varias reacciones posibles, una de las cuales produce ozono, como ya se describió: O(g) + O 2 + M(g) ¡ O 3(g) + M*(g) [18.14] El ozono es un componente clave del smog fotoquímico. Aunque es un filtro de UV indispensable en las capas altas de la atmósfera, es un contaminante indeseable en la troposfera. Es sumamente reactivo y tóxico, y respirar aire con cantidades apreciables de ozono puede ser especialmente peligroso para los pacientes de asma, las personas que hacen ejercicio y los ancianos. Así pues, tenemos dos problemas con el ozono: cantidades excesivas en muchos ambientes urbanos, donde es nocivo, y agotamiento en la estratosfera, donde es vital. TABLA 18.5 Normas nacionales de E.U.A. para emisiones de escape* Año Óxidos de nitrógeno (g/mi) 1975 1980 1985 1990 1995 2004 * Hidrocarburos (g/mi) 1.5 (0.9) 0.41 (0.41) 0.41 (0.41) 0.41 (0.41) 0.25 (0.25) 3.1 (2.0) 2.0 (1.0) 1.0 (0.4) 1.0 (0.4) 0.4 (0.4) 0.07 (0.05) Normas de California entre paréntesis. Á Figura 18.9 Smog fotoquímico. El smog es producto principalmente de la acción de la luz solar en los gases de escape de los automóviles.
  • 15. 716 Capítulo 18 Química ambiental Además de óxidos de nitrógeno y monóxido de carbono, los motores de automóvil también emiten hidrocarburos sin quemar como contaminantes. Estos compuestos orgánicos, que consisten enteramente en carbono e hidrógeno, son los componentes principales de la gasolina (Sección 25.1). Un motor típico sin controles de emisiones eficaces emite de 6 a 9 g por kilómetro de estos compuestos. Las normas vigentes exigen que las emisiones de hidrocarburos sean de menos de 0.16 g/km. Para reducir o eliminar el smog es necesario eliminar del escape de los automóviles los ingredientes indispensables para su formación. El propósito de los convertidores catalíticos es reducir drásticamente los niveles de NOx e hidrocarburos, dos de los ingredientes principales del smog (véase el recuadro de “La química en acción” de la sección 14.6). Sin embargo, los sistemas para el control de emisiones son notablemente insatisfactorios en los vehículos que no reciben un mantenimiento adecuado. Vapor de agua, dióxido de carbono y clima » Figura 18.10 (a) El dióxido de carbono y el agua absorben radiación infrarroja de ciertas longitudes de onda, lo que contribuye a impedir que la energía escape de la superficie terrestre. (b) Distribución de las longitudes de onda absorbidas por el CO2 y el H2O en comparación con las longitudes de onda emitidas por la superficie terrestre. Radiación que escapa de la atmósfera terrestre Radiación infrarroja emitida por la Tierra (a) Intensidad de la radiación w w w .L ib ro sZ .c om Hemos visto cómo la atmósfera hace posible la vida en la Tierra como la conocemos al impedir el paso de la radiación nociva de longitud de onda corta. Además, la atmósfera es indispensable para mantener una temperatura razonablemente uniforme y moderada en la superficie del planeta. Los dos componentes atmosféricos de mayor importancia para mantener la temperatura de la superficie terrestre son el dióxido de carbono y el agua. En conjunto, la Tierra está en equilibrio térmico con su entorno. Esto significa que ella irradia energía hacia el espacio a la misma tasa a la que absorbe energía del Sol. El Sol tiene una temperatura de alrededor de 6000 K. Vista desde el espacio exterior, la Tierra es relativamente fría, con una temperatura de alrededor de 254 K. La distribución de las longitudes de onda de la radiación emitida por un objeto está determinada por su temperatura. ¿Por qué la Tierra, vista desde afuera de la atmósfera, parece mucho más fría que la temperatura que normalmente experimentamos en su superficie? La troposfera, que es transparente a la luz visible, no lo es a la radiación infrarroja. La figura 18.10 ¥ muestra la distribución de la radiación procedente de la superficie terrestre y las longitudes de onda que el vapor de agua y el dióxido de carbono atmosféricos absorben. De acuerdo con la gráfica, estos gases atmosféricos absorben gran parte de la radiación que escapa de la superficie terrestre. Al hacerlo, contribuyen a mantener una temperatura uniforme y habitable al encerrar, por así decirlo, la radiación infrarroja que se desprende de la superficie y que percibimos como calor. La influencia del H2O, el CO2 y algunos otros gases atmosféricos en la temperatura del planeta se suele describir como el efecto invernadero (véase el recuadro de “La química en acción” de la Sección 3.7). La presión parcial de vapor de agua en la atmósfera fluctúa considerablemente de un lugar a otro y de una época a otra, pero por lo general es máxima cerca de la superficie terrestre y decae con gran rapidez al aumentar la altitud. Debido a que el vapor de agua absorbe tan intensamente la radiación infrarroja, desempeña el papel Longitudes de onda absorbidas por el CO2 Longitudes de onda absorbidas por el H2O Longitudes de onda emitidas por la superficie terrestre 10,000 20,000 30,000 Longitud de onda (nm) (b)
  • 16. 18.4 Química de la troposfera « Figura 18.11 La concentración atmosférica de CO2 ha aumentado en más de 15% desde finales de la década de 1950. Estos datos fueron registrados en el Observatorio Mauna Loa de Hawai midiendo la absorción de radiación infrarroja. La forma de dientes de sierra de la gráfica se debe a las variaciones estacionales regulares de la concentración de CO2 a lo largo de cada año. 370 Concentración de CO2 717 360 350 340 330 320 1958 60 70 80 Año 90 2000 .L ib ro sZ .c om principal en el mantenimiento de la temperatura atmosférica durante la noche, cuando la superficie emite radiación hacia el espacio y no recibe energía solar. En los climas desérticos muy secos, donde la concentración de vapor de agua es desusadamente baja, puede hacer un calor extremo durante el día y mucho frío en la noche. En ausencia de una capa extensa de vapor de agua que absorba y luego irradie parte de la radiación infrarroja de vuelta a la Tierra, la superficie pierde esta radiación hacia el espacio y se enfría con gran rapidez. El dióxido de carbono desempeña un papel secundario, aunque muy importante, en el mantenimiento de la temperatura de la superficie. La quema de combustibles fósiles, principalmente hulla y petróleo, en todo el mundo y en una escala gigantesca en la era moderna ha elevado marcadamente el nivel de dióxido de carbono en la atmósfera. Mediciones efectuadas a lo largo de varias décadas muestran que la concentración de CO2 en la atmósfera aumenta constantemente (Figura 18.11 Á). De hecho, el nivel de CO2 ha aumentado en un 30% hasta más de 375 ppm desde la Una perspectiva más detallada El metano como gas de invernadero w w w Aunque el CO2 es el principal objeto de atención, otros gases hacen en total una contribución equivalente al efecto de invernadero. El principal entre ellos es el metano, CH4. Cada molécula de metano tiene alrededor de 25 veces el efecto de invernadero de una molécula de CO2. Los estudios del gas atmosférico atrapado hace mucho tiempo en las placas de hielo de Groenlandia y la Antártida muestran que la concentración de metano en la atmósfera ha aumentado durante la era industrial, desde valores preindustriales del orden de 0.3 a 0.7 ppm al valor actual de 1.8 ppm. Se forma metano en procesos biológicos que se llevan a cabo en ambientes con poco oxígeno. Las llamadas bacterias anaerobias, que prosperan en pantanos y vertederos, cerca de las raíces de las plantas de arroz y en el sistema digestivo de las vacas y otros rumiantes, producen metano (Figura 18.2 »). También escapa en la atmósfera durante la extracción y el transporte de gas natural (véase el recuadro de “La química en acción”, Sección 10.5). Se estima que alrededor de dos tercios de las emisiones actuales de metano, que aumentan a razón de 1% anual, guardan relación con las actividades humanas. El metano tiene una vida media en la atmósfera de aproximadamente 10 años, en tanto que el CO2 persiste durante mucho más tiempo. A primera vista esto podría parecer algo bueno, pero es preciso considerar ciertos efectos indirectos. Parte del metano se oxida en la estratosfera y produce vapor de agua, un potente gas de invernadero que por lo demás está prácticamente ausente en la estratosfera. En la troposfera el metano sufre el ataque de especies Á Figura 18.12 Los animales rumiantes como las vacas y las ovejas producen metano en su sistema digestivo. En Australia, las ovejas y el ganado producen alrededor de 14% del total de las emisiones de invernadero del país. reactivas como los radicales OH, o los óxidos de nitrógeno, y finalmente produce otros gases de invernadero como el O3. Se estima que los efectos modificadores del clima del CH4 equivalen al menos a un tercio de los del CO2, y quizá hasta a la mitad. Dada esta considerable contribución, se podría reducir en grado importante el efecto de invernadero reduciendo las emisiones de metano o capturándolas para usarlas como combustible.
