Smog, lluvia ácida y el agujero de ozono: la química de la contaminación

En la primavera de 1962, en una casa rodeada de bosque en Silver Spring, Maryland, una bióloga marina llamada Rachel Carson estaba sentada ante su escritorio con un manuscrito sobre el secante y, apilados a su lado, notas de campo de los censos sobre la disminución de las aves rapaces. El libro se llamaba Primavera silenciosa, y estaba casi terminado. Carson había pasado años construyendo un argumento a partir de pequeñas observaciones dispersas: aves que morían tras las campañas de fumigación, nidos que fracasaban, huevos que se cuarteaban bajo el peso de la madre posada sobre ellos. Cinco meses después, cuando Houghton Mifflin publicó el libro el 27 de septiembre de 1962, esas observaciones dispersas se convirtieron en un argumento público, y la química de la contaminación pasó a ser algo que el público general podía nombrar y razonar.

Lo que Carson comprendió, y lo que obligó a comprender a todos los demás, era que la contaminación no es algo vago. No es una niebla de mal sentimiento hacia la industria. Son moléculas específicas, en concentraciones específicas, que hacen cosas específicas al tejido vivo y a la atmósfera, en escalas de tiempo que se pueden medir. Este artículo recorre las grandes químicas de la contaminación: el smog que asfixió a Londres, el ácido que cayó en forma de lluvia, los átomos de cloro que royeron un agujero en la capa de ozono y los compuestos fluorados más recientes que se niegan a degradarse. Cada uno de ellos es una historia química real, fechada y cuantificada, y juntas explican por qué se escribió tanta legislación ambiental en la segunda mitad del siglo XX.

Cómo un pesticida ascendió por la cadena alimentaria

La sustancia química en el centro de Primavera silenciosa era el DDT, un insecticida sintético que se había rociado de forma masiva tras la Segunda Guerra Mundial para controlar mosquitos y plagas agrícolas. Por sí solo, el DDT no es tan agudamente venenoso para las aves como lo es para los insectos. El problema que documentó Carson era más sutil y, en cierto sentido, más alarmante. El DDT es liposoluble y químicamente estable, así que no se elimina rápidamente de un organismo ni se descompone con facilidad en el ambiente. Cuando un pez pequeño absorbe una traza de él, el compuesto se aloja en el tejido graso y permanece allí. Cuando un pez más grande se come muchos peces pequeños, acumula la carga combinada de todos ellos. Para cuando un ave rapaz piscívora situada en la cúspide de la cadena alimentaria ha comido muchos peces grandes a lo largo de muchas temporadas, la concentración en su tejido es enormemente mayor que cualquier cantidad presente en el agua o en el suelo.

Este es el proceso de la bioacumulación, y su consecuencia para las rapaces fue una química de fracaso reproductivo. El DDT y sus productos de degradación interferían con la forma en que las hembras depositaban calcio en las cáscaras de sus huevos, produciendo cáscaras demasiado finas para sobrevivir a la incubación. Las poblaciones de águilas, águilas pescadoras y halcones peregrinos se desplomaron, no por un único envenenamiento dramático, sino por un lento fallo contable repartido por toda la red trófica. El argumento fue lo bastante sólido como para que, cuando se creó la Agencia de Protección Ambiental de Estados Unidos en 1970, una de sus primeras y más definitorias actuaciones fuera prohibir el DDT para la mayoría de los usos el 14 de junio de 1972.

El catalizador que devoró la capa de ozono

Una década después de Primavera silenciosa, dos químicos de la Universidad de California dirigieron el mismo tipo de razonamiento cuidadoso hacia la atmósfera superior. En un artículo de 1974 publicado en Nature, Mario Molina y F. Sherwood Rowland formularon una pregunta engañosamente sencilla sobre los clorofluorocarbonos, los CFC que entonces se valoraban como gases inertes, no inflamables y no tóxicos para frigoríficos, aerosoles y expansión de espumas. La propia estabilidad que hacía a los CFC tan útiles, argumentaron, era el peligro. Como estas moléculas no reaccionan con nada a nivel del suelo, allí nada las destruye. Simplemente flotan, durante años, hasta lo más alto de la estratosfera.

