Cloro

El cloro es un elemento químico con el símbolo Cl y el 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 amarillo verdoso a temperatura ambiente. Es un elemento extremadamente reactivo y un fuerte agente oxidante: entre los elementos, tiene la afinidad electrónica más alta y la tercera electronegatividad más alta en la escala de Pauling revisada, solo detrás del oxígeno y el flúor. En varias escalas además de la escala de Pauling revisada, la electronegatividad del nitrógeno también figura como mayor que la del cloro, como en las escalas de electronegatividad de Allen, Allred-Rochow, Martynov-Batsanov, Mulliken-Jaffe, Nagle y Noorizadeh-Shakerzadeh.

El cloro desempeñó un papel importante en los experimentos realizados por los alquimistas medievales, que comúnmente involucraban el calentamiento de sales de cloruro como el cloruro de amonio (sal amoniacal) y el cloruro de sodio (sal común), produciendo varias sustancias químicas que contienen cloro como el cloruro de hidrógeno, el mercurio (II) cloruro (sublimado corrosivo) y ácido clorhídrico (en forma de agua regia). Sin embargo, la naturaleza del gas de cloro libre como una sustancia separada solo fue reconocida alrededor de 1630 por Jan Baptist van Helmont. Carl Wilhelm Scheele escribió una descripción del cloro gaseoso en 1774, suponiendo que era un óxido de un nuevo elemento. En 1809, los químicos sugirieron que el gas podría ser un elemento puro, y Sir Humphry Davy lo confirmó en 1810, quien lo nombró en honor al griego antiguo χλωρός (khlōrós, "verde pálido") por 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 quedan eclipsados ​​por las enormes reservas de cloruro en el agua de mar.

El cloro elemental se produce comercialmente a partir de salmuera por electrólisis, predominantemente en el proceso de cloro-álcali. El alto potencial oxidante del cloro elemental condujo al desarrollo de blanqueadores y desinfectantes comerciales, y 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 compuestos 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 generadores de cloro se usan más directamente en las piscinas para mantenerlas higiénicas. El cloro elemental en alta concentración es extremadamente peligroso y venenoso para la mayoría de los organismos vivos. Como agente de guerra química,

En forma de iones de 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, se han visto implicadas en el agotamiento del ozono. Pequeñas cantidades de cloro elemental se generan por la oxidación de iones de cloruro en los neutrófilos como parte de una respuesta del sistema inmunitario contra las bacterias.

Historia

El compuesto de cloro más común, el cloruro de sodio, se conoce desde la antigüedad; Los arqueólogos han encontrado evidencia de que la sal de roca se usó ya en el año 3000 a. C. y la salmuera ya en el año 6000 a. C.

Primeros descubrimientos

Alrededor del año 900, los autores de los escritos árabes atribuidos a Jabir ibn Hayyan (latín: Geber) y al médico y alquimista persa Abu Bakr al-Razi (c. 865–925, latín: Rhazes) estaban experimentando con sal amoniacal (cloruro de amonio), que cuando se destilaba junto con vitriolo (sulfatos hidratados de varios metales) producía cloruro de hidrógeno. 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 puede utilizar químicamente.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 De aluminibus et salibus (" Sobre alumbres y sales", un texto árabe del siglo 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). Otro desarrollo importante fue el descubrimiento de pseudo-Geber (en el Deventione veritatis, "Sobre el descubrimiento de la verdad", después de c. 1300) que al agregar cloruro de amonio al ácido nítrico, un solvente fuerte capaz de disolver el oro (es decir, agua regia) podría ser producido.Aunque el agua regia es una mezcla inestable que emite continuamente vapores que contienen gas de cloro libre, este gas de cloro parece haber sido ignorado hasta c. 1630, cuando su naturaleza como sustancia gaseosa separada fue reconocida por el químico y médico brabantiano Jan Baptist van Helmont.

Aislamiento

El elemento fue estudiado en detalle por primera vez en 1774 por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele, y se le atribuye el descubrimiento. Scheele produjo cloro haciendo reaccionar MnO ₂ (como el mineral pirolusita) con HCl:4 HCl + MnO ₂ → MnCl ₂ + 2 H ₂ O + Cl ₂

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 similar al agua regia. Lo llamó " aire de ácido muriático deflogisticado " ya que es un gas (entonces llamado "aires") y provenía del ácido clorhídrico (entonces conocido como "ácido muriático"). No logró establecer el cloro como elemento.

La teoría química común en ese momento sostenía que un ácido es un compuesto que contiene oxígeno (restos de este sobreviven en los nombres alemán y holandés de oxígeno: sauerstoff o zuurstof, ambos traducidos al inglés como sustancia ácida), por lo que varios químicos, incluidos Claude Berthollet, sugirió que el aire de ácido muriático desflogistizado de Scheele debe ser una combinación de oxígeno y el elemento aún no descubierto, muriaticum.

En 1809, Joseph Louis Gay-Lussac y Louis-Jacques Thénard intentaron descomponer el aire de ácido muriático deflogisticado haciéndolo reaccionar con carbón vegetal para liberar el elemento libre muriaticum (y dióxido de carbono). No lo consiguieron y publicaron un informe en el que consideraban la posibilidad de que el aire de ácido muriático deflogistizado sea un elemento, pero no les convencía.

