Cloro oxoácidos y oxianiones
| E ° (pareja) | a (H + ) = 1 (ácido) | E ° (pareja) | a (OH - ) = 1 (base) |
|---|---|---|---|
| Cl 2 / Cl - | +1.358 | Cl 2 / Cl - | +1.358 |
| HOCl / Cl - | +1.484 | ClO - / Cl - | +0.890 |
| ClO - 3 / Cl - | +1.459 | ||
| HOCl / Cl 2 | +1.630 | ClO - / Cl 2 | +0.421 |
| HClO 2 / Cl2 | +1.659 | ||
| ClO - 3 / Cl 2 | +1.468 | ||
| ClO - 4 / Cl 2 | +1.277 | ||
| HClO 2 / HOCl | +1.701 | ClO - 2 / ClO- | +0.681 |
| ClO - 3 / ClO- | +0.488 | ||
| ClO - 3 / HClO 2 | +1.181 | ClO - 3 /ClO - 2 | +0.295 |
| ClO - 4 /ClO - 3 | +1.201 | ClO - 4 /ClO - 3 | +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 a partir de los potenciales redox dados en la tabla adyacente, el cloro es mucho más estable frente a la desproporción en soluciones ácidas que en soluciones alcalinas: [35]
Cl 2 + H 2O ⇌ HOCl + H + + Cl- K ac = 4.2 × 10 −4 mol 2l −2 Cl 2 + 2 OH - ⇌ OCl - + H 2 O + Cl - K alk = 7.5 × 10 15 mol−1 l
Los iones hipoclorito también son desproporcionados para producir cloruro y clorato (3 ClO - ⇌ 2 Cl - + ClO -
3 ) pero esta reacción es bastante lenta a temperaturas por debajo de 70 ° C, a pesar de la constante de equilibrio muy favorable de 10 27 . Los iones clorato pueden en sí mismos ser desproporcionados para formar cloruro y perclorato (4 ClO -
3 + Cl - + 3 ClO -
4 ) pero esto aún es muy lento incluso a 100 ° C a pesar de la constante de equilibrio muy favorable de 10 20. Las velocidades de reacción de los oxianiones de cloro aumentan a medida que disminuye el estado de oxidación del cloro. Las fortalezas 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. [35]
3 ) pero esta reacción es bastante lenta a temperaturas por debajo de 70 ° C, a pesar de la constante de equilibrio muy favorable de 10 27 . Los iones clorato pueden en sí mismos ser desproporcionados para formar cloruro y perclorato (4 ClO -
3 + Cl - + 3 ClO -
4 ) pero esto aún es muy lento incluso a 100 ° C a pesar de la constante de equilibrio muy favorable de 10 20. Las velocidades de reacción de los oxianiones de cloro aumentan a medida que disminuye el estado de oxidación del cloro. Las fortalezas 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. [35]
La mayoría de los oxoácidos de cloro se pueden producir al explotar 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 cloro (HOClO) es aún más inestable y no puede ser aislado o concentrado 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 pelar 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 con una concentración de hasta el 30%, pero al calentarse produce cloro y dióxido de cloro. La evaporación a presión reducida permite que se concentre más hasta aproximadamente el 40%, pero luego se descompone en ácido perclórico, cloro, oxígeno, agua y dióxido de cloro. Su sal más importante es el clorato de sodio , usado principalmente para hacer dióxido de cloro para blanquear la pulpa de papel. La descomposición del clorato a cloruro y oxígeno es una forma común de producir oxígeno en el laboratorio a pequeña escala. El cloruro y el clorato pueden formar el cloro de la siguiente manera: [48]
- ClO -
3 + 5 Cl - + 6 H + ⟶ 3 Cl 2 + 3 H 2 O