En lo alto de la estratosfera, muy por encima de donde ocurre el clima, la atmósfera es lo bastante tenue como para que la intensa luz ultravioleta alcance las moléculas de CFC a la deriva y finalmente las rompa por fotólisis, arrancando átomos de cloro. Y un átomo de cloro libre no es un veneno de un solo uso. Es un catalizador. Un átomo de cloro reacciona con una molécula de ozono, robándole un átomo de oxígeno para formar monóxido de cloro y dejando atrás oxígeno diatómico ordinario. El monóxido de cloro reacciona entonces con un átomo de oxígeno libre, liberando el cloro para que vuelva a hacer todo el proceso. El cloro se consume en un paso y se regenera en el siguiente, así que sobrevive para atacar al ozono una y otra vez. Molina y Rowland estimaron que un único átomo de cloro podía destruir del orden de 100.000 moléculas de ozono antes de que alguna otra reacción lo retirara por fin del ciclo. El ozono importa porque la capa de ozono estratosférico absorbe gran parte de la radiación ultravioleta del sol, la banda que daña el ADN y provoca el cáncer de piel, de modo que adelgazar esa capa no es una pérdida abstracta.

Los cinco días en que Londres no pudo respirar

Si la destrucción del ozono era una química lenta e invisible que se desarrollaba a lo largo de décadas y kilómetros de altitud, la Gran Niebla de Londres de diciembre de 1952 fue su opuesto violento, una química que mató a miles de personas en una sola semana a ras de calle. Del 5 al 9 de diciembre, un sistema estancado de altas presiones, un anticiclón, se asentó sobre la ciudad y produjo una inversión térmica. Normalmente el aire se enfría con la altura, así que el aire cálido de la superficie asciende y arrastra los contaminantes lejos. En una inversión, una capa de aire cálido se sitúa sobre el aire frío cercano al suelo y actúa como una tapa, atrapando todo lo que se emite debajo de ella.

Lo que Londres emitía, en el frío de principios de diciembre, era el producto de cientos de miles de fuegos de carbón en hogares y centrales eléctricas. La combustión del carbón libera dióxido de azufre junto con partículas finas, el hollín y la ceniza de la quema incompleta. Bajo la tapa de la inversión, sin viento que lo dispersara, el dióxido de azufre y las partículas alcanzaron concentraciones extraordinarias, y juntos formaron una niebla densa, ácida y de un color amarillo negruzco. El dióxido de azufre se oxidó en la humedad de la niebla para formar gotitas de ácido sulfúrico, que la gente respiraba directamente hacia los pulmones. El número de muertos se estimó originalmente en unos 4.000, pero análisis posteriores lo revisaron al alza de forma drástica, hasta aproximadamente 12.000 muertes en exceso en las semanas y meses siguientes. El desastre fue una causa directa de la Ley de Aire Limpio británica de 1956, y sigue siendo una de las demostraciones más claras de que la contaminación del aire mata mediante una química ordinaria y bien comprendida.

Cuando la propia lluvia se vuelve ácida

Las mismas dos familias de compuestos que envenenaron Londres, los óxidos de azufre y los óxidos de nitrógeno, son también el origen de la lluvia ácida, y vale la pena exponer con claridad la química que los conecta, porque enlaza una chimenea con un bosque que muere cientos de kilómetros a sotavento. La quema de carbón y petróleo libera dióxido de azufre, y quemar cualquier cosa a las altas temperaturas de un motor o un horno genera óxidos de nitrógeno a partir del propio nitrógeno y oxígeno del aire. Una vez en el aire, estos gases reaccionan con el oxígeno y el vapor de agua para formar ácido sulfúrico y ácido nítrico, que se disuelven en las gotitas de las nubes y caen como lluvia, nieve o niebla con un pH muy por debajo del de la precipitación natural.

La lluvia ácida causa su daño a distancia. La acidez despoja de nutrientes y moviliza aluminio tóxico en los suelos de los bosques, acidifica lagos y arroyos hasta que las poblaciones de peces se desploman, y disuelve lentamente edificios y estatuas de piedra caliza y mármol. Como las emisiones viajan a través de las fronteras antes de caer, la lluvia ácida se convirtió en uno de los primeros problemas de contaminación que ninguna ciudad, ni siquiera un solo país, podía resolver por sí solo, lo que en parte explica por qué impulsó importantes enmiendas a la Ley de Aire Limpio de Estados Unidos en 1990 y medidas similares en toda Europa.

Un tratado que de verdad funcionó

La historia del ozono tiene un final inusualmente esperanzador, y vale la pena entender por qué. Tras la advertencia de Molina y Rowland, y después de que a mediados de la década de 1980 científicos británicos midieran un adelgazamiento estacional drástico del ozono sobre la Antártida, el llamado agujero de ozono, los gobiernos hicieron algo poco frecuente: actuaron sobre la química antes de que llegara el peor escenario. El Protocolo de Montreal relativo a las Sustancias que Agotan la Capa de Ozono se abrió a la firma el 16 de septiembre de 1987 y entró en vigor el 1 de enero de 1989. Comprometió a los países a eliminar progresivamente los CFC y las sustancias afines que agotan el ozono, y a lo largo de las décadas siguientes ha tenido en gran medida éxito, con la capa de ozono recuperándose ahora lentamente.

