El cloro es un elemento químico ; tiene símbolo Cl y número atómico 17. El segundo más ligero de los halógenos , aparece entre el flúor y el bromo en la tabla periódica y sus propiedades son en su mayoría intermedias entre ellos. El cloro es un gas de color amarillo verdoso a temperatura ambiente. Es un elemento extremadamente reactivo y un fuerte agente oxidante : entre los elementos, tiene la mayor afinidad electrónica y la tercera electronegatividad más alta en la escala revisada de Pauling , sólo detrás del oxígeno y el flúor.
El cloro jugó un papel importante en los experimentos realizados por los alquimistas medievales , que comúnmente implicaban el calentamiento de sales cloradas como el cloruro de amonio ( sal amoniacal ) y el cloruro de sodio ( sal común ), produciendo diversas sustancias químicas que contenían cloro como el cloruro de hidrógeno , el mercurio (II). ) cloruro (sublimado corrosivo) y agua regia . Sin embargo, la naturaleza del cloro gaseoso libre como sustancia separada no fue reconocida hasta alrededor de 1630 por Jan Baptist van Helmont . Carl Wilhelm Scheele escribió una descripción del cloro gaseoso en 1774, suponiendo que se trataba de un óxido de un nuevo elemento. En 1809, los químicos sugirieron que el gas podría ser un elemento puro, y esto fue confirmado por Sir Humphry Davy en 1810, quien le puso el nombre del griego antiguo χλωρός ( khlōrós , "verde pálido") debido a su color.
Debido a su gran reactividad, todo el cloro de la corteza terrestre se encuentra en forma de compuestos de cloruro iónico , entre los que se incluye la sal de mesa. Es el segundo halógeno más abundante (después del flúor) y el vigésimo primer elemento químico más abundante en la corteza terrestre. Sin embargo, estos depósitos de la corteza terrestre quedan eclipsados por las enormes reservas de cloruro del agua de mar.
El cloro elemental se produce comercialmente a partir de salmuera mediante electrólisis , predominantemente en el proceso cloro-álcali . El alto potencial oxidante del cloro elemental llevó al desarrollo de blanqueadores y desinfectantes comerciales , y de un reactivo para muchos procesos en la industria química. El cloro se utiliza en la fabricación de una amplia gama de productos de consumo, aproximadamente dos tercios de ellos son productos químicos orgánicos como el cloruro de polivinilo (PVC), muchos productos intermedios para la producción de plásticos y otros productos finales que no contienen el elemento. Como desinfectante común, el cloro elemental y los compuestos que generan cloro se utilizan más directamente en las piscinas para mantenerlas sanitarias . El cloro elemental en altas concentraciones es extremadamente peligroso y venenoso para la mayoría de los organismos vivos. Como agente de guerra química , el cloro se utilizó por primera vez en la Primera Guerra Mundial como arma de gas venenoso .
En forma de iones cloruro , el cloro es necesario para todas las especies de vida conocidas. Otros tipos de compuestos de cloro son raros en los organismos vivos y los compuestos orgánicos clorados producidos artificialmente varían de inertes a tóxicos. En la atmósfera superior , las moléculas orgánicas que contienen cloro, como los clorofluorocarbonos, han sido implicadas en el agotamiento de la capa de ozono . Se generan pequeñas cantidades de cloro elemental mediante la oxidación de iones cloruro en los neutrófilos como parte de una respuesta del sistema inmunológico contra las bacterias.
El compuesto más común del cloro, el cloruro de sodio, se conoce desde la antigüedad; Los arqueólogos han encontrado evidencia de que la sal gema se usaba ya en el año 3000 a.C. y la salmuera ya en el año 6000 a.C. [9]
Alrededor del año 900, los autores de los escritos árabes atribuidos a Jabir ibn Hayyan (latín: Geber) y el médico y alquimista persa Abu Bakr al-Razi ( c. 865-925, latín: Rhazes) estaban experimentando con sal amoniacal ( cloruro de amonio ). , que al destilarlo junto con vitriolo ( sulfatos hidratados de diversos metales) producía cloruro de hidrógeno . [10] Sin embargo, parece que en estos primeros experimentos con sales de cloruro , los productos gaseosos se descartaron y es posible que se haya producido cloruro de hidrógeno muchas veces antes de que se descubriera que se podía utilizar químicamente. [11] Uno de los primeros usos de este tipo fue la síntesis de cloruro de mercurio (II) (sublimado corrosivo), cuya producción a partir del calentamiento de mercurio con alumbre y cloruro de amonio o con vitriolo y cloruro de sodio se describió por primera vez en el De aluminibus et salibus ("Sobre los alumbres y las sales", un texto árabe de los siglos XI o XII atribuido falsamente a Abu Bakr al-Razi y traducido al latín en la segunda mitad del siglo XII por Gerardo de Cremona , 1144-1187). [12] Otro avance importante fue el descubrimiento del pseudo-Geber (en De invente veritatis , "Sobre el descubrimiento de la verdad", después de c. 1300) de que al agregar cloruro de amonio al ácido nítrico , se creaba un solvente fuerte capaz de disolver el oro ( es decir, agua regia ) podría producirse. [13] Aunque el agua regia es una mezcla inestable que continuamente emite vapores que contienen cloro gaseoso libre, este cloro gaseoso parece haber sido ignorado hasta c. 1630, cuando el químico y médico brabante Jan Baptist van Helmont reconoció su naturaleza como sustancia gaseosa separada . [14] [es 1]
El elemento fue estudiado en detalle por primera vez en 1774 por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele , a quien se le atribuye el descubrimiento. [15] [16] Scheele produjo cloro haciendo reaccionar MnO 2 (como el mineral pirolusita ) con HCl: [14]
Scheele observó varias de las propiedades del cloro: el efecto blanqueador sobre el tornasol , el efecto mortal sobre los insectos, el color amarillo verdoso y el olor parecido al agua regia . [17] Lo llamó " aire desflogistizado con ácido muriático " ya que es un gas (entonces llamado "aires") y provenía del ácido clorhídrico (entonces conocido como "ácido muriático"). [16] No logró establecer el cloro como elemento. [dieciséis]
La teoría química común en aquella época sostenía que un ácido es un compuesto que contiene oxígeno (restos de este sobreviven en los nombres de oxígeno alemán y holandés : sauerstoff o zuurstof , ambos traducidos al inglés como sustancia ácida ), por lo que varios químicos, entre ellos Claude Berthollet , sugirió que el aire desflogistizado con ácido muriático de Scheele debe ser una combinación de oxígeno y el elemento aún no descubierto, muriaticum . [18] [19]
En 1809, Joseph Louis Gay-Lussac y Louis-Jacques Thénard intentaron descomponer el aire con ácido muriático desflogistizado haciéndolo reaccionar con carbón para liberar el elemento libre muriaticum (y dióxido de carbono). [16] No lo consiguieron y publicaron un informe en el que consideraban la posibilidad de que el aire ácido muriático desflogistizado fuera un elemento, pero no quedaron convencidos. [20]