En 1810, Sir Humphry Davy volvió a intentar el mismo experimento y concluyó que la sustancia era un elemento y no un compuesto. Anunció sus resultados a la Royal Society el 15 de noviembre de ese año. En ese momento, llamó a este nuevo elemento "cloro", de la palabra griega χλωρος (chlōros, "verde-amarillo"), en referencia a su color. El nombre "halógeno", que significa "productor de sal", fue utilizado originalmente para el cloro en 1811 por Johann Salomo Christoph Schweigger. Este término se usó más tarde como un término genérico para describir todos los elementos de la familia del cloro (flúor, bromo, yodo), después de una sugerencia de Jöns Jakob Berzelius en 1826. En 1823, Michael Faraday licuó el cloro por primera vez,y demostró que lo que entonces se conocía como "cloro sólido" tenía una estructura de hidrato de cloro (Cl ₂ ·H ₂ O).

Usos posteriores

El gas de cloro fue utilizado por primera vez por el químico francés Claude Berthollet para blanquear textiles en 1785. Los blanqueadores modernos fueron el resultado del trabajo adicional de Berthollet, quien produjo hipoclorito de sodio por primera vez en 1789 en su laboratorio en la ciudad de Javel (ahora parte de París, Francia), por 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 era muy eficiente y se buscaron métodos de producción alternativos. El químico e industrial escocés Charles Tennant primero produjo una solución de hipoclorito de calcio ("cal clorada"), luego hipoclorito de calcio sólido (polvo blanqueador).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. Esto se conoce como el proceso de cloro-álcali, introducido por primera vez a escala industrial en 1892, y ahora la fuente de la mayor parte del cloro elemental y el hidróxido de sodio. En 1884 Chemischen Fabrik Griesheim de Alemania desarrolló otro proceso de cloro-álcali que entró en producción comercial en 1888.

Las soluciones de cloro elemental disueltas en agua químicamente básica (hipoclorito de sodio y calcio) se usaron 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 de las enfermedades. Esta práctica fue iniciada por Antoine-Germain Labarraque, quien adaptó el blanqueador "Javel water" de Berthollet y otras preparaciones de cloro (para una historia más completa, ver más abajo). Desde entonces, el cloro elemental ha desempeñado una función continua en la antisepsia tópica (soluciones de irrigación de heridas y similares) y el saneamiento público, particularmente en el agua para nadar y beber.

El gas cloro se utilizó por primera vez como arma el 22 de abril de 1915 en Ypres por el ejército alemán. El efecto sobre los aliados fue devastador porque las máscaras de gas existentes eran difíciles de desplegar y no se habían distribuido ampliamente.

Propiedades

El cloro es el segundo halógeno, siendo un no metal en el grupo 17 de la tabla periódica. Sus propiedades son, por lo 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 3p, con los siete electrones en la tercera y más externa capa actuando como sus electrones de valencia. Como todos los halógenos, tiene un electrón menos que un octeto completo y, por lo tanto, es un agente oxidante fuerte que reacciona con muchos elementos para completar su capa exterior.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. Tiene un radio atómico intermedio entre el flúor y el bromo, y esto conduce 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 de enlace X–X. (El flúor es anómalo debido a su pequeño tamaño).

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 diatómicas 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 aumento del peso molecular 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 genera una alta volatilidad) gracias a su estructura molecular diatómica.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 ocurre porque las longitudes de onda de la luz visible absorbida por los halógenos aumentan en el grupo. Específicamente, el color de un halógeno, como el cloro, resulta de la transición de electrones entre el orbital molecular πg de antienlace ocupado más alto _{y el orbital} molecular σu de antienlace vacante más bajo. El color se desvanece a bajas temperaturas, por lo que el cloro sólido a -195 °C es casi incoloro.

Al igual que el bromo y el yodo sólidos, el cloro sólido cristaliza en el sistema cristalino ortorrómbico, en una red de capas de moléculas de Cl _2. La distancia Cl-Cl es 198 pm (cerca de la distancia gaseosa Cl-Cl de 199 pm) y la distancia Cl···Cl entre moléculas es 332 pm dentro de una capa y 382 pm entre capas (compare el radio de van der Waals de cloro, 180 pm). Esta estructura significa que el cloro es un conductor de electricidad muy pobre y, de hecho, su conductividad es tan baja que es prácticamente inmedible.

Isótopos

El cloro tiene dos isótopos estables, Cl y Cl. Estos son sus dos únicos isótopos naturales que se encuentran en cantidad, con Cl constituyendo el 76% del cloro natural y Cl constituyendo el 24% restante. Ambos se sintetizan en estrellas en los procesos de quema de oxígeno y de quema de silicio. Ambos tienen espín nuclear 3/2+ y, por lo tanto, pueden usarse para resonancia magnética nuclear, aunque la magnitud del espín es mayor que 1/2 y da como resultado una distribución de carga nuclear no esférica y, por lo tanto, una resonancia más amplia como resultado de un momento cuadrupolar nuclear distinto de cero y relajación cuadrupolar resultante. Los otros isótopos de cloro son todos radiactivos, con vidas medias demasiado cortas para que ocurran primordialmente en la naturaleza. De estos, los más utilizados en el laboratorio son Cl (t_1/2 = 3,0 × 10 y) y Cl (t _1/2 = 37,2 min), que pueden producirse a partir de la activación neutrónica del cloro natural.

