Dióxido de azufre
Compuesto químico de azufre y oxígeno.

Dióxido de azufre
Fórmula esquelética de dióxido de azufre con dimensiones variadas
Modelo de relleno espacial de dióxido de azufre
La estructura de Lewis del dióxido de azufre (SO2), que muestra pares de electrones no compartidos.
Nombres
Nombre IUPAC
Dióxido de azufre
Otros nombres
  • Anhídrido sulfuroso
  • Óxido de azufre (IV)
Identificadores
  • 7446-09-5 controlarY
Modelo 3D ( JSmol )
  • Imagen interactiva
3535237
EBICh
  • CHEBI:18422 controlarY
Química biológica
  • ChEMBL1235997 ☒norte
Araña química
  • 1087 controlarY
Tarjeta informativa de la ECHA100.028.359
Número CE
  • 231-195-2
Número EE220 (conservantes)
1443
BARRIL
  • D05961 controlarY
MallaDióxido de azufre
Identificador de centro de PubChem
  • 1119
Número RTECS
  • WS4550000
UNIVERSIDAD
  • 0UZA3422Q4 controlarY
Número de la ONU1079, 2037
  • DTXSID6029672
  • InChI=1S/O2S/c1-3-2 controlarY
    Clave: RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYSA-N controlarY
  • InChI=1/O2S/c1-3-2
    Clave: RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYAT
  • O=S=O
Propiedades
ENTONCES
2
Masa molar64,066 g/mol
AparienciaGas incoloro y picante.
OlorPicante; similar a una cerilla recién encendida [1]
Densidad2,619 kg m −3 [2]
Punto de fusión−72 °C; −98 °F; 201 K
Punto de ebullición-10 °C (14 °F; 263 K)
94 g/L [3]
forma ácido sulfuroso
Presión de vapor230 kPa a 10 °C; 330 kPa a 20 °C; 462 kPa a 30 °C; 630 kPa a 40 °C [4]
Acidez (p K a )~1,81
Basicidad (p K b )~12,19
−18,2·10 −6 cm3 / mol
Viscosidad12,82 μPa·s [5]
Estructura
C 2v​
Digonal
Diédrico
1,62 D
Termoquímica
248,223 JK −1 mol −1
−296,81 kJ mol −1
Peligros
Etiquetado SGA :
GHS05: Corrosivo GHS06: Tóxico
Peligro
H314 , H331 [6]
NFPA 704 (rombo cortafuegos)
NFPA 704 diamante de cuatro coloresHealth 3: Short exposure could cause serious temporary or residual injury. E.g. chlorine gasFlammability 0: Will not burn. E.g. waterInstability 0: Normally stable, even under fire exposure conditions, and is not reactive with water. E.g. liquid nitrogenSpecial hazards (white): no code
3
0
0
Dosis o concentración letal (LD, LC):
3000 ppm (ratón, 30 min)
2520 ppm (rata, 1 h) [8]
993 ppm (rata, 20 min)
611 ppm (rata, 5 h)
764 ppm (ratón, 20 min)
1000 ppm (humano, 10 min)
3000 ppm (humano, 5 min) [8]
NIOSH (límites de exposición a la salud en EE. UU.):
PEL (Permisible)
TWA 5 ppm (13 mg/m3 ) [ 7]
REL (recomendado)
TWA 2 ppm (5 mg/m3 ) ST 5 ppm (13 mg/m3 ) [ 7]
IDLH (Peligro inmediato)
100 ppm [7]
Compuestos relacionados
Óxidos de azufre relacionados
Monóxido de azufre
Trióxido de azufre
Monóxido de disazufre
Compuestos relacionados
Ozono

Dióxido de selenio
Ácido sulfuroso
Dióxido de telurio
Dióxido de polonio

Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para los materiales en su estado estándar (a 25 °C [77 °F], 100 kPa).
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Compuesto químico

El dióxido de azufre ( ortografía recomendada por la IUPAC ) o dióxido de azufre ( inglés tradicional de la Commonwealth ) es el compuesto químico con la fórmula S O
2Es un gas incoloro de olor penetrante que causa el olor a fósforos quemados. Se libera de forma natural por la actividad volcánica y se produce como subproducto de la extracción de cobre y de la quema de combustibles fósiles que contienen azufre . [9]

El dióxido de azufre es algo tóxico para los seres humanos, aunque sólo cuando se inhala en cantidades relativamente grandes durante un período de varios minutos o más. Los alquimistas medievales lo conocían como "espíritu volátil de azufre". [10]

Estructura y unión

El SO 2 es una molécula curvada con un grupo puntual de simetría C 2v . Un enfoque de la teoría del enlace de valencia que considere solo los orbitales s y p describiría el enlace en términos de resonancia entre dos estructuras resonantes.