En 1810, Sir Humphry Davy volvió a intentar el mismo experimento y concluyó que la sustancia era un elemento y no un compuesto. [16] Anunció sus resultados a la Royal Society el 15 de noviembre de ese año. [14] En aquella época, denominó a este nuevo elemento "cloro", de la palabra griega χλωρος ( chlōros , "verde-amarillo"), en referencia a su color. [21] El nombre " halógeno ", que significa "productor de sal", fue utilizado originalmente para el cloro en 1811 por Johann Salomo Christoph Schweigger . [22] Este término se utilizó más tarde como término genérico para describir todos los elementos de la familia del cloro (flúor, bromo, yodo), tras una sugerencia de Jöns Jakob Berzelius en 1826. [23] [24] En 1823, Michael Faraday cloro licuado por primera vez, [25] [26] [27] y demostró que lo que entonces se conocía como "cloro sólido" tenía una estructura de hidrato de cloro (Cl 2 ·H 2 O). [14]
El cloro gaseoso fue utilizado por primera vez por el químico francés Claude Berthollet para blanquear textiles en 1785. [28] [29] Los blanqueadores modernos fueron el resultado del trabajo posterior de Berthollet, quien produjo por primera vez hipoclorito de sodio en 1789 en su laboratorio en la ciudad de Javel (ahora parte de París , Francia), haciendo pasar cloro gaseoso a través de una solución de carbonato de sodio. El líquido resultante, conocido como " Eau de Javel " (" agua de Javel "), era una solución débil de hipoclorito de sodio . Este proceso no resultó muy eficiente y se buscaron métodos de producción alternativos. El químico e industrial escocés Charles Tennant produjo primero una solución de hipoclorito de calcio ("cal clorada") y luego hipoclorito de calcio sólido (polvo blanqueador). [28] Estos compuestos producían niveles bajos de cloro elemental y podían transportarse de manera más eficiente que el hipoclorito de sodio, que permanecía como soluciones diluidas porque cuando se purificaba para eliminar el agua, se convertía en un oxidante peligrosamente poderoso e inestable. Cerca del final del siglo XIX, ES Smith patentó un método de producción de hipoclorito de sodio que implicaba la electrólisis de salmuera para producir hidróxido de sodio y cloro gaseoso, que luego se mezclaban para formar hipoclorito de sodio. [30] Esto se conoce como proceso cloro-álcali , introducido por primera vez a escala industrial en 1892, y ahora es la fuente de la mayor parte del cloro elemental y del hidróxido de sodio. [31] En 1884, Chemischen Fabrik Griesheim de Alemania desarrolló otro proceso de cloro-álcali que entró en producción comercial en 1888. [32]
Las soluciones de cloro elemental disueltas en agua químicamente básica ( hipoclorito de sodio y calcio ) se utilizaron por primera vez como agentes antiputrefacción y desinfectantes en la década de 1820, en Francia, mucho antes del establecimiento de la teoría de los gérmenes sobre las enfermedades . Esta práctica fue iniciada por Antoine-Germain Labarraque , quien adaptó la lejía "agua de jabalina" de Berthollet y otras preparaciones con cloro. [33] Desde entonces, el cloro elemental ha cumplido una función continua en la antisepsia tópica (soluciones de irrigación de heridas y similares) y en el saneamiento público, particularmente en el agua para nadar y beber. [17]
El cloro gaseoso se utilizó por primera vez como arma el 22 de abril de 1915, en la Segunda Batalla de Ypres, por el ejército alemán . [34] [35] El efecto sobre los aliados fue devastador porque las máscaras de gas existentes eran difíciles de desplegar y no se habían distribuido ampliamente. [36] [37]
El cloro es el segundo halógeno , siendo un no metal del grupo 17 de la tabla periódica. Sus propiedades son, por tanto, similares a las del flúor , el bromo y el yodo , y son en gran medida intermedias entre las de los dos primeros. El cloro tiene la configuración electrónica [Ne]3s 2 3p 5 , con los siete electrones de la tercera y más externa capa actuando como sus electrones de valencia . Como todos los halógenos, le falta un electrón para llegar a un octeto completo y, por tanto, es un agente oxidante fuerte que reacciona con muchos elementos para completar su capa exterior. [38] En correspondencia con las tendencias periódicas , tiene una electronegatividad intermedia entre el flúor y el bromo (F: 3,98, Cl: 3,16, Br: 2,96, I: 2,66) y es menos reactivo que el flúor y más reactivo que el bromo. También es un agente oxidante más débil que el flúor, pero más fuerte que el bromo. Por el contrario, el ion cloruro es un agente reductor más débil que el bromuro, pero más fuerte que el fluoruro. [38] Tiene un radio atómico intermedio entre el flúor y el bromo, y esto lleva a que muchas de sus propiedades atómicas continúen de manera similar la tendencia ascendente del yodo al bromo, como la primera energía de ionización , la afinidad electrónica , la entalpía de disociación de la molécula X 2 . (X = Cl, Br, I), radio iónico y longitud del enlace X – X. (El flúor es anómalo debido a su pequeño tamaño). [38]
Los cuatro halógenos estables experimentan fuerzas de atracción intermoleculares de van der Waals , y su fuerza aumenta junto con el número de electrones entre todas las moléculas de halógeno diatómico homonucleares. Por tanto, los puntos de fusión y ebullición del cloro son intermedios entre los del flúor y el bromo: el cloro se funde a -101,0 °C y hierve a -34,0 °C. Como resultado del peso molecular creciente de los halógenos en el grupo, la densidad y los calores de fusión y vaporización del cloro son nuevamente intermedios entre los del bromo y el flúor, aunque todos sus calores de vaporización son bastante bajos (lo que lleva a una alta volatilidad). gracias a su estructura molecular diatómica. [38] Los halógenos se oscurecen a medida que desciende el grupo: así, mientras que el flúor es un gas de color amarillo pálido, el cloro es claramente de color amarillo verdoso. Esta tendencia se produce porque las longitudes de onda de la luz visible absorbidas por los halógenos aumentan a lo largo del grupo. [38] Específicamente, el color de un halógeno, como el cloro, resulta de la transición electrónica entre el orbital molecular antienlazante π g ocupado más alto y el orbital molecular antienlazante σ u vacante más bajo . [39] El color se desvanece a bajas temperaturas, por lo que el cloro sólido a -195 °C es casi incoloro. [38]
Al igual que el bromo y el yodo sólidos, el cloro sólido cristaliza en el sistema cristalino ortorrómbico , en una red estratificada de moléculas de Cl 2 . La distancia Cl-Cl es 198 pm (cerca de la distancia Cl-Cl gaseoso de 199 pm) y la distancia Cl···Cl entre moléculas es 332 pm dentro de una capa y 382 pm entre capas (compárese con el radio de van der Waals de cloro, 180 pm). Esta estructura significa que el cloro es un muy mal conductor de la electricidad y, de hecho, su conductividad es tan baja que resulta prácticamente imposible de medir. [38]