  • 17. Capítulo 18 Química ambiental época preindustrial. Se está dando un consenso entre los científicos acerca de que este incremento ya está alterando el clima terrestre y que puede ser la causa del aumento observado en la temperatura global media del aire de 0.3°C a 0.6°C a lo largo del último siglo. Sobre la base de las tasas actuales y futuras esperadas de consumo de combustibles fósiles, se espera que el nivel de CO2 atmosférico se duplique respecto a su nivel actual en algún momento entre 2050 y 2100. Los modelos de computadora predicen que el resultado de este incremento será un aumento en la temperatura global media de 1°C a 3°C. Un cambio de temperatura de esta magnitud podría provocar cambios considerables en el clima mundial. Por ser tan numerosos los factores que determinan el clima, no podemos predecir con certeza qué cambios se producirán. Está claro, sin embargo, que la humanidad ha adquirido el potencial para alterar sustancialmente el clima del planeta al modificar la concentración atmosférica de CO2 y de otros gases capaces de retener el calor. 18.5 El océano terrestre w w .L ib ro sZ .c om El agua es el líquido más común sobre la Tierra; cubre 72% de la superficie del planeta y es indispensable para la vida. Nuestro cuerpo contiene alrededor de 65% en masa de agua. Debido a la extensa formación de puentes de hidrógeno, el agua tiene puntos de fusión y de ebullición anormalmente altos y una gran capacidad calorífica. • (Sección 11.2) A su carácter altamente polar se debe su excepcional capacidad para disolver una amplia variedad de sustancias iónicas y covalentes polares. Son muchas las reacciones que se llevan a cabo en agua, entre ellas algunas en las que el H2O misma es un reactivo. Recuérdese, por ejemplo, que el H2O participa en las reacciones ácido-base ya sea como donador o como receptor de protones. • (Sección 16.4) En el capítulo 20 veremos que el H2O también participa en reacciones de oxidación-reducción como donador o como receptor de electrones. Todas estas propiedades desempeñan un papel en nuestro ambiente. Agua de mar w 718 La inmensa capa de agua salada que cubre una parte tan grande del planeta está comunicada y, en términos generales, su composición es constante. Por esta razón los oceanógrafos hablan de un océano terrestre en vez de los océanos individuales que se estudian en los libros de geografía. El océano terrestre es enorme. Su volumen es de 1.35 × 109 km3. Casi toda el agua de la tierra, 97.2%, está en el océano terrestre (Figura 18.13 ¥). De 2.8% restante, 2.1% está en forma de casquetes de hielo y glaciares. Toda el agua dulce —de lagos, ríos y mantos freáticos— representa sólo 0.6%. Casi todo el 0.1% restante es agua salobre (salada) como la del Gran Lago Salado de Utah. » Figura 18.13 Casi toda el agua de la Tierra está en los océanos. Agua de los océanos (97.2%) Agua restante (2.8%)
  • 18. 18.5 El océano terrestre TABLA 18.6 Componentes iónicos del agua de mar presentes en concentraciones de más de 0.001 g/kg (1 ppm) Componente iónico Ϫ Cloruro, Cl Sodio, Naϩ Sulfato, SO42Ϫ Magnesio, Mg2ϩ Calcio, Ca2ϩ Potasio, Kϩ Dióxido de carbono* Ϫ Bromuro, Br Ácido bórico, H3BO3 Estroncio, Sr2ϩ Fluoruro, FϪ * g/kg de agua de mar Concentración (M) 19.35 10.76 2.71 1.29 0.412 0.40 0.106 0.067 0.027 0.0079 0.0013 0.55 0.47 0.028 0.054 0.010 0.010 2.3 * 8.3 * 4.3 * 9.1 * 7.0 * 10-3 10-4 10-4 10-5 10-5 El CO2 está presente en el agua de mar como HCO3Ϫ y CO32Ϫ. w w w .L ib ro sZ .c om El agua de mar suele describirse como agua salina. La salinidad del agua de mar es la masa en gramos de sales secas presentes en 1 kg de agua de mar. En el océano terrestre la salinidad alcanza un promedio de 35. En otras palabras, el agua de mar contiene alrededor de 3.5% en masa de sales disueltas. La lista de los elementos presentes en el agua de mar es muy larga. Casi todos, sin embargo, se encuentran en concentraciones muy bajas. La tabla 18.6 Á contiene una lista de las 11 especies iónicas más abundantes en el agua de mar. El mar es tan vasto que si una sustancia está presente en el agua de mar en proporción de sólo 1000 partes por billón (ppb, esto es, 1 ϫ 10Ϫ6 g por kilogramo de agua), ello significa que hay 5 ϫ 109 kg de ella en el océano terrestre. No obstante, rara vez se utiliza el océano como fuente de materias primas porque el costo de extraer las sustancias deseadas es demasiado alto. Sólo tres sustancias se obtienen del agua de mar en cantidades comercialmente importantes: cloruro de sodio, bromo y magnesio. Desalinización Debido a su alto contenido de sales, el agua de mar es inadecuada para consumo humano y para la mayor parte de los usos que le damos al agua. En Estados Unidos el contenido de sal de los abastos municipales de agua está restringido por los códigos sanitarios a no más de alrededor de 500 ppm. Esta cantidad es muy inferior al 3.5% de sales disueltas presentes en el agua de mar y al 0.5% que contiene el agua salobre que se encuentra en el subsuelo de ciertas regiones. La extracción de sales del agua de mar o del agua salobre para hacerla aprovechable se conoce como desalinización. El agua se puede separar de las sales disueltas por destilación (descrita en el recuadro de “Una perspectiva más detallada” de la Sección 13.5), porque el agua es una sustancia volátil y las sales no lo son. El principio de la destilación es muy simple, pero la realización del proceso en gran escala presenta muchos problemas. Por ejemplo, conforme se destila el agua de un recipiente con agua salada, las sales se concentran cada vez más y terminan por precipitar. El agua de mar también se puede desalinizar por ósmosis inversa. Recuérdese que la ósmosis es el desplazamiento neto de moléculas de disolvente, pero no de soluto, a través de una membrana semipermeable. • (Sección 13.5) En la ósmosis el disolvente pasa de la disolución más diluida a la más concentrada. Sin embargo, si se aplica suficiente presión externa, la ósmosis se puede detener y, a presiones aún mayores, se puede invertir. Cuando esto ocurre, el disolvente pasa de la disolución concentrada a la más diluida. En una instalación moderna de ósmosis inversa se emplean 719
  • 19. 720 Capítulo 18 Química ambiental Permeador Fibras huecas de membrana semipermeable (b) (a) Moléculas de agua Partículas de soluto Agua pura al colector Fibra (c) Á Figura 18.14 (a) Cuarto en el interior de una instalación desalinizadora por ósmosis .L ib ro sZ .c om inversa. (b) Cada uno de los cilindros de (a) es un permeador y contiene varios millones de fibras huecas diminutas. (c) Cuando se introduce agua de mar a presión en un permeador, el agua atraviesa la pared de la fibra hacia el interior de ésta y se separa así de los iones de la sal. w w w diminutas fibras huecas como membrana semipermeable. Se introduce agua a presión en las fibras y el agua desalinizada se recupera como se ilustra en la figura 18.14 Á. La instalación industrial de desalinización más grande del mundo se encuentra en Jubail, Arabia Saudita. Esta central suministra 50% del agua potable de ese país empleando ósmosis inversa para desalinizar agua de mar del golfo Pérsico. Las instalaciones de este tipo son cada vez más comunes en Estados Unidos. En 1992, por ejemplo, la ciudad de Santa Bárbara, California, puso en marcha una instalación de ósmosis inversa capaz de producir 30 millones de litros de agua potable al día. Hoy en día también se dispone de desalinizadoras manuales en pequeña escala que funcionan por ósmosis inversa para uso en campamentos, viajes y en el mar (Figura 18.15 «). 18.6 Agua dulce Á Figura 18.15 Desalinizador manual de agua Survivor-35 de Katadyn North America Modelo MROD-35-LS que funciona por ósmosis inversa. Produce 4.5 L de agua pura por hora a partir de agua de mar. Una persona adulta necesita beber aproximadamente de 2 litros de agua al día. En Estados Unidos el consumo diario de agua por persona excede con mucho este nivel de subsistencia, y alcanza un promedio de alrededor de 300 L/día para consumo personal e higiene. Se consume alrededor de 8 L/persona para cocinar y beber, 120 L para la limpieza (baño, lavado de ropa y limpieza del hogar), 80 L para el excusado y 80 L para el jardín. Indirectamente se utilizan cantidades mucho mayores en la agricultura y la industria para producir alimentos y otros artículos. Por ejemplo, se utilizan aproximadamente 1 ϫ 105 L en la manufactura de 1000 kg de acero, que es más o menos la cantidad que hay en un automóvil promedio. La cantidad total de agua dulce que hay en la Tierra no es una fracción muy grande del agua total presente. De hecho, el agua dulce es uno de nuestros recursos más preciados. El agua dulce se forma por la evaporación que ocurre en los océanos y en la tierra. El vapor de agua que se acumula en la atmósfera es transportado por la circulación atmosférica global, y termina volviendo a la Tierra en forma de lluvia y nieve.
