cloro

Cl, un elemento químico del Grupo VII del sistema periódico de Mendeleev. Número atómico, 17; peso atómico, 35.453. Un miembro de la familia halógena.

En condiciones normales (0 ° C y 0,1 meganewton / m2, o 1 kilogramo de fuerza / cm2), el cloro es un gas verde amarillento, con un olor penetrante e irritante. Se presenta de forma natural en forma de dos isótopos estables: 35Cl (75,77 por ciento) y 37Cl (24,23 por ciento). Se han obtenido artificialmente una serie de isótopos radiactivos de cloro, con números de masa 32, 33, 34, 36, 38, 39, y 40, que tienen una vida media de 0,31 segundos, 2,5 segundos, 1,56 segundos, 3,1 × 105 años, 37,3 minutos, 55,5 minutos y 1,4 minutos, respectivamente. 36Cl y 38Cl se utilizan como trazadores isotópicos.

Historia. El cloro fue obtenido por primera vez en 1774 por K. Scheele por la reacción del ácido clorhídrico con pirolusita (dióxido de manganeso). Sin embargo, fue solo en 1810 que H. Davy lo estableció como un elemento y lo llamó cloro (del griego cloros, “verde amarillento”). En 1813, J. L. Gay-Lussac propuso el nombre francés chlore para este elemento del que se deriva el nombre ruso khlor.

Distribución en la naturaleza. El cloro se encuentra en la naturaleza solo como componente de compuestos. El contenido promedio de cloro en la corteza terrestre (clarke) es de 1,7 × 10-2 por ciento en peso. El contenido medio en rocas ígneas ácidas, como los granitos, es de 2,4 × l0–2 , y en rocas básicas y ultrabásicas, de 5 × 10-3. La migración del agua juega un papel importante en la historia del cloro en la corteza terrestre. En forma de ion Cl, el cloro es un componente de los océanos de la tierra (1.93 por ciento), salmueras subterráneas y lagos de sal. Hay 97 minerales de cloro, principalmente cloruros naturales, el más importante de los cuales es halita, NaCl (véase y SAL DE ROCA). Se conocen numerosos depósitos extensos de cloruros de potasio y magnesio y cloruros mixtos: sylvita, KCl, sylvinita, (Na,K)Cl, carnalita, KCl · MgCl2 · 6H2Ó, kainita, KCl · MgSO4 · 3H2O y bischofita MgCl2 · 6H2O. La migración de HCl contenido en gases volcánicos a las partes superiores de la corteza terrestre fue de gran importancia en la historia geológica de la tierra.

propiedades Físicas y químicas. El punto de ebullición del cloro es de -34,05°C y el punto de fusión de -101°C. La densidad del gas de cloro en condiciones normales es de 3,214 g/litro (g/l), mientras que la densidad del vapor saturado a 0°C es de 12,21 g/l. La densidad del cloro líquido en su punto de ebullición es de 1,557 g/cm3, mientras que la densidad del cloro sólido a -102°C es de 1,9 g/cm2. La presión saturada de vapor de cloro es 0.369 meganewton/m2 (MN/m2), o 3.69 kilogramos-fuerza (kgf/cm2), a 0″C, 0.772 MN/m2 (7.72 kgf/cm2) a 25°C, y 3.814 MN/m2 (38.14 kgf/cm2) a 100°C. El calor de fusión es de 90,3 kilojulios / kg (kJ/kg), o 21,5 cal/g, mientras que el calor de evaporación es de 288 kJ/kg (68,8 cal/g). La capacidad calorífica del gas de cloro a presión constante es de 0,48 kJ/(kg · °K), o 0,11 cal/(g · °C). Las críticas constantes de cloro son como sigue: temperatura crítica, 144°C; presión crítica, 7.72 MN/m2 (77.2 kgf/cm2); densidad crítica, 573 g/l; y volumen crítico, 1.745 × 10–3l/g. La solubilidad del cloro a una presión parcial de 0,1 MN/m2 (1 kgf/cm2) en el agua es de 14.8 g/l a 0°C, 5.8 g/l a 30°C, y 2.8 g / l a 70 ° C, mientras que en una solución de NaCl de 300 g/l, su solubilidad es de 1,42 g/l a 30°C y 0,64 g/l a 70°C.

Por debajo de 9,6°C en soluciones acuosas, se forman hidratos de cloro con composición variable Cl2 · nH2O (donde n varía de 6 a 8), que están en forma de cristales amarillos del sistema isométrico que se descomponen con el aumento de la temperatura en cloro y agua. El cloro es fácilmente soluble en TiCl4, SiCl4, SnCl4 y algunos disolventes orgánicos, especialmente hexano, C6H14 y tetracloruro de carbono, CCl4. La molécula de cloro es diatómica (Cl2). El grado de disociación térmica de Cl2 + 243 kJ 2 2Cl es de 2.07 × 10-4 por ciento a 1000 ° K y 0.909 por ciento a 2500 ° K.