El cloro tiene dos isótopos estables, 35 Cl y 37 Cl. Estos son sus dos únicos isótopos naturales que se encuentran en cantidad: 35 Cl constituyen el 76% del cloro natural y 37 Cl el 24% restante. Ambos se sintetizan en las estrellas en los procesos de quema de oxígeno y de silicio . [40] Ambos tienen espín nuclear 3/2+ y, por lo tanto, pueden usarse para resonancia magnética nuclear , aunque una magnitud de espín mayor que 1/2 da como resultado una distribución de carga nuclear no esférica y, por lo tanto, una ampliación de la resonancia como resultado de un espín nuclear distinto de cero. momento cuadrupolar y relajación cuadrupolar resultante. Los demás isótopos del cloro son todos radiactivos y tienen vidas medias demasiado cortas para ocurrir en la naturaleza de manera primordial . De estos, los más comúnmente utilizados en el laboratorio son 36 Cl ( t 1/2 = 3,0×10 5 y) y 38 Cl ( t 1/2 = 37,2 min), que pueden producirse a partir de la activación neutrónica del cloro natural. [38]
El radioisótopo de cloro más estable es el 36 Cl. El modo de desintegración principal de los isótopos más ligeros que el 35 Cl es la captura de electrones en isótopos de azufre ; el de los isótopos más pesados que el 37 Cl es la desintegración beta a isótopos de argón ; y el 36 Cl puede desintegrarse por cualquiera de los modos hasta convertirse en 36 S estable o 36 Ar. [41] El 36 Cl se produce en cantidades traza en la naturaleza como nucleido cosmogénico en una proporción de aproximadamente (7–10) × 10 −13 a 1 con isótopos estables de cloro: se produce en la atmósfera por espalación del 36 Ar mediante interacciones con protones de rayos cósmicos . En el metro superior de la litosfera , el 36 Cl se genera principalmente por activación de neutrones térmicos de 35 Cl y espalación de 39 K y 40 Ca. En el entorno subterráneo, la captura de muones por 40 Ca se vuelve más importante como forma de generar 36 Cl. [42] [43]
El cloro tiene una reactividad intermedia entre el flúor y el bromo y es uno de los elementos más reactivos. El cloro es un agente oxidante más débil que el flúor pero más fuerte que el bromo o el yodo. Esto se puede ver en los potenciales de electrodo estándar de los pares X 2 /X − (F, +2,866 V; Cl, +1,395 V; Br, +1,087 V; I, +0,615 V; At , aproximadamente +0,3 V). Sin embargo, esta tendencia no se muestra en las energías de enlace porque el flúor es singular debido a su pequeño tamaño, baja polarizabilidad e incapacidad para mostrar hipervalencia . Como otra diferencia, el cloro tiene una química significativa en estados de oxidación positivos, mientras que el flúor no. La cloración a menudo conduce a estados de oxidación más altos que la bromación o la yodación, pero a estados de oxidación más bajos que la fluoración. El cloro tiende a reaccionar con compuestos que incluyen enlaces M – M, M – H o M – C para formar enlaces M – Cl. [39]
Dado que E°(1/2O 2 /H 2 O) = +1,229 V, que es menor que +1,395 V, se esperaría que el cloro pudiera oxidar el agua a oxígeno y ácido clorhídrico. Sin embargo, la cinética de esta reacción es desfavorable, y también hay que considerar un efecto de sobrepotencial de burbuja , de modo que la electrólisis de soluciones acuosas de cloruro desprende cloro gaseoso y no oxígeno gaseoso, hecho que es muy útil para la producción industrial de cloro. [44]
El compuesto de cloro más simple es el cloruro de hidrógeno , HCl, una sustancia química importante tanto en la industria como en el laboratorio, tanto en forma gaseosa como disuelta en agua como ácido clorhídrico . A menudo se produce al quemar hidrógeno gaseoso en cloro gaseoso o como subproducto de la cloración de hidrocarburos . Otro enfoque es tratar el cloruro de sodio con ácido sulfúrico concentrado para producir ácido clorhídrico, también conocido como proceso de "torta de sal": [45]
En el laboratorio, se puede producir gas cloruro de hidrógeno secando el ácido con ácido sulfúrico concentrado. El cloruro de deuterio, DCl, se puede producir haciendo reaccionar cloruro de benzoílo con agua pesada (D 2 O). [45]
A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas incoloro, como todos los haluros de hidrógeno excepto el fluoruro de hidrógeno , ya que el hidrógeno no puede formar enlaces de hidrógeno fuertes con el átomo de cloro electronegativo más grande; sin embargo, hay enlaces de hidrógeno débiles en el cloruro de hidrógeno cristalino sólido a bajas temperaturas, similar a la estructura del fluoruro de hidrógeno, antes de que el desorden comience a prevalecer a medida que aumenta la temperatura. [45] El ácido clorhídrico es un ácido fuerte (p K a = −7) porque los enlaces de hidrógeno con el cloro son demasiado débiles para inhibir la disociación. El sistema HCl/H 2 O tiene muchos hidratos HCl · n H 2 O para n = 1, 2, 3, 4 y 6. Más allá de una mezcla 1:1 de HCl y H 2 O, el sistema se separa completamente en dos fases líquidas. El ácido clorhídrico forma un azeótropo con un punto de ebullición de 108,58 °C a 20,22 g de HCl por 100 g de solución; por tanto, el ácido clorhídrico no puede concentrarse más allá de este punto mediante destilación. [46]
A diferencia del fluoruro de hidrógeno, es difícil trabajar con cloruro de hidrógeno líquido anhidro como disolvente porque su punto de ebullición es bajo, tiene un rango líquido pequeño, su constante dieléctrica es baja y no se disocia apreciablemente en H 2 Cl + y HCl.−
2iones – estos últimos, en cualquier caso, son mucho menos estables que los iones bifluoruro ( HF−
2) debido al enlace de hidrógeno muy débil entre el hidrógeno y el cloro, aunque sus sales con cationes muy grandes y débilmente polarizantes como Cs + y NR+
4(R = Me , Et , Bun ) aún pueden aislarse . El cloruro de hidrógeno anhidro es un disolvente pobre, solo capaz de disolver compuestos moleculares pequeños como el cloruro de nitrosilo y el fenol , o sales con energías reticulares muy bajas como los haluros de tetraalquilamonio. Protona fácilmente electrófilos que contienen pares libres o enlaces π. La solvólisis , las reacciones de reemplazo de ligando y las oxidaciones están bien caracterizadas en una solución de cloruro de hidrógeno: [47]
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Casi todos los elementos de la tabla periódica forman cloruros binarios. Las excepciones son decididamente minoritarias y se deben en cada caso a una de tres causas: extrema inercia y renuencia a participar en reacciones químicas (los gases nobles , con excepción del xenón en los altamente inestables XeCl 2 y XeCl 4 ); inestabilidad nuclear extrema que dificulta la investigación química antes de la desintegración y la transmutación (muchos de los elementos más pesados más allá del bismuto ); y tener una electronegatividad superior a la del cloro ( oxígeno y flúor ), de modo que los compuestos binarios resultantes formalmente no son cloruros sino óxidos o fluoruros de cloro. [48] Aunque el nitrógeno en NCl 3 tiene una carga negativa, el compuesto generalmente se llama tricloruro de nitrógeno .