Los percloratos y el ácido perclórico (HOClO 3 ) son los oxo-compuestos más estables del cloro, en concordancia con el hecho de que los compuestos del cloro son más estables cuando el átomo de cloro está en su estado de oxidación más bajo (−1) o más alto (+7) . El ácido perclórico y los percloratos acuosos son agentes oxidantes vigorosos y, en ocasiones, violentos cuando se calientan, en marcado contraste con su naturaleza mayormente inactiva a temperatura ambiente debido a las altas energías de activación de estas reacciones por razones cinéticas. Los percloratos se producen oxidando electrolíticamente el clorato de sodio, y el ácido perclórico se hace mediante la reacción de perclorato de sodio anhidro o perclorato de bario.con ácido clorhídrico concentrado, filtrando el cloruro precipitado y destilando el filtrado para concentrarlo. El ácido perclórico anhidro es un líquido móvil incoloro que es sensible al choque que explota en contacto con la mayoría de los compuestos orgánicos, prende fuego al yoduro de hidrógeno y al cloruro de tionilo e incluso oxida la plata y el oro. Aunque es un ligando débil, más débil que el agua, se conocen algunos compuestos que involucran al ClO -
4 coordinado . [48]
4 coordinado . [48]
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 orgánicadel núcleo . 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 clorocarburos son típicamente más densos que el agua debido al mayor peso atómico del cloro frente al hidrógeno, y los clorhidratos alifáticos son agentes alquilantes porque el cloruro es un grupo saliente . [49]
Los alcanos y aril alcanos pueden clorarse bajo condiciones de radicales libres , con luz UV. Sin embargo, la extensión de la cloración es difícil de controlar: la reacción no es regioselectiva y con frecuencia resulta en 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 . [49] La reacción de haloformo , usando cloro e hidróxido de sodio., también es capaz de generar haluros de alquilo a partir de metil cetonas y compuestos relacionados. El cloro se agrega a los enlaces múltiples en alquenos y alquinos también, dando di- o tetra-cloro compuestos. Sin embargo, debido al gasto y la reactividad del cloro, los compuestos organoclorados se producen más comúnmente utilizando cloruro de hidrógeno, o con agentes clorantes como el pentacloruro de fósforo (PCl 5 ) o 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. [49]
Muchos compuestos organoclorados se han aislado de fuentes naturales que van desde bacterias hasta humanos. [50] [51] Los compuestos orgánicos clorados se encuentran en casi todas las clases de biomoléculas, incluidos los alcaloides , terpenos , aminoácidos , flavonoides , esteroides y ácidos grasos . [50] [52] Losorganoclorados, incluidas las dioxinas , se producen en el ambiente de alta temperatura de los incendios forestales, y se han encontrado dioxinas en las cenizas conservadas de los incendios encendidos por rayos que son anteriores a las dioxinas sintéticas. [53]Además, una variedad de hidrocarburos clorados simples que incluyen diclorometano, cloroformo y tetracloruro de carbono se han aislado de algas marinas. [54] La mayoría del clorometano en el ambiente es producido naturalmente por descomposición biológica, incendios forestales y volcanes. [55]
Algunos tipos de organoclorados, aunque no todos, tienen una toxicidad significativa para las plantas o los animales, incluidos los humanos. Las dioxinas, producidas cuando la materia orgánica se quema en presencia de cloro, y algunos insecticidas, como el DDT , son contaminantes orgánicos persistentes que representan un peligro cuando se liberan al medio ambiente. Por ejemplo, el DDT, que se utilizó ampliamente para controlar insectos a mediados del siglo 20, también se acumula en las cadenas alimentarias y causa problemas reproductivos (por ejemplo, adelgazamiento de la cáscara de huevo) en ciertas especies de aves. [56] Debido a la fisión homolítica lista del enlace C-Cl para crear radicales de cloro en la atmósfera superior, los clorofluorocarbonos se han eliminado debido al daño que hacen a la capa de ozono. [46]
Ocurrencia y producción.