El radioisótopo de cloro más estable es el Cl. El principal modo de descomposición de los isótopos más ligeros que el Cl es la captura de electrones en isótopos de azufre; la de los isótopos más pesados ​​que el Cl es la desintegración beta a isótopos de argón; y Cl puede decaer por cualquier modo a S estable o Ar. El Cl se presenta en cantidades traza en la naturaleza como un nucleido cosmogénico en una proporción de aproximadamente (7–10) × 10 a 1 con isótopos de cloro estables: se produce en la atmósfera por espalación de Ar por interacciones con protones de rayos cósmicos. En el metro superior de la litosfera, el Cl se genera principalmente por activación térmica de neutrones de Cl y espalación de K y Ca. En el entorno del subsuelo, la captura de muones por Ca se vuelve más importante como una forma de generarcl.

Química y compuestos

X	XX	HX	Caja 3	AlX 3	CX4 _
F	159	574	645	582	456
cl	243	428	444	427	327
hermano	193	363	368	360	272
yo	151	294	272	285	239

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 del X ₂ /Xpares (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.

Dado que E°(1/2O ₂ /H ₂ O) = +1,229 V, que es menos de +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, por lo que la electrólisis de soluciones acuosas de cloruro genera cloro gaseoso y no oxígeno gaseoso, hecho que es muy útil para la producción industrial de cloro.

Cloruro de hidrogeno

El compuesto de cloro más simple es el cloruro de hidrógeno, HCl, un químico importante en la industria y en el laboratorio, tanto como gas como disuelto en agua como ácido clorhídrico. A menudo se produce quemando 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 salada":NaCl ₊ H2SO4 _{_} 150 ºC⟶ NaHSO ₄ + HCl_{NaCl +} NaHSO4 540–600 °C⟶ Na2SO4 ₊ HCl _ _{_}

En el laboratorio, se puede producir gas de 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).

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, el enlace de hidrógeno débil está presente 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. 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 ₂O, el sistema se separa completamente en dos fases líquidas separadas. 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 lo tanto, el ácido clorhídrico no se puede concentrar más allá de este punto por destilación.

A diferencia del fluoruro de hidrógeno, es difícil trabajar con cloruro de hidrógeno líquido anhidro como solvente, 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 (HF₂) 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 NR₄(R = Me, Et, Bu) aún puede estar aislado. El cloruro de hidrógeno anhidro es un solvente 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 solitarios o enlaces π. La solvólisis, las reacciones de sustitución de ligandos y las oxidaciones están bien caracterizadas en solución de cloruro de hidrógeno:Ph ₃ SnCl + HCl ⟶ Ph _{2 SnCl 2} + PhH (solvólisis)Ph ₃ COH + 3 HCl ⟶ Ph₃CHCl₂+ H ₃ O Cl (solvólisis)Yo₄norteHCl₂+ BCl ₃ ⟶ Yo₄norteBC₄+ HCl (reemplazo de ligando)PCl ₃ + Cl ₂ + HCl ⟶ PCl₄HCl₂(oxidación)

Otros cloruros binarios

Casi todos los elementos de la tabla periódica forman cloruros binarios. Las excepciones son decididamente minoritarias y se derivan en cada caso de una de tres causas: extrema inercia y renuencia a participar en reacciones químicas (los gases nobles, con la excepción del xenón en los altamente inestables XeCl ₂ y XeCl ₄); inestabilidad nuclear extrema que dificulta la investigación química antes de la descomposición 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 no son formalmente cloruros sino óxidos o fluoruros de cloro. 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 se dispone de múltiples estados de oxidación, 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 se pueden deshidratar mediante temperaturas moderadamente altas combinadas con gas de cloruro de hidrógeno anhidro o a baja presión. Estos métodos funcionan mejor cuando el producto de cloruro es estable a la hidrólisis; de lo contrario, las posibilidades incluyen la cloración oxidativa a alta temperatura del elemento con cloro o cloruro de hidrógeno, la 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 producir tetracloruro de uranio. El segundo ejemplo también implica una reducción en el estado de oxidación, que también se puede lograr mediante la reducción de un cloruro superior utilizando hidrógeno o un metal como agente reductor. Esto también se puede lograr por descomposición térmica o desproporción de la siguiente manera:EuCl ₃ +1/2H ₂ ⟶ EuCl ₂ + HClRec ₅ en "pb"⟶ ReCl ₃ + Cl ₂AuCl ₃ 160 °C⟶ AuCl + Cl ₂

La mayoría de los cloruros, los metales de los grupos 1, 2 y 3, junto con los lantánidos y actínidos en los estados de oxidación +2 y +3, son en su mayoría iónicos, mientras que los no metales tienden a formar cloruros moleculares covalentes, al igual que los metales en alta oxidación. estados desde +3 y superiores. El cloruro de plata es muy insoluble en agua y, por lo tanto, a menudo se usa como prueba cualitativa para el cloro.

Compuestos de policloro

Aunque el dicloro es un agente oxidante fuerte con una energía de primera ionización alta, puede oxidarse en condiciones extremas para formar Cl₂catión. Este es muy inestable y solo se ha caracterizado por su espectro de banda electrónica cuando se produce en un tubo de descarga de baja presión. el cl amarillo₃El catión es más estable y se puede producir de la siguiente manera:Cl ₂ + ClF + AsF ₅ −78 ºC⟶  cl₃AsF₆

Esta reacción se lleva a cabo en el solvente oxidante pentafluoruro de arsénico. El anión tricloruro, Cl₃, también se ha caracterizado; es análogo al triyoduro.