La cloración de metales con Cl 2 generalmente conduce a un estado de oxidación más alto que la bromación con Br 2 cuando hay múltiples estados de oxidación disponibles, como en MoCl 5 y MoBr 3 . Los cloruros se pueden producir mediante la reacción de un elemento o su óxido, hidróxido o carbonato con ácido clorhídrico y luego deshidratarse mediante temperaturas ligeramente altas combinadas con gas cloruro de hidrógeno anhidro o a baja presión. Estos métodos funcionan mejor cuando el producto cloruro es estable a la hidrólisis; de lo contrario, las posibilidades incluyen cloración oxidativa a alta temperatura del elemento con cloro o cloruro de hidrógeno, cloración a alta temperatura de un óxido metálico u otro haluro con cloro, un cloruro metálico volátil, tetracloruro de carbono o un cloruro orgánico. Por ejemplo, el dióxido de circonio reacciona con cloro en condiciones estándar para producir tetracloruro de circonio , y el trióxido de uranio reacciona con hexacloropropeno cuando se calienta a reflujo para dar tetracloruro de uranio . El segundo ejemplo también implica una reducción del estado de oxidación , que también se puede lograr reduciendo un cloruro superior usando hidrógeno o un metal como agente reductor. Esto también puede lograrse mediante descomposición térmica o desproporción de la siguiente manera: [48]
La mayoría de los cloruros metálicos con el metal en estados de oxidación bajos (+1 a +3) son iónicos. Los no metales tienden a formar cloruros moleculares covalentes, al igual que los metales en estados de oxidación altos de +3 y superiores. Tanto los cloruros iónicos como los covalentes son conocidos para metales en estado de oxidación +3 (por ejemplo, el cloruro de escandio es mayoritariamente iónico, pero el cloruro de aluminio no lo es). El cloruro de plata es muy insoluble en agua y, por lo tanto, se utiliza a menudo como prueba cualitativa para el cloro. [48]
Aunque el dicloro es un agente oxidante fuerte con una alta energía de primera ionización, puede oxidarse en condiciones extremas para formar el catión [Cl 2 ] + . Este es muy inestable y sólo se ha caracterizado por su espectro de bandas electrónicas cuando se produce en un tubo de descarga de baja presión. El catión amarillo [Cl 3 ] + es más estable y puede producirse de la siguiente manera: [49]
Esta reacción se lleva a cabo en el disolvente oxidante pentafluoruro de arsénico . También se ha caracterizado el anión tricloruro, [Cl 3 ] − ; es análogo al triyoduro . [50]
Los tres fluoruros de cloro forman un subconjunto de los compuestos interhalógenos , todos los cuales son diamagnéticos . [50] Se conocen algunos derivados catiónicos y aniónicos, como el ClF.−
2, ClF−
4, ClF+
2y Cl 2 F + . [51] También se conocen algunos pseudohaluros de cloro, como el cloruro de cianógeno (ClCN, lineal), el cianato de cloro (ClNCO), el tiocianato de cloro (ClSCN, a diferencia de su homólogo de oxígeno) y la azida de cloro (ClN 3 ). [50]
El monofluoruro de cloro (ClF) es extremadamente estable térmicamente y se vende comercialmente en botellas de acero de 500 gramos. Es un gas incoloro que se funde a -155,6 °C y hierve a -100,1 °C. Puede producirse por reacción de sus elementos a 225 °C, aunque luego debe separarse y purificarse del trifluoruro de cloro y sus reactivos. Sus propiedades son en su mayoría intermedias entre las del cloro y el flúor. Reaccionará con muchos metales y no metales a temperatura ambiente y superior, fluorándolos y liberando cloro. También actuará como agente clorofluorante, añadiendo cloro y flúor a través de un enlace múltiple o por oxidación: por ejemplo, atacará el monóxido de carbono para formar clorofluoruro de carbonilo, COFCl. Reaccionará de manera análoga con hexafluoroacetona , (CF 3 ) 2 CO, con un catalizador de fluoruro de potasio para producir hipoclorito de heptafluoroisopropilo, (CF 3 ) 2 CFOCl; con nitrilos RCN para producir RCF 2 NCl 2 ; y con los óxidos de azufre SO 2 y SO 3 para producir ClSO 2 F y ClOSO 2 F respectivamente. También reaccionará exotérmicamente con compuestos que contengan grupos –OH y –NH, como el agua: [50]
El trifluoruro de cloro (ClF 3 ) es un líquido molecular incoloro volátil que se funde a -76,3 °C y hierve a 11,8 °C. Puede formarse fluorando directamente cloro gaseoso o monofluoruro de cloro a 200-300 °C. Uno de los compuestos químicos más reactivos conocidos, la lista de elementos que prende fuego es diversa y contiene hidrógeno , potasio , fósforo , arsénico , antimonio , azufre , selenio , telurio , bromo , yodo y molibdeno en polvo , tungsteno , rodio e iridio. y hierro . También encenderá el agua, junto con muchas sustancias que en circunstancias normales se considerarían químicamente inertes, como el asbesto , el hormigón, el vidrio y la arena. Cuando se calienta, corroe incluso metales nobles como el paladio , el platino y el oro , e incluso los gases nobles xenón y radón no escapan a la fluoración. Una capa de fluoruro impermeable está formada por sodio , magnesio , aluminio , zinc , estaño y plata , que puede eliminarse mediante calentamiento. Se suelen utilizar envases de níquel , cobre y acero debido a su gran resistencia al ataque del trifluoruro de cloro, derivado de la formación de una capa no reactiva de fluoruro metálico. Su reacción con hidracina para formar gases de fluoruro de hidrógeno, nitrógeno y cloro se utilizó en motores de cohetes experimentales, pero tiene problemas derivados en gran medida de su extrema hipergolicidad , que provoca la ignición sin ningún retraso mensurable. Hoy en día, se utiliza principalmente en el procesamiento de combustible nuclear, para oxidar uranio a hexafluoruro de uranio para enriquecerlo y separarlo del plutonio , así como en la industria de semiconductores, donde se utiliza para limpiar cámaras de deposición química de vapor . [52] Puede actuar como donante o aceptor de iones fluoruro (base o ácido de Lewis), aunque no se disocia apreciablemente en ClF.+
2y ClF−
4iones. [53]
El pentafluoruro de cloro (ClF 5 ) se obtiene a gran escala mediante fluoración directa de cloro con exceso de gas flúor a 350 °C y 250 atm, y en pequeña escala mediante la reacción de cloruros metálicos con gas flúor a 100–300 °C. Se funde a -103 °C y hierve a -13,1 °C. Es un agente fluorante muy fuerte, aunque todavía no es tan eficaz como el trifluoruro de cloro. Sólo se han caracterizado unas pocas reacciones estequiométricas específicas. El pentafluoruro de arsénico y el pentafluoruro de antimonio forman aductos iónicos de la forma [ClF 4 ] + [MF 6 ] − (M = As, Sb) y el agua reacciona vigorosamente de la siguiente manera: [54]
El producto, fluoruro de cloro , es uno de los cinco fluoruros de óxido de cloro conocidos. Estos van desde el FClO térmicamente inestable hasta el fluoruro de perclorilo químicamente no reactivo (FClO 3 ), siendo los otros tres FClO 2 , F 3 ClO y F 3 ClO 2 . Los cinco se comportan de manera similar a los fluoruros de cloro, tanto estructural como químicamente, y pueden actuar como ácidos o bases de Lewis ganando o perdiendo iones fluoruro respectivamente o como agentes oxidantes y fluorantes muy fuertes. [55]
Los óxidos de cloro están bien estudiados a pesar de su inestabilidad (todos ellos son compuestos endotérmicos). Son importantes porque se producen cuando los clorofluorocarbonos sufren fotólisis en la atmósfera superior y provocan la destrucción de la capa de ozono. Ninguno de ellos puede hacerse haciendo reaccionar directamente los elementos. [56]
El monóxido de dicloro (Cl 2 O) es un gas de color amarillo pardusco (marrón rojizo cuando está sólido o líquido) que se puede obtener haciendo reaccionar cloro gaseoso con óxido de mercurio (II) amarillo . Es muy soluble en agua, en la que está en equilibrio con el ácido hipocloroso (HOCl), del que es anhídrido. Por tanto, es un blanqueador eficaz y se utiliza principalmente para fabricar hipocloritos . Explota al calentarse, producir chispas o en presencia de gas amoniaco. [56]
