Cloro: historia, propiedades, estructura, riesgos, usos

El cloro es un elemento químico que viene representado por el símbolo Cl. Es el segundo de los halógenos, ubicándose por debajo del flúor, siendo además el tercer elemento más electronegativo de todos. Su nombre deriva de su color verde amarillento, el cual es más intenso que el del flúor.

Popularmente cuando alguien escucha su nombre lo que primero piensa es en los productos blanqueadores para las ropas, y en el agua de las piscinas. Aunque el cloro sí opera efectivamente en tales ejemplos, no es su gas, sino sus compuestos (especialmente el hipoclorito) los que ejercen la acción decolorante y desinfectante.

En la imagen superior se muestra un matraz redondo con cloro gaseoso. Su densidad es mayor que la del aire, lo cual explica por qué permanece en el matraz y no escapa hacia la atmósfera; como sucede con otros gases más livianos, a decir helio o nitrógeno. En este estado es una sustancia sumamente tóxica, pues produce ácido clorhídrico en los pulmones.

Es por eso que el cloro elemental o gaseoso no tiene demasiados usos, más que en algunas síntesis. No obstante, sus compuestos, sean sales o moléculas orgánicas cloradas, sí abarcan un buen repertorio de usos, situándose más allá de las piscinas y ropajes de extrema blancura.

Asimismo, sus átomos en forma de aniones cloruros se hallan dentro de nuestros cuerpos, regulando los niveles de sodio, calcio y potasio, así como en el jugo gástrico. De no ser así, la ingesta de cloruro de sodio sería todavía más letal.

El cloro se produce mediante la electrólisis de la salmuera, rica en cloruro de sodio, proceso industrial en el cual se obtienen además hidróxido de sodio e hidrógeno. Y debido a que los mares son una fuente casi inagotable de esta sal, las reservas potenciales de este elemento en la hidrósfera son muy grandes.

Índice del artículo

• 1 Historia
  • 1.1 Primeros acercamientos
  • 1.2 Descubrimiento
  • 1.3 Ácido oximuriático
  • 1.4 Reconocimiento como elemento
• 2 Propiedades físicas y químicas
  • 2.1 Apariencia física
  • 2.2 Número atómico (Z)
  • 2.3 Peso atómico
  • 2.4 Punto de ebullición
  • 2.5 Punto de fusión
  • 2.6 Densidad
  • 2.7 Calor de fusión
  • 2.8 Calor de vaporización
  • 2.9 Capacidad calorífica molar
  • 2.10 Solubilidad en agua
  • 2.11 Presión de vapor
  • 2.12 Electronegatividad
  • 2.13 Energías de ionización
  • 2.14 Conductividad térmica
  • 2.15 Isótopos
  • 2.16 Números de oxidación
• 3 Estructura y configuración electrónica
  • 3.1 Molécula de cloro
  • 3.2 Interacciones intermoleculares
• 4 Dónde se encuentra y obtención
  • 4.1 Sales de cloruro
  • 4.2 Electrólisis de la salmuera
  • 4.3 Disolución ácida de la pirolusita
• 5 Aleaciones
• 6 Riesgos
• 7 Usos
  • 7.1 Síntesis
  • 7.2 Biológicos
  • 7.3 Armas químicas
  • 7.4 Desinfectante
  • 7.5 Blanqueador
  • 7.6 Policloruro de vinilo
• 8 Referencias

Historia

Primeros acercamientos

Debido a la alta reactividad del cloro gaseoso las civilizaciones antiguas no sospecharon jamás de su existencia. Sin embargo, sus compuestos sí formaron parte de la cultura de la humanidad desde antaño; su historia empezó ligada a la sal común.

Por otro lado, el cloro surgía de las erupciones volcánicas y cuando alguien disolvía oro en agua regia; pero ninguno de esos primeros acercamientos bastó siquiera para formularse la idea de que dicho gas verde amarillento se trataba de un elemento o compuesto.

Descubrimiento

El descubrimiento del cloro se le atribuye al químico sueco Carl Wilhelm Scheele, quien en 1774 realizó la reacción entre el mineral pirolusita y ácido clorhídrico (para entonces llamado ácido muriático).

Scheele se queda con el crédito ya que fue el primer científico en estudiar las propiedades del cloro; aunque haya sido reconocido anteriormente (1630) por Jan Baptist van Helmont.