Fluoruros de cloro

Los tres fluoruros de cloro forman un subconjunto de los compuestos interhalógenos, todos los cuales son diamagnéticos. Se conocen algunos derivados catiónicos y aniónicos, como ClF₂, CLF₄, CLF₂y Cl2F. _{_} 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).

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 la dirección 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 de clorofluoración, agregando cloro y flúor a través de un enlace múltiple o por oxidación: por ejemplo, atacará al monóxido de carbono para formar clorofluoruro de carbonilo, COFCl. Reaccionará de manera análoga con la hexafluoroacetona, (CF ₃) ₂CO, 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:H ₂ O + 2 ClF ⟶ 2 HF + Cl ₂ O

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 mediante la fluoración directa de cloro gaseoso o monofluoruro de cloro a 200–300 °C. Uno de los compuestos químicos más reactivos que se conocen, la lista de elementos que incendia es diversa, contiene hidrógeno, potasio, fósforo, arsénico, antimonio, azufre, selenio, telurio, bromo, yodo y molibdeno, tungsteno, rodio, iridio en polvo. y hierro. También encenderá el agua, junto con muchas sustancias que, en circunstancias ordinarias, se considerarían químicamente inertes, como el asbesto, el hormigón, el vidrio y la arena. Cuando se calienta, incluso corroe metales nobles como paladio, platino y oro, e incluso los gases nobles xenón y radón no escapan a la fluoración. Una capa impermeable de fluoruro está formada por sodio, magnesio, aluminio, zinc, estaño y plata, que pueden eliminarse por calentamiento. Se suelen utilizar recipientes 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 usó en motores de cohetes experimentales, pero tiene problemas derivados en gran parte de su extrema hipergolicidad que resulta en la ignición sin ningún retraso medible. Hoy en día, se usa principalmente en el procesamiento de combustible nuclear, para oxidar uranio a hexafluoruro de uranio para su enriquecimiento y separarlo del plutonio, así como en la industria de semiconductores, donde se usa para limpiar cámaras de deposición de vapor químico. y se suelen utilizar recipientes de acero por 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 usó en motores de cohetes experimentales, pero tiene problemas derivados en gran parte de su extrema hipergolicidad que resulta en la ignición sin ningún retraso medible. Hoy en día, se usa principalmente en el procesamiento de combustible nuclear, para oxidar uranio a hexafluoruro de uranio para su enriquecimiento y separarlo del plutonio, así como en la industria de semiconductores, donde se usa para limpiar cámaras de deposición de vapor químico. y se suelen utilizar recipientes de acero por 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 usó en motores de cohetes experimentales, pero tiene problemas derivados en gran parte de su extrema hipergolicidad que resulta en la ignición sin ningún retraso medible. Hoy en día, se usa principalmente en el procesamiento de combustible nuclear, para oxidar uranio a hexafluoruro de uranio para su enriquecimiento y separarlo del plutonio, así como en la industria de semiconductores, donde se usa para limpiar cámaras de deposición de vapor químico. y los gases de cloro se usaron en un motor de cohete experimental, pero tiene problemas que se derivan en gran parte de su hipergolicidad extrema que resulta en la ignición sin ningún retraso medible. Hoy en día, se usa principalmente en el procesamiento de combustible nuclear, para oxidar uranio a hexafluoruro de uranio para su enriquecimiento y separarlo del plutonio, así como en la industria de semiconductores, donde se usa para limpiar cámaras de deposición de vapor químico. y los gases de cloro se usaron en un motor de cohete experimental, pero tiene problemas que se derivan en gran parte de su hipergolicidad extrema que resulta en la ignición sin ningún retraso medible. Hoy en día, se usa principalmente en el procesamiento de combustible nuclear, para oxidar uranio a hexafluoruro de uranio para su enriquecimiento y separarlo del plutonio, así como en la industria de semiconductores, donde se usa para limpiar cámaras de deposición de vapor químico.Puede actuar como donante o aceptor de iones fluoruro (base o ácido de Lewis), aunque no se disocia apreciablemente en ClF.₂y CLF₄iones

El pentafluoruro de cloro (ClF ₅) se produce a gran escala mediante la fluoración directa del cloro con un exceso de flúor gaseoso a 350 °C y 250 atm, ya pequeña escala mediante la reacción de cloruros metálicos con flúor gaseoso 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 efectivo como el trifluoruro de cloro. Solo 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:2 H ₂ O + ClF ₅ ⟶ 4 HF + FClO ₂

El producto, fluoruro de clorilo, 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), los otros tres son 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 al ganar o perder iones de fluoruro respectivamente o como agentes oxidantes y fluorantes muy fuertes.

Óxidos de cloro

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 se someten a fotólisis en la atmósfera superior y provocan la destrucción de la capa de ozono. Ninguno de ellos puede hacerse haciendo reaccionar directamente los elementos.

El monóxido de dicloro (Cl ₂ O) es un gas amarillo parduzco (marrón rojizo cuando es 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 se encuentra en equilibrio con el ácido hipocloroso (HOCl), del que es el anhídrido. Por lo tanto, es un blanqueador efectivo y se usa principalmente para hacer hipocloritos. Explota por calentamiento intenso o chispas o en presencia de gas amoníaco.