El cloro es demasiado reactivo para que se presente como un elemento libre en la naturaleza, pero es muy abundante en forma de sus sales de cloruro. Es el vigésimo elemento más abundante en la corteza terrestre y constituye 126 partes por millón , a través de los grandes depósitos de minerales de cloruro, especialmente el cloruro de sodio , que se han evaporado de los cuerpos de agua. Todo esto palidece en comparación con las reservas de iones de cloruro en el agua de mar: en los mares interiores y en los pozos de salmuerasubterráneos , en el mar, se producen cantidades más pequeñas en concentraciones más altas , como el Gran Lago Salado en Utah y el Mar Muertoen Israel. [57]
Pequeños lotes de gas de cloro se preparan en el laboratorio mediante la combinación de ácido clorhídrico y dióxido de manganeso , pero rara vez surge la necesidad debido a su disponibilidad. En la industria, el cloro elemental se produce generalmente por la electrólisis del cloruro de sodio disuelto en agua. Este método, el proceso de cloro-álcali industrializado en 1892, ahora proporciona la mayoría del gas de cloro industrial. [22] Junto con el cloro, el método produce hidrógeno gas e hidróxido de sodio , que es el producto más valioso. El proceso procede de acuerdo con la siguiente ecuación química : [58]
- 2 NaCl + 2 H 2 O → Cl 2 + H 2 + 2 NaOH
La electrólisis de las soluciones de cloruro se realiza de acuerdo con las siguientes ecuaciones:
- Cátodo: 2 H 2 O + 2 e - → H 2 + 2 OH -
- Ánodo: 2 Cl - → Cl 2 + 2 e -
En la electrólisis de la celda del 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. [59] La solución salina (salmuera) se alimenta continuamente al compartimiento del ánodo y fluye a través del diafragma al compartimiento del cátodo, donde se produce el álcali cáustico y la salmuera se agota parcialmente. Los métodos de diafragma producen álcalis diluidos y ligeramente impuros, pero no tienen la carga del problema de la eliminación del mercurio y son más eficientes energéticamente. [22]
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. [60]
En el proceso Deacon , el cloruro de hidrógeno recuperado de la producción de compuestos organoclorados se recupera como cloro. El proceso se basa en la oxidación utilizando oxígeno:
- 4 HCl + O 2 → 2 Cl 2 + 2 H 2 O
La reacción requiere un catalizador. Según lo introducido por Deacon, los primeros catalizadores se basaban en el cobre. Los procesos comerciales, como el proceso de cloro MT de Mitsui, han cambiado a catalizadores basados en cromo y rutenio. [61] El cloro producido está disponible en cilindros de tamaños desde 450 ga 70 kg, así como tambores (865 kg), vagones cisterna (15 toneladas en carreteras; 27–90 toneladas por ferrocarril) y barcazas (600– 1200 toneladas). [62]
Aplicaciones
El cloruro de sodio es, por un amplio margen, el compuesto de cloro más común, y es la principal fuente de cloro y ácido clorhídrico para la enorme industria de productos químicos de cloro en la actualidad. Se comercializan alrededor de 15000 compuestos que contienen cloro, incluidos compuestos tan diversos como metanos y etanosclorados , cloruro de vinilo y su polímero cloruro de polivinilo (PVC), tricloruro de aluminio para catálisis , cloruros de magnesio , titanio , circonio y hafnio, que son precursores para producir los elementos puros, y así sucesivamente. [8]
Cuantitativamente, de todo el cloro elemental producido, aproximadamente el 63% se utiliza en la fabricación de compuestos orgánicos, y el 18% en la fabricación de compuestos de cloro inorgánicos. [63] Cerca de 15,000 compuestos de cloro se usan comercialmente. [64] El 19% restante del cloro producido se utiliza para blanqueadores y productos de desinfección. [62] Los compuestos orgánicos más significativos en términos de volumen de producción son 1,2-dicloroetano y cloruro de vinilo , intermedios 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, NaClO 3 , isocianuratos clorados, AlCl 3 , SiCl 4 , SnCl 4 , PCl 3 , PCl 5 , POCl 3 , AscI 3 , SBCL 3 , SBCL5 , BiCl 3 , S 2 Cl 2 , SCl 2 , SOCI 2 , ClF 3 , ICl , ICl 3 , TiCl 3 , TiCl 4 , MoCl 5 , FeCl 3 , ZnCl 2 , y así sucesivamente. [62]
Saneamiento, desinfección y antisepsia.