  • 20. http://libreria-universitaria.blogspot.com 18.6 Agua dulce 721 Cuando la lluvia cae y el agua corre sobre la tierra en su camino a los océanos, disuelve diversos cationes (principalmente Naϩ, Kϩ, Mg2ϩ, Ca2ϩ y Fe2ϩ), aniones (principalmente ClϪ, SO4Ϫ y HCO3Ϫ) y gases (principalmente O2, N2 y CO2). Cuando usamos el agua, se disuelve en ella material adicional que incluye los desechos de la sociedad humana. A medida que nuestra población y la producción de contaminantes ambientales aumentan, encontramos que debemos invertir cantidades siempre crecientes de dinero y recursos para garantizar el abasto de agua dulce. Oxígeno disuelto y calidad del agua w w w .L ib ro sZ .c om La cantidad de O2 disuelto es un importante indicador de la calidad del agua. El agua totalmente saturada de aire a 1 atm y 20°C contiene alrededor de 9 ppm de O2. El oxígeno es necesario para los peces y muchas otras formas de vida acuática. Los peces de aguas frías necesitan que el agua contenga al menos 5 ppm de oxígeno disuelto para sobrevivir. Las bacterias aerobias consumen el oxígeno disuelto para oxidar materiales orgánicos y satisfacer así sus necesidades de energía. De la materia orgánica que las bacterias pueden oxidar se dice que es biodegradable. Esta oxidación se lleva a cabo por un complejo conjunto de reacciones químicas, y la materia orgánica desaparece poco a poco. Las cantidades excesivas de materiales orgánicos biodegradables en el agua son perjudiciales porque privan al agua del oxígeno necesario para sustentar la vida animal normal. Entre las fuentes típicas de estos materiales biodegradables, que se conocen como residuos que demandan oxígeno, están las aguas negras, los residuos industriales de instalaciones procesadoras de alimentos y fábricas de papel, y el efluente (residuo líquido) de las empacadoras de carnes. En presencia de oxígeno el carbono, hidrógeno, nitrógeno, azufre y fósforo del material biodegradable terminan principalmente en forma de CO2, HCO3Ϫ, H2O, NO3Ϫ, SO42Ϫy fosfatos. En ocasiones la formación de estos productos de oxidación reduce la cantidad de oxígeno disuelto hasta al punto en que las bacterias aerobias ya no sobreviven. Es entonces que las bacterias anaerobias se hacen cargo del proceso de descomposición y forman CH4, NH3, H2S, PH3 y otros productos, varios de los cuales contribuyen al desagradable olor de ciertas aguas contaminadas. Los nutrimentos de las plantas, en particular el nitrógeno y el fósforo, contribuyen a la contaminación del agua al estimular el crecimiento excesivo de plantas acuáticas. Los resultados más visibles del crecimiento vegetal excesivo son algas flotantes y aguas turbias. Sin embargo, algo más significativo es que, cuando el crecimiento vegetal llega a ser excesivo, la cantidad de materia vegetal muerta y en descomposición aumenta rápidamente, proceso que se conoce como eutrofización (Figura 18.16 ¥). Las plantas en descomposición consumen oxígeno al ser biodegradadas, lo que origina « Figura 18.16 El crecimiento de algas y lenteja de agua en este estanque se debe a los residuos agrícolas. Los desechos alimentan el crecimiento de algas y hierbas que agotan el oxígeno del agua, proceso que se conoce como eutrofización. Un lago eutrófico es incapaz de sustentar la presencia de peces.
  • 21. Capítulo 18 Química ambiental el agotamiento del oxígeno del agua. Sin una provisión suficiente de oxígeno, el agua, a su vez, es incapaz de sustentar cualquier forma de vida animal. Las fuentes más importantes de compuestos de nitrógeno y fósforo en el agua son las aguas negras domésticas (detergentes que contienen fosfatos y residuos corporales nitrogenados) y las aguas que escurren de terrenos agrícolas (fertilizantes que contienen nitrógeno y fósforo) y de terrenos donde se cría ganado (residuos animales nitrogenados). Tratamiento de abastos municipales de agua w w .L ib ro sZ .c om El agua necesaria para uso doméstico y agrícola y para los procesos industriales se toma de lagos, ríos y fuentes subterráneas de origen natural, o bien de represas. Gran parte del agua que llega a las redes municipales de agua es agua “usada”, que ya ha pasado por uno o más redes de alcantarillado o instalaciones industriales. En consecuencia, es necesario tratar esta agua antes de distribuirla a las tomas domésticas. El tratamiento de aguas municipales comprende normalmente cinco etapas: filtración gruesa, sedimentación, filtración por arena, aereación y esterilización. La figura 18.17 ¥ muestra un proceso de tratamiento representativo. Después de una filtración gruesa a través de un tamiz, se deja reposar el agua en grandes tanques de sedimentación donde se asienta la arena finamente dividida y otras partículas diminutas. Para facilitar la eliminación de las partículas muy pequeñas, se puede alcalinizar primero ligeramente agregando CaO, para después añadir Al2(SO4)3. El sulfato de aluminio reacciona con los iones OHϪ para formar un precipitado gelatinoso y esponjoso de Al(OH)3 (Kps ϭ 1.3 ϫ 10Ϫ33). Este precipitado se sedimenta lentamente, arrastrando consigo las partículas en suspensión, con lo cual se elimina casi toda la materia finamente dividida y la mayor parte de las bacterias. A continuación, se filtra el agua a través de un lecho de arena, después de lo cual se puede lanzar al aire en forma de rocío para apresurar la oxidación de las sustancias orgánicas disueltas. La etapa final de la operación consiste normalmente en tratar el agua con un agente químico para asegurar la destrucción de las bacterias. El ozono es el más eficaz, pero se debe generar en el lugar donde se utiliza. El cloro, Cl2, es por tanto más conveniente. El cloro se puede transportar en tanques en forma de gas licuado y dosificar desde los tanques, a través de un dispositivo de medición, directamente en el abasto de agua. La cantidad que se utiliza depende de la presencia de otras sustancias con las que el cloro podría reaccionar y de las concentraciones de bacterias y virus por eliminar. Probablemente la acción esterilizante del cloro no se debe al Cl2 mismo, sino al ácido hipocloroso, que se forma al reaccionar el cloro con el agua: w 722 Cl2(ac) ϩ H2O(l) 9: HClO(ac) ϩ Hϩ(ac) ϩ ClϪ(ac) [18.15] Tanque de almacenamiento Adición de cloro Adición de CaO, Al2(SO4)3 Aereación Entrada de agua Tamiz de filtración gruesa A los usuarios Tanques de sedimentación Filtro de arena Á Figura 18.17 Etapas comunes del tratamiento del agua para una red pública de distribución de agua.
  • 22. 18.7 Química verde 723 Una perspectiva más detallada Ablandamiento de agua Ca2ϩ(ac) + 2HCO3Ϫ(ac) 9: CaCO3(s) ϩ CO2(g) ϩ H2O(l) Ca2+(ac) + CO 3 2-(ac) ¡ CaCO 3(s) Mg 2+(ac) + 2OH -(ac) ¡ Mg(OH)2(s) El intercambio de iones es un método doméstico típico para ablandar el agua. En este procedimiento se hace pasar el agua a través de un lecho de resina intercambiadora de iones: perlas de plástico con grupos aniónicos unidos de forma covalente como —COOϪ o —SO3Ϫ. Estos grupos con carga negativa tienen iones Naϩ unidos a ellos que balancean sus cargas. Los iones Ca2ϩ y otros cationes del agua dura son atraídos por los grupos aniónicos y desplazan los iones Naϩ, de menor carga, hacia el agua. De este modo se intercambia un tipo de ion por otro. Para mantener el balance de cargas, dos iones Naϩ entran en el agua por cada Ca2+ extraído. Si se representa la resina con su sitio aniónico como R—COOϪ, la ecuación del proceso se escribe como sigue: 2Na(R ¬ COO)(s) + Ca2+(ac) Δ Ca(R ¬ COO)2(s) + 2Na +(ac) El agua así ablandada contiene una concentración mayor de iones Naϩ. Aunque los iones Naϩ no forman precipitados ni ocasionan otros problemas como los que originan los cationes del agua dura, las personas preocupadas por su ingesta de sodio, como las que padecen alta presión arterial (hipertensión), deben evitar beber agua ablandada de esta forma. Cuando todos los iones Naϩ disponibles han sido desplazados de la resina intercambiadora de iones, se regenera la resina lavándola con una disolución concentrada de NaCl. Esto se puede hacer en casa cargándoles unidades con cantidades grandes de NaCl(s), que se adquiere en las tiendas de abarrotes. La alta concentración de Naϩ obliga a que el equilibrio de la ecuación anterior se desplace a la izquierda, y los iones Naϩ toman el lugar de los cationes de agua dura, los cuales se envían al desagüe. ro sZ El CaCO3 sólido recubre la superficie de los sistemas de agua caliente y de las teteras, y ello reduce la eficiencia de calentamiento. Estos depósitos, llamados incrustaciones (sarro), son especialmente graves en las calderas donde se calienta agua a presión en tubos que corren a lo largo de un horno. La formación de incrustaciones reduce la eficiencia de la transferencia de calor y reduce el flujo de agua por los tubos (Figura 18.18 ¥). La eliminación de los iones que endurecen el agua se conoce como ablandamiento de agua. No todos los abastos municipales de agua requieren ablandamiento del agua. En los que sí es necesario, por lo general se toma el agua de fuentes subterráneas donde ha tenido un contacto considerable con piedra caliza, CaCO3, y otros minerales que contienen Ca2ϩ, Mg2ϩ y Fe2ϩ. En el ablandamiento de aguas mu- nicipales en gran escala se utiliza el proceso de cal-carbonato. El agua se trata con cal, CaO [o cal hidratada, Ca(OH)2)] y carbonato de sodio, Na2CO3. Estas sustancias precipitan el Ca2ϩ en forma de CaCO3 (Kps ϭ 4.5 ϫ 10Ϫ9) y el Mg2ϩ como Mg(OH)2 (Kps ϭ 1.6 ϫ 10Ϫ12): .c om El agua que contiene una concentración relativamente grande de Ca2ϩ, Mg2ϩ y otros cationes divalentes se conoce como agua dura. Aunque la presencia de estos iones no representa en general una amenaza para la salud, puede hacer inadecuada el agua para ciertos usos domésticos e industriales. Por ejemplo, estos iones reaccionan con los jabones para formar una nata de jabón insoluble, que forma los anillos de las tinas de baño. Además, pueden formarse depósitos minerales al calentar el agua que contiene estos iones. Cuando se calienta agua que contiene iones calcio y iones bicarbonato, parte del dióxido de carbono escapa. En consecuencia, la disolución se torna menos ácida y se forma carbonato de calcio insoluble: « Figura 18.18 Corte de w w w .L ib un tubo de agua que ha quedado recubierto en su interior por CaCO3 y otras sales insolubles depositadas por el agua dura. 18.7 Química verde El crecimiento de la población humana hasta alcanzar su número actual de alrededor de 6000 millones ha tenido serias repercusiones en el ambiente natural. En la búsqueda de alimento y abrigo, hemos privado a regiones enteras de su flora y fauna originales. La agricultura y la manufactura modernas han generado muchas sustancias dañinas para el ambiente. La explotación de minas, por ejemplo, saca a la superficie minerales que, con la precipitación pluvial, producen escurrimientos muy ácidos que envenenan las corrientes de agua. Las actividades industriales producen residuos que contaminan el aire y las aguas subterráneas. Cada vez se está más consciente de que, si la humanidad ha de prosperar en el futuro, debemos crear una sociedad sostenible; es decir, una cuyos procesos estén en equilibrio con los procesos naturales del planeta, que no libere materiales tóxicos en el ambiente y que satisfaga sus necesidades con recursos renovables. Finalmente, todo esto se debe lograr con el mínimo gasto posible de energía.
