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8.13.4: Química del Cloro (Z=17)

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    El cloro es un halógeno en el grupo 17 y periodo 3. Es muy reactivo y es ampliamente utilizado para muchos propósitos, como por ejemplo un desinfectante. Debido a su alta reactividad, se encuentra comúnmente en la naturaleza unida a muchos elementos diferentes.

    El cloro, que es similar al flúor pero no como reactivo, fue preparado por Sheele a finales de los 1700 y demostró ser un elemento por Davy en 1810. Se trata de un gas de color amarillo verdoso con un olor desagradable (se puede detectar cerca de piscinas mal equilibradas). Su nombre proviene del vocablo griego chloros, que significa amarillo verdoso. En alta concentración es bastante tóxico y fue utilizado en la Primera Guerra Mundial como gas venenoso.

    Propiedades

    Número atómico 17
    Peso atómico 35.457
    Configuración de electrones [Na] 3s 2 3p 5
    1ª Energía de Ionización 1251 kJ/mol
    Radio Iónico 181pm
    Densidad (Gas Seco) 3.2 g/L
    Punto de fusión -101°C
    Punto de ebullición -34.05°C
    Calor Específico 0.23 g Cal/g/°C
    Calor de Vaporización 68 g cal/g
    Calor de Fusión 22 g cal/g
    Temperatura Crítica 114°C

    Potencial de electrones estándar

    \(Cl_2 + 2e^- \rightarrow 2Cl^-\)

    		 1.358V

    A temperatura ambiente, el cloro puro es un gas amarillo-verde. El cloro se reduce fácilmente, lo que lo convierte en un buen agente de oxidación. Por sí mismo, no es combustible, pero muchas de sus reacciones con diferentes compuestos son exotérmicas y producen calor. Debido a que el cloro es tan altamente reactivo, se encuentra en la naturaleza en un estado combinado con otros elementos, como NaCl (sal común) o KCl (silvita). Forma fuertes enlaces iónicos con iones metálicos.

    Al igual que el flúor y los otros miembros de la familia de los halógenos, el cloro es de naturaleza diatómica, ocurriendo como\(Cl_2\) más que Cl. Forma -1 iones en compuestos iónicos con la mayoría de los metales. Quizás el compuesto más conocido de ese tipo es el cloruro de sodio, sal de mesa común (NaCl).

    Se pueden producir pequeñas cantidades de cloro en el laboratorio oxidando\(HCl\) con\(MnO_2\). A escala industrial, el cloro se produce por electrólisis de salmueras o incluso agua de mar. El hidróxido de sodio (también en alta demanda) es un subproducto del proceso.

    Además de los compuestos iónicos que el cloro forma con los metales, también forma compuestos moleculares con no metales como el azufre y el oxígeno. Hay cuatro óxidos diferentes del elemento. El cloruro de hidrógeno gaseoso (del que obtenemos ácido clorhídrico) es un producto industrial importante.

    Reacciones con Agua

    Por lo general, las reacciones del cloro con el agua son para fines de desinfección. El cloro es solo ligeramente soluble en agua, con su solubilidad máxima ocurriendo a 49° F. Después de eso, su solubilidad disminuye hasta 212° F. A temperaturas por debajo de ese rango, forma hidratos cristalinos (generalmente\(Cl_2\)) y se vuelve insoluble. Entre ese rango, suele formar ácido hipocloroso (\(HOCl\)). Esta es la reacción primaria utilizada para la desinfección y blanqueo de agua/aguas residuales.

    \[Cl_2+H_2O \rightarrow HOCl + HCl\]

    A la temperatura de ebullición del agua, el cloro descompone el agua

    \[2Cl_2+2H_2O \rightarrow 4HCl + O_2\]

    Reacciones con Oxígeno

    Aunque el cloro suele tener -1 estado de oxidación, puede tener estados de oxidación de +1, +3, +4 o +7 en ciertos compuestos, como cuando forma Oxoácidos con los metales alcalinos