Vale la pena ser preciso sobre el razonamiento que sustenta el tratado, porque la historia suele difuminarse. El Protocolo de Montreal se firmó específicamente porque los CFC destruyen catalíticamente el ozono estratosférico. El hecho de que los CFC sean también potentes gases de efecto invernadero, que contribuyen al forzamiento climático, fue una preocupación distinta que cobró protagonismo más tarde. La fortaleza del tratado fue que descansaba sobre un único mecanismo químico bien establecido y cuantificable, y que las alternativas a los CFC eran técnicamente alcanzables. Esa combinación, una causa molecular clara y un sustituto factible, es lo que lo convirtió en uno de los acuerdos ambientales más eficaces jamás redactados.

El enlace que no se romperá

El capítulo más reciente de la química de la contaminación tiene que ver con compuestos diseñados, irónicamente, para ser demasiado estables. Las sustancias perfluoroalquiladas y polifluoroalquiladas, conocidas en conjunto como PFAS, son moléculas orgánicas en las que los átomos de hidrógeno habitualmente enlazados al carbono han sido sustituidos por flúor. DuPont comercializó un famoso miembro de esta familia, el teflón, en 1938, y desde entonces la química se ha extendido a recubrimientos antiadherentes, tejidos impermeables, envases de alimentos y espumas contra incendios. El origen de su utilidad y del problema que plantean es un único enlace. El enlace carbono-flúor, de aproximadamente 485 kilojulios por mol, es el enlace simple más fuerte de la química orgánica.

Esa fuerza de enlace es la razón por la que las PFAS se han ganado el apodo de sustancias químicas eternas. No se hidrolizan en el agua, resisten la oxidación y los microorganismos no pueden biodegradarlas en ninguna escala de tiempo ambientalmente relevante, así que una vez liberadas persisten durante años y se acumulan en el suelo, el agua y los cuerpos vivos. Junto a las PFAS, otras dos clases contemporáneas completan el panorama moderno. Las partículas finas de menos de 2,5 micrómetros de diámetro, escritas PM2.5, son lo bastante pequeñas como para penetrar profundamente en los alvéolos de los pulmones y pasar al torrente sanguíneo, y la Organización Mundial de la Salud vincula este tipo de contaminación del aire con varios millones de muertes prematuras cada año. Los fragmentos de microplástico de menos de 5 milímetros, desprendidos de la descomposición de los residuos poliméricos, son una historia más reciente que aún se está caracterizando, en la que el trabajo científico central tiene tanto que ver con cómo medir la exposición como con sus efectos. Para 2023, organismos reguladores como la EPA habían empezado a proponer límites en el agua potable para las PFAS, extendiendo hasta el presente la misma lógica regulatoria que comenzó con el DDT.

Conclusiones clave

La química de la contaminación no es una acusación vaga contra la industria, sino una disciplina precisa, fechada y cuantitativa, y esa precisión es justamente lo que hace posible la regulación. Va desde Primavera silenciosa de Rachel Carson en 1962, que expuso la bioacumulación del DDT a lo largo de la cadena alimentaria y el adelgazamiento de las cáscaras de huevo que le siguió, hasta la prohibición estadounidense del DDT de 1972; pasando por el artículo de Molina y Rowland de 1974 que demostró que un único átomo de cloro liberado de un CFC por la luz ultravioleta puede destruir catalíticamente unas 100.000 moléculas de ozono, lo que condujo al Protocolo de Montreal de 1987; junto a la Gran Niebla de Londres de diciembre de 1952, cuando una inversión térmica atrapó el dióxido de azufre y las partículas derivadas del carbón y causó alrededor de 12.000 muertes en exceso, los mismos óxidos que en otros lugares caen como lluvia ácida y que impulsaron las Leyes de Aire Limpio de 1970 y 1990; y continuando hasta los problemas persistentes de hoy, el enlace carbono-flúor de las PFAS de unos 485 kilojulios por mol que se niega a romperse, las partículas PM2.5 que alcanzan el tejido más profundo del pulmón y los microplásticos que aún se están midiendo. En todos los casos la lección es la misma: las moléculas, las dosis y los tiempos de persistencia son conocibles, y los tratados y leyes de los últimos setenta años descansan por completo sobre esa cognoscibilidad.