Alta Atmósfera

Saber más

Química del cloro

Fundamentalmente, la química de cloro  está llevando a la destrucción de la capa de ozono. Con la producción industrial de clorofluorocarbonos (CFCs), el hombre introdujo una nueva fuente de cloro en la atmósfera. Ahora, el nivel de cloro es seis veces mayor de lo que era debido a sus fuentes naturales, con unas consecuencias fatales para la capa de ozono. Sin embargo, las condiciones para la formación del agujero de la capa son muy especiales. Por ello, no se había previsto un desarrollo tan drástico. 

CFCs- gases de fuentes no naturales

Los gases destructores de ozono con mayor potencial para influir en el clima son CFC-11 (CFCl₃), CFC-12 ( CF₂Cl₂) y CFC-13 (CF₂ClCFCl₂).  Actualmente está claro, debido a las medidas tomadas en el aire polar, que hay fuentes no naturales que liberan estos compuestos. La única fuente natural de cloro significativa  es el clorometilo CH₃Cl, que es un compuesto con una vida relativamente corta de 1.3 años.
Debido a su estabilidad frente al radical OH y a la fotolisis en la troposfera, los CFCs tienen una vida estratosférica muy larga, de entre 50 a 100 años. Alcanzan la estratosfera y son fotolizados, lo que lleva a la formación de radicales de cloro. El hecho de que estos radicales estén disponibles no significa necesariamente una merma del ozono, puesto que compiten con otras reacciones. Tal y como se explicará en las siguientes páginas, se requieren  unas condiciones especiales.

Química del cloro estratosférico
 - las bases

Generalmente, como muchos otros radicales X, el cloro ( Cl) es oxidado por el ozono en la estratosfera y forma XO (ClO)

           X + O₃              -> XO + O2
           O₃ + radiación       -> O + O2
           O + XO             -> X + O2
neto:      2 O₃                       -> 3 O₂

Esta reacción en cadena conduce a la disminución del ozono

 Pero el radical del inicio X ( aquí Cl) no es necesariamente reciclado. El Cl o el ClO pueden eliminarse también en otras reacciones. Los óxidos de nitrógeno actúan como un sumidero para los radicales de ClO, que son convertidas en las llamadas especies de reserva ClONO₂ y HCl, mostradas en el cuadro azul.

 ClO + NO₂ + M^*   -> ClONO₂ + M^*
y
 ClO + NO             ->  Cl + NO₂
 Cl + CH₄                -> HCl + CH₃

El HCl y el ClONO₂ se llaman "especies de reserva", porque el cloro no está activo, por lo que no reaccionan con ozono. Normalmente permanecen en fase gaseosa y pueden ser eliminados lentamente de la estratosfera. Por ello, en la fase gaseosa  de la química estratosférica, sólo se espera una pequeña disminución del ozono. Pero estas especies son transportadas por la circulación del medio hacia la baja estratosfera sobre el  área polar...

Las condiciones especiales del agujero de la capa de ozono de la Antártida

Durante la noche polar con temperaturas de alrededor de -80°C, la pequeñísima cantidad de agua disponible en la estratosfera es capaz de congelarse y de formar nubes estratosféricas,  junto con ácido nítrico (el llamado ácido nítrico trihidratado ANT, o NAT). Ahora las cinco condiciones clave vienen de la mano:

Primera: Los catalizadores del óxido de nitrógeno( óxido de nitrógeno NO y dióxido de nitrógenoNO₂), que ayudan a convertir el ClO en HCl como se muestra arriba, son eliminados de la fase gaseosa de la estratosfera a través de las reacciones
 
NO + O₃              -> NO₂ + O₂
NO₂ + NO₃ + M^*   -> N₂O₅ + M
N₂O₅ + H₂O          -> 2 HNO₃  

produciendo por lo tanto ácido nítrico HNO₃ que es incorporado a las partículas de las nubes estratosféricas polares (NEP o  PSC).

Segunda: En la superficie de las nubes estratosféricas polares (NEP o PSC) las partículas de hielo de las "especies de reserva" de cloro no reactivo, HCl y ClONO₂,  reaccionan entre sí para producir Cl₂ y HNO₃; éste último es inmediatamente incorporado a las partículas.

Tercera: Cuando vuelve a hacerse de día al final de la noche polar, el Cl₂ es fotolizado y produce dos radicales de Cl. El cloro se ha reactivado.

Cuarta: Los átomos de cloro comienzan una cadena de reacciones catalíticas, conduciendo a la destrucción del ozono siempre y cuando no haya óxidos de nitrógeno disponibles que los eliminen. Hay que tener en cuenta que la relación entre la velocidad de destrucción del ozono  y la concentración de cloro ( o ClO) es cuadrática.

    Cl + O₃                       -> ClO + O₂
    Cl + O₃                       -> ClO + O₂
    ClO + ClO + M           -> Cl₂O₂ + M
    Cl₂O₂ + radiación -> Cl +ClO₂ -> 2 Cl + O₂
Neto: 2 O₃  -> 3 O₂ 

Quinta: Las especies de cloro más habituales como el Cl, ClO y el Cl₂O₂ se forman y se concentran más en la alta estratosfera y el ozono en baja estratosfera. Por ello hace alguas décadas los expertos no pronosticaron una disminución significativa del ozono. El ozono y sus destructores sólo deberían estar juntos en las zonas fronterizas. En este punto entra en juego el vortex polar: las especies de cloro son  llevadas por advección a la baja estratosfera mediante el transporte del viento desde la  alta y media estratosfera dentro de este vortex polar meteorológicamente estable ( viento circumpolar), con el polo situado aproximadamente en el centro. Así es como las especies de cloro destructoras de oxígeno son transportadas a latitudes más bajas, donde se acumula la mayor parte del oxígeno.

Las cinco condiciones deben darse a la vez para formar el agujero de la capa de ozono. Por esta razón la mayor destrucción de ozono tiene lugar sobre la Antártida y únicamente durante los meses de  septiembre / octubre (primavera antártica), en los que el sol sale después de la noche polar. En pocos años, tenemos unas condiciones comparables en el Ártico en Marzo, y también un pequeño agujero se va formando en el Norte de Europa. Al final del año, las nubes polares se disuelven, los óxidos de nitrógeno vuelven a estar  disponibles, el vortex polar se quebranta y los radicales de cloro son eliminados; por lo que la capa de ozono se recupera.

M*: En cualquier tipo de reacción A + B -> C  es necesario un tercer compañero,  que elimina la energía en exceso.  De otro modo el producto C podría tener la misma energía que la suma de los reactivos A + B y directamente se produciría la reacción inversa. En la mayoría de los casos M es el nitrógeno del aire N₂.

Sobre esta página:

autor: Dr. Elmar Uherek - MPI for Chemistry, Mainz
supervisor científico: Dr. Christoph Brühl, MPI for Chemistry, Mainz
corrector pedagógico: Michael Seesing - Uni Duisburg - 07-08-2003
última publicación: 11-05-2004