  • 23. Capítulo 18 Química ambiental Aunque la industria química no es sino una parte pequeña del todo, los procesos químicos intervienen en casi todos los aspectos de la vida moderna. Por consiguiente, la química está en el centro de los esfuerzos por alcanzar estas metas. La iniciativa de la química verde promueve la creación y aplicación de productos y procesos químicos compatibles con la salud humana y que preserven el ambiente. Algunos de los principios más importantes que gobiernan la química verde son los siguientes: • Es mejor prevenir la formación de residuos que tratarlos o hacer limpieza una vez que han sido creados. • Al sintetizar sustancias nuevas, el método que se emplee debe generar la menor cantidad posible de productos residuales. Las sustancias generadas deben ser poco o nada tóxicas para la salud humana y el ambiente. • Los procesos químicos deben ser proyectados de modo que sean lo más eficientes posible en cuanto a consumo de energía, evitando temperaturas y presiones elevadas. • Siempre que sea posible, se deben emplear catalizadores que permitan utilizar reactivos comunes y no peligrosos. • Las materias primas de los procesos químicos deben ser recursos renovables siempre que ello sea técnica y económicamente viable. • Las sustancias auxiliares, como por ejemplo los disolventes, se deben eliminar o hacer lo más inocuas posibles. Consideremos algunos de los campos donde la química verde puede mejorar la calidad ambiental. .c om Disolventes y reactivos w w .L ib ro sZ Un importante motivo de preocupación en los procesos químicos es el uso de compuestos orgánicos volátiles como disolventes en las reacciones. Por lo general, el disolvente no se consume en la reacción, pero hay inevitables escapes a la atmósfera incluso en los procesos controlados con más cuidado. Además, el disolvente puede ser tóxico o descomponerse al menos en cierto grado durante la reacción, lo cual crea residuos. El uso de fluidos supercríticos (recuadro de “La química en acción”, sección 11.4) representa una forma de sustituir el disolvente convencional por CO2, un gas no tóxico presente en la atmósfera y que se puede recuperar. La compañía química Du Pont, por ejemplo, ha invertido en una instalación para hacer politetrafluoroetileno, —[CF2CF2]n— (TeflónMR), y copolímeros con tetrafluoroetileno en CO2 líquido o supercrítico. En este caso el CO2 sustituye a disolventes de clorofluorocarbono que, además de su costo, producen efectos dañinos en la capa de ozono de la Tierra (Sección 18.3). Otro ejemplo es la oxidación del para-xileno para formar ácido tereftálico, que a su vez se utiliza para fabricar plástico de poli(tereftalato de etileno) (PET) y fibra poliéster (Sección 12.2, Tabla 12.1): w 724 O CH3 CH3 ϩ 3O2 para-Xileno 190ЊC, 20 atm catalizador HO O C C OH ϩ 3H2O Ácido tereftálico Este proceso comercial requiere sobrepresión y una temperatura relativamente alta. El catalizador es una mezcla de manganeso y cobalto, el agente oxidante es oxígeno, y el disolvente, ácido acético (CH3COOH). Un grupo de la Universidad de Nottingham, Inglaterra, ha ideado otra ruta que emplea agua supercrítica como disolvente (Tabla 11.5) y peróxido de hidrógeno como oxidante. Este otro proceso tiene varias ventajas potenciales, en especial la eliminación del ácido acético como disolvente y el uso de un agente oxidante inocuo.
  • 24. 18.7 Química verde 725 El que pueda sustituir satisfactoriamente al proceso comercial existente es algo que depende de muchos factores, y ello requiere más investigación. Otra sustancia favorable para el ambiente y que es un candidato promisorio como reactivo o disolvente es el carbonato de dimetilo, de carácter polar y con un punto de ebullición relativamente bajo (90°C). Podría sustituir a sustancias menos favorables para el ambiente, como el sulfato de dimetilo y los halogenuros de metilo, como reactivo para suministrar el grupo metilo en las reacciones: O CH3 C O CH3 O Sulfato de dimetilo CH3 Cl O CH3 Cloruro de metilo C O CH3 Carbonato de dimetilo También se podría utilizar en vez de un reactivo como el fosgeno, Cl—CO—Cl. No sólo el fosgeno mismo es tóxico; la producción de fosgeno genera CCl4 como subproducto indeseable: CO(g) ϩ Cl2(g) 9: COCl2(g) ϩ CCl4(g) (subproducto) El fosgeno se usa extensamente como reactivo en reacciones de importancia comercial, como la formación de plásticos de policarbonato (Figura 18.19 »): O C CH3 Cl ϩ nHO C OH .c om nCl CH3 .L ib CH3 C CH3 w w O O O C w C ro sZ Bisfenol A O Á Figura 18.19 Estos CD se fabrican de policarbonato LexanMR. O ϩ 2nHCl n MR Policarbonato Lexan Si se pudiese sustituir el fosgeno por carbonato de dimetilo en las reacciones de este tipo, el subproducto de la reacción sería metanol, CH3OH, en vez de HCl. Otros procesos En muchos procesos importantes para la sociedad moderna se usan sustancias químicas que no están presentes en la naturaleza. Examinemos brevemente dos de ellos: el lavado en seco y el recubrimiento de las carrocerías de automóvil para prevenir la corrosión, y consideremos las opciones en las que se trabaja para reducir los efectos negativos en el ambiente. Para el lavado en seco de prendas de vestir se utiliza típicamente un disolvente orgánico clorado como el tetracloroetileno (Cl2C==CCl2), que puede causar cáncer en los seres humanos. El uso extendido de éste y otros disolventes afines en el lavado en seco, limpieza de metales y otros procesos industriales ha contaminado las aguas freáticas en ciertas zonas. Se están comercializando con éxito otros métodos de lavado en seco que utilizan CO2 líquido, en conjunto con agentes de limpieza especiales (Figura 18.20 »). La carrocería metálica de los autos se recubre extensamente durante su manufactura a fin de prevenir la corrosión. Uno de los pasos clave es la formación por métodos electrolíticos de una capa de iones metálicos que crea una interfase entre la Á Figura 18.20 Este aparato para lavado en seco emplea CO2 supercrítico como disolvente.
  • 25. 726 Capítulo 18 Química ambiental » Figura 18.21 Esta carrocería de automóvil recibe un revestimiento protector contra la corrosión que contiene itrio en vez de plomo. .L ib ro sZ .c om carrocería del vehículo y los revestimientos poliméricos que sirven como capa base para la pintura. En el pasado, el plomo ha sido un metal de elección como ingrediente de la mezcla de galvanoplastia. Sin embargo, el plomo es sumamente tóxico, por lo que su uso en otras pinturas y revestimientos ha sido prácticamente eliminado. La PPG Industries, Inc., un importante productor de revestimientos para automóvil, ha perfeccionado un sustituto del plomo relativamente no tóxico, de hidróxido de itrio (Figura 18.21 Á). Durante un calentamiento subsiguiente de este revestimiento, el hidróxido se transforma en el óxido y produce un revestimiento insoluble semejante a la cerámica. w w Purificación del agua w El acceso al agua limpia es indispensable para el funcionamiento de una sociedad estable y próspera. Hemos visto en la sección precedente que la desinfección del agua es una etapa importante del tratamiento del agua para consumo humano. La desinfección del agua es una de las más importantes innovaciones en materia de salud pública en la historia de la humanidad. Ha reducido espectacularmente la incidencia de enfermedades bacterianas transmitidas por el agua, como cólera y tifo, pero este beneficio tiene un precio. En 1974, científicos de Europa y de Estados Unidos descubrieron que la cloración del agua genera un grupo de subproductos que habían pasado inadvertidos hasta entonces. Estos subproductos se llaman trihalometanos (THM) porque todos ellos tienen un átomo de carbono y tres átomos de halógeno: CHCl3, CHCl2Br, CHClBr2 y CHBr3. Éstas y muchos otras sustancias orgánicas que contienen cloro y bromo son producto de la reacción del cloro acuoso con materiales orgánicos presentes en casi todas las aguas naturales, así como con sustancias que son productos secundarios de la actividad humana. Recuérdese que el cloro se disuelve en agua para formar HOCl, que es el agente oxidante activo • (Sección 7.8): Cl2(g) ϩ H2O(l) 9: HOCl(ac) ϩ HCl(ac) [18.16] A su vez, el HOCl reacciona con las sustancias orgánicas y forma los THMs. El bromo se introduce debido a la reacción del HOCl con ion bromuro disuelto: HOCl(ac) ϩ BrϪ(ac) 9: HOBr(ac) ϩ ClϪ(ac) [18.17] El HOBr(ac) halogena las sustancias orgánicas de forma análoga al HOCl(ac). Algunos THMs y otras sustancias orgánicas halogenadas son probables carcinógenos, otras interfieren el sistema endocrino del organismo. En consecuencia, la