Los experimentos con que Scheele obtuvo sus observaciones son interesantes: evaluó la acción decolorante del cloro sobre pétalos rojizos y azulados de flores, así como en las hojas de plantas e insectos que morían al instante.

Asimismo, notificó su alta reactiva para con los metales, su sofocante olor e indeseable efecto en los pulmones, y que cuando se disolvía en agua aumentaba su acidez.

Ácido oximuriático

Para entonces, los químicos consideraban un ácido a todo aquel compuesto que poseyera oxígeno; por lo que pensaron erróneamente que el cloro debía tratarse de un óxido gaseoso. Fue así que lo llamaron ‘ácido oximuriático’ (óxido de ácido muriático), nombre acuñado por el famoso químico francés Antoine Lavoisier.

Luego, en 1809 Joseph Louis Gay-Lussac y Louis Jacques Thénard intentaron reducir este ácido con carbón vegetal; reacción con la que obtenían los metales a partir de sus óxidos. De esta manera, quisieron extraer el elemento químico del supuesto ácido oximuriático (al cual llamaban ‘aire desflogisticado del ácido muriático’.

No obstante, Gay-Lussac y Thénard fracasaron en sus experimentos; pero acertaron al considerar la posibilidad de que dicho gas verde amarillento debía tratarse de un elemento químico y no un compuesto.

Reconocimiento como elemento

El reconocimiento del cloro como elemento químico fue gracias a Sir Humphry Davy, quien en 1810 realizó sus propios experimentos con electrodos de carbón y concluyó que efectivamente no existía tal óxido del ácido muriático.

Y además, fue Davy quien acuñó el nombre ‘cloro’ para este elemento a partir de la palabra griega ‘cloros’, que significa verde amarillento.

A medida que estudiaron las propiedades químicas del cloro, se encontró que muchos de sus compuestos tenían naturaleza salina; de ahí que lo nombraron como un ‘halógeno’, que significa formador de sales. Luego, el término halógeno se utilizó con los otros elementos de su mismo grupo (F, Br y I).

Michael Faraday inclusive logró licuar el cloro en un sólido que, por contaminarse con agua, formaba el hidrato Cl₂·H₂O.

El resto de la historia del cloro está ligada a sus propiedades desinfectantes y blanqueadoras, hasta el desarrollo del proceso industrial de la electrólisis de la salmuera para producir cantidades masivas de cloro.

Propiedades físicas y químicas

Apariencia física

Es un gas denso de color verde amarillento opaco, de un olor acre irritante (una versión súper intensificada del cloro comercial) y además es sumamente venenoso.

Número atómico (Z)

17

Peso atómico

35,45 u.

A menos que se indique lo contrario, el resto de las propiedades corresponden a magnitudes medidas para el cloro molecular, Cl₂.

Punto de ebullición

-34,04 ºC

Punto de fusión

-101,5 ºC

Densidad

-En condiciones normales, 3,2 g/L

-Justo en el punto de ebullición, 1,5624 g/mL

Nótese que el cloro líquido es aproximadamente cinco veces más denso que su gas. Asimismo, la densidad de su vapor es 2,49 veces mayor que la del aire. Es por eso que en la primera imagen el cloro no tiende a escapar del matraz redondo, ya que al ser más denso que el aire se ubica en el fondo. Esta característica lo vuelve aún un gas más peligroso.

Calor de fusión

6,406 kJ/mol

Calor de vaporización

20,41 kJ/mol

Capacidad calorífica molar

33,95 J/(mol·K)

Solubilidad en agua

1,46 g/100 mL a 0 ºC

Presión de vapor

7,67 atm a 25 ºC. Esta presión es relativamente baja frente a la de otros gases.

Electronegatividad

3,16 en la escala de Pauling.

Energías de ionización

-Primera: 1251,2 kJ/mol

-Segunda: 2298 kJ/mol

-Tercera: 3822 kJ/mol

Conductividad térmica

8,9·10^-3 W/(m·K)

Isótopos

El cloro se presenta en la naturaleza primordialmente como dos isótopos: ³⁵Cl, con una abundancia de 76%, y ³⁷Cl, con una abundancia de 24%. Así pues, el peso atómico (35,45 u) es un promedio de las masas atómicas de estos dos isótopos, con sus respectivos porcentajes de abundancia.