Combatiendo la putrefacción
En Francia (como en otras partes), los intestinos de los animales se procesaron para hacer cuerdas de instrumentos musicales, la piel de Goldbeater y otros productos. Esto se hizo en "fábricas de tripas" ( boyauderies ), y fue un proceso odioso e insalubre. En o alrededor de 1820, la Société d'encouragement pour l'industrie nationaleale ofreció un premio por el descubrimiento de un método, químico o mecánico, para separar la membrana peritoneal de los intestinos de los animales sin putrefacción . [65] [66] El premio fue ganado por Antoine-Germain Labarraque, un químico y farmacéutico francés de 44 años que descubrió que las soluciones blanqueadoras cloradas de Berthollet (" Eau de Javel ") no solo destruyeron el olor a putrefacción de la descomposición del tejido animal, sino que también retrasaron la descomposición. [66] [67]
La investigación de Labarraque resultó en el uso de cloruros e hipocloritos de cal ( hipoclorito de calcio ) y de sodio ( hipoclorito de sodio ) en las boyauderies. Se encontró que los mismos productos químicos eran útiles en la desinfección y desodorización de rutina de letrinas , alcantarillas, mercados, mataderos , teatros anatómicos y depósitos de cadáveres. [68] Tuvieron éxito en hospitales , lazarets, prisiones , enfermerías (tanto en tierra como en el mar), magnaneries , establos, galpones, etc .; y fueron beneficiosos durante las exhumaciones , [69] embalsamamiento , brotes de enfermedades epidémicas, fiebre y patas negras en el ganado. [sesenta y cinco]
Desinfección
Las soluciones de cal clorada y soda de Labarraque se han recomendado desde 1828 para prevenir la infección (llamada "infección contagiosa", que se presume que se transmite por " miasmas ") y para tratar la putrefacciónde las heridas existentes, incluidas las heridas sépticas. [70] En su trabajo de 1828, Labarraque recomendó a los médicos que respiren cloro, se laven las manos con cal clorada e incluso que rocíen cal clorada sobre las camas de los pacientes en casos de "infección contagiosa". En 1828, el contagio de las infecciones era bien conocido, aunque la agencia del microbio no se descubrió hasta más de medio siglo después.
Durante el brote de cólera en París en 1832, se utilizaron grandes cantidades del llamado cloruro de cal para desinfectar la capital. Esto no era simplemente el cloruro de calcio moderno , sino el 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 de la descomposición de los hospitales y salas de disección, y al hacerlo, desodorizó efectivamente el Barrio Latino de París. [71]Muchos pensaron que estos "miasmas pútridos" causaban la propagación del "contagio" y la "infección", ambas palabras usadas antes de la teoría de los gérmenes de la infección. El cloruro de cal se usó para destruir los olores y la "materia pútrida". Una fuente afirma que el Dr. John Snow utilizó cloruro de cal para desinfectar el agua del pozo contaminado con cólera que alimentaba la bomba de Broad Street en 1854 Londres [72], aunque otras tres fuentes acreditadas que describen la famosa epidemia de cólera no mencionan el incidente. [73] [74] [75] Una referencia deja claro que el cloruro de cal se usó para desinfectar los despojos y la suciedad en las calles que rodean la bomba de Broad Street, una práctica común en la Inglaterra de mediados del siglo XIX.296
Semmelweis y experimentos con antisepsia.