El dióxido de cloro (ClO 2 ) fue el primer óxido de cloro descubierto en 1811 por Humphry Davy . Es un gas paramagnético de color amarillo (rojo intenso como sólido o líquido), como se esperaba por tener un número impar de electrones: es estable frente a la dimerización debido a la deslocalización del electrón desapareado. Explota por encima de -40 °C como líquido y bajo presión como gas y, por lo tanto, debe fabricarse en concentraciones bajas para el blanqueo de pulpa de madera y el tratamiento del agua. Generalmente se prepara reduciendo un clorato de la siguiente manera: [56]
Por tanto, su producción está íntimamente ligada a las reacciones redox de los oxoácidos de cloro. Es un agente oxidante fuerte que reacciona con azufre , fósforo , haluros de fósforo y borohidruro de potasio . Se disuelve exotérmicamente en agua para formar soluciones de color verde oscuro que se descomponen muy lentamente en la oscuridad. Los hidratos de clatrato cristalinos ClO 2 · n H 2 O ( n ≈ 6–10) se separan a bajas temperaturas. Sin embargo, en presencia de luz, estas soluciones se fotodescomponen rápidamente para formar una mezcla de ácidos clorhídrico y clorhídrico. La fotólisis de moléculas individuales de ClO 2 da como resultado los radicales ClO y ClOO, mientras que a temperatura ambiente se producen principalmente cloro, oxígeno y algo de ClO 3 y Cl 2 O 6 . El Cl 2 O 3 también se produce al fotolizar el sólido a -78 °C: es un sólido de color marrón oscuro que explota por debajo de 0 °C. El radical ClO conduce al agotamiento del ozono atmosférico y, por lo tanto, tiene la siguiente importancia ambiental: [56]
El perclorato de cloro (ClOClO 3 ) es un líquido amarillo pálido que es menos estable que el ClO 2 y se descompone a temperatura ambiente para formar cloro, oxígeno y hexóxido de dicloro (Cl 2 O 6 ). [56] El perclorato de cloro también puede considerarse un derivado del cloro del ácido perclórico (HOClO 3 ), similar a los derivados del cloro térmicamente inestables de otros oxoácidos: los ejemplos incluyen nitrato de cloro (ClONO 2 , vigorosamente reactivo y explosivo) y fluorosulfato de cloro (ClOSO 2 F, más estable pero aún sensible a la humedad y altamente reactivo). [57] El hexóxido de dicloro es un líquido de color rojo oscuro que se congela para formar un sólido que se vuelve amarillo a -180 °C: generalmente se produce mediante la reacción del dióxido de cloro con oxígeno. A pesar de los intentos de racionalizarlo como el dímero de ClO 3 , reacciona más como si fuera perclorato de clorilo, [ClO 2 ] + [ClO 4 ] − , que se ha confirmado que es la estructura correcta del sólido. Se hidroliza en agua para dar una mezcla de ácidos clórico y perclórico: la reacción análoga con fluoruro de hidrógeno anhidro no llega a completarse. [56]
El heptóxido de dicloro (Cl 2 O 7 ) es el anhídrido del ácido perclórico (HClO 4 ) y se puede obtener fácilmente deshidratándolo con ácido fosfórico a -10 °C y luego destilando el producto a -35 °C y 1 mmHg. Es un líquido aceitoso incoloro y sensible a los golpes. Es el menos reactivo de los óxidos de cloro, siendo el único que no prende fuego a materiales orgánicos a temperatura ambiente. Puede disolverse en agua para regenerar el ácido perclórico o en álcalis acuosos para regenerar los percloratos. Sin embargo, se descompone térmicamente de forma explosiva al romper uno de los enlaces centrales Cl-O, produciendo los radicales ClO 3 y ClO 4 que inmediatamente se descomponen en elementos a través de óxidos intermedios. [56]
El cloro forma cuatro oxoácidos: ácido hipocloroso (HOCl), ácido cloroso (HOClO), ácido clórico (HOClO 2 ) y ácido perclórico (HOClO 3 ). Como se puede ver en los potenciales redox que aparecen en la tabla adyacente, el cloro es mucho más estable frente a la desproporción en soluciones ácidas que en soluciones alcalinas: [44]
Los iones de hipoclorito también se desproporcionan aún más para producir cloruro y clorato (3 ClO − ⇌ 2 Cl − + ClO−
3) pero esta reacción es bastante lenta a temperaturas inferiores a 70 °C a pesar de la constante de equilibrio muy favorable de 10 27 . Los iones clorato pueden desproporcionarse para formar cloruro y perclorato (4 ClO−
3⇌ Cl − + 3 ClO−
4) pero esto sigue siendo muy lento incluso a 100 °C a pesar de la constante de equilibrio muy favorable de 10 20 . Las velocidades de reacción de los oxianiones de cloro aumentan a medida que disminuye el estado de oxidación del cloro. La concentración de los oxiácidos de cloro aumenta muy rápidamente a medida que aumenta el estado de oxidación del cloro debido a la creciente deslocalización de carga sobre cada vez más átomos de oxígeno en sus bases conjugadas. [44]
La mayoría de los oxoácidos de cloro pueden producirse aprovechando estas reacciones de desproporción. El ácido hipocloroso (HOCl) es muy reactivo y bastante inestable; sus sales se utilizan principalmente por sus capacidades blanqueadoras y esterilizantes. Son agentes oxidantes muy fuertes que transfieren un átomo de oxígeno a la mayoría de las especies inorgánicas. El ácido cloroso (HOClO) es aún más inestable y no se puede aislar ni concentrar sin descomposición: se conoce por la descomposición del dióxido de cloro acuoso. Sin embargo, el clorito de sodio es una sal estable y es útil para blanquear y decapar textiles, como agente oxidante y como fuente de dióxido de cloro. El ácido clórico (HOClO 2 ) es un ácido fuerte que es bastante estable en agua fría hasta una concentración del 30%, pero al calentarlo produce cloro y dióxido de cloro. La evaporación a presión reducida permite que se concentre aún más hasta aproximadamente el 40%, pero luego se descompone en ácido perclórico, cloro, oxígeno, agua y dióxido de cloro. Su sal más importante es el clorato de sodio , utilizado principalmente para producir dióxido de cloro para blanquear la pulpa de papel. La descomposición del clorato en cloruro y oxígeno es una forma común de producir oxígeno en el laboratorio a pequeña escala. El cloruro y el clorato pueden compaginarse para formar cloro de la siguiente manera: [58]
Los percloratos y el ácido perclórico (HOClO 3 ) son los oxocompuestos más estables del cloro, de acuerdo con el hecho de que los compuestos de cloro son más estables cuando el átomo de cloro se encuentra en sus estados de oxidación más bajos (-1) o más altos (+7) posibles. . El ácido perclórico y los percloratos acuosos son agentes oxidantes vigorosos y a veces violentos cuando se calientan, en marcado contraste con su naturaleza mayoritariamente inactiva a temperatura ambiente debido a las altas energías de activación de estas reacciones por razones cinéticas. Los percloratos se obtienen oxidando electrolíticamente clorato de sodio y el ácido perclórico se obtiene haciendo reaccionar perclorato de sodio anhidro o perclorato de bario con ácido clorhídrico concentrado, filtrando el cloruro precipitado y destilando el filtrado para concentrarlo. El ácido perclórico anhidro es un líquido móvil incoloro, sensible a los golpes, que explota al contacto con la mayoría de los compuestos orgánicos, prende fuego al yoduro de hidrógeno y al cloruro de tionilo e incluso oxida la plata y el oro. Aunque es un ligando débil, más débil que el agua, algunos compuestos que involucran ClO coordinado−