La configuración electrónica externa del átomo de cloro es 3s23p5. En consecuencia, en sus compuestos, el cloro puede tener estados de oxidación de -1, +1, +3, +4, +5, +6, y +7. El radio covalente del átomo de cloro es de 0,99 Å, mientras que el radio iónico de Cl-es de 1,82 Å. La afinidad electrónica del átomo de cloro es de 3,65 eV, mientras que la energía de ionización es 12.97 eV.

Químicamente, el cloro es muy reactivo y se combina directamente con casi todos los metales (con algunos metales, reacciona solo en presencia de humedad o al calentarse) y con no metales (excepto carbono, nitrógeno, oxígeno y los gases inertes), formando los cloruros correspondientes. Reacciona con muchos compuestos, reemplaza el hidrógeno en hidrocarburos saturados y se combina con compuestos insaturados. El cloro reemplaza el bromo y el yodo de sus compuestos con hidrógeno y metales y es reemplazado por flúor de sus compuestos con estos elementos.

En presencia de pequeñas cantidades de humedad, los metales alcalinos reaccionan con el cloro por combustión. La mayoría de los metales reaccionan con el cloro seco solo al calentarse. El acero, así como algunos metales, son estables en presencia de cloro seco a temperaturas moderadas y, por lo tanto, se utilizan para la construcción de equipos utilizados con cloro seco y tanques para almacenar cloro seco. El fósforo se enciende en el cloro, formando PCl3, y al clorar más, PCl5. El azufre reacciona con el cloro para producir S2Cl2, SCl2 y otros compuestos con la fórmula general SnClm. El arsénico, el antimonio, el bismuto, el estroncio y el telurio reaccionan vigorosamente con el cloro.

Una mezcla de cloro e hidrógeno se quema con una llama verde amarillenta o incolora, produciendo cloruro de hidrógeno por reacción en cadena. La temperatura máxima de una llama de hidrógeno y cloro es de 2200°C. Las mezclas de cloro e hidrógeno que contienen de 5,8 a 88,5 por ciento de hidrógeno son explosivas.

Con el oxígeno, el cloro forma los óxidos Cl2O, ClO2, O2O6, Cl2O7 y Cl2O8, así como hipocloritos (sales de ácido hipocloroso), cloritos, cloratos y percloratos. Todos los compuestos de oxígeno de los percloratos de cloro. Todos los compuestos de oxígeno del cloro forman mezclas explosivas con compuestos fácilmente oxidables. Los óxidos de cloro tienen baja estabilidad y pueden explotar espontáneamente. Los hipocloritos al almacenarse se descomponen lentamente, mientras que los cloratos y percloratos pueden explotar bajo la acción de los iniciadores.

El cloro se hidroliza en agua, formando ácidos hipoclorosos e clorhídricos: Cl2 + H2O H HClO + HCl. Los hipocloritos y cloruros se forman sobre la cloración de soluciones acuosas alcalinas frías: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2. Los cloratos se forman al calentarse. La cal clorada se forma por cloración de hidróxido de calcio seco (véase).

El tricloruro de nitrógeno se forma en la reacción entre amoníaco y cloro. En la cloración de compuestos orgánicos, el cloro reemplaza al hidrógeno, por ejemplo, R-H + Cl2 = RCl + HCl , o se une a través de enlaces múltiples, por ejemplo,

formando varios compuestos orgánicos que contienen cloro (cloruros orgánicos).

Con otros halógenos, el cloro forma compuestos interhalógenos. Los fluoruros ClF, ClF3 y ClF5 son muy reactivos; por ejemplo, la lana de vidrio se ingiere espontáneamente en presencia de ClF3. Los compuestos de cloro con oxígeno y flúor incluyen oxifluoruros de cloro, como ClO3F, ClO2F3, ClOF y ClOF3, y perclorato de flúor, FClO4.

Producción. La producción industrial de cloro comenzó en 1785 basándose en la reacción entre el ácido clorhídrico y el dióxido de manganeso, o pirolusita. En 1867, el químico británico H. Deacon desarrolló un método para la producción de cloro por oxidación de HCl utilizando oxígeno atmosférico en presencia de un catalizador. A principios del siglo XX, el cloro se producía por electrólisis de soluciones acuosas de cloruros de metales alcalinos. Alrededor del 90-95 por ciento de la producción mundial de cloro se obtuvo por estos métodos en la década de 1970.Pequeñas cantidades de cloro se obtienen como subproducto en la producción de magnesio, calcio, sodio y litio por electrólisis de cloruros fundidos. En 1975, la producción mundial de cloro era de unos 25 millones de toneladas.