Quizás la aplicación más famosa de las soluciones de cloro y químicosde Labarraque fue en 1847, cuando Ignaz Semmelweisusé 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 que aún llevaba el olor a descomposición de las salas de disección a las salas de examen de pacientes. Mucho antes de la teoría de los gérmenes de la enfermedad, Semmelweis teorizó que las "partículas cadavéricas" transmitían la desintegración de los cadáveres médicos frescos a los pacientes vivos, y usó las conocidas "soluciones de Labarraque" como el único método conocido para eliminar el olor a desintegración y tejido. descomposición (que encontró que el jabón no lo hizo). Las soluciones demostraron ser antisépticos mucho más efectivos que el jabón (Semmelweis también era consciente de su mayor eficacia, pero no la razón), y esto dio lugar a que SemmelweisFiebre infantil("fiebre puerperal") en las salas de maternidad del Hospital General de Viena en Austria en 1847. [76]
Mucho más tarde, durante la Primera Guerra Mundial en 1916, Henry Drysdale Dakin (quien dio crédito completo al trabajo previo de Labarraque en esta área) desarrolló una modificación diluida y estandarizada de la solución de Labarraque que contiene 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 continúa utilizándose en la irrigación de heridas en los tiempos modernos, donde sigue siendo eficaz contra las bacterias que son resistentes a múltiples antibióticos (ver Century Pharmaceuticals ). [77]
Saneamiento publico
La primera aplicación continua de cloración al agua potable de los EE. UU. Se instaló en Jersey City , Nueva Jersey, en 1908. [78] En 1918, el Departamento del Tesoro de los EE. UU. Solicitó que toda el agua potable se desinfectara con cloro. El cloro es actualmente un producto 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 son clorados de forma rutinaria. [79]
El cloro se usa generalmente (en forma de ácido hipocloroso ) para matar las bacterias y otros microbios en los suministros de agua potable y en las piscinas públicas. En la mayoría de las piscinas privadas, el cloro en sí no se usa, 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 piscinas es que el cloro reacciona con las proteínas en el cabello humano y la piel. El distintivo 'aroma de cloro' asociado con las piscinas no es el resultado del cloro en sí, sino de la cloramina., un compuesto químico producido por la reacción de cloro disuelto libre con aminas en sustancias orgánicas. Como desinfectante en el agua, el cloro es más de tres veces más efectivo contra la Escherichia coli que el bromo , y más de seis veces más efectivo que el yodo . [80] Cada vez más, la cloramina ensí misma se agrega directamente al agua potable para fines de desinfección, un proceso conocido como cloraminación . [81]
A menudo es poco práctico almacenar y usar gas de cloro venenoso para el tratamiento del agua, por lo que se utilizan métodos alternativos para agregar cloro. Estas incluyen soluciones de hipoclorito , que gradualmente liberan cloro en el agua, y compuestos como dicloro-s-triazinetriona (dihidrato o anhidro), algunas veces llamado "dicloro", y tricloro-s-triazinetriona , algunas veces llamado "tricloro" . Estos compuestos son estables mientras que son sólidos y se pueden usar en forma de polvo, granular o tableta. Cuando se agregan en pequeñas cantidades para agrupar el agua o los sistemas de agua industrial, los átomos de cloro se hidrolizan del resto de la molécula que forma ácido hipocloroso (HOCl), que actúa como un biocida general, matando gérmenes, microorganismos, algas, etc. [82][83]
Utilizar como arma
Primera Guerra Mundial
El gas de cloro, también conocido como bertholite, 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 . [84] [85] Según lo descrito por los soldados, tenía el olor distintivo 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 , que destruye el tejido vivo y es potencialmente letal. Los sistemas respiratorios humanos pueden protegerse del gas de cloro con máscaras de gas con carbón activadou otros filtros, que hacen que el gas de cloro sea menos letal que otras armas químicas. Fue promovido por un científico alemán que luego fue galardonado con el premio Nobel, Fritz Haber, del Instituto Kaiser Wilhelm de Berlín, en colaboración con el conglomerado químico alemán IG Farben , que desarrolló métodos para descargar gas de cloro contra un enemigo atrincherado . [86] Después de su primer uso, ambas partes en el conflicto usaron el cloro como un arma química, pero pronto fue reemplazado por el fosgeno más mortal y el gas mostaza . [87]
Irak