4son conocidos. [58] La siguiente tabla presenta los estados de oxidación típicos del elemento cloro tal como se dan en las escuelas secundarias o universidades. De todos modos, en los cursos universitarios de química cabe señalar que existen compuestos químicos más complejos, cuya estructura sólo puede explicarse utilizando métodos químicos cuánticos modernos, por ejemplo, cloruro de tecnecio en racimo [(CH 3 ) 4 N ] 3 [ Tc 6 Cl 14 ], en el que 6 de los 14 átomos de cloro son formalmente divalentes y los estados de oxidación son fraccionarios [1]. [59] Además, todas las regularidades químicas anteriores son válidas para condiciones "normales" o cercanas a las normales, mientras que a presiones ultraaltas (por ejemplo, en los núcleos de grandes planetas), el cloro puede exhibir un estado de oxidación de -3 , formando un compuesto de Na3Cl con sodio, que no encaja en los conceptos tradicionales de la química. [60]
Al igual que los otros enlaces carbono-halógeno, el enlace C-Cl es un grupo funcional común que forma parte de la química orgánica central . Formalmente, los compuestos con este grupo funcional pueden considerarse derivados orgánicos del anión cloruro. Debido a la diferencia de electronegatividad entre el cloro (3.16) y el carbono (2.55), el carbono en un enlace C-Cl tiene deficiencia de electrones y, por lo tanto, es electrófilo . La cloración modifica las propiedades físicas de los hidrocarburos de varias maneras: los clorocarbonos suelen ser más densos que el agua debido al mayor peso atómico del cloro frente al hidrógeno, y los organoclorados alifáticos son agentes alquilantes porque el cloruro es un grupo saliente . [61]
Los alcanos y arilalcanos se pueden clorar en condiciones de radicales libres , con luz ultravioleta. Sin embargo, el grado de cloración es difícil de controlar: la reacción no es regioselectiva y a menudo da como resultado una mezcla de varios isómeros con diferentes grados de cloración, aunque esto puede ser permisible si los productos se separan fácilmente. Los cloruros de arilo se pueden preparar mediante halogenación de Friedel-Crafts , utilizando cloro y un catalizador ácido de Lewis . [61] La reacción del haloformo , que utiliza cloro e hidróxido de sodio , también puede generar haluros de alquilo a partir de metilcetonas y compuestos relacionados. El cloro también se suma a los enlaces múltiples de los alquenos y alquinos , dando compuestos dicloro o tetracloro. Sin embargo, debido al coste y la reactividad del cloro, los compuestos organoclorados se producen más comúnmente utilizando cloruro de hidrógeno o con agentes clorantes como el pentacloruro de fósforo (PCl 5 ) o el cloruro de tionilo (SOCl 2 ). Esto último es muy conveniente en el laboratorio porque todos los productos secundarios son gaseosos y no es necesario destilarlos. [61]
Se han aislado muchos compuestos organoclorados de fuentes naturales que van desde bacterias hasta humanos. [62] [63] Los compuestos orgánicos clorados se encuentran en casi todas las clases de biomoléculas, incluidos alcaloides , terpenos , aminoácidos , flavonoides , esteroides y ácidos grasos . [62] [64] Los organoclorados, incluidas las dioxinas , se producen en el ambiente de alta temperatura de los incendios forestales, y se han encontrado dioxinas en las cenizas conservadas de incendios provocados por rayos que son anteriores a las dioxinas sintéticas. [65] Además, se han aislado de algas marinas una variedad de hidrocarburos clorados simples, incluidos diclorometano, cloroformo y tetracloruro de carbono . [66] La mayor parte del clorometano en el medio ambiente se produce naturalmente por descomposición biológica, incendios forestales y volcanes. [67]
Algunos tipos de organoclorados, aunque no todos, tienen una toxicidad significativa para las plantas o los animales, incluidos los humanos. Las dioxinas, producidas cuando se quema materia orgánica en presencia de cloro, y algunos insecticidas, como el DDT , son contaminantes orgánicos persistentes que plantean peligros cuando se liberan al medio ambiente. Por ejemplo, el DDT, que se utilizó ampliamente para controlar insectos a mediados del siglo XX, también se acumula en las cadenas alimentarias y causa problemas reproductivos (por ejemplo, adelgazamiento de la cáscara de los huevos) en ciertas especies de aves. [68] Debido a la fácil fisión homolítica del enlace C-Cl para crear radicales de cloro en la atmósfera superior, los clorofluorocarbonos se han eliminado gradualmente debido al daño que causan a la capa de ozono. [56]
El cloro es demasiado reactivo para encontrarse como elemento libre en la naturaleza, pero es muy abundante en forma de sus sales de cloruro. Es el vigésimo primer elemento más abundante en la corteza terrestre y constituye 126 partes por millón de la misma, a través de los grandes depósitos de minerales de cloruro, especialmente cloruro de sodio , que se han evaporado de los cuerpos de agua. Todo esto palidece en comparación con las reservas de iones de cloruro en el agua de mar: cantidades más pequeñas en concentraciones más altas se encuentran en algunos mares interiores y pozos de salmuera subterráneos , como el Gran Lago Salado en Utah y el Mar Muerto en Israel. [69]
En el laboratorio se preparan pequeñas cantidades de cloro gaseoso combinando ácido clorhídrico y dióxido de manganeso , pero rara vez surge la necesidad debido a su fácil disponibilidad. En la industria, el cloro elemental suele producirse mediante electrólisis de cloruro de sodio disuelto en agua. Este método, el proceso cloro-álcali, industrializado en 1892, proporciona ahora la mayor parte del cloro gaseoso industrial. [31] Junto con el cloro, el método produce gas hidrógeno e hidróxido de sodio , que es el producto más valioso. El proceso se desarrolla según la siguiente ecuación química : [70]
La electrólisis de soluciones de cloruro se realiza según las siguientes ecuaciones:
En la electrólisis de celda de diafragma, un diafragma de asbesto (o fibra de polímero) separa un cátodo y un ánodo , evitando que el cloro que se forma en el ánodo se vuelva a mezclar con el hidróxido de sodio y el hidrógeno formado en el cátodo. [71] La solución salina (salmuera) se alimenta continuamente al compartimento anódico y fluye a través del diafragma hasta el compartimento catódico, donde se produce el álcali cáustico y la salmuera se agota parcialmente. Los métodos de diafragma producen álcalis diluidos y ligeramente impuros, pero no plantean el problema de la eliminación del mercurio y son más eficientes energéticamente. [31]
La electrólisis de celdas de membrana emplea una membrana permeable como intercambiador de iones . Se pasa una solución saturada de cloruro de sodio (o potasio) a través del compartimento anódico, saliendo en una concentración más baja . Este método también produce hidróxido de sodio (o potasio) muy puro, pero tiene la desventaja de requerir salmuera muy pura en altas concentraciones. [72]
En el proceso Deacon , el cloruro de hidrógeno recuperado de la producción de compuestos organoclorados se recupera como cloro. El proceso se basa en la oxidación utilizando oxígeno:
La reacción requiere un catalizador. Como lo introdujo Deacon, los primeros catalizadores se basaban en cobre. Los procesos comerciales, como el proceso Mitsui MT-Chlorine, han cambiado a catalizadores a base de cromo y rutenio. [73] El cloro producido está disponible en cilindros de tamaños que van desde 450 ga 70 kg, así como en tambores (865 kg), vagones cisterna (15 toneladas en carreteras; 27 a 90 toneladas por ferrocarril) y barcazas (600 a 90 toneladas por ferrocarril). 1200 toneladas). [74]
El cloruro de sodio es el compuesto de cloro más común y es la principal fuente de cloro para la demanda de la industria química. Se comercializan alrededor de 15.000 compuestos que contienen cloro, incluidos compuestos tan diversos como el metano clorado , los etanos , el cloruro de vinilo , el cloruro de polivinilo (PVC), el tricloruro de aluminio para catálisis , los cloruros de magnesio , titanio , circonio y hafnio , que son los precursores del cloro. produciendo la forma pura de esos elementos. [17]