Dos estructuras de resonancia del dióxido de azufre

El enlace azufre-oxígeno tiene un orden de enlace de 1,5. Este enfoque simple, que no requiere la participación del orbital d , cuenta con respaldo . [11] En términos del formalismo de conteo de electrones , el átomo de azufre tiene un estado de oxidación de +4 y una carga formal de +1.

Aparición

Los brillos aurorales azules de la atmósfera superior de Ío son causados ​​por el dióxido de azufre volcánico.

El dióxido de azufre se encuentra en la Tierra y existe en concentraciones muy pequeñas en la atmósfera, alrededor de 15 ppb . [12]

En otros planetas, el dióxido de azufre se puede encontrar en diversas concentraciones, siendo la más significativa la atmósfera de Venus , donde es el tercer gas atmosférico más abundante con 150 ppm. Allí, reacciona con el agua para formar nubes de ácido sulfuroso (SO2 + H2O ⇌ HSO−3+ H+), y es un componente clave del ciclo atmosférico global del azufre del planeta y contribuye al calentamiento global . [13] Se lo ha implicado como un agente clave en el calentamiento del Marte primitivo , con estimaciones de concentraciones en la atmósfera inferior de hasta 100 ppm, [14] aunque solo existe en cantidades traza. Tanto en Venus como en Marte, al igual que en la Tierra, se cree que su fuente principal es volcánica. La atmósfera de Ío , un satélite natural de Júpiter , es 90% dióxido de azufre [15] y se cree que también existen cantidades traza en la atmósfera de Júpiter . El telescopio espacial James Webb ha observado la presencia de dióxido de azufre en el exoplaneta WASP-39b , donde se forma a través de la fotoquímica en la atmósfera del planeta. [16]

Se cree que existe en abundancia como hielo en las lunas galileanas , como hielo sublimado o escarcha en el hemisferio posterior de Ío , [17] y en la corteza y el manto de Europa , Ganímedes y Calisto , posiblemente también en forma líquida y reaccionando fácilmente con el agua. [18]

Producción

El dióxido de azufre se produce principalmente para la fabricación de ácido sulfúrico (véase el proceso de contacto , pero otros procesos lo precedieron al menos desde el siglo XVI [10] ). En los Estados Unidos en 1979, se utilizaron 23,6 millones de toneladas métricas (26 millones de toneladas cortas estadounidenses) de dióxido de azufre de esta manera, en comparación con 150.000 toneladas métricas (165.347 toneladas cortas estadounidenses) utilizadas para otros fines. La mayor parte del dióxido de azufre se produce por la combustión de azufre elemental . También se produce algo de dióxido de azufre tostando pirita y otros minerales de sulfuro en el aire. [19]

Experimento que muestra la combustión de azufre en oxígeno . Se utiliza una cámara de flujo unida a una botella de lavado de gases (llena con una solución de naranja de metilo ). El producto es dióxido de azufre ( SO2 ) con algunas trazas de trióxido de azufre (SO3 ) . El "humo" que sale de la botella de lavado de gases es, de hecho, una niebla de ácido sulfúrico generada en la reacción.

Rutas de combustión

El dióxido de azufre es el producto de la quema de azufre o de la quema de materiales que contienen azufre:

S8 +8O2 → 8SO2 , ΔH = −297 kJ / mol

Para ayudar a la combustión, se rocía azufre licuado (140–150 °C (284–302 °F) a través de una boquilla atomizadora para generar gotas finas de azufre con una gran superficie. La reacción es exotérmica y la combustión produce temperaturas de 1000–1600 °C (1830–2910 °F). La cantidad significativa de calor producido se recupera mediante la generación de vapor que posteriormente se puede convertir en electricidad. [19]

La combustión del sulfuro de hidrógeno y de los compuestos organosulfurados se produce de forma similar. Por ejemplo:

2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O​​​​​​​

La tostación de minerales de sulfuro como la pirita , la esfalrita y el cinabrio (sulfuro de mercurio) también libera SO 2 : [20]

4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2​​​
2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2​​​
HgS + O2 → Hg + SO2
4 FeS + 7 O 2 → 2 Fe 2 O 3 + 4 SO 2

Una combinación de estas reacciones es responsable de la mayor fuente de dióxido de azufre: las erupciones volcánicas. Estos eventos pueden liberar millones de toneladas de SO 2 .

Reducción de óxidos superiores

El dióxido de azufre también puede ser un subproducto en la fabricación de cemento de silicato de calcio ; en este proceso, el CaSO4 se calienta con coque y arena:

2 CaSO 4 + 2 SiO 2 + C → 2 CaSiO 3 + 2 SO 2 + CO 2

Hasta la década de 1970, se producían cantidades comerciales de ácido sulfúrico y cemento mediante este proceso en Whitehaven , Inglaterra. Al mezclarse con pizarra o marga y tostarse, el sulfato liberaba dióxido de azufre gaseoso, que se utilizaba en la producción de ácido sulfúrico; la reacción también producía silicato de calcio, un precursor en la producción de cemento. [21]

A escala de laboratorio, la acción del ácido sulfúrico concentrado caliente sobre virutas de cobre produce dióxido de azufre.