  • 26. 18.7 Química verde Organización Mundial de la Salud y la EPA han impuesto límites de concentración de 100 a 200 μg/L (0.10 a 0.20 ppm) a la cantidad total de estas sustancias en el agua potable. La meta es reducir los niveles de THM y sustancias afines en el abasto de agua potable preservando al mismo tiempo la eficacia antibacteriana del tratamiento del agua. En ciertos casos la simple reducción de la concentración de cloro puede proporcionar una desinfección adecuada y disminuir al mismo tiempo la concentración de los THMs que se forman. Otros agentes oxidantes alternativos, como el ozono (O3) o el dióxido de cloro, producen menos sustancias halogenadas, pero tienen desventajas propias. Todos son capaces de oxidar el bromuro acuoso, como se muestra, por ejemplo, en el caso del ozono: O 3(ac) + Br - (ac) + H 2O(l) ¡ HOBr(ac) + O 2(ac) + OH - (ac) [18.18] HOBr(ac) + 2O 3(ac) ¡ BrO 3 - (ac) + 2O 2(ac) + H + (ac) [18.19] .L ib ro sZ .c om Como hemos visto, el HOBr(ac) es capaz de reaccionar con las sustancias orgánicas disueltas para formar compuestos orgánicos halogenados. Además, en ensayos con animales se ha demostrado que el ion bromato causa cáncer. Por ahora no parece haber soluciones totalmente satisfactorias para sustituir la cloración. El riesgo de cáncer debido a los THMs y sustancias afines en el agua municipal es muy pequeño, sin embargo, en comparación con los riesgos que presentan el cólera, el tifo y los trastornos gastrointestinales provocados por el agua no tratada. Si el abasto de agua es más limpio desde un principio, se necesita menos desinfectante; de este modo se reduce el peligro de contaminación debido a la desinfección. Una vez formados los THMs, su concentración en el abasto de agua se puede reducir por aereación porque los THMs son más volátiles que el agua. También se pueden eliminar por adsorción en carbón activado u otros adsorbentes, aunque estos procedimientos son costosos. w w w EJERCICIO INTEGRADOR RESUELTO: Asociación de conceptos (a) Los ácidos de la lluvia ácida o de otras fuentes no representan una amenaza para los lagos de zonas donde la roca es de piedra caliza (carbonato de calcio), la cual neutraliza el exceso de ácido. Sin embargo, donde la roca es de granito no hay neutralización. ¿Cómo neutraliza el ácido la piedra caliza? (b) El agua ácida se puede tratar con sustancias básicas para aumentar el pH, aunque un procedimiento de este tipo es sólo un remedio temporal. Calcule la masa mínima de cal, CaO, que se necesita para ajustar el pH de un lago pequeño (4.0 ϫ 109 L) de 5.0 a 6.5. ¿Por qué podría ser necesario agregar más cal? Solución (a) El ion carbonato, que es el anión de un ácido débil, es básico. • (Secciones 16.2 y 16.7) Por tanto, el ion carbonato, CO32Ϫ, reacciona con el Hϩ(ac). Si la concentración de Hϩ(ac) es pequeña, el producto principal es el ion bicarbonato, HCO3Ϫ. Si la concentración de Hϩ(ac) es más alta, en cambio, se forma H2CO3 y se descompone en CO2 y H2O. • (Sección 4.3) (b) Las concentraciones inicial y final de Hϩ(ac) en el lago se obtienen de los valores de pH: [Hϩ]inicial ϭ 10Ϫ5.0 ϭ 1 ϫ 10Ϫ5 M y [Hϩ]final ϭ 10Ϫ6.5 ϭ 3 ϫ 10Ϫ7 M Con base en el volumen del lago, se calcula el número de moles de Hϩ(ac) que corresponde a ambos valores de pH: (1 ϫ 10Ϫ5 mol/L)(4.0 ϫ 109 L) ϭ 4 ϫ 104 mol (3 ϫ 10Ϫ7 mol/L)(4.0 ϫ 109 L) ϭ 1 ϫ 103 mol Así pues, el cambio en la cantidad de Hϩ(ac) es de 4 ϫ 104 mol Ϫ 1 ϫ 103 mol ≈ 4 ϫ 104 mol. Supongamos que todo el ácido del lago está totalmente disociado, de modo que sólo es necesario neutralizar el Hϩ(ac) libre medido por el pH. Habrá que neutralizar al menos esa cantidad de ácido, aunque puede haber mucho más ácido en el lago. 727
  • 27. 728 Capítulo 18 Química ambiental El ion óxido del CaO es muy básico. • (Sección 16.5) En la reacción de neutralización un mol de O2Ϫ reacciona con dos moles de Hϩ para formar H2O. Por tanto, 2.9 ϫ 104 mol de H+ requieren la siguiente cantidad en gramos de CaO: (4 * 104 mol H +)a 1 mol CaO 56.1 CaO ba b = 1 * 106 g CaO. 1 mol CaO 2 mol H + Esto representa una tonelada de CaO. Esto no sería muy costoso porque el CaO es una base económica que se vende a menos de 100 dólares la tonelada si se adquiere en grandes cantidades. Sin embargo, la cantidad de CaO que hemos calculado es el mínimo absoluto que se necesita porque es probable que haya ácidos débiles en el agua que también es necesario neutralizar. Este procedimiento de adición de cal se ha empleado para ajustar el pH de algunos lagos pequeños dentro de los límites que los peces necesitan para vivir. El lago de este ejemplo tendría aproximadamente 1.6 km de largo, más o menos la misma anchura y una profundidad promedio de 6 m. Resumen y términos clave .c om industriales consiste en hacer reaccionar el SO2 con CaO para formar sulfito de calcio (CaSO3). El monóxido de carbono se encuentra en altas concentraciones en el escape de los motores de automóvil y en el humo de los cigarrillos. El CO representa un peligro para la salud porque forma un fuerte enlace con la hemoglobina y reduce así la capacidad de la sangre para transportar oxígeno desde los pulmones. El smog fotoquímico es una compleja mezcla de componentes en la que los óxidos de nitrógeno y el ozono desempeñan importantes papeles. Los componentes del smog se generan principalmente en los motores de automóvil, y el control del smog consiste en gran medida en regular las emisiones de los autos. El dióxido de carbono y el agua son los principales componentes de la atmósfera que absorben fuertemente la radiación infrarroja. Por consiguiente, el CO2 y el H2O son fundamentales para mantener la temperatura del planeta. Las concentraciones de CO2 y otros de los llamados “gases de invernadero” en la atmósfera ejercen, por tanto, una importante influencia en el clima mundial. Como resultado de la extensa quema de combustibles fósiles (hulla, petróleo y gas natural), el nivel de dióxido de carbono en la atmósfera aumenta continuamente. w w w .L ib ro sZ Secciones 18.1 y 18.2 En estas secciones se examinaron las propiedades físicas y químicas de la atmósfera terrestre. Las complejas variaciones térmicas de la atmósfera dan origen a cuatro regiones, cada una con propiedades características. La más baja de estas regiones, la troposfera, se extiende desde la superficie hasta una altitud de aproximadamente 12 km. Arriba de la troposfera, en orden de altitud creciente, están la estratosfera, la mesosfera y la termosfera. En los límites superiores de la atmósfera sólo las especies químicas más simples sobreviven al bombardeo de partículas y radiación de alta energía provenientes del Sol. El peso molecular medio de la atmósfera a grandes altitudes es menor que en la superficie terrestre porque los átomos y moléculas más ligeros se difunden hacia arriba y a causa de la fotodisociación, que es la ruptura de enlaces de moléculas debida a la absorción de luz. La absorción de radiación también origina la formación de iones por fotoionización. Sección 18.3 La reacción entre oxígeno atómico y O2 produce ozono en las capas altas de la atmósfera. El ozono mismo se descompone por absorción de un fotón o al reaccionar con una especie activa como NO. Los clorofluorocarbonos sufren fotodisociación en la estratosfera y forman cloro atómico, que es capaz de destruir catalíticamente el ozono. Una notoria reducción del nivel de ozono en la atmósfera superior tendría serias consecuencias adversas porque la capa de ozono suprime por filtración ciertas longitudes de onda de luz ultravioleta que no elimina ningún otro componente atmosférico. Sección 18.5 El agua de mar contiene alrededor de 3.5% en masa de sales disueltas y se dice que tiene una salinidad de 35. Debido a que casi toda el agua del planeta está en los océanos, es probable que en un momento dado los seres humanos recurran a los mares para obtener agua dulce. La desalinización es la eliminación de sales disueltas del agua de mar o del agua salobre a fin de hacerla apropiada para el consumo humano. La desalación se consigue por destilación o por ósmosis inversa. Sección 18.4 En la troposfera la química de los componentes traza de la atmósfera es de primordial importancia. Muchos de estos componentes secundarios son contaminantes. El dióxido de azufre es uno de los ejemplos más nocivos y extendidos. Se oxida en el aire para formar trióxido de azufre, el cual forma ácido sulfúrico al disolverse en el agua. Los óxidos de Sección 18.6 El agua dulce contiene muchas sustancias diazufre son de los principales contribuyentes a la lluvia ácida. sueltas, entre ellas oxígeno, que es necesario para los peces y Un método para prevenir el escape de SO2 de las actividades otras formas de vida acuática. Las sustancias que las bacterias
  • 28. Ejercicios descomponen se describen como biodegradables. Debido a que la oxidación de sustancias biodegradables por bacterias aerobias consume oxígeno, estas sustancias se conocen como residuos que demandan oxígeno. La presencia en el agua de un exceso de residuos que demandan oxígeno puede agotar el oxígeno disuelto a un grado suficiente para matar a los peces y producir olores desagradables. Los nutrimentos de las plantas contribuyen al problema porque estimulan el crecimiento de plantas que, al morir, se convierten en residuos que demandan oxígeno. El agua de las fuentes de agua dulce disponibles puede requerir tratamiento antes de destinarla a usos domésticos. Las diversas etapas que se aplican en el tratamiento de aguas municipales incluyen filtración gruesa, sedimentación, filtración en arena, aereación, esterilización y a veces ablandamiento. El ablandamiento del agua es necesario cuando ésta contiene 729 iones como Mg2ϩ y Ca2ϩ, que reaccionan con el jabón para formar nata de jabón. El agua que contiene iones de este tipo se conoce como agua dura. En ocasiones se emplea el proceso de cal-carbonato, que consiste en agregar CaO y Na2CO3 al agua dura, en el ablandamiento de aguas municipales en gran escala. En las viviendas individuales habitualmente se recurre al intercambio de iones, un proceso por el que los iones de agua dura se intercambian por iones Naϩ. Sección 18.7 La iniciativa de la química verde promueve la creación y aplicación de productos y procesos