Todos los radioisótopos del cloro son artificiales, entre los cuales destaca el ³⁶Cl como el más estable, con un tiempo de vida media de 300000 años.

Números de oxidación

El cloro puede tener varios números o estados de oxidación cuando forma parte de un compuesto. Al ser uno de los átomos más electronegativos de la tabla periódica, suele tener números de oxidación negativos; excepto cuando se topa con el oxígeno o flúor, en cuyos óxidos y fluoruros, respectivamente, le toca “perder” electrones.

En sus números de oxidación se asume la existencia o presencia de iones con la misma magnitud de carga. Así, tenemos: -1 (Cl^–, el famoso anión cloruro), +1 (Cl⁺), +2 (Cl²⁺), +3 (Cl³⁺), +4 (Cl⁴⁺), +5 (Cl⁵⁺), +6 (Cl⁶⁺) y +7 (Cl⁷⁺). De todos ellos, el -1, +1, +3, +5 y +7 son los más comunes hallados en compuestos clorados.

Por ejemplos, en el ClF y ClF₃ los números de oxidación para el cloro son +1 (Cl⁺F^–) y +3 (Cl³⁺F₃^–). En el Cl₂O, este es de +1 (Cl₂⁺O^2-); mientras que en el ClO₂, Cl₂O₃ y Cl₂O₇, son +4 (Cl⁴⁺O₂^2-), +3 (Cl₂³⁺O₃^2-) y +7 (Cl₂⁷⁺O₇^2-).

En todos los cloruros, por otra parte, el cloro tiene número de oxidación de -1; como en el caso del NaCl (Na⁺Cl^–), donde sí es válido decir que existe el Cl^– dada la naturaleza iónica de esta sal.

Estructura y configuración electrónica

Molécula de cloro

Los átomos de cloro en su estado basal tienen la siguiente configuración electrónica:

[Ne] 3s² 3p⁵

Por lo tanto, cada uno de ellos posee siete electrones de valencia. A menos que estén sobrecargados de energía, habrá en el espacio átomos Cl individuales, como si fueran canicas de color verde. Sin embargo, su tendencia natural es la de formar enlaces covalentes entre ellos, para así completar sus octetos de valencia.

Nótese que apenas necesitan de un electrón para tener ocho electrones de valencia, por lo que forman un solo enlace simple; este es, el que une dos átomos Cl para crear la molécula Cl₂ (imagen superior), Cl-Cl. Es por eso que el cloro en condiciones normales y/o terrestres se trata de un gas molecular; no monoatómico, como ocurre con los gases nobles.

Interacciones intermoleculares

La molécula Cl₂ es homonuclear y apolar, por lo que sus interacciones intermoleculares están gobernadas por las fuerzas de dispersión de London y sus masas moleculares. En fase gaseosa, la distancia Cl₂—Cl₂ es relativamente corta en comparación a otros gases lo cual, sumada su masa, lo vuelve un gas tres veces más denso que el aire.

La luz puede excitar y promover las transiciones electrónicas dentro de los orbitales moleculares del Cl₂; en consecuencia, aparece su color verde amarillento característico. Este color se intensifica en el estado líquido, para luego desaparecer parcialmente cuando solidifica.

A medida que desciende la temperatura (-34 ºC), las moléculas Cl₂ pierden energía cinética y la distancia Cl₂—Cl₂ disminuye; por lo tanto, estas cohesionan y terminan definiendo el cloro líquido. Lo mismo sucede cuando se enfría aún más el sistema (-101 ºC), ahora con las moléculas Cl₂ tan juntas que definen un cristal ortorrómbico.

El hecho de que existan cristales de cloro es indicativo de que sus fuerzas dispersivas son lo suficientemente direccionales para crear un patrón estructural; este es, capas moleculares de Cl₂. La separación de estas capas es tal, que ni aun bajo una presión de 64 GPa se modifica su estructura, ni tampoco exhiben conductiva eléctrica.

Dónde se encuentra y obtención

Sales de cloruro

El cloro en su estado gaseoso no puede encontrarse en ninguna parte sobre la superficie de la Tierra, ya que es muy reactivo y tiende a formar cloruros. Estos cloruros se encuentran bien difundidos por toda la corteza terrestre y, además, luego de millones de años de ser arrastrados por las lluvias, se hallan enriqueciendo los mares y océanos.