Cu + 2 H 2 SO 4 → CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

El estaño también reacciona con ácido sulfúrico concentrado, pero produce sulfato de estaño (II) que luego puede pirolizarse a 360 °C en dióxido de estaño y dióxido de azufre seco.

Sn + H2SO4 → SnSO4 + H2​​​
SnSO4 → SnO2 + SO2​​​

De sulfitos

La reacción inversa ocurre durante la acidificación:

H ++ HSO4−3 → SO2 + H2O​

Reacciones

Los sulfitos resultan de la acción de una base acuosa sobre el dióxido de azufre:

SO 2 + 2 NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O

El dióxido de azufre es un agente reductor suave pero útil . Se oxida con halógenos para dar haluros de sulfurilo, como el cloruro de sulfurilo :

SO2 + Cl2 → SO2Cl2​​​

El dióxido de azufre es el agente oxidante en el proceso Claus , que se lleva a cabo a gran escala en las refinerías de petróleo . En este proceso, el dióxido de azufre se reduce con sulfuro de hidrógeno para dar azufre elemental:

SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O

La oxidación secuencial del dióxido de azufre seguida de su hidratación se utiliza en la producción de ácido sulfúrico.

SO2 + H2O + 1 ⁄ 2 O2 → H2SO4​​​​​​​

El dióxido de azufre se disuelve en agua para formar " ácido sulfuroso ", que no se puede aislar y es en cambio una solución ácida de iones bisulfito y posiblemente sulfito .

SO2 + H2O ⇌ HSO−3+ H + K a = 1,54 × 10 −2 ; p K a = 1,81          

Reacciones de laboratorio

El dióxido de azufre es uno de los pocos gases ácidos pero reductores comunes. Hace que el tornasol húmedo se torne rosado (por ser ácido) y luego blanco (debido a su efecto blanqueador). Se puede identificar burbujeándolo a través de una solución de dicromato , lo que hace que la solución pase de naranja a verde (Cr 3+ (aq)). También puede reducir los iones férricos a ferrosos. [22]

El dióxido de azufre puede reaccionar con ciertos 1,3- dienos en una reacción quelotrópica para formar sulfonas cíclicas . Esta reacción se aprovecha a escala industrial para la síntesis de sulfolano , que es un disolvente importante en la industria petroquímica .

El dióxido de azufre puede unirse a iones metálicos como ligando para formar complejos de dióxido de azufre metálico , típicamente donde el metal de transición está en estado de oxidación 0 o +1. Se reconocen muchos modos de enlace diferentes (geometrías), pero en la mayoría de los casos, el ligando es monodentado, unido al metal a través del azufre, que puede ser planar y piramidal η 1 . [9] Como ligando η 1 -SO 2 (planar con enlace S), el dióxido de azufre funciona como una base de Lewis utilizando el par solitario en S. SO 2 funciona como un ácido de Lewis en su modo de enlace η 1 -SO 2 (piramidal con enlace S) con metales y en sus aductos 1:1 con bases de Lewis como dimetilacetamida y trimetilamina . Cuando se une a bases de Lewis, los parámetros ácidos de SO 2 son E A = 0,51 y E A = 1,56.

Usos

El uso dominante y generalizado del dióxido de azufre es en la producción de ácido sulfúrico . [19]

Precursor del ácido sulfúrico

El dióxido de azufre es un intermediario en la producción de ácido sulfúrico, que se convierte en trióxido de azufre y luego en óleum , que se transforma en ácido sulfúrico. El dióxido de azufre para este propósito se produce cuando el azufre se combina con el oxígeno. El método de conversión de dióxido de azufre en ácido sulfúrico se denomina proceso de contacto . Se producen varios millones de toneladas al año para este propósito.

Conservante de alimentos

El dióxido de azufre se utiliza a veces como conservante para albaricoques secos, higos secos y otras frutas secas, debido a sus propiedades antimicrobianas y su capacidad para prevenir la oxidación , [23] y se llama E 220 [24] cuando se usa de esta manera en Europa. Como conservante, mantiene la apariencia colorida de la fruta y evita la pudrición . Históricamente, la melaza se "sulfurizaba" como conservante y también para aclarar su color. El tratamiento de la fruta seca generalmente se hacía al aire libre, encendiendo azufre sublimado y quemándolo en un espacio cerrado con las frutas. [25] Las frutas se pueden sulfurar sumergiéndolas en bisulfito de sodio , sulfito de sodio o metabisulfito de sodio . [25]

Elaboración de vino

El dióxido de azufre fue utilizado por primera vez en la elaboración de vino por los romanos, cuando descubrieron que quemar velas de azufre dentro de recipientes de vino vacíos los mantenía frescos y libres de olor a vinagre. [26]

Sigue siendo un compuesto importante en la elaboración del vino y se mide en partes por millón ( ppm ) en el vino. Está presente incluso en el llamado vino no sulfurado en concentraciones de hasta 10 mg/L. [27] Actúa como antibiótico y antioxidante , protegiendo al vino del deterioro por bacterias y la oxidación, un fenómeno que conduce al pardeamiento del vino y a la pérdida de sabores específicos de la variedad. [28] [29] Su acción antimicrobiana también ayuda a minimizar la acidez volátil. Los vinos que contienen dióxido de azufre suelen estar etiquetados con "que contienen sulfitos ".