El dióxido de cloro (ClO ₂) fue el primer óxido de cloro descubierto en 1811 por Humphry Davy. Es un gas paramagnético amarillo (de color 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 bajas concentraciones para el blanqueo de pulpa de madera y el tratamiento del agua. Por lo general, se prepara reduciendo un clorato de la siguiente manera:Cl O₃+ Cl + 2 H ⟶ ClO ₂ +1/2Cl ₂ + H ₂ O

Su producción está pues íntimamente ligada a las reacciones redox de los cloro oxoácidos. 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 cristalino ClO ₂ · n H ₂ O (n ≈ 6–10) se separan a bajas temperaturas. Sin embargo, en presencia de luz, estas soluciones se descomponen 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 principalmente cloro, oxígeno y algo de ClO ₃ y Cl ₂Se producen O6 _. 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, es importante para el medio ambiente de la siguiente manera:Cl• + O ₃ ⟶ ClO• + O ₂ClO• + O• ⟶ Cl• + O ₂

El perclorato de cloro (ClOClO ₃) es un líquido de color 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). 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 el nitrato de cloro (ClONO ₂, vigorosamente reactivo y explosivo) y el fluorosulfato de cloro (ClOSO ₂ F, más estable pero todavía sensible a la humedad y altamente reactivo).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 por 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 clorhídrico y perclórico: la reacción análoga con fluoruro de hidrógeno anhidro no llega a completarse.

El heptóxido de dicloro (Cl ₂ O ₇) es el anhídrido del ácido perclórico (HClO ₄) y se puede obtener fácilmente de él deshidratándolo con ácido fosfórico a -10 °C y luego destilando el producto a -35 °C y 1 mmHg. Es un líquido aceitoso, incoloro, sensible a los golpes. Es el menos reactivo de los óxidos de cloro, siendo el único que no incendia materiales orgánicos a temperatura ambiente. Puede disolverse en agua para regenerar ácido perclórico o en álcalis acuosos para regenerar percloratos. Sin embargo, se descompone térmicamente de forma explosiva al romper uno de los enlaces Cl–O centrales, produciendo los radicales ClO ₃ y ClO ₄ que se descomponen inmediatamente en elementos a través de óxidos intermedios.

Cloro oxoácidos y oxianiones

E°(pareja)	a (H) = 1(ácido)	E°(pareja)	a (OH) = 1(base)
Cl2 / Cl	+1.358	Cl2 / Cl	+1.358
HOCl/Cl	+1.484	ClO2 /Cl	+0.890
Cl O3/cl	+1.459
HOCl/ Cl2	+1.630	ClO2 / Cl2	+0.421
HClO2 / Cl2 _	+1.659
Cl O3/ Cl2	+1.468
Cl O4/ Cl2	+1.277
HClO 2 /HOCl	+1.701	Cl O2/ClO	+0.681
		Cl O3/ClO	+0.488
Cl O3/ HClO2	+1.181	Cl O3/ ClO2	+0.295
Cl O4/ ClO3	+1.201	Cl O4/ ClO3	+0.374

El cloro forma cuatro oxoácidos: ácido hipocloroso (HOCl), ácido cloroso (HOClO), ácido clórico (HOClO ₂) y ácido perclórico (HOClO ₃). Como puede verse en los potenciales redox que se dan en la tabla adyacente, el cloro es mucho más estable a la desproporción en soluciones ácidas que en soluciones alcalinas:

Cl 2 + H 2 O	⇌ HOCl + H + Cl	K ac = 4,2 × 10 mol l
Cl 2 + 2 OH	⇌ OCl + H 2 O + Cl	K alk = 7.5 × 10 mol l

Los iones de hipoclorito también se desproporcionan aún más para producir cloruro y clorato (3 ClO ⇌ 2 Cl + ClO₃) pero esta reacción es bastante lenta a temperaturas inferiores a 70 °C a pesar de la muy favorable constante de equilibrio de 10. Los iones de clorato pueden desproporcionarse para formar cloruro y perclorato (4 ClO₃⇌ Cl + 3 ClO₄) pero sigue siendo muy lento incluso a 100 °C a pesar de la muy favorable constante de equilibrio de 10. Las velocidades de reacción de los oxianiones de cloro aumentan a medida que disminuye el estado de oxidación del cloro. Las fuerzas de los oxiácidos de cloro aumentan muy rápidamente a medida que aumenta el estado de oxidación del cloro debido a la creciente deslocalización de la carga sobre más y más átomos de oxígeno en sus bases conjugadas.