Cuantitativamente, de todo el cloro elemental producido, aproximadamente el 63% se utiliza en la fabricación de compuestos orgánicos y el 18% en la fabricación de compuestos de cloro inorgánicos. [75] Alrededor de 15.000 compuestos de cloro se utilizan comercialmente. [76] El 19% restante del cloro producido se utiliza para blanqueadores y productos desinfectantes. [74] Los compuestos orgánicos más importantes en términos de volumen de producción son el 1,2-dicloroetano y el cloruro de vinilo , intermediarios en la producción de PVC . Otros organoclorados particularmente importantes son cloruro de metilo , cloruro de metileno , cloroformo , cloruro de vinilideno , tricloroetileno , percloroetileno , cloruro de alilo , epiclorhidrina , clorobenceno , diclorobencenos y triclorobencenos . Los principales compuestos inorgánicos incluyen HCl, Cl 2 O, HOCl, NaClO 3 , isocianuratos clorados, AlCl 3 , SiCl 4 , SnCl 4 , PCl 3 , PCl 5 , POCl 3 , AsCl 3 , SbCl 3 , SbCl 5 , BiCl 3 y ZnCl2 . _ [74]
En Francia (como en otros lugares), se procesaban intestinos de animales para fabricar cuerdas de instrumentos musicales, piel de Goldbeater y otros productos. Esto se hacía en "fábricas de tripas" ( boyauderías ), y era un proceso oloroso e insalubre. Alrededor de 1820, la Société d'encouragement pour l'industrie nationale ofreció un premio por el descubrimiento de un método, químico o mecánico, para separar la membrana peritoneal de los intestinos animales sin putrefacción . [77] [78] El premio lo ganó Antoine-Germain Labarraque , un químico y farmacéutico francés de 44 años que había descubierto que las soluciones blanqueadoras cloradas de Berthollet (" Eau de Javel ") no sólo eliminaban el olor a putrefacción de los animales descomposición del tejido, sino que también retrasó la descomposición. [78] [33]
Las investigaciones de Labarraque dieron como resultado el uso de cloruros e hipocloritos de cal ( hipoclorito de calcio ) y de sodio ( hipoclorito de sodio ) en las boyauderías. Se descubrió que los mismos productos químicos eran útiles en la desinfección y desodorización rutinaria de letrinas , alcantarillas , mercados, mataderos , salas anatómicas y morgues. [79] Tuvieron éxito en hospitales , lazaretos , cárceles , enfermerías (tanto en tierra como en el mar), magnanerías , establos , establos, etc.; y fueron beneficiosos durante las exhumaciones , [80] embalsamamiento , brotes de enfermedades epidémicas, fiebre y patas negras en el ganado. [77]
Las soluciones de cloro-cal y sosa de Labarraque se han recomendado desde 1828 para prevenir infecciones (llamadas "infecciones contagiosas", que se presume se transmiten por " miasmas ") y para tratar la putrefacción de las heridas existentes, incluidas las sépticas. [81] En su trabajo de 1828, Labarraque recomendaba que los médicos respiraran cloro, se lavaran las manos con cal clorada e incluso rociaran cal clorada sobre las camas de los pacientes en casos de "infección contagiosa". En 1828, el contagio de infecciones era bien conocido, aunque la acción del microbio no se descubrió hasta más de medio siglo después.
Durante el brote de cólera en París en 1832, se utilizaron grandes cantidades del llamado cloruro de cal para desinfectar la capital. No se trataba simplemente del moderno cloruro de calcio , sino de cloro gaseoso disuelto en agua de cal ( hidróxido de calcio diluido ) para formar hipoclorito de calcio (cal clorada). El descubrimiento de Labarraque ayudó a eliminar el terrible hedor a descomposición de los hospitales y salas de disección y, al hacerlo, desodorizó eficazmente el Barrio Latino de París. [82] Muchos pensaban que estos "miasmas pútridos" causaban la propagación de "contagio" e "infección", ambas palabras utilizadas antes de la teoría de la infección por gérmenes. El cloruro de cal se utilizaba para destruir los olores y la "materia pútrida". Una fuente afirma que el Dr. John Snow utilizó cloruro de cal para desinfectar el agua del pozo contaminado por el cólera que alimentaba la bomba de Broad Street en Londres en 1854, [83] aunque otras tres fuentes acreditadas que describen esa famosa epidemia de cólera no mencionan el incidente. [84] [85] [86] Una referencia deja claro que se utilizó cloruro de cal para desinfectar los despojos y la suciedad en las calles que rodeaban la bomba de Broad Street, una práctica común en la Inglaterra de mediados del siglo XIX. [84] : 296
Quizás la aplicación más famosa de las soluciones de cloro y base química de Labarraque fue en 1847, cuando Ignaz Semmelweis utilizó cloro-agua (cloro disuelto en agua pura, que era más barata que las soluciones de cal clorada) para desinfectar las manos de los médicos austriacos, lo que Semmelweis aún notó. Llevaba el hedor a descomposición desde las salas de disección a las salas de examen de los pacientes. Mucho antes de la teoría de los gérmenes de la enfermedad, Semmelweis teorizó que las "partículas cadavéricas" transmitían la descomposición de cadáveres médicos frescos a pacientes vivos, y utilizó las conocidas "soluciones de Labarraque" como el único método conocido para eliminar el olor a descomposición y tejido. descomposición (que descubrió que el jabón no). Las soluciones demostraron ser antisépticos mucho más eficaces que el jabón (Semmelweis también era consciente de su mayor eficacia, pero no la razón), y esto dio lugar al célebre éxito de Semmelweis al detener la transmisión de la fiebre puerperal ("fiebre puerperal") en las maternidades. salas del Hospital General de Viena en Austria en 1847. [87]
Mucho más tarde, durante la Primera Guerra Mundial en 1916, Henry Drysdale Dakin (quien dio todo el crédito al trabajo previo de Labarraque en esta área ) desarrolló una modificación estandarizada y diluida de la solución de Labarraque que contenía hipoclorito (0,5%) y ácido bórico como estabilizador ácido . . Llamado solución de Dakin , el método de irrigación de heridas con soluciones cloradas permitió el tratamiento antiséptico de una amplia variedad de heridas abiertas, mucho antes de la era moderna de los antibióticos. En los tiempos modernos se sigue empleando una versión modificada de esta solución en la irrigación de heridas, donde sigue siendo eficaz contra bacterias resistentes a múltiples antibióticos (consulte Century Pharmaceuticals ). [88]
La primera aplicación continua de cloración al agua potable de Estados Unidos se instaló en Jersey City , Nueva Jersey, en 1908. [89] En 1918, el Departamento del Tesoro de Estados Unidos exigió que toda el agua potable se desinfectara con cloro. Actualmente, el cloro es una sustancia química importante para la purificación del agua (como en las plantas de tratamiento de agua), en desinfectantes y en lejía . Incluso los pequeños suministros de agua se cloran ahora de forma rutinaria. [90]
El cloro se utiliza normalmente (en forma de ácido hipocloroso ) para matar bacterias y otros microbios en los suministros de agua potable y en las piscinas públicas. En la mayoría de piscinas privadas no se utiliza cloro en sí, sino hipoclorito de sodio , formado a partir de cloro e hidróxido de sodio , o pastillas sólidas de isocianuratos clorados. El inconveniente de utilizar cloro en piscinas es que el cloro reacciona con los aminoácidos de las proteínas del cabello y la piel humanos. Contrariamente a la creencia popular, el distintivo "aroma a cloro" asociado con las piscinas no es el resultado del cloro elemental en sí, sino de la cloramina , un compuesto químico producido por la reacción del cloro libre disuelto con aminas en sustancias orgánicas, incluidas las de la orina y el sudor. . [91] Como desinfectante en el agua, el cloro es más de tres veces más eficaz contra Escherichia coli que el bromo , y más de seis veces más eficaz que el yodo . [92] Cada vez más, la monocloramina se agrega directamente al agua potable con fines de desinfección, un proceso conocido como cloraminación . [93]
