Química do Ozônio na Atmosfera

Ozônio na baixa atmosfera (troposfera)


Cerca de 10% do total de ozônio (O3) na atmosfera é encontrada na troposfera – camada baixa da atmosfera até 16 km acima da superfície da Terra.
O ozônio na troposfera – referido anteriormente como “mau ozônio” tem efeitos nocivos para vários seres vivos porque é tóxico. Em humanos, o ozônio provoca irritação nos olhos, comprometimento da função pulmonar, agravamento de doenças respiratórias como a asma, e aumenta a suscetibilidade à infecção. A poluição pelo ozônio na troposfera está muitas vezes ligada ao nevoeiro fotoquímico.

Ozônio na baixa atmosfera é formado, por exemplo, durante a descarga elétrica de aparelhos de alta tensão, como mostrado nas equações abaixo:

 

O2(g) -----> 2O(g)

O2(g) + O(g) -----> O3(g)

 

Outra fonte de ozônio na baixa atmosfera vem da decomposição de gases de escape de veículos, maiores detalhes no apêndice abaixo (clique aqui).



Ozônio na atmosfera superior (estratosfera)

Cerca de 90% do total de ozônio (O3) na atmosfera é encontrado na estratosfera (15 km a 35 de superfície da Terra). Na estratosfera, o ozônio, referido anteriormente como “ozônio bom”, atua como o protetor primário de radiação UV. A radiação ultravioleta de curto comprimento de onda da do sol (<240Nm) fornece a energia necessária para separar as moléculas de oxigênio em átomos de oxigênio:

 

O2(g)

Radiação UV
------------>

2O(g)

 

Átomos de oxigênio, então, reagem com as moléculas de oxigênio para formar ozônio:

 

O(g) + O2(g) -------> O3(g)

 

O ozônio pode absorver radiações UV-B e UV-C nocivas, impedindo-as de atingir a superfície da terra:

 

O3(g)

Radiação UV 
------------>

O2(g) + O(g)

 

A constante de formação e destruição do ozônio manteve-se em equilíbrio ao longo do tempo. Porém, ações empreendidas pelo homem, como a liberação de CFC’s  na atmosfera, perturbaram este equilíbrio.



Clorofluorcarbonos (CFC) e halons:
• CFC e halons pertencem ao haloalcanos.
• Os clorofluorcarbonos (CFCs) são compostos que contêm apenas carbono, cloro e flúor (sem hidrogênio).
Halons são compostos que contêm apenas carbono, bromo e outros halogênios (sem hidrogênio).
• Os clorofluorcarbonos (CFCs) são vendidos sob o nome comercial de Freon.
CFCs são usados como fluidos para o trabalho em refrigeradores e condicionadores de ar, porque são gases à temperatura ambiente, e podem ser facilmente liquefeitos por compressão, em último, porque eles são estáveis e não-tóxicos.
CFCs são usados como agentes na produção de espuma de poliestireno espuma de poliuretano e plásticos utilizados para o isolamento e materiais de embalagem
CFCs são utilizados como propelente em aerossóis para tintas, repelentes de insetos, desodorantes
• Os halons são usados em extintores de incêndio, porque eles são líquidos densos, não- inflamáveis. Bromoclorodifluorometano, CF2ClBr, é comumente utilizado em extintores de halon.



Química da destruição do ozônio pelo CFC:
• Os CFCs destroem o ozônio na estratosfera (15 - 35 km acima da superfície da Terra). As concentrações de ozônio são medidas em unidades Dobsen, 1 unidade Dobsen, e representa 1 molécula de O3 para cada 1 bilhão de moléculas ar.
A perda de ozônio é maior sobre a Antártida onde a destruição do ozônio foi registrada e é comumente referida como o “buraco do ozônio”.
• Ozônio (O3), um alótropo de oxigênio, é venenoso para os seres humanos se respirado, mas é importante para a vida na medida em que filtra e absorve a radiação ultravioleta de onda curta (UV) no intervalo de 280 - 320nm que pode causar queimaduras graves, câncer de pele e doenças oculares.
• A inércia e a ausência de solubilidade de CFC’s na água significam que eles não são destruídos nem são dissolvidos em água de chuva de tal maneira que eles permanecem na atmosfera por um tempo muito longo e se difundem até a estratosfera
• Na estratosfera, os CFC’s entram em contato com a radiação ultravioleta de onda curta, que é capaz de separar os átomos de cloro das moléculas de CFC

 

CCl3F(g)

Radiação u.v
--------------->

CCl2F(g)

+

Cl(g)

 

 

Estes átomos de cloro destroem a camada de ozônio:

 

 

Cl(g)

+

O3(g)

------>

ClO(g)

+

O2(g)

 

Há um número significativo de átomos de oxigênio na estratosfera (desde que o ozônio sofre uma decomposição fotoquímica natural produzindo átomos e moléculas de oxigênio), que leva à regeneração dos átomos de cloro na estratosfera. Então, 1 molécula de CFC pode destruir muitas moléculas de ozônio, em repetidos ciclos.

 

ClO(g)

+

O(g)

-------->

O2(g)

+

Cl(g)

 

 

 

Apêndice: Produção de ozônio a partir dos gases de escapamento de automóveis


Veículos motorizados produzem gases de escape contendo óxidos de nitrogênio, como o dióxido de nitrogênio (NO2) e óxido nítrico (NO). Nas altas temperaturas da câmara de combustão do carro (cilindro), nitrogênio e oxigênio do ar reagem para formar óxido nítrico (NO):

 

 

N2(g) + O2(g) -----> 2NO(g)


 
Parte do óxido nítrico (NO) reage com o oxigênio para formar dióxido de nitrogênio (NO2):

 

2NO(g) + O2(g) -----> 2NO2(g)

 


A mistura de óxido nítrico (NO) e dióxido de nitrogênio (NO2) é muitas vezes referida como NOx. Quando a concentração do dióxido de nitrogênio (NO2) está bem acima dos níveis de ar limpo e há uma abundância de luz solar, um átomo de oxigênio se separa da molécula de dióxido de nitrogênio:

 

 

NO2(g)

Luz solar
---------->

NO(g)

+

O(g)

 


Esse átomo de oxigênio (O) pode reagir com moléculas de oxigênio (O2) do ar para formar o ozônio (O3):

 

 

O + O2 -----> O3



O óxido nítrico pode remover ozônio reagindo com ele para formar o dióxido de nitrogênio (NO2) e oxigênio (O2):

 

 

NO(g) + O3(g) -----> NO2(g) + O2(g)

 

 
Quando a relação de NO2 para NO é superior a 3, a formação de ozônio é a reação dominante. Se a relação for inferior a 0,3, então a reação de óxido nítrico destrói o ozônio na mesma taxa que ele é formado, mantendo a concentração de ozônio abaixo dos níveis nocivos. A reação dos hidrocarbonetos (gasolina não queimada) com óxido nítrico e oxigênio produz dióxido de nitrogênio também na presença de luz solar, aumentando a proporção de dióxido de nitrogênio em óxido nítrico.
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On-line em 05 FEV 2010

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