químicos compatibles con la salud humana y que contribuyan a preservar el ambiente. Los campos donde la química verde puede mejorar la calidad ambiental incluyen la selección de disolventes y reactivos para las reacciones químicas, la invención de otros procesos y las mejoras a los sistemas y prácticas existentes. Ejercicios .c om 18.4 Con base en los datos de la tabla 18.1 calcule las presiones parciales de dióxido de carbono y argón cuando la presión atmosférica total es de 98.6 kPa. 18.5 La concentración promedio estimada de monóxido de carbono en el aire de Estados Unidos en 1991 fue de 6.0 ppm. Calcule el número de moléculas de CO en 1.0 L de este aire a una presión de 745 torr y a una temperatura de 17°C. 18.6 (a) Con base en los datos de la tabla 18.1, ¿cuál es la concentración de neón en la atmósfera en ppm? (b) ¿Cuál es la concentración de neón en la atmósfera en moléculas por L, suponiendo una presión atmosférica de 743 torr y una temperatura de 295°C? w w w .L ib ro sZ La atmósfera terrestre 18.1 (a) ¿Cuál es la base primordial de la división de la atmósfera en diferentes regiones? (b) Nombre las regiones de la atmósfera, indicando el intervalo de altitud de cada una. 18.2 (a) ¿Qué nombre se da a la frontera entre la troposfera y la estratosfera? (b) ¿Cómo se determinan las fronteras entre las regiones de la atmósfera? (c) Explique por qué la estratosfera, con un espesor de más de 32 km, tiene una masa total menor que la troposfera, cuyo espesor es de menos de 16 km. 18.3 La concentración de ozono que se ha medido en la ciudad de México es de 0.37 ppm. Calcule la presión parcial de ozono a esta concentración si la presión atmosférica es de 650 torr. La atmósfera superior: ozono 18.7 La energía de disociación típica de un enlace carbonobromo es de alrededor de 210 kJ/mol. ¿Cuál es la longitud de onda máxima de los fotones capaces de disociar el enlace C—Br? 18.8 En el CF3Cl la energía de disociación del enlace C—Cl es de 339 kJ/mol. En el CCl4 la energía de disociación del enlace C—Cl es de 293 kJ/mol. ¿Cuál es el intervalo de longitud de onda de los fotones capaces de romper un enlace C—Cl en una molécula pero no en la otra? 18.9 Explique, con base en las necesidades de energía, por qué la fotodisociación del oxígeno es más importante que su fotoionización a altitudes por debajo de 90 km. 18.10 Cite dos razones por las que la fotodisociación del N2 es un proceso relativamente poco importante en comparación con la fotodisociación del O2. 18.11 (a) ¿Por qué es más alta la temperatura de la estratosfera cerca de la estratopausa que en la tropopausa? (b) Explique cómo se forma ozono en la estratosfera. 18.12 (a) ¿Cuál es el mecanismo principal de generación de átomos de oxígeno a una altitud de 120 km? (b) ¿Por qué los átomos de oxígeno existen durante más tiempo a una altitud de 120 km que a una de 50 km? (c) En la superficie terrestre, ¿cuál es la trascendencia biológica de la capa estratosférica de ozono? 18.13 ¿Qué es un hidrofluorocarbono? ¿Por qué son estos compuestos potencialmente menos dañinos para la capa de ozono que los CFC? 18.14 Dibuje la estructura de Lewis del clorofluorocarbono CFC-11, CFCl3. ¿Qué características químicas de esta sustancia le permiten agotar efectivamente el ozono atmosférico? 18.15 (a) ¿Por qué el flúor presente en los clorofluorocarbonos no participa en el agotamiento de la capa de ozono? (b) ¿Cuáles son las formas químicas en las que existe el cloro en la estratosfera luego de la ruptura del enlace carbono-cloro? 18.16 ¿Esperaría usted que la sustancia CFBr3 fuese eficaz para agotar la capa de ozono, suponiendo que está presente en la estratosfera? Explique su respuesta.
  • 29. 730 Capítulo 18 Química ambiental CH2O ϩ hν 9: CHO ϩ H La longitud de onda máxima de la luz capaz de provocar esta reacción es de 335 nm. (a) ¿En qué parte del espectro electromagnético se encuentra la luz de esta longitud de onda? (b) ¿Cuál es la energía máxima, en kJ/mol, de un enlace que puede ser roto por la absorción de un fotón de luz de 335 nm? (c) Compare su respuesta del inciso (b) con el valor apropiado de la tabla 8.4. ¿Qué concluye usted acerca de la energía del enlace C—H del formaldehído? 18.24 Una importante reacción en la formación del smog fotoquímico es la fotodisociación de NO2: NO2 ϩ hν 9: NO(g) ϩ O(g) La longitud de onda máxima capaz de provocar esta reacción es de 420 nm. (a) ¿En qué parte del espectro electromagnético se encuentra la luz de esta longitud de onda? (b) ¿Cuál es la energía máxima, en kJ/mol, de un enlace que puede ser roto por la absorción de un fotón de luz de 420 nm? 18.25 Explique por qué las crecientes concentraciones de CO2 en la atmósfera influyen en la cantidad de energía que escapa de la Tierra, pero no en la cantidad que entra proveniente del Sol. 18.26 (a) Con respecto a la absorción de energía radiante, ¿qué distingue a un gas de invernadero de los gases que no son de este tipo? (b) El CH4 es un gas de invernadero, pero no el Ar. ¿Cómo podría explicar la estructura molecular del CH4 el hecho de que sea un gas de invernadero? .c om Química de la troposfera 18.17 ¿Cuáles son los principales efectos adversos para la salud de cada uno de los contaminantes siguientes? (a) CO; (b) SO2; (c) O3 18.18 Compare las concentraciones típicas de CO, SO2 y NO en el aire no contaminado (Tabla 18.3) y en el aire urbano (Tabla 18.4), e indique en cada caso al menos una posible fuente de los altos valores de la tabla 18.4. 18.19 Con respecto a cada uno de los gases siguientes, elabore una lista de fuentes naturales conocidas o posibles: (a) CH4; (b) SO2; (c) NO; (d) CO. 18.20 ¿Por qué es ácida por naturaleza la precipitación pluvial, incluso en ausencia de gases contaminantes como el SO3? 18.21 (a) Formule una ecuación química que describa el ataque de la lluvia ácida a la piedra caliza, CaCO3. (b) Si se tratase de una escultura de piedra caliza para formar una capa superficial de sulfato de calcio, ¿ayudaría esto a retardar los efectos de la lluvia ácida? Explique su respuesta. 18.22 La primera etapa de la corrosión del hierro en la atmósfera es su oxidación a Fe2ϩ. (a) Escriba una ecuación química balanceada para mostrar la reacción del hierro con la lluvia ácida. (b) ¿Sería de esperar que ocurriese una reacción del mismo tipo en una superficie de plata? Explique su respuesta 18.23 Los combustibles para automóvil a base de alcohol originan la producción de formaldehído (CH2O) en los gases de escape. El formaldehído sufre fotodisociación y contribuye así al smog fotoquímico: w w w .L ib ro sZ producción, si se supone la concentración de ion bromuEl océano terrestre ro citada en la tabla 18.6? 18.27 ¿Cuál es la molaridad de Naϩ en una disolución de NaCl cuya salinidad es de 5.3 si la disolución tiene una densi- [18.31] Suponga que se desea aplicar la ósmosis inversa para reducir el contenido de sal de un agua salobre con una condad de 1.03 g/mL? centración total de sales 0.22 M a un valor de 0.01 M, a fin 18.28 El fósforo está presente en el agua de mar en proporción de poder aprovecharla para consumo humano. ¿Cuál es de 0.07 ppm en masa. Si el fósforo se encuentra en forma de la presión mínima que es necesario aplicar en los permeafosfato, PO43Ϫ, calcule la concentración molar correspondores (Figura 18.14) para alcanzar esta meta, suponiendo diente de fosfato. que el proceso se lleva a cabo a 298 K? [Pista: Consulte 18.29 Una primera etapa de la recuperación de magnesio del la Sección 13.5.] agua de mar es la precipitación de Mg(OH)2 con CaO: [18.32] Suponga que un aparato portátil de ósmosis inversa coMg2ϩ(ac) ϩ CaO(s) ϩ H2O(l) 9: mo el que se muestra en la figura 18.15 trabaja con agua Mg(OH)2(s) ϩ Ca2ϩ(ac) de mar, cuyas concentraciones de iones componentes se enumeran en la tabla 18.6, y que el agua desalinada que ¿Qué masa de CaO se necesita para precipitar 5.0 ϫ 106 g sale de él tiene una molaridad efectiva de 0.02 M. ¿Qué de Mg(OH)2? presión mínima se debe aplicar por bombeo manual a 18.30 Suponiendo una eficiencia de recuperación de 10%, 305 K para que se lleve a cabo la ósmosis inversa? [Pista: ¿cuántos litros de agua de mar es necesario procesar paConsulte la Sección 13.5.] ra obtener 108 kg de bromo en un proceso comercial de Agua dulce 18.33 Enumere los productos comunes que se forman cuando un material orgánico que contiene los elementos carbono, hidrógeno, oxígeno, azufre y nitrógeno se descompone (a) en condiciones aerobias; (b) en condiciones anaerobias. 18.34 (a) Explique por qué la concentración de oxígeno disuelto en el agua dulce es un importante indicador de la calidad del agua. (b) ¿Cómo influye un aumento de temperatura en la solubilidad del oxígeno en agua? 18.35 El anión orgánico siguiente se encuentra en casi todos los detergentes: H H3C (CH2)9 C CH3 SO3 Suponga que el anión sufre descomposición aerobia como sigue: 2C18H29SO3Ϫ(ac) ϩ 51O2(ac) 9: 36CO2(ac) ϩ 28H2O(l) ϩ 2Hϩ(ac) ϩ 2SO42Ϫ(ac) ¿Qué masa total de O2 se necesita para biodegradar 1.0 g de esta sustancia? 18.36 La masa promedio diaria de O2 que consumen las aguas negras que se descargan en Estados Unidos es de 59 g por persona. ¿Cuántos litros de agua con 9 ppm de O2 quedan totalmente privados de oxígeno en 1 día por una población de 85,000 personas? 18.37 Formule una ecuación química balanceada para describir cómo se eliminan los iones magnesio en el tratamiento de aguas por adición de cal hidratada, Ca(OH)2.