El dióxido de azufre existe en el vino en forma libre y ligada, y las combinaciones se denominan SO2 total . La unión, por ejemplo, al grupo carbonilo del acetaldehído , varía según el vino en cuestión. La forma libre existe en equilibrio entre el SO2 molecular ( como gas disuelto) y el ion bisulfito, que a su vez está en equilibrio con el ion sulfito. Estos equilibrios dependen del pH del vino. Un pH más bajo desplaza el equilibrio hacia el SO2 molecular (gaseoso) , que es la forma activa, mientras que a un pH más alto se encuentra más SO2 en las formas inactivas de sulfito y bisulfito. El SO2 molecular es activo como antimicrobiano y antioxidante, y esta es también la forma que puede percibirse como un olor acre en niveles altos. Los vinos con concentraciones totales de SO2 inferiores a 10 ppm no requieren "contiene sulfitos" en la etiqueta según las leyes de EE. UU. y la UE. El límite superior de SO2 total permitido en el vino en EE. UU. es de 350 ppm; En la UE, es de 160 ppm para los vinos tintos y de 210 ppm para los vinos blancos y rosados. En concentraciones bajas, el SO2 es prácticamente indetectable en el vino, pero en concentraciones de SO2 libre superiores a 50 ppm, el SO2 se hace evidente en el olor y el sabor del vino. [ cita requerida ]

El SO 2 también es un compuesto muy importante en la desinfección de bodegas. Las bodegas y los equipos deben mantenerse limpios y, como no se puede utilizar lejía en una bodega debido al riesgo de que el corcho se eche a perder , [30] se utiliza habitualmente una mezcla de SO 2 , agua y ácido cítrico para limpiar y desinfectar los equipos. El ozono (O 3 ) se utiliza ahora ampliamente para la desinfección de bodegas debido a su eficacia y porque no afecta al vino ni a la mayoría de los equipos. [31]

Como agente reductor

El dióxido de azufre también es un buen reductor . En presencia de agua, el dióxido de azufre es capaz de decolorar sustancias. En concreto, es un blanqueador reductor útil para papeles y materiales delicados como la ropa. Este efecto blanqueador normalmente no dura mucho. El oxígeno de la atmósfera reoxida los tintes reducidos, restaurando el color. En el tratamiento de aguas residuales municipales, el dióxido de azufre se utiliza para tratar las aguas residuales cloradas antes de su vertido. El dióxido de azufre reduce el cloro libre y combinado a cloruro . [32]

El dióxido de azufre es bastante soluble en agua y, tanto por espectroscopia IR como por espectroscopia Raman, el ácido sulfuroso hipotético , H 2 SO 3 , no está presente en ninguna medida. Sin embargo, dichas soluciones sí muestran espectros del ion sulfito de hidrógeno, HSO 3 − , por reacción con agua, y de hecho es el agente reductor real presente:

SO 2 + H 2 O ⇌ HSO 3 − + H +

Como fumigante

A principios del siglo XX, el dióxido de azufre se utilizó en Buenos Aires como fumigante para matar ratas portadoras de la bacteria Yersinia pestis , causante de la peste bubónica. La aplicación tuvo éxito y la aplicación de este método se extendió a otras zonas de América del Sur. En Buenos Aires, donde estos aparatos se conocían como Sulfurozador , pero más tarde también en Río de Janeiro, Nueva Orleans y San Francisco, las máquinas de tratamiento con dióxido de azufre se llevaron a las calles para permitir amplias campañas de desinfección, con resultados efectivos. [33]

Funciones bioquímicas y biomédicas

El dióxido de azufre o su base conjugada bisulfito se produce biológicamente como intermediario tanto en organismos reductores de sulfato como en bacterias oxidantes de azufre. El papel del dióxido de azufre en la biología de los mamíferos aún no se comprende bien. [34] El dióxido de azufre bloquea las señales nerviosas de los receptores de estiramiento pulmonar y elimina el reflejo de inflación de Hering-Breuer .