A menudo resulta poco práctico almacenar y utilizar cloro gaseoso venenoso para el tratamiento del agua, por lo que se utilizan métodos alternativos para añadir cloro. Estos incluyen soluciones de hipoclorito , que liberan gradualmente cloro en el agua, y compuestos como la dicloro-s-triazinetriona de sodio (dihidrato o anhidra), a veces denominada "dicloro", y la tricloro-s-triazinetriona , a veces denominada "tricloro". . Estos compuestos son estables mientras están sólidos y pueden usarse en forma de polvo, granulado o tableta. Cuando se agrega en pequeñas cantidades al agua de piscinas o sistemas de agua industriales, los átomos de cloro se hidrolizan del resto de la molécula, formando ácido hipocloroso (HOCl), que actúa como un biocida general , matando gérmenes, microorganismos, algas, etc. [94] [95]
El cloro gaseoso, también conocido como bertolita, fue utilizado por primera vez como arma en la Primera Guerra Mundial por Alemania el 22 de abril de 1915, en la Segunda Batalla de Ypres . [96] [97] Según lo descrito por los soldados, tenía el olor distintivo de una mezcla de pimienta y piña. [ cita necesaria ] También tenía un sabor metálico y picaba en la parte posterior de la garganta y el pecho. El cloro reacciona con el agua en la mucosa de los pulmones para formar ácido clorhídrico , destructivo para los tejidos vivos y potencialmente letal. Los sistemas respiratorios humanos pueden protegerse del cloro gaseoso mediante máscaras antigás con carbón activado u otros filtros, lo que hace que el cloro gaseoso sea mucho menos letal que otras armas químicas. Fue iniciado por un científico alemán que más tarde sería premio Nobel, Fritz Haber del Instituto Kaiser Wilhelm en Berlín, en colaboración con el conglomerado químico alemán IG Farben , que desarrolló métodos para descargar cloro gaseoso contra un enemigo atrincherado . [98] Después de su primer uso, ambas partes en el conflicto utilizaron cloro como arma química, pero pronto fue reemplazado por el fosgeno , más letal, y el gas mostaza . [99]
El cloro gaseoso también se utilizó durante la guerra de Irak en la provincia de Anbar en 2007, cuando los insurgentes cargaron camiones bomba con granadas de mortero y tanques de cloro. Los ataques mataron a dos personas a causa de los explosivos y enfermaron a más de 350. La mayoría de las muertes fueron causadas por la fuerza de las explosiones más que por los efectos del cloro, ya que la explosión dispersa y diluye fácilmente el gas tóxico en la atmósfera. En algunos bombardeos, más de un centenar de civiles fueron hospitalizados por dificultades respiratorias. Las autoridades iraquíes reforzaron las medidas de seguridad para el cloro elemental, que es esencial para proporcionar agua potable a la población. [100] [101]
El 23 de octubre de 2014, se informó que el Estado Islámico de Irak y el Levante había utilizado cloro gaseoso en la ciudad de Duluiyah, Irak . [102] Los análisis de laboratorio de muestras de ropa y suelo confirmaron el uso de cloro gaseoso contra las fuerzas kurdas Peshmerga en un ataque con artefactos explosivos improvisados transportados por vehículos el 23 de enero de 2015 en el cruce de Kiske de la autopista 47, cerca de Mosul. [103]
Otro país del Medio Oriente, Siria , ha utilizado cloro como arma química [104] lanzado mediante bombas de barril y cohetes. [105] [106] En 2016, el Mecanismo Conjunto de Investigación OPAQ-ONU concluyó que el gobierno sirio utilizó cloro como arma química en tres ataques separados. [107] Investigaciones posteriores del Equipo de Investigación e Identificación de la OPAQ concluyeron que la Fuerza Aérea Siria fue responsable de los ataques con cloro en 2017 y 2018. [108]
El anión cloruro es un nutriente esencial para el metabolismo. El cloro es necesario para la producción de ácido clorhídrico en el estómago y para las funciones de bomba celular. [109] La principal fuente dietética es la sal de mesa o cloruro de sodio. Las concentraciones excesivamente bajas o altas de cloruro en la sangre son ejemplos de alteraciones electrolíticas . La hipocloremia (tener muy poco cloruro) rara vez ocurre en ausencia de otras anomalías. A veces se asocia con hipoventilación . [110] Puede estar asociado con acidosis respiratoria crónica . [111] La hipercloremia (tener demasiado cloruro) generalmente no produce síntomas. Cuando se presentan síntomas, tienden a parecerse a los de la hipernatremia (tener demasiado sodio ). La reducción del cloruro en sangre provoca deshidratación cerebral; Los síntomas suelen ser causados por una rehidratación rápida que produce edema cerebral . La hipercloremia puede afectar el transporte de oxígeno. [112]
El cloro es un gas tóxico que ataca el sistema respiratorio, los ojos y la piel. [115] Debido a que es más denso que el aire, tiende a acumularse en el fondo de espacios mal ventilados. El cloro gaseoso es un oxidante fuerte que puede reaccionar con materiales inflamables. [116] [117]
El cloro se puede detectar con dispositivos de medición en concentraciones tan bajas como 0,2 partes por millón (ppm) y por el olfato a 3 ppm. Puede producirse tos y vómitos a 30 ppm y daño pulmonar a 60 ppm. Aproximadamente 1000 ppm pueden ser fatales después de unas cuantas respiraciones profundas del gas. [17] La concentración IDLH (inmediatamente peligroso para la vida y la salud) es de 10 ppm. [118] Respirar concentraciones más bajas puede agravar el sistema respiratorio y la exposición al gas puede irritar los ojos. [119] Cuando se inhala cloro en concentraciones superiores a 30 ppm, reacciona con el agua dentro de los pulmones, produciendo ácido clorhídrico (HCl) y ácido hipocloroso (HOCl).
Cuando se utiliza en niveles específicos para la desinfección del agua, la reacción del cloro con el agua no es una preocupación importante para la salud humana. Otros materiales presentes en el agua pueden generar subproductos de la desinfección que están asociados con efectos negativos en la salud humana. [120] [121]
En los Estados Unidos, la Administración de Salud y Seguridad Ocupacional (OSHA) ha establecido el límite de exposición permisible para el cloro elemental en 1 ppm o 3 mg/m 3 . El Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional ha designado un límite de exposición recomendado de 0,5 ppm durante 15 minutos. [118]
En el hogar, los accidentes ocurren cuando las soluciones de lejía con hipoclorito entran en contacto con ciertos limpiadores de desagües ácidos para producir cloro gaseoso. [122] El blanqueador de hipoclorito (un aditivo popular para la ropa ) combinado con amoníaco (otro aditivo popular para la ropa) produce cloraminas , otro grupo tóxico de sustancias químicas. [123]
El cloro se utiliza ampliamente para purificar el agua, especialmente el agua potable y el agua utilizada en piscinas. Se han producido varios colapsos catastróficos de techos de piscinas debido al agrietamiento por corrosión bajo tensión inducido por el cloro de las varillas de suspensión de acero inoxidable . [124] Algunos polímeros también son sensibles al ataque, incluida la resina de acetal y el polibuteno . Ambos materiales se utilizaron en plomería doméstica de agua fría y caliente, y el agrietamiento por corrosión bajo tensión causó fallas generalizadas en los EE. UU. en las décadas de 1980 y 1990. [125]
El elemento hierro puede combinarse con el cloro a altas temperaturas en una fuerte reacción exotérmica, creando un fuego de cloro-hierro . [126] [127] Los incendios de cloro-hierro son un riesgo en las plantas de procesos químicos, donde gran parte de las tuberías que transportan cloro gaseoso están hechas de acero. [126] [127]
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