  • 30. http://libreria-universitaria.blogspot.com Ejercicios 18.38 (a) ¿A cuáles de las especies siguientes podría deberse la dureza de un abasto de agua? Ca2ϩ; Kϩ; Mg2ϩ; Fe2ϩ; Naϩ; (b) ¿Qué propiedades de un ion determinan si contribuye o no a la dureza del agua? 18.39 ¿Cuántos moles de Ca(OH)2 y Na2CO3 se deben agregar para ablandar 1.0 ϫ 103 L de agua en la que [Ca2ϩ] ϭ 5.0 ϫ 10Ϫ4 M y [HCO3Ϫ] ϭ 7.0 × 10Ϫ4 M? 18.40 La concentración de Ca2+ en un abasto de agua en particular es de 5.7 ϫ 10Ϫ3 M. La concentración de ion bicarbonato, HCO3Ϫ, en la misma agua es de 1.7 ϫ 10Ϫ3 M. ¿Qué masa de Ca(OH)2 y de Na2CO3 se debe agregar a 5.0 ϫ 107 L de esta agua para reducir el nivel de Ca2ϩ al 20% de su nivel original? 18.41 ¿Con qué propósito se agrega Al2(SO4)3 al agua ligeramente básica en el curso de un tratamiento del agua? 18.42 Se suele emplear sulfato ferroso (FeSO4) como coagulante en la purificación del agua. La sal de hierro(II) se disuelve en el agua por purificar, donde el oxígeno disuelto la oxida luego al estado de hierro(III), con lo cual se forma Fe(OH)3 gelatinoso, suponiendo que el pH esté arriba de aproximadamente 6. Escriba las ecuaciones químicas balanceadas de la oxidación del Fe2ϩ a Fe3ϩ por el oxígeno disuelto, y de la formación de Fe(OH)3(s) por reacción del Fe3ϩ(ac) con HCO3Ϫ(ac). Química verde .c om Esta reacción se utiliza en la manufactura de plásticos y productos farmacéuticos. Sin embargo, el ácido 3-cloroperbenzóico presenta cierta sensibilidad a los choques y es propenso a estallar. Además, el ácido 3-clorobenzóico es un producto residual. Se trabaja en otro proceso que emplea peróxido de hidrógeno y un catalizador consistente en estaño depositado dentro de un soporte sólido. El catalizador se recupera fácilmente de la mezcla de reacción. (a) ¿Cuál esperaría usted que fuese el otro producto de oxidación de la cetona a lactona con peróxido de hidrógeno? (b) ¿Qué principios de la química verde se aplican al utilizar el proceso propuesto? ro sZ 18.43 Uno de los principios de la química verde es que es mejor prevenir la formación de residuos que limpiarlos una vez que se han formado. ¿Qué relación existe, en su caso, entre este principio y la eficiencia en el uso de la energía? 18.44 Comente cómo pueden los catalizadores aumentar la eficiencia de los procesos en cuanto a consumo de energía. 18.45 Explique por qué el uso de carbonato de dimetilo en vez de fosgeno es congruente con el primer principio de la química verde, el cual afirma que es mejor evitar la producción de residuos que hallar formas de limpiarlos una vez generados. 18.46 La reacción de Baeyer-Villiger es una reacción orgánica clásica de oxidación para convertir cetonas en lactonas, como en el ejemplo que sigue: 731 O H2C CH2 ϩ OH O CH2 Cetona H2 C C Ácido 3-cloroperbenzoico O O H2C Cl CH2 H2C CH2 w CH2 w w O C H2C .L ib O Lactona ϩ Cl OH Ácido 3-clorobenzoico 18.51 Los halones son fluorocarbonos que contienen bromo, Ejercicios adicionales como el CBrF3. Se usan extensamente como agentes espu18.47 Un amigo suyo ha leído recientemente acerca de los simantes para combatir incendios. Al igual que los CFC, los guientes conceptos en artículos periodísticos y le gustahalones son muy poco reactivos y con el tiempo llegan a ría saber de qué se trata: (a) lluvia ácida; (b) gas de difundirse en la estratosfera. (a) Con base en los datos de invernadero; (c) smog fotoquímico; (d) agotamiento del la tabla 8.4, ¿esperaría usted que hubiese fotodisociación ozono. Proporcione una explicación breve de cada térmide átomos de Br en la estratosfera? (b) Proponga un no e identifique una o dos de las sustancias químicas asomecanismo por el que la presencia de halones en la estraciadas a él. tosfera pudiese provocar el agotamiento del ozono es18.48 Suponga que en otro planeta la atmósfera se compone de tratosférico. 17% de Ar, 38% de CH4 y 45% de O2. ¿Cuál es la masa [18.52] El radical hidroxilo, OH, se forma a altitudes bajas por la molar media en la superficie? ¿Cuál es la masa molar mereacción de átomos de oxígeno excitados con agua: dia a la altitud a la que todo el O2 se fotodisocia? O*(g) ϩ H2O(g) 9: 2OH(g) 18.49 Si en promedio una molécula de O3 “vive” sólo de 100 a 200 segundos en la estratosfera antes de disociarse, ¿cóUna vez producido, el radical hidroxilo es muy reactivo. Exmo es que el O3 brinda protección contra la radiación ulplique por qué cada una de las series de reacciones siguientravioleta? tes tiene un efecto en la contaminación de la troposfera: 18.50 Muestre cómo se pueden sumar las ecuaciones 18.7 y 18.9 (a) OH + NO2 ¡ HNO3 para dar la ecuación 18.10. (Puede ser necesario multipli(b) OH + CO + O2 ¡ CO2 + OOH car una de las reacciones por un factor para que se suOOH + NO ¡ OH + NO2 men correctamente.)