Se considera que el dióxido de azufre endógeno desempeña un papel fisiológico importante en la regulación de la función cardíaca y de los vasos sanguíneos , y el metabolismo aberrante o deficiente del dióxido de azufre puede contribuir a varias enfermedades cardiovasculares diferentes, como la hipertensión arterial , la aterosclerosis , la hipertensión arterial pulmonar y la estenocardia . [35]

Se ha demostrado que en niños con hipertensión arterial pulmonar debida a cardiopatías congénitas el nivel de homocisteína es más alto y el nivel de dióxido de azufre endógeno es más bajo que en niños de control normales. Además, estos parámetros bioquímicos se correlacionan fuertemente con la gravedad de la hipertensión arterial pulmonar. Los autores consideraron que la homocisteína es uno de los marcadores bioquímicos útiles de la gravedad de la enfermedad y el metabolismo del dióxido de azufre es uno de los objetivos terapéuticos potenciales en esos pacientes. [36]

También se ha demostrado que el dióxido de azufre endógeno reduce la tasa de proliferación de las células musculares lisas endoteliales en los vasos sanguíneos, al reducir la actividad de MAPK y activar la adenilil ciclasa y la proteína quinasa A. [ 37] La ​​proliferación de células musculares lisas es uno de los mecanismos importantes de remodelación hipertensiva de los vasos sanguíneos y su estenosis , por lo que es un mecanismo patogénico importante en la hipertensión arterial y la aterosclerosis.

El dióxido de azufre endógeno en bajas concentraciones causa vasodilatación dependiente del endotelio . En concentraciones más altas causa vasodilatación independiente del endotelio y tiene un efecto inotrópico negativo sobre la función del gasto cardíaco, reduciendo así eficazmente la presión arterial y el consumo de oxígeno del miocardio. Los efectos vasodilatadores y broncodilatadores del dióxido de azufre están mediados por los canales de calcio dependientes de ATP y los canales de calcio de tipo L ("dihidropiridina"). El dióxido de azufre endógeno también es un potente agente antiinflamatorio, antioxidante y citoprotector. Reduce la presión arterial y retarda la remodelación hipertensiva de los vasos sanguíneos, especialmente el engrosamiento de su íntima. También regula el metabolismo de los lípidos. [38]

El dióxido de azufre endógeno también disminuye el daño miocárdico, causado por la hiperestimulación adrenérgica del isoproterenol , y fortalece la reserva de defensa antioxidante del miocardio. [39]

Como reactivo y disolvente en el laboratorio.

El dióxido de azufre es un disolvente inerte versátil que se utiliza ampliamente para disolver sales altamente oxidantes. También se utiliza ocasionalmente como fuente del grupo sulfonilo en la síntesis orgánica . El tratamiento de sales de aril diazonio con dióxido de azufre y cloruro cuproso produce el cloruro de aril sulfonilo correspondiente, por ejemplo: [40]

Como resultado de su basicidad de Lewis muy baja , a menudo se utiliza como un disolvente/diluyente de baja temperatura para superácidos como el ácido mágico (FSO 3 H/SbF 5 ), lo que permite observar espectroscópicamente especies altamente reactivas como el catión terc -butilo a baja temperatura (aunque los carbocationes terciarios reaccionan con SO 2 por encima de aproximadamente -30 °C, e incluso disolventes menos reactivos como SO 2 ClF deben usarse a estas temperaturas más altas). [41]

Como refrigerante

El dióxido de azufre , que se condensa fácilmente y posee un alto calor de evaporación , es un material candidato para refrigerantes. Antes del desarrollo de los clorofluorocarbonos , el dióxido de azufre se utilizaba como refrigerante en los refrigeradores domésticos .

Como indicador de actividad volcánica

La Oficina Meteorológica de Islandia mide el contenido de dióxido de azufre en los gases geotérmicos liberados naturalmente como indicador de posible actividad volcánica. [42]

Seguridad

Un voluntario del Servicio Geológico de Estados Unidos realiza pruebas para detectar dióxido de azufre después de la erupción de la Puna inferior de 2018 .

Ingestión

En los Estados Unidos, el Centro para la Ciencia en el Interés Público enumera los dos conservantes alimentarios, el dióxido de azufre y el bisulfito de sodio , como seguros para el consumo humano, excepto para ciertas personas asmáticas que pueden ser sensibles a ellos, especialmente en grandes cantidades. [43] Los síntomas de sensibilidad a los agentes sulfitantes , incluido el dióxido de azufre, se manifiestan como dificultad para respirar potencialmente mortal a los pocos minutos de la ingestión. [44] Los sulfitos también pueden causar síntomas en personas no asmáticas, a saber, dermatitis , urticaria , sofocos , hipotensión , dolor abdominal y diarrea, e incluso anafilaxia potencialmente mortal . [45]

Inhalación

La exposición incidental al dióxido de azufre es habitual, por ejemplo, el humo de las cerillas, el carbón y los combustibles que contienen azufre, como el combustible para búnkeres . En comparación con otras sustancias químicas, es sólo ligeramente tóxico y requiere altas concentraciones para ser activamente peligroso. [46] Sin embargo, su ubicuidad lo convierte en un importante contaminante del aire con impactos significativos en la salud humana. [47]