La mayoría de los oxoácidos de cloro se pueden producir aprovechando estas reacciones de desproporción. El ácido hipocloroso (HOCl) es altamente reactivo y bastante inestable; sus sales se utilizan principalmente por sus capacidades de blanqueo y esterilización. 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. Ácido clórico (HOClO ₂) es un ácido fuerte que es bastante estable en agua fría hasta una concentración de 30%, pero al calentarlo da cloro y dióxido de cloro. La evaporación a presión reducida permite que se concentre más hasta alrededor del 40%, pero luego se descompone en ácido perclórico, cloro, oxígeno, agua y dióxido de cloro. Su sal más importante es el clorato de sodio, que se usa principalmente para fabricar 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 combinarse para formar cloro de la siguiente manera:Cl O₃+ 5 Cl + 6 H ⟶ 3 Cl ₂ + 3 H ₂ O

Percloratos y ácido perclórico (HOClO ₃) son los oxo-compuestos de cloro más estables, de acuerdo con el hecho de que los compuestos de cloro son más estables cuando el átomo de cloro se encuentra en su estado de oxidación más bajo (−1) o más alto (+7) posible. El ácido perclórico y los percloratos acuosos son agentes oxidantes vigorosos ya 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 fabrican mediante la oxidación electrolítica del clorato de sodio, y el ácido perclórico se obtiene mediante la reacción del perclorato de sodio anhidro o el perclorato de bario con ácido clorhídrico concentrado, filtrando el cloruro precipitado y destilando el filtrado para concentrarlo. El ácido perclórico anhidro es un líquido incoloro, móvil, sensible a los golpes, que explota al contacto con la mayoría de los compuestos orgánicos, incendia el yoduro de hidrógeno y el cloruro de tionilo e incluso oxida la plata y el oro. Aunque es un ligando débil, más débil que el agua, algunos compuestos que involucranCl O₄son conocidos.

Estado de oxidación del cloro	−1	+1	+3	+5	+7
Nombre	cloruro	hipoclorito	clorito	clorato	perclorato
Fórmula	cl	Cl O	Cl O2	Cl O3	Cl O4
Estructura

Compuestos organoclorados

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 es deficiente en electrones y, por lo tanto, electrofílico. 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.

Los alcanos y los arilo alcanos 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 la halogenación de Friedel-Crafts, usando cloro y un catalizador ácido de Lewis.La reacción de haloformo, que usa 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 en los alquenos y alquinos, dando compuestos de di- o tetra-cloro. Sin embargo, debido al costo y la reactividad del cloro, los compuestos organoclorados se producen más comúnmente usando cloruro de hidrógeno o con agentes clorantes como el pentacloruro de fósforo (PCl ₅) o el cloruro de tionilo (SOCl ₂). El último es muy conveniente en el laboratorio porque todos los productos secundarios son gaseosos y no tienen que ser destilados.

Muchos compuestos organoclorados se han aislado de fuentes naturales que van desde bacterias hasta humanos. Los compuestos orgánicos clorados se encuentran en casi todas las clases de biomoléculas, incluidos alcaloides, terpenos, aminoácidos, flavonoides, esteroides y ácidos grasos. Los organocloruros, incluidas las dioxinas, se producen en el entorno 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. Además, se han aislado de las algas marinas una variedad de hidrocarburos clorados simples, incluidos el diclorometano, el cloroformo y el tetracloruro de carbono. La mayor parte del clorometano en el medio ambiente se produce naturalmente por descomposición biológica, incendios forestales y volcanes.

Algunos tipos de organoclorados, aunque no todos, tienen una toxicidad significativa para las plantas o los animales, incluidos los humanos. Las dioxinas, que se producen cuando se quema materia orgánica en presencia de cloro, y algunos insecticidas, como el DDT, son contaminantes orgánicos persistentes que presentan peligros cuando se liberan al medio ambiente. Por ejemplo, el DDT, que se usó ampliamente para controlar insectos a mediados del siglo XX, también se acumula en las cadenas alimentarias y causa problemas reproductivos (p. ej., adelgazamiento de la cáscara del huevo) en ciertas especies de aves. Debido a la fácil fisión homolítica del enlace C-Cl para crear radicales de cloro en la atmósfera superior, los clorofluorocarbonos se han eliminado debido al daño que causan a la capa de ozono.

Ocurrencia y producción

El cloro es demasiado reactivo para presentarse 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 ella, a través de los grandes depósitos de minerales de cloruro, especialmente cloruro de sodio, que se han evaporado de los cuerpos de agua. Todos estos palidecen 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.

Se preparan pequeños lotes de cloro gaseoso en el laboratorio combinando ácido clorhídrico y dióxido de manganeso, pero rara vez surge la necesidad debido a su fácil disponibilidad. En la industria, el cloro elemental se suele producir por electrólisis del cloruro de sodio disuelto en agua. Este método, el proceso de cloro-álcali industrializado en 1892, proporciona ahora la mayor parte del gas de cloro industrial. Junto con el cloro, el método produce hidrógeno gaseoso e hidróxido de sodio, que es el producto más valioso. El proceso procede de acuerdo con la siguiente ecuación química:2 NaCl + 2 H ₂ O → Cl ₂ + H ₂ + 2 NaOH

La electrólisis de las soluciones de cloruro procede de acuerdo con las siguientes ecuaciones:Cátodo: 2 H ₂ O + 2 e → H ₂ + 2 OHÁnodo: 2 Cl → Cl ₂ + 2 e

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. La solución salina (salmuera) se alimenta continuamente al compartimiento del ánodo y fluye a través del diafragma hacia el compartimiento del cátodo, donde se produce el álcali cáustico y la salmuera se agota parcialmente. Los métodos de diafragma producen álcali diluido y ligeramente impuro, pero no tienen el problema de la eliminación del mercurio y son más eficientes energéticamente.

La electrólisis de células de membrana emplea una membrana permeable como intercambiador de iones. La solución saturada de cloruro de sodio (o potasio) se pasa a través del compartimiento del ánodo, dejando 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.