De entre todos los cloruros, el NaCl del mineral halita (imagen superior) es el más común y abundante; seguido de los minerales silvina, KCl, y carnalita, MgCl₂·KCl·6H₂O. Cuando las masas de agua se evaporan por la acción del Sol dejan atrás lagos desérticos de sal, de los cuales puede extraerse directamente el NaCl como materia prima para la producción del cloro.

Electrólisis de la salmuera

El NaCl se disuelve en agua para producir una salmuera (al 26%), a la cual se somete a una electrólisis dentro de una celda cloroalcalina. Allí se da lugar dos semirreacciones en los compartimientos del ánodo y cátodo:

2Cl^–(ac) => Cl₂(g) + 2e^– (Ánodo)

2H₂O(l) + 2e^– => 2OH^–(ac) + H₂(g) (Cátodo)

Y la ecuación global para ambas reacciones es:

2NaCl(ac) + 2H₂O(l) => 2NaOH(ac) + H₂(g) + Cl₂(g)

A medida que transcurre la reacción, los iones Na⁺ formados en el ánodo migran hacia el compartimiento del cátodo atravesando una membrana permeable de asbesto. Por esa razón el NaOH se halla en el lado derecho de la ecuación global. Ambos gases, Cl₂ y H₂, se recolectan del ánodo y cátodo, respectivamente.

La imagen inferior ilustra lo recién escrito:

Nótese que la concentración de la salmuera al final disminuye un 2% (pasa de 24 a 26%), lo que significa que parte de sus aniones Cl^– originales se transformaron en moléculas Cl₂. Al final la industrialización de este proceso ha otorgado un método para producir cloro, hidrógeno e hidróxido de sodio.

Disolución ácida de la pirolusita

Como se hizo mención en el apartado de la historia, el cloro gaseoso puede ser producido disolviendo muestras de mineral pirolusita con ácido clorhídrico. La siguiente ecuación química muestra los productos obtenidos de la reacción:

MnO₂(s) + 4HCl(ac) => MnCl₂(ac) + 2H₂O(l) + Cl₂(g)

Aleaciones

No existen aleaciones de cloro por dos sencillas razones: sus moléculas gaseosas no pueden quedar atrapadas entre los cristales metálicos, y estas además son muy reactivas, por lo que reaccionarían inmediatamente con los metales para producir sus respectivos cloruros.

Por otro lado, los cloruros tampoco son deseables, pues una vez disueltos en agua ejercen un efecto salino que promueve la corrosión en las aleaciones; y por lo tanto, los metales se van disolviendo para formar cloruros metálicos. El proceso de corrosión para cada aleación es diferente; unos son más susceptibles que otros.

El cloro, en consecuencia, no es un buen aditivo para las aleaciones en lo absoluto; ni como Cl₂ ni tampoco como Cl^– (y los átomos Cl serían muy reactivos para que puedan siquiera existir).

Riesgos

Aunque la solubilidad del cloro en agua es baja, es lo suficiente para que produzca en las humedades de nuestra piel y ojos el ácido clorhídrico, el cual termina corroyendo los tejidos causando serias irritaciones y hasta pérdida de la visión.

Aun peor es respirar sus vapores verdosos amarillentos, ya que una vez en los pulmones vuelve a generar ácidos y daña el tejido pulmonar. Con ello, la persona experimenta dolor de garganta, tos y dificultades para respirar a causa de los fluidos formados en los pulmones.

Si hay una fuga de cloro se está ante una situación particularmente peligrosa: el aire no puede “barrer” simplemente sus vapores; permanecen allí hasta que reaccionan o se dispersan con lentitud.

Además de esto, es un compuesto altamente oxidante, por lo que varias sustancias pueden reaccionar explosivamente con él al menor contacto; tal como sucede con la lana de acero y el aluminio. Es por eso que donde haya cloro almacenado, debe tomarse todas las consideraciones necesarias para evitar los riesgos de incendio.

Irónicamente, mientras el cloro gaseoso es mortal, su anión cloruro no es tóxico; se puede consumir (con moderación), no arde, ni reacciona salvo con el flúor y otros reactivos.