En 2008, la Conferencia Americana de Higienistas Industriales Gubernamentales redujo el límite de exposición a corto plazo a 0,25 partes por millón (ppm). En los EE. UU., la OSHA fijó el PEL en 5 ppm (13 mg/m 3 ) de promedio ponderado en el tiempo. También en los EE. UU., NIOSH fijó el IDLH en 100 ppm. [48] En 2010, la EPA "revisó las NAAQS primarias de SO 2 estableciendo un nuevo estándar de una hora a un nivel de 75 partes por mil millones (ppb) . La EPA revocó las dos normas primarias existentes porque no proporcionarían protección adicional a la salud pública dado un estándar de una hora a 75 ppb". [47]

Papel del medio ambiente

Contaminación del aire

"Inyección" volcánica

Las grandes erupciones volcánicas tienen un efecto abrumador en las concentraciones de aerosoles de sulfato en los años en que ocurren: las erupciones con un rango de 4 o más en el Índice de Explosividad Volcánica inyectan SO2 y vapor de agua directamente en la estratosfera , donde reaccionan para crear columnas de aerosoles de sulfato. [49] Las emisiones volcánicas varían significativamente en composición y tienen una química compleja debido a la presencia de partículas de ceniza y una amplia variedad de otros elementos en la columna. Solo los estratovolcanes que contienen principalmente magmas félsicos son responsables de estos flujos, ya que el magma máfico que erupciona en volcanes escudo no da como resultado columnas que alcancen la estratosfera. [50] Sin embargo, antes de la Revolución Industrial , la vía del sulfuro de dimetilo era la que más contribuía a las concentraciones de aerosoles de sulfato en un año más promedio sin actividad volcánica importante. Según el Primer Informe de Evaluación del IPCC , publicado en 1990, las emisiones volcánicas ascendieron por lo general a alrededor de 10 millones de toneladas en la década de 1980, mientras que el sulfuro de dimetilo ascendió a 40 millones de toneladas. Sin embargo, en ese momento, las emisiones globales de azufre causadas por el hombre a la atmósfera se volvieron "al menos tan grandes" como todas las emisiones naturales de compuestos que contienen azufre juntas : eran menos de 3 millones de toneladas por año en 1860, y luego aumentaron a 15 millones de toneladas en 1900, 40 millones de toneladas en 1940 y alrededor de 80 millones en 1980. El mismo informe señaló que "en las regiones industrializadas de Europa y América del Norte, las emisiones antropogénicas dominan sobre las emisiones naturales en un factor de aproximadamente diez o incluso más". [51] En el este de los Estados Unidos, se estimó que las partículas de sulfato representaban el 25% o más de toda la contaminación del aire. [52] La exposición a las emisiones de dióxido de azufre de las centrales eléctricas de carbón (PM 2,5 de carbón ) en los EE. UU. se asoció con un riesgo de mortalidad 2,1 veces mayor que la exposición a PM 2,5 de todas las fuentes. [53] Mientras tanto, el hemisferio sur tuvo concentraciones mucho más bajas debido a que está mucho menos densamente poblado, con un estimado del 90% de la población humana en el norte. A principios de la década de 1990, el azufre antropogénico dominaba en el hemisferio norte , donde solo el 16% de las emisiones anuales de azufre eran naturales, pero representaban menos de la mitad de las emisiones en el hemisferio sur. [54]

Bosques dañados por la lluvia ácida en el Triángulo Negro de Europa

Este aumento de las emisiones de aerosoles de sulfato tuvo diversos efectos. En su momento, el más visible fue la lluvia ácida , causada por la precipitación de nubes que transportaban altas concentraciones de aerosoles de sulfato en la troposfera . [55] En su apogeo, la lluvia ácida ha eliminado la trucha de arroyo y algunas otras especies de peces e insectos de lagos y arroyos en áreas geográficamente sensibles, como las montañas Adirondack en los Estados Unidos. [56] La lluvia ácida empeora la función del suelo , ya que se pierde parte de su microbiota y se movilizan metales pesados ​​como el aluminio (se propagan más fácilmente), mientras que los nutrientes y minerales esenciales como el magnesio pueden filtrarse debido a lo mismo. En última instancia, las plantas que no pueden tolerar un pH bajo mueren, y los bosques montañosos son algunos de los ecosistemas más afectados debido a su exposición regular a la niebla portadora de sulfato a grandes altitudes. [57] [58] [59] [60] [61] Aunque la lluvia ácida estaba demasiado diluida para afectar directamente la salud humana, se sabe que respirar smog o incluso cualquier aire con concentraciones elevadas de sulfato contribuye a afecciones cardíacas y pulmonares , incluidas el asma y la bronquitis . [52] Además, esta forma de contaminación está relacionada con el parto prematuro y el bajo peso al nacer , y un estudio de 74.671 mujeres embarazadas en Beijing encontró que cada 100 μg/m 3 adicionales de SO 2 en el aire reducían el peso de los bebés en 7,3 g, lo que lo convierte, junto con otras formas de contaminación del aire, en el mayor factor de riesgo atribuible al bajo peso al nacer jamás observado. [62]