Proceso de celda de membrana para la producción de cloro-álcali

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 con oxígeno:4 HCl + O ₂ → 2 Cl ₂ + 2 H ₂ O

La reacción requiere un catalizador. Tal como lo presentó Deacon, los primeros catalizadores se basaban en cobre. Los procesos comerciales, como Mitsui MT-Chlorine Process, han cambiado a catalizadores a base de cromo y rutenio. El cloro producido está disponible en cilindros de tamaños que van desde 450 g a 70 kg, así como en bidones (865 kg), vagones cisterna (15 toneladas en carreteras; 27 a 90 toneladas por ferrocarril) y barcazas (600 a 1200 toneladas).

Aplicaciones

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 15000 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 de produciendo la forma pura de esos elementos.

Cuantitativamente, de todo el cloro elemental producido, alrededor del 63% se utiliza en la fabricación de compuestos orgánicos y el 18% en la fabricación de compuestos inorgánicos de cloro. Se utilizan comercialmente unos 15.000 compuestos de cloro. El 19% restante del cloro producido se utiliza para blanqueadores y productos de desinfección. Los compuestos orgánicos más significativos 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 el 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, NaClO₃, isocianuratos clorados, AlCl ₃, SiCl ₄, SnCl ₄, PCl ₃, PCl ₅, POCl ₃, AsCl ₃, SbCl ₃, SbCl ₅, BiCl ₃ y ZnCl ₂.

Higiene, desinfección y antisepsia

Combatir la putrefacción

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" (boyauderies), y era un proceso maloliente 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 de animales sin putrefacción. 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 solo eliminaban el olor a putrefacción de la descomposición del tejido animal, sino que también retrasa la descomposición.

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 son útiles en la desinfección y desodorización de rutina de letrinas, alcantarillas, mercados, mataderos, quirófanos anatómicos y morgues. Tuvieron éxito en hospitales, lazaretos, prisiones, enfermerías (tanto en tierra como en el mar), magnanerías, establos, establos, etc.; y fueron beneficiosos durante las exhumaciones, embalsamamientos, brotes de enfermedades epidémicas, fiebre y pierna negra en el ganado.

Desinfección

Las soluciones de soda y cal clorada de Labarraque se han recomendado desde 1828 para prevenir infecciones (llamadas "infecciones contagiosas", que se supone que se transmiten por "miasmas") y para tratar la putrefacción de heridas existentes, incluidas las heridas sépticas. En su obra de 1828, Labarraque recomendaba a los médicos respirar cloro, lavarse las manos con cal clorada e incluso rociar cal clorada sobre las camas de los pacientes en casos de "infección contagiosa". En 1828, el contagio de infecciones era bien conocido, aunque la agencia del microbio no se descubrió hasta más de medio siglo después.

Durante el brote de cólera de París de 1832, se utilizaron grandes cantidades del llamado cloruro de cal para desinfectar la capital. Esto no era simplemente cloruro de calcio moderno, sino gas de cloro 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 las salas de disección y, al hacerlo, desodorizó eficazmente el Barrio Latino de París.Muchos pensaban que estos "miasmas pútridos" causaban la propagación del "contagio" y la "infección", ambas palabras utilizadas antes de la teoría de los gérmenes de la infección. El cloruro de cal se utilizó para destruir los olores y la "materia pútrida". Una fuente afirma que el Dr. John Snow usó cloruro de cal para desinfectar el agua del pozo contaminado con cólera que alimentaba la bomba de Broad Street en Londres en 1854, aunque otras tres fuentes acreditadas que describen esa famosa epidemia de cólera no mencionan el incidente. Una referencia deja en claro que el cloruro de cal se usaba 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.

Semmelweis y experimentos con antisepsia

Quizás la aplicación más famosa de las soluciones de cloro y base química de Labarraque fue en 1847, cuando Ignaz Semmelweis usó 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, que Semmelweis notó todavía transportaba el hedor de la descomposición de 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 los cadáveres médicos frescos a los 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).

Mucho más tarde, durante la Primera Guerra Mundial en 1916, Henry Drysdale Dakin (quien dio todo el crédito al trabajo anterior 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.. Llamada 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. Una versión modificada de esta solución se sigue empleando en la irrigación de heridas en los tiempos modernos, donde sigue siendo eficaz contra las bacterias que son resistentes a múltiples antibióticos (consulte Century Pharmaceuticals).

Saneamiento público

La primera aplicación continua de cloración al agua potable de los EE. UU. se instaló en la ciudad de Jersey, Nueva Jersey, en 1908. En 1918, el Departamento del Tesoro de los EE. UU. pidió que toda el agua potable se desinfectara con cloro. El cloro es actualmente un químico importante para la purificación del agua (como en las plantas de tratamiento de agua), en los desinfectantes y en la lejía. Incluso los pequeños suministros de agua ahora se cloran de forma rutinaria.

El cloro generalmente se usa (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 las piscinas privadas no se utiliza cloro en sí, sino hipoclorito de sodio, formado a partir de cloro e hidróxido de sodio, o tabletas sólidas de isocianuratos clorados. El inconveniente de usar cloro en las 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..Como desinfectante en el agua, el cloro es tres veces más efectivo contra Escherichia coli que el bromo y más de seis veces más efectivo que el yodo. Cada vez más, la propia monocloramina se agrega directamente al agua potable con fines de desinfección, un proceso conocido como cloraminación.