Los dos métodos principales para la electrólisis de soluciones acuosas de NaCl son la electrólisis en una celda de diafragma con un cátodo sólido y la electrólisis en una celda de cátodo de mercurio. En ambos métodos, el gas de cloro se libera en el ánodo de grafito o en el ánodo de óxido de titanio-óxido de rutenio. En el primer método, el hidrógeno se libera en el cátodo, y se forma una solución de NaOH y NaCl, a partir de la cual se obtiene sosa cáustica comercial mediante tratamiento posterior. En el segundo método, se forma amalgama de sodio en el cátodo. Una solución de NaOH, hidrógeno y mercurio puro se forman sobre la descomposición de la amalgama de sodio por agua pura en un aparato separado. El mercurio puro que se forma se reutiliza en la producción. Ambos métodos producen 1.125 toneladas de NaOH por tonelada de cloro producida.

La electrólisis en una celda de diafragma es un proceso menos costoso y produce NaOH más barato. El método de cátodo de mercurio permite la producción de NaOH muy puro, aunque las pérdidas de mercurio en el curso de la producción contaminan el medio ambiente. En 1970, 62.el 2% de la producción mundial de cloro se realizó por el método de cátodo de mercurio, mientras que el método que utiliza la celda de diafragma representó el 33,6% y otros métodos el 4,2%. A partir de 1970, se utilizó electrólisis utilizando un cátodo sólido y una membrana de intercambio iónico, un método que hizo posible la producción de NaOH puro sin mercurio.

Usos. La producción de cloro es una de las ramas líderes de la industria química. La mayor parte del cloro producido se convierte en el lugar de producción en compuestos que contienen cloro. El cloro se almacena y transporta en forma líquida en tanques, cilindros, vagones cisterna de ferrocarril o barcos especialmente equipados. El siguiente consumo de cloro es característico de los países industrializados: el 60-75 por ciento se utiliza para la producción de compuestos orgánicos que contienen cloro, el 10-20 por ciento para la producción de compuestos inorgánicos que contienen cloro, el 5-15 por ciento para el blanqueo de pulpa y tejidos, y el 2-6 por ciento para fines sanitarios y cloración del agua.

El cloro también se utiliza para la cloración de algunos minerales con el fin de extraer titanio, niobio y circonio.

Varios compuestos orgánicos e inorgánicos que contienen cloro se discuten en artículos separados (ver Índice).

Cloro en los organismos. El cloro es un elemento biogénico y un componente de tejidos vegetales y animales. El contenido de cloro en las plantas varía de milésimas de 1 por ciento a varios por ciento (los halófitos contienen grandes cantidades de cloro), mientras que el contenido de cloro en los animales varía de centésimas a décimas de 1 por ciento. El requisito diario de cloro de un ser humano adulto es de 2-4 g y se satisface simplemente con la ingestión de alimentos. En los alimentos, el cloro suele estar presente en exceso en forma de cloruro de sodio y cloruro de potasio. El pan, la carne y los productos lácteos son especialmente ricos en cloro.

En los organismos animales, el cloro es una sustancia osmóticamente activa importante del plasma sanguíneo, la linfa, el líquido cefalorraquídeo y algunos tejidos. Es importante en el metabolismo agua-sal, facilitando la retención de agua por los tejidos. La regulación del equilibrio ácido-base en los tejidos se logra, además de otros procesos, por un cambio en la distribución de cloro entre la sangre y otros tejidos.

En las plantas, el cloro participa en el intercambio de energía, activando tanto la fosforilación oxidativa como la fotofosforilación. También afecta la absorción de oxígeno por las raíces y es necesario para la formación de oxígeno en la fotosíntesis por cloroplastos aislados. El cloro no está incluido en la composición de la mayoría de los medios nutritivos para el cultivo de plantas artificiales. Es posible que concentraciones muy bajas de cloro sean suficientes para el desarrollo de las plantas.

. El envenenamiento por cloro es posible en las industrias química, de pulpa y papel, textil y farmacéutica. El cloro irrita las membranas mucosas de los ojos y las vías respiratorias. Las infecciones secundarias suelen seguir a los cambios inflamatorios primarios. La intoxicación aguda se desarrolla casi de inmediato. Entre los síntomas que se observan al inhalar concentraciones medias y bajas de cloro se encuentran el endurecimiento y el dolor en el pecho, la tos seca, la respiración rápida, la sensación de ardor en los ojos y lagrimeo, el aumento del contenido de leucocitos en la sangre y el aumento de la temperatura corporal. Neumonía bronquial, edema pulmonar tóxico, depresión y convulsiones son posibles. En casos leves, la recuperación se produce después de tres a siete días. El catarro de las vías respiratorias superiores y la bronquitis y neumoesclerosis recurrentes son secuelas a largo plazo; también es posible la activación de la tuberculosis pulmonar. Tras la respiración prolongada de bajas concentraciones de cloro, se observan trastornos similares pero de desarrollo lento.

Las medidas de seguridad para prevenir el envenenamiento por cloro incluyen el sellado hermético de los equipos de producción, una buena ventilación y, cuando sea necesario, el uso de máscaras antigás. La concentración máxima permitida de cloro en el aire en los lugares de producción es de 1 mg/m3. La producción de cloro, cal clorada y otros compuestos que contienen cloro se considera potencialmente dañina y, en consecuencia, la ley soviética restringe el uso de mano de obra femenina y juvenil.