Usos

Síntesis

Alrededor del 81 % del cloro gaseoso producido anualmente se destina para la síntesis de cloruros orgánicos e inorgánicos. Dependiendo el grado de covalencia de estos compuestos, el cloro puede hallarse como meros átomos Cl en las moléculas orgánicas cloradas (con enlaces C-Cl), o como iones Cl^– en unas cuantas sales de cloruro (NaCl, CaCl₂, MgCl₂, etc.).

Cada uno de esos compuestos posee sus propias aplicaciones. Por ejemplo, el cloroformo (CHCl₃) y cloruro de etilo (CH₃CH₂Cl) son solventes que han llegado a usarse como anestésicos inhalatorios; el diclorometano (CH₂Cl₂) y tetracloruro de carbono (CCl₄), por su parte, son solventes muy utilizados en los laboratorios de química orgánica.

Cuando estos compuestos clorados son líquidos, la mayoría de las veces se destinan como disolventes para medios de reacciones orgánicas.

En otros compuestos, la presencia de los átomos de cloro representa un aumento en el momento dipolar, por lo que podrán interaccionar en un mayor grado con una matriz polar; una formada por proteínas, aminoácidos, ácidos nucleicos, etc., biomoléculas. Es así que el cloro también tiene papel en la síntesis de fármacos, plaguicidas, insecticidas, fungicidas, etc.

Respecto a los cloruros inorgánicos, suelen ser usados como catalizadores, materia prima para la obtención de metales por electrólisis, o fuentes de iones Cl^–.

Biológicos

El cloro gaseoso o elemental no tiene ningún rol dentro de los seres vivos más que el destruir sus tejidos. Sin embargo, esto no quiere decir que sus átomos no puedan encontrarse en el cuerpo. Por ejemplo, los iones Cl^– son muy abundantes en el medio celular y extracelular, y ayudan a controlar los niveles de iones Na⁺ y Ca²⁺, en su mayoría.

Asimismo, el ácido clorhídrico forma parte del jugo gástrico con el que se digieren los alimentos en el estómago; sus iones Cl^–, en compañía de H₃O⁺, definen el pH cercano a 1 de estas secreciones.

Armas químicas

La densidad del cloro gaseoso lo vuelve una sustancia letal cuando se derrama o vierte en espacios cerrados o abiertos. Al ser más denso que el aire, una corriente del mismo no arrastra con facilidad el cloro, por lo que permanece por un tiempo considerable antes de dispersarse finalmente.

En la primera guerra mundial, por ejemplo, se utilizó este cloro en los campos de batalla. Una vez liberado, se colaba dentro de las trincheras para asfixiar a los soldados y obligarlos a salir a la superficie.

Desinfectante

Las soluciones cloronizadas, aquellas donde se ha disuelto cloro gaseoso en agua para luego ser alcalinizadas con un buffer, tienen excelentes propiedades desinfectantes, al igual que inhiben la putrefacción de los tejidos. Se han usado para desinfectar heridas abiertas para así eliminar las bacterias patógenas.

El agua de las piscinas precisamente se halla cloronizadas para eliminar las bacterias, microbios y parásitos que puedan albergar en ella. Para este propósito solía usarse el cloro gaseoso, sin embargo su acción es bastante agresiva. En su lugar, se utilizan soluciones de hipocloritos de sodio (lejía) o pastillas de ácido tricloroisocianúrico (ATC).

Lo anterior dicho demuestra que no es el Cl₂ el que ejerce la acción desinfectante sino el HClO, ácido hipoclorito, el cual produce radicales O· que destruyen los microorganismos.

Blanqueador

Muy parecido a su acción desinfectante, el cloro también blanquea los materiales porque los colorantes responsables de los colores se degradan por el HClO. Es así que sus soluciones cloronizadas son ideales para remover las manchas de las prendas blancas, o para blanquear la pulpa de papel.

Policloruro de vinilo

El compuesto clorado más importante de todos, para el que se destina cerca del 19% de la producción restante de cloro gaseoso, es el policloruro de vinilo (PVC). Este plástico tiene múltiples usos. Con él se elaboran tuberías de agua, los marcos para las ventanas, revestimientos de paredes y pisos, cableados eléctricos, bolsas intravenosas, abrigos, etc.

Referencias

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