A menudo no es práctico almacenar y usar cloro gaseoso venenoso para el tratamiento del agua, por lo que se utilizan métodos alternativos para agregar cloro. Estos incluyen soluciones de hipoclorito, que gradualmente liberan cloro en el agua, y compuestos como dicloro-s-triazintriona de sodio (dihidrato o anhidro), a veces denominado "dicloro", y tricloro-s-triazintriona, a veces denominado "tricloro".. Estos compuestos son estables mientras están sólidos y se pueden usar en forma de polvo, gránulos o tabletas. Cuando se añade en pequeñas cantidades al agua de piscinas o sistemas de aguas 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.

Usar como arma

Primera Guerra Mundial

El gas de cloro, también conocido como bertholita, 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. Según lo descrito por los soldados, tenía el olor característico de una mezcla de pimienta y piña.También sabía metálico y picaba 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 con 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 luego 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. Después de su primer uso, ambos bandos en el conflicto usaron cloro como arma química, pero pronto fue reemplazado por el fosgeno y el gas mostaza, que son más letales.

Oriente Medio

El gas cloro también se usó durante la Guerra de Irak en la provincia de Anbar en 2007, cuando los insurgentes cargaron camiones bomba con proyectiles de mortero y tanques de cloro. Los ataques mataron a dos personas por los explosivos y enfermaron a más de 350. La mayoría de las muertes fueron causadas por la fuerza de las explosiones en lugar de los efectos del cloro, ya que el gas tóxico se dispersa y diluye fácilmente en la atmósfera por la explosión. En algunos bombardeos, más de un centenar de civiles fueron hospitalizados por dificultades respiratorias. Las autoridades iraquíes reforzaron la seguridad del cloro elemental, que es esencial para proporcionar agua potable a la población.

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. Los análisis de laboratorio de ropa y muestras de suelo confirmaron el uso de cloro gaseoso contra las fuerzas peshmerga kurdas en un ataque con artefactos explosivos improvisados ​​transportados por vehículos el 23 de enero de 2015 en el cruce de la autopista 47 Kiske cerca de Mosul.

Otro país en el Medio Oriente, Siria, ha usado cloro como arma química lanzada desde bombas de barril y cohetes. En 2016, el Mecanismo Conjunto de Investigación OPAQ-ONU concluyó que el gobierno sirio utilizó cloro como arma química en tres ataques separados. 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.

Rol biológico

El anión cloruro es un nutriente esencial para el metabolismo. El cloro es necesario para la producción de ácido clorhídrico en el estómago y en las funciones de bombeo celular. 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. Puede asociarse a acidosis respiratoria crónica.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 sanguíneo conduce a la deshidratación cerebral; los síntomas son causados ​​con mayor frecuencia por una rehidratación rápida que resulta en edema cerebral. La hipercloremia puede afectar el transporte de oxígeno.

Riesgos

El cloro es un gas tóxico que ataca el sistema respiratorio, los ojos y la piel. Debido a que es más denso que el aire, tiende a acumularse en el fondo de los espacios mal ventilados. El cloro gaseoso es un oxidante fuerte que puede reaccionar con materiales inflamables.

El cloro es detectable con dispositivos de medición en concentraciones tan bajas como 0,2 partes por millón (ppm) y por el olor a 3 ppm. Puede ocurrir tos y vómitos a 30 ppm y daño pulmonar a 60 ppm. Aproximadamente 1000 ppm pueden ser fatales después de unas pocas respiraciones profundas del gas. La concentración IDLH (inmediatamente peligroso para la vida y la salud) es de 10 ppm. Respirar concentraciones más bajas puede agravar el sistema respiratorio y la exposición al gas puede irritar los ojos. 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 (HClO).

Cuando se usa 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 se asocian con efectos negativos para la salud humana.

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. El Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional ha designado un límite de exposición recomendado de 0,5 ppm durante 15 minutos.

En el hogar, ocurren accidentes cuando las soluciones de lejía con hipoclorito entran en contacto con ciertos limpiadores de desagües ácidos para producir cloro gaseoso. El blanqueador de hipoclorito (un popular aditivo para el lavado) combinado con amoníaco (otro popular aditivo para el lavado) produce cloraminas, otro grupo tóxico de sustancias químicas.

Agrietamiento inducido por cloro en materiales estructurales

El cloro se usa ampliamente para purificar el agua, especialmente los suministros de agua potable y el agua utilizada en las 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. Algunos polímeros también son sensibles al ataque, como la resina de acetal y el polibuteno. Ambos materiales se utilizaron en tuberías domésticas de agua caliente y fría, y el agrietamiento por corrosión bajo tensión provocó fallas generalizadas en los EE. UU. en las décadas de 1980 y 1990.

"Ataque" de cloro en una junta de plomería de resina de acetal como resultado de una junta de acetal fracturada en un sistema de suministro de agua que comenzó en un defecto de moldeo por inyección en la junta y creció lentamente hasta que la pieza falló; la superficie de la fractura muestra sales de hierro y calcio que se depositaron en la junta con fuga del suministro de agua antes de la falla y son el resultado indirecto del ataque del cloro

Fuego de cloro-hierro

El elemento hierro puede combinarse con el cloro a altas temperaturas en una fuerte reacción exotérmica, creando un fuego de cloro-hierro. 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.