Medidas de control

Estimaciones de principios de la década de 2010 sobre las emisiones globales de dióxido de azufre de origen antropogénico pasadas y futuras, incluidas las trayectorias de concentración representativas . Si bien ningún escenario de cambio climático puede alcanzar las reducciones máximas factibles (MFR), todos suponen descensos pronunciados con respecto a los niveles actuales. Para 2019, se confirmó que las reducciones de las emisiones de sulfato se producirían a un ritmo muy rápido. [63]

Debido en gran medida al Programa de Lluvia Ácida de la Agencia de Protección Ambiental de Estados Unidos (EPA) , las emisiones en ese país disminuyeron un 33% entre 1983 y 2002 (véase la tabla). Esta mejora se debió en parte a la desulfuración de gases de combustión , una tecnología que permite que el SO2 se adhiera químicamente en las centrales eléctricas que queman carbón o petróleo que contienen azufre.

AñoSO 2
197031.161.000 toneladas cortas (28,3 Mt)
198025.905.000 toneladas cortas (23,5 Mt)
199023.678.000 toneladas cortas (21,5 Mt)
199618.859.000 toneladas cortas (17,1 Mt)
199719.363.000 toneladas cortas (17,6 Mt)
199819.491.000 toneladas cortas (17,7 Mt)
199918.867.000 toneladas cortas (17,1 Mt)

En particular, el óxido de calcio (cal) reacciona con el dióxido de azufre para formar sulfito de calcio :

CaO + SO2 → CaSO3

La oxidación aeróbica del CaSO 3 produce CaSO 4 , anhidrita . La mayor parte del yeso que se vende en Europa procede de la desulfuración de gases de combustión.

Para controlar las emisiones de azufre, se han desarrollado docenas de métodos con eficiencias relativamente altas para la instalación de plantas de energía a carbón. [64] El azufre se puede eliminar del carbón durante la combustión utilizando piedra caliza como material de lecho en la combustión en lecho fluidizado . [65]

El azufre también se puede eliminar de los combustibles antes de quemarlos, lo que evita la formación de SO2 cuando se quema el combustible. El proceso Claus se utiliza en refinerías para producir azufre como subproducto. El proceso Stretford también se ha utilizado para eliminar el azufre del combustible. También se pueden utilizar procesos redox que utilizan óxidos de hierro, por ejemplo, Lo-Cat [66] o Sulferox. [67]

Se pueden utilizar aditivos de combustible como aditivos de calcio y carboxilato de magnesio en motores marinos para reducir la emisión de gases de dióxido de azufre a la atmósfera. [68]

Impacto en el cambio climático

Tendencias observadas de oscurecimiento y aumento de la luminosidad global en cuatro regiones geográficas principales. El oscurecimiento fue mayor en los días promedio sin nubes (línea roja) que en el promedio de todos los días (línea violeta), lo que sugiere firmemente que los aerosoles de sulfato fueron la causa. [69]
Investigaciones posteriores estimaron una reducción promedio de la luz solar que llega a la superficie terrestre de alrededor del 4-5% por década entre finales de los años 1950 y 1980, y del 2-3% por década cuando se incluyó la década de 1990. [70] [71] [72] [ 73] Cabe destacar que la radiación solar en la parte superior de la atmósfera no varió en más de un 0,1-0,3% en todo ese tiempo, lo que sugiere firmemente que las razones del oscurecimiento estaban en la Tierra. [74] [75] Además, solo se atenuaron la luz visible y la radiación infrarroja , en lugar de la parte ultravioleta del espectro. [76] Además, el oscurecimiento se había producido incluso cuando los cielos estaban despejados, y de hecho era más fuerte que durante los días nublados, lo que demuestra que no fue causado solo por cambios en la cobertura de nubes. [77] [75] [69]

Impactos proyectados

El grado en que los factores físicos en la atmósfera o en la tierra afectan el cambio climático , incluido el enfriamiento que proporcionan los aerosoles de sulfato y el oscurecimiento que causan. La gran barra de error muestra que todavía hay importantes incertidumbres sin resolver.