    Estado de oxidación Compuesto
    +1 NaClO
    +3 NaClO 2
    +5 NaClO 3
    +7 NaClO 4

    Reacciones con Hidrógeno

    Cuando H 2 y Cl 2 se exponen a la luz solar o altas temperaturas, reaccionan rápida y violentamente en una reacción espontánea. De lo contrario, la reacción avanza lentamente.

    \[H_2+Cl_2 \rightarrow 2HCl\]

    El HCl también se puede producir haciendo reaccionar cloro con compuestos que contienen hidrógeno, como sulfuro de hidrógeno

    Reacciones con Halógenos

    El cloro, como muchos de los otros halógenos, puede formar compuestos interhalógenos (los ejemplos incluyen BrCl, ICl, ICl 2). Los elementos más pesados en uno de estos compuestos actúan como el átomo central. Para el cloro, esto ocurre cuando está limitado a flúor en ClF, ClF 3 y ClF 5

    Reacciones con Metales

    El cloro reacciona con la mayoría de los metales y forma cloruros metálicos, siendo la mayoría de estos compuestos solubles en agua. Los ejemplos de compuestos insolubles incluyen\(AgCl\) y\(PbCl_2\). El cloro gaseoso o líquido generalmente no tiene un efecto sobre metales como hierro, cobre, platino, plata y acero a temperaturas por debajo de 230°F. A altas temperaturas, sin embargo, reacciona rápidamente con muchos de los metales, especialmente si el metal está en una forma que tiene una alta área de superficie (como cuando está en polvo o hechos en alambres).

    Ejemplo: Hierro Oxidante

    Cloro puede oxidar hierro

    \[Cl_2+Fe \rightarrow FeCl_2\]

    Reacciones a medias:

    \[Fe \rightarrow Fe^{+2} +2e^-\]

    \[Cl_2+2e^- \rightarrow 2Cl^-\]

    Isótopos

    \(\ce{^35}Cl\)y\(\ce{^37}Cl\) son los dos isótopos naturales estables del Cloro. \(\ce{^36}Cl\), un isótopo radiactivo, se produce sólo en trazas como resultado de los rayos cósmicos en la atmósfera. El cloro suele ser una mezcla de 75%\(\ce{^35}Cl\) y 25%\(\ce{^37}Cl\). Además de estos isótopos, los otros isótopos deben ser producidos artificialmente. A continuación se encuentra una tabla que contiene algunos isótopos comunes:

    Isótopo Masa atómica Half-Life
    \(\ce{^35}Cl\) 32.986 2.8 segundos
    \(\ce{^34}Cl\) 33.983 33 minutos
    \(\ce{^35}Cl\) 34.979 Estable (\(\infty\))
    \(\ce{^36}Cl\) 35.978 400,000 años
    \(\ce{^37}Cl\) 35.976 Estable (\(\infty\))
    \(\ce{^38}Cl\) 37.981 39 Minutos

    Producción y Usos

    El cloro es un químico ampliamente utilizado con muchas aplicaciones.

    Tratamiento de Agua

    El cloro se utiliza en la desinfección (eliminación de microorganismos dañinos) de agua y aguas residuales. En Estados Unidos, se utiliza casi exclusivamente. El cloro se utilizó por primera vez para desinfectar el agua potable en 1908, utilizando hipoclorito de sodio (NaOCl):

    \[NaOCl+ H_2O \rightarrow HOCl+NaOH\]

    Tras el uso generalizado del hipoclorito de sodio para desinfectar el agua, las enfermedades causadas por el agua sucia disminuyeron considerablemente. Comparado con otros métodos, es efectivo a concentraciones más bajas y es económico.