  • 31. 732 18.53 18.54 18.55 (c) OH + CH 4 ¡ H 2O + CH 3 18.57 La energía solar que incide en la Tierra alcanza en promedio 169 watts por metro cuadrado. La energía irradiada CH 3 + O2 ¡ OOCH 3 por la superficie terrestre equivale en promedio a 390 OOCH 3 + NO ¡ OCH 3 + NO2 watts por metro cuadrado. Al comparar estos números, Con base en el principio de Le Châtelier, explique por cabría esperar que el planeta se enfriase rápidamente; sin qué la constante de equilibrio de la formación de NO a parembargo, no ocurre así. ¿Por qué? tir de N2 y O2 aumenta con la temperatura, en tanto que 18.58 Escriba las ecuaciones químicas balanceadas de las reacla constante de equilibrio de la formación de NO2 a parciones siguientes: (a) La molécula de óxido nítrico sufre tir de NO y O2 disminuye al aumentar la temperatura. fotodisociación en las capas altas de la atmósfera. (b) La La afinidad del monóxido de carbono por la hemoglobimolécula de óxido nítrico sufre fotoionización en las cana es aproximadamente 210 veces mayor que la del O2. pas altas de la atmósfera. (c) El óxido nítrico es oxidado Suponga que una persona inhala aire que contiene 112 por el ozono en la estratosfera. (d) El dióxido de nitrógeppm de CO. Si toda la hemoglobina que sale de los pulno se disuelve en agua para formar ácido nítrico y óxido mones transporta ya sea oxígeno o CO, calcule la fracnítrico. ción que está en forma de carboxihemoglobina. 18.59 (a) Explique por qué precipita Mg(OH)2 cuando se agrega El gas natural se compone principalmente de metano, ion CO32Ϫ a una disolución que contiene Mg2ϩ. (b) ¿PreCH4(g). (a) Escriba una ecuación química balanceada de cipitará Mg(OH)2 al agregar 4.0 g de Na2CO3 a 1.00 L la combustión completa del metano para producir CO2(g) de una disolución que contiene 125 ppm de Mg2ϩ? como único producto que contiene carbono. (b) Escriba 18.60 Describa algunos de los pros y contras de usar cloro en una ecuación química balanceada de la combustión invez de ozono como agente desinfectante de abastos mucompleta del metano para producir CO(g) como único nicipales de agua. producto que contiene carbono. (c) A 25°C y a una presión de 1 atm, ¿cuál es la cantidad mínima de aire seco que se 18.61 La tecnología de blanqueo de pulpa actualmente en uso en la industria del papel utiliza cloro como agente oxinecesita para transformar totalmente 1.0 L de CH4(g) en CO2(g)? Se ha utilizado gas natural junto con un catalizadante. Desde la perspectiva de la química verde, y dado dor para eliminar el NO y el NO2 de una corriente de gas lo que ha leído en este capítulo, ¿cuáles son los inconveindustrial. ¿Cuáles son los productos probables de las reacnientes de un proceso de este tipo? ciones del CH4 con NO y NO2 en esas condiciones? [18.62] Se ha señalado recientemente que puede haber más NO en la troposfera en comparación con el pasado debido al Una de las posibles consecuencias del calentamiento global uso masivo de compuestos nitrogenados en los fertilizanes un aumento en la temperatura del agua de los océanos. tes. Suponiendo que el NO llega a difundirse con el tiemLos océanos funcionan como un “sumidero” de CO2 al po en la estratosfera, ¿cómo podría influir esto en las disolver grandes cantidades de él. (a) ¿Cómo influiría en condiciones de vida en la Tierra? Con ayuda del índice de la solubilidad del CO2 en los océanos un aumento en la este texto, consulte la química de los óxidos de nitrógetemperatura del agua? (b) Comente las implicaciones de no. ¿Qué rutas químicas podría seguir el NO en la trosu respuesta al inciso (a) respecto al problema del calenposfera. tamiento global. w w w .L ib ro sZ .c om 18.56 Capítulo 18 Química ambiental Ejercicios integrados 18.63 La concentración promedio estimada de NO2 en el aire de Estados Unidos en 1994 fue de 0.021 ppm. (a) Calcule la presión parcial del NO2 en una muestra de este aire cuando la presión atmosférica es de 745 torr (99.1 kPa). (b) ¿Cuántas moléculas de NO2 están presentes en estas condiciones a 20°C en una habitación que mide 4.57 m ϫ 4.27 m ϫ 2.44 m? [18.64] En 1986 la central termoeléctrica de la compañía Georgia Power en Taylorsville, Georgia, quemó 8,376,726 toneladas de hulla, un récord nacional en aquella época. (a) Suponiendo que la hulla contenía 83% de carbono y 2.5% de azufre y que la combustión fue completa, calcule el número de toneladas de dióxido de carbono y de dióxido de azufre producidas por la central durante ese año. (b) Si se pudiera eliminar el 55% del SO2 por reacción con CaO pulverizado para formar CaSO3, ¿cuántas toneladas de CaSO3 se producirían? 18.65 El abasto de agua de una ciudad del centro de Estados Unidos tiene las siguientes impurezas: arena gruesa; partículas finamente divididas; ion nitrato; trihalometanos; fósforo disuelto en forma de fosfatos; cepas bacterianas potencialmente nocivas; sustancias orgánicas disueltas. ¿Cuáles de los siguientes procesos o agentes, en su caso, son eficaces para eliminar cada una de estas impurezas: filtración de la arena gruesa; filtración con carbón activado; aereación; ozonización; precipitación con hidróxido de aluminio? 18.66 La concentración de H2O en la estratosfera es de alrededor de 5 ppm. El H2O sufre fotodisociación como sigue: H 2O(g) ¡ H(g) + OH(g) (a) Con base en la tabla 8.4, calcule la longitud de onda necesaria para provocar esta disociación. (b) El radical hidroxilo, OH, reacciona con el ozono de las dos formas siguientes: OH(g) + O3(g) ¡ HO2(g) + O2(g) HO2(g) + O(g) ¡ OH(g) + O2(g) ¿Qué reacción global es el resultado de estas dos reacciones elementales? ¿Cuál es el catalizador de la reacción global? Explique su respuesta. 18.67 Las entalpías estándar de formación de ClO y de ClO2 son de 101 y 102 kJ/mol, respectivamente. Con base en estos datos y en los datos termodinámicos del apéndice C, calcule el cambio global de entalpía de cada etapa del ciclo catalítico siguiente: ClO(g) + O3(g) ¡ ClO2(g) + O2(g) ClO2(g) + O(g) ¡ ClO(g) + O2(g)
  • 32. Ejercicios con el CD-ROM 733 w w w .L ib ro sZ .c om ¿Cuál es el cambio de entalpía de la reacción global resulpresión parcial de NO en el equilibrio a 2400 K? ¿Cuál es tante de estas dos etapas? la concentración de NO en ppm? 18.68 La razón principal del alto costo de la destilación como 18.71 El dióxido de nitrógeno (NO2) es la única especie gaseosa importante de las capas bajas de la atmósfera que absorbe método para purificar agua es la gran cantidad de enerluz visible. (a) Escriba la estructura o estructuras de Lewis gía que se necesita para calentar y vaporizar el agua. del NO2. (b) ¿Cómo explica esta estructura el hecho de (a) Con base en la densidad, el calor específico y el calor que el NO2 se dimeriza para formar N2O4? Con base en de vaporización del agua del apéndice B, calcule la canlo que pueda hallar en el texto acerca de esta reacción de tidad de energía necesaria para evaporar 1 galón de agua dimerización, ¿es de esperar que el NO2 que se forma en que inicialmente está a 20°C. (b) Si la energía se obtiene un ambiente urbano esté en forma de dímero? Explique de electricidad que cuesta 0.085 dólares por kwh, calcusu respuesta. (c) ¿Qué productos esperaría usted, en su le su costo. (c) Si el agua destilada se vende en las tiendas caso, de la reacción del NO2 con CO? (d) ¿Es de esperar a 1.26 dólares por galón, ¿qué porcentaje del precio de que el NO2 generado en un ambiente urbano emigre a la venta representa el costo de la energía? estratosfera? Explique su respuesta. [18.69] Una reacción que contribuye al agotamiento del ozono en la estratosfera es la reacción directa de los átomos de [18.72] Si el pH de 2.54 cm de precipitación pluvial en 3883 km2 es de 2.5, ¿cuántos kilogramos de H2SO4 están presentes, oxígeno con el ozono: suponiendo que éste es el único ácido que contribuye O(g) + O3(g) ¡ 2O 2(g) al pH? A 298 K la constante de velocidad de esta reacción es de 4.8 ϫ 105 MϪ1sϪ1. (a) Con base en las unidades de la cons- [18.73] La constante de la ley de Henry del CO2 en agua a 25°C tante de velocidad, escriba la ecuación de velocidad proes de 3.1 ϫ 10Ϫ2 M/atm. (a) ¿Cuál es la solubilidad del bable de esta reacción. (b) ¿Es de esperar que esta reacción CO2 en agua a esta temperatura si la disolución está en se lleve a cabo en un solo paso elemental? Explique por contacto con aire a la presión atmosférica normal? qué. (c) Con base en la magnitud de la constante de ve(b) Suponga que todo este CO2 está en forma de H2CO3, locidad, ¿es de esperar que la energía de activación de producto de la reacción entre el CO2 y el H2O: esta reacción sea grande, o bien pequeña? Explique su respuesta. (d) Use los valores de ΔH° del apéndice C f CO2(ac) + H2O(l) 9: H2CO3(ac) para estimar el cambio de entalpía de esta reacción. ¿Elevaría o reduciría esta reacción la temperatura de la ¿Cuál es el pH de esta disolución? estratosfera? [18.74] La precipitación de Al(OH)3 (Kps ϭ 1.3 ϫ 10Ϫ33) se [18.70] Suponga que forma una mezcla en equilibrio de N2, O2 y emplea a veces para purificar agua. (a) Estime el pH al NO a una temperatura de 2400 K que se iniciará la precipitación si se agregan 2.0 lb de N2(g) + O2(g) Δ 2NO(g) Keq = 0.05 Al2(SO4)3 a 1000 gal de agua. (b) ¿Aproximadamente Si la mezcla de reacción original consiste en aire al nivel cuántas libras de CaO se deben agregar al agua para del mar y a 1.0 atm en un recipiente de 1.0 L, ¿cuál es la alcanzar este pH? Ejercicios con el CD-ROM 18.75 La formación de moléculas de ozono en la estratosfera se muestra en el vídeo Ozono estratosférico (Stratospheric Ozone, eCapítulo 18.2). (a) Describa este proceso, incluyendo las ecuaciones que resulten apropiadas. (b) Explique por qué el proceso que se describe en el inciso (a) no ocurre en la misma medida en la troposfera que en la estratosfera. 18.76 El vídeo Ozono estratosférico (Stratospheric Ozone, eCapítulo 18.2) muestra dos formas posibles de disociación de una molécula de ozono. (a) Describa ambos procesos. (b) ¿Cuál de ellos protege a la Tierra de la radiación dañina? 18.77 El vídeo Destrucción catalítica del ozono estratosférico (Catalytic Destruction of Stratospheric Ozone, eCapítulo 18.3) muestra cómo el NO reduce la concentración de ozono catalizando su descomposición. Con base en el vídeo, describa cómo influiría en la concentración de ozono una concentración mayor de NO2 en la estratosfera. Explique su razonamiento y utilice las ecuaciones que considere necesarias. 18.78 El vídeo Los CFC y el ozono estratosférico (CFCs and Stratospheric Ozone, eCapítulo 18.3) representa los clorofluorocarbonos como moléculas muy estables. (a) Si los CFC son tan estables, ¿por qué se les considera como un problema grave en la atmósfera superior? (b) Si los países del mundo dejasen por completo de producir CFC, sus efectos en las capas altas de la atmósfera continuarían durante décadas. Explique por qué. 18.79 En el ejercicio 18.20 usted explicó por qué la precipitación pluvial es ácida incluso en ausencia de contaminantes, como el SO2 gaseoso, y el vídeo El dióxido de carbono se comporta como un ácido en agua (Carbon Dioxide Behaves as an Acid in Water, eCapítulo 18.4) muestra cómo el CO2 acidifica el agua. Compare las concentraciones atmosféricas típicas (Tabla 18.3) de CO2 y de SO2, que se oxida a SO3 en la troposfera. ¿Cuál de estos gases tendría mayor influencia en el pH de la precipitación pluvial? Explique su respuesta.

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