Dado que los cambios en las concentraciones de aerosoles ya tienen un impacto en el clima global, necesariamente influirán también en las proyecciones futuras. De hecho, es imposible estimar completamente el impacto del calentamiento de todos los gases de efecto invernadero sin tener en cuenta el enfriamiento que contrarresta el efecto de los aerosoles. [78] [79]

Independientemente de la fuerza actual del enfriamiento por aerosoles, todos los escenarios futuros de cambio climático proyectan disminuciones en las partículas y esto incluye los escenarios donde se cumplen los objetivos de 1,5 °C (2,7 °F) y 2 °C (3,6 °F): sus objetivos específicos de reducción de emisiones suponen la necesidad de compensar el menor oscurecimiento. [80] Dado que los modelos estiman que el enfriamiento causado por los sulfatos es en gran medida equivalente al calentamiento causado por el metano atmosférico (y dado que el metano es un gas de efecto invernadero de vida relativamente corta), se cree que las reducciones simultáneas en ambos se cancelarían efectivamente entre sí. [81]

[82] Sin embargo, en los últimos años, las concentraciones de metano han aumentado a tasas que superan su período anterior de crecimiento máximo en la década de 1980, [83] [84] con las emisiones de metano de los humedales impulsando gran parte del crecimiento reciente, [85] [86] mientras que la contaminación del aire se está limpiando agresivamente. [87] Estas tendencias son algunas de las principales razones por las que ahora se espera un calentamiento de 1,5 °C (2,7 °F) alrededor de 2030, a diferencia de las estimaciones de mediados de la década de 2010, donde no ocurriría hasta 2040. [78]

Geoingeniería solar

Consulte el título y la descripción de la imagen.
Proponen globo cautivo para inyectar aerosoles en la estratosfera
Como el mundo real había demostrado la importancia de las concentraciones de aerosoles de sulfato para el clima global, la investigación sobre el tema se aceleró. La formación de los aerosoles y sus efectos en la atmósfera se pueden estudiar en el laboratorio, con métodos como la cromatografía iónica y la espectrometría de masas [88] Se pueden recuperar muestras de partículas reales de la estratosfera utilizando globos o aviones, [89] y también se utilizaron satélites remotos para la observación. [90] Estos datos se incorporan a los modelos climáticos , [91] ya que la necesidad de tener en cuenta el enfriamiento de los aerosoles para comprender realmente la tasa y la evolución del calentamiento había sido evidente desde hace mucho tiempo, siendo el Segundo Informe de Evaluación del IPCC el primero en incluir una estimación de su impacto en el clima, y ​​todos los modelos principales capaces de simularlos cuando se publicó el Cuarto Informe de Evaluación del IPCC en 2007. [92] Muchos científicos también ven el otro lado de esta investigación, que es aprender a causar el mismo efecto artificialmente. [93] Aunque se discutió alrededor de la década de 1990, si no antes, [94] la inyección de aerosoles estratosféricos como un método de geoingeniería solar se asocia mejor con la propuesta detallada de Paul Crutzen de 2006. [95] El despliegue en la estratosfera garantiza que los aerosoles sean más efectivos y que el progreso de las medidas de aire limpio no se revertiría: una investigación más reciente estimó que incluso en el escenario de emisiones más alto RCP 8.5 , la adición de azufre estratosférico requerida para evitar 4 °C (7,2 °F) en relación con la actualidad (y 5 °C (9,0 °F) en relación con la preindustrial) se compensaría efectivamente con los futuros controles sobre la contaminación por sulfato troposférico, y la cantidad requerida sería incluso menor para escenarios de calentamiento menos drásticos. [96] Esto estimuló una mirada detallada a sus costos y beneficios, [97] pero incluso con cientos de estudios sobre el tema completados a principios de la década de 2020, persisten algunas incertidumbres notables. [98]

Propiedades

Tabla de propiedades térmicas y físicas del dióxido de azufre líquido saturado: [99] [100]

Temperatura (°C)Densidad (kg/m3)Calor específico (kJ/kg·K)Viscosidad cinemática (m^2/s)Conductividad (W/m·K)Difusividad térmica (m^2/s)Número de PrandtlMódulo volumétrico (K^-1)
-501560.841.35954.84E-070,2421.14E-074.24–
-401536.811.36074.24E-070,2351.13E-073.74–
-301520.641.36163.71E-070,231.12E-073.31–
-201488.61.36243.24E-070,2251.11E-072.93–
-101463.611.36282.88E-070,2181.10E-072.62–
01438,461.36362.57E-070,2111.08E-072.38–
101412.511.36452.32E-070,2041.07E-072.18–
201386.41.36532.10E-070,1991.05E-0721.94E-03
301359.331.36621.90E-070,1921.04E-071.83–
401329.221.36741.73E-070,1851.02E-071.7–
501299.11.36831.62E-070,1779.99E-081.61–

Véase también

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Wikimedia Commons tiene medios relacionados con dióxido de azufre .
  • Mapa mundial de la distribución del dióxido de azufre
  • Página sobre dióxido de azufre de la Agencia de Protección Ambiental de los Estados Unidos
  • Ficha internacional de seguridad química 0074
  • Monografías del IARC. "Dióxido de azufre y algunos sulfitos, bisulfitos y metabisulfitos". vol. 54. 1992. pág. 131.
  • Guía de bolsillo del NIOSH sobre peligros químicos
  • CDC – Dióxido de azufre – Tema de seguridad y salud en el trabajo de NIOSH
  • Dióxido de azufre, molécula del mes
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