    Cloruro de Polivinilo (PVC)

    El cloruro de polivinilo es un plástico que se fabrica ampliamente en todo el mundo y es responsable de casi un tercio del uso mundial de cloro. Por lo general, se fabrica tomando primero EDC (dicloruro de etileno) y luego convirtiéndolo en un cloruro de vinilo, la unidad básica para PVC. A partir de entonces, los monómeros de cloruro de vinilo se unen entre sí para formar un polímero. El PVC se vuelve maleable a altas temperaturas, lo que lo hace flexible e ideal para muchos propósitos, desde tuberías hasta ropa. Sin embargo, el PVC es tóxico. Cuando está en forma gaseosa e inhalada, puede causar daños en los pulmones, la circulación sanguínea del cuerpo y el sistema nervioso. La producción de PVC tiene muchas regulaciones que lo rodean debido a los muchos efectos nocivos que el plástico mismo y los intermedios involucrados tienen sobre el medio ambiente y sobre la salud humana.

    Blanqueamiento de Papel

    El papel es uno de los productos más consumidos en el mundo. Antes de que la madera se convierta en un producto de papel, sin embargo, debe convertirse en pulpa (material fibroso separado). Esta pulpa tiene un color que va desde el marrón claro hasta el marrón oscuro. El cloro se usa para blanquear la pulpa para convertirla en un color blanco brillante, lo que la hace deseable para los consumidores. El proceso generalmente implica una serie de pasos, dependiendo de la naturaleza de la pulpa.

    Problemas

    1) Resolver y equilibrar las siguientes ecuaciones

    1. \(H_2S + Cl_2 + H_2O \rightarrow\)
    2. \(Sb + Cl_2 +H_2O \rightarrow \)

    2) Escribe la configuración electrónica para el cloro.

    3) ¿Cuál es la geometría molecular de lo siguiente? (Ver Teoría de los Bonos de Valencia)

    1. \(ClO_2\)
    2. \(ClF_5\)

    4) ¿Cuáles son los isótopos de cloro naturales?

    5) ¿Cuándo el Cloro tiene un estado de oxidación de +5?

    RESPUESTAS

    1) Resolver y equilibrar las siguientes ecuaciones:

    1. H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 0 —> H 2 S0 4 + HCl
    2. 2Sb + 3Cl 2 +H 2 0 > 2SbCl 3

    2) La configuración electrónica del cloro es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

    3) ¿Cuál es la geometría molecular de lo siguiente?

    1. \(ClO_2\)-Bent o angular; ClO 2 está unido a dos ligandos, tiene un par solitario y un electrón desapareado.
    2. \(ClF_5\)-Pirámide cuadrada; ClO 2 está unido a cinco ligandos y tiene un par solitario

    4) Los isótopos naturales de Cloro son Cloro-35 y Cloro-36. Si bien el Cloro-37 sí ocurre de forma natural, es radiactivo e inestable.

    5) El cloro tiene un estado de oxidación de +5 cuando reacciona con oxoácidos con los Metales Alcalinos.

    Referencias

    1. Aplique, J.S. Cloro: Su Fabricación, Propiedades y Usos. Corporación Reinhold, 1962.
    2. Stringer, Ruth y Paul Johnston. Cloro y Medio Ambiente. Norwell: Académico de Kluwer, 2001.
    3. Reynolds, Tom D. Unidad de Operaciones y Procesos en Ingeniería Ambiental. Brooks/Cole Engineering Division, una división de Wadsworth Inc, 1982. 523-532
    4. Davis, Stanley N., DeWayne Cecil, Marek Zreda y Pankaj Sharma. “El cloro-36 y el problema del valor inicial”. Revista de Hidrogeología 6.1 (1998): 104-14. SpringerLink. Web. 23 de mayo de 2010. <www.springerlink.com/content/3205uburlwx2x48g/>
    5. Pettrucci, Ralph H. Química General: Principios y Aplicaciones Modernas. 9th. Río Upper Saddle: Pearson Prentice Hall, 2007

    Colaboradores y Atribuciones

    • Judy Hsia (Universidad de California, Davis)

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