El gas de cloro también se usó durante la guerra de Irak en la provincia de Anbar en 2007, con insurgentes cargando bombas con camiones de mortero y tanques de cloro. Los ataques mataron a dos personas a causa de los explosivos y enfermaron a más de 350. La mayoría de las muertes fueron causadas por la fuerza de las explosiones en lugar de los efectos del cloro, ya que el gas tóxico se dispersa fácilmente y se diluye en la atmósfera por la explosión. En algunos atentados con explosivos, más de cien civiles fueron hospitalizados debido a dificultades respiratorias. Las autoridades iraquíes reforzaron la seguridad del cloro elemental, que es esencial para proporcionar agua potable a la población. [88] [89]
El 24 de octubre de 2014, se informó que el Estado Islámico de Irak y el Levante habían usado gas cloro en la ciudad de Duluiyah, Irak . [90] El análisis de laboratorio de ropa y muestras de suelo confirmó el uso de gas cloro contra las Fuerzas de Peshmerga kurdas en un ataque con un dispositivo explosivo improvisado transportado en un vehículo el 23 de enero de 2015 en la autopista 47 Kiske Junction cerca de Mosul. [91]
Siria
El gobierno sirio supuestamente ha usado cloro como arma química [92] entregada desde bombas de cañón y cohetes. [93] [94]
Papel biologico
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 celulares de la bomba. [95] 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 (que tiene demasiado poco cloruro) rara vez ocurre en ausencia de otras anomalías. A veces se asocia con hipoventilación . [96] Puede asociarse con acidosis respiratoria crónica . [97] Hipercloremia(tener demasiado cloruro) por lo general no produce síntomas. Cuando se presentan los síntomas, tienden a parecerse a los de la hipernatremia (que tiene demasiado sodio ). La reducción del cloruro sanguíneo conduce a la deshidratación cerebral; los síntomas son más a menudo causados por una rehidratación rápida que produce un edema cerebral . La hipercloremia puede afectar el transporte de oxígeno. [98]
Peligros
| Peligros | |
|---|---|
| Pictogramas GHS |    |
| Palabra de señal GHS | Peligro |
| H270 , H315 , H319 , H331 ,H335 , H400 | |
| P220 , P244 , P261 , P304 ,P340 , P312 , P403 , P233 ,P410 , P403 [99] | |
| NFPA 704 | |
El cloro es un gas tóxico que ataca el sistema respiratorio, los ojos y la piel. [101] Debido a que es más denso que el aire, tiende a acumularse en la parte inferior de los espacios con poca ventilación. El gas de cloro es un oxidante fuerte, que puede reaccionar con materiales inflamables. [102] [103]
El cloro es detectable con dispositivos de medición en concentraciones tan bajas como 0.2 partes por millón (ppm), y por olor a 3 ppm. La tos y los vómitos pueden ocurrir a 30 ppm y el daño pulmonar a 60 ppm. Alrededor de 1000 ppm pueden ser fatales después de unas cuantas respiraciones profundas del gas. [8] La concentración de IDLH (inmediatamente peligrosa para la vida y la salud) es de 10 ppm. [104] Respirar concentraciones más bajas puede agravar el sistema respiratorio y la exposición al gas puede irritar los ojos. [105] La toxicidad del cloro proviene de su poder oxidante. Cuando el cloro se inhala en concentraciones superiores a 30 ppm, reacciona con agua y fluido celular, produciendo ácido clorhídrico (HCl) y ácido hipocloroso (HClO).
Cuando se usa a 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 desinfección que están asociados con efectos negativos en la salud humana. [106] [107]
En los Estados Unidos, la Administración de Seguridad y Salud Ocupacional (OSHA) ha establecido el límite de exposición permisible para el cloro elemental en 1 ppm, o 3 mg / m 3 . El Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional ha designado un límite de exposición recomendado de 0.5 ppm durante 15 minutos. [104]
En el hogar, ocurren accidentes cuando las soluciones de lejía de hipoclorito entran en contacto con ciertos limpiadores de drenaje ácidos para producir gas de cloro. [108] El blanqueador de hipoclorito (un aditivo popular para lavar ropa ) combinado con amoníaco (otro aditivo popular para lavar ropa) produce cloraminas , otro grupo tóxico de sustancias químicas. [109]
Craqueo 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 piscinas. Se han producido varios colapsos catastróficos de los techos de las piscinas debido al agrietamiento por corrosión por esfuerzo inducido por el cloro de las barras de suspensión de acero inoxidable . [110] Algunos polímerostambién son sensibles al ataque, incluidos la resina de acetal y el polibuteno . Ambos materiales se usaron en la plomería doméstica de agua caliente y fría, y el agrietamiento por corrosión bajo tensión causó fallas generalizadas en los Estados Unidos en los años 80 y 90. [111]
Fuego cloro-hierro
El elemento hierro puede combinarse con cloro a altas temperaturas en una fuerte reacción exotérmica, creando un fuego de cloro-hierro . [112] [113] Los incendios de cloro-hierro son un riesgo en las plantas de procesos químicos, donde gran parte de las tuberías que transportan el gas de cloro están hechas de acero.
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