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Dióxido de cloro

compuesto químico

El dióxido de cloro es un compuesto químico con fórmula ClO2. Este gas verde-amarillento cristaliza como cristales naranjas brillantes a −59 °C. Como todos los óxidos de cloro, es un potente y útil agente oxidante, utilizado en el tratamiento del agua y como blanqueante.[2]

 
Dióxido de cloro
General
Fórmula estructural Imagen de la estructura
Fórmula molecular ?
Identificadores
Número CAS 10049-04-4[1]
Número RTECS FO3000000
ChEBI 29415
ChemSpider 23251
PubChem 24870
UNII 8061YMS4RM
KEGG C18368
Propiedades físicas
Masa molar 66,959 g/mol
No debe confundirse con el ión clorito.

Índice

Estructura y enlacesEditar

 
Comparación del enlace de tres electrones con el enlace covalente convencional
 
Las dos estructuras  resonantes

El dióxido de cloro es un compuesto de cloro neutro . Es muy diferente del cloro elemental, tanto en su estructura química como en su comportamiento.[3]​ Uno de las características más importantes del dióxido de cloro es su gran solubilidad en agua, especialmente en agua fría. El dióxido de cloro no se hidroliza cuándo entra en contacto con agua; permanece como gas en solución. El dióxido de cloro es aproximadamente 10 veces más soluble en agua que el cloro.

La molécula ClO2 tiene un número impar de electrones de valencia, y por tanto, es un radical paramagnético. Su estructura electrónica  desconcertó mucho tiempo a los químicos porque ninguno de las posible estructuras de Lewis es muy satisfactoria. En 1933, L. O. Brockway propuso una estructura que implicaba un enlace de tres electrones.[4]​ El químico Linus Pauling desarrolló posteriormente esta idea y de ahí llegó a  dos estructuras resonantes que implicaban por un lado  un doble enlace y por otro un enlace simple más uno de tres electrones.[5]​ Según Pauling, la última combinación debería representar un enlace ligeramente más débil que el doble. En la teoría de orbitales moleculares esta es una idea frecuente,  si el tercer electrón está situado en un orbital antienlazante. Estudios posteriores han confirmado que el orbital molecular más alto ocupado es de hecho un  orbital antienlazante incompleto.[6]

PreparaciónEditar

El dióxido de cloro es un compuesto que puede descomponerse con gran violencia  cuando se separa de sustancias que lo diluyen. Como resultado, son preferibles los métodos de preparación que implican el uso de soluciones sin pasar por una etapa de fase gaseosa. Es esencial tomar medidas de seguridad.

Oxidación del cloritoEditar

En el laboratorio, el ClO2 puede prepararse por oxidación del clorito de sodio con cloro:[7]

2 NaClO2 + Cl2 → 2 ClO2 + 2 NaCl

Tradicionalmente, el dióxido de cloro para aplicaciones de desinfección ha sido preparado a partir de clorito de sodio o con el método clorito-hipoclorito de sodio::

2 NaClO2 + 2 HCl + NaOCl → 2 ClO2 + 3 NaCl + H2O

O el método clorito-ácido sulfúrico:

8ClO2 + 4H2SO4 → 4ClO2 + 2HClO3 + 4SO42- + 2H2O + 2HCl

Las tres reacciones del clorito sódico pueden producir dióxido de cloro con buen rendimiento, pero a diferencia de los otros procesos el método clorito-ácido sulfúrico produce dióxido de cloro libre de cloro, a pesar de que precisa un 25% más de clorito para producir una cantidad equivalente de dióxido de cloro. Alternativamente, puede utilizarse peróxido de hidrógeno para aplicaciones a pequeña escala.

Reducción de cloratoEditar

En el laboratorio, el dióxido de cloro puede preparase también por reacción de clorato de potasio con ácido oxálico:

2 KClO3 + 2 H2C2O4 → K2C2O4 + 2 ClO2 + 2 CO2 + H2O

2 KClO3 + H2C2O4 + 2H2SO4 → 2KHSO4 + 2 ClO2 + 2 CO2 + 2 H2O

Mäs del 95% del dióxido de cloro producido en el mundo hoy en día se obtiene por reducción del clorato de sodio, para uso en blanqueo de pulpa de papel. Se produce con  alta eficiencia de una solución de ácido fuerte con un adecuado agente reductor como metanol, peróxido de hidrógeno, ácido clorhídrico o dióxido de azufre. Las tecnologías modernas se basan en metanol o peróxido de hidrógeno, ya que estas reacciones son económicamente más eficientes y no producen cloro residual. La reacción global puede expresarse así:[8]

clorato + ácido  + agente reductor →  dióxido de cloro + subproductos

Como ejemplo típico, se estima que la reacción del clorato de sodio con ácido clorhídrico en un reactor único transcurre así:

ClO3 -+ Cl- + H+ → ClO2- + HOCl
ClO3- + ClO2-+ 2H+ → 2ClO2 + H2O
HOCl + Cl- + H+ → Cl2 + H2O

Lo que da la reacción global 2ClO3- + 2Cl- + 4H+ → 2ClO2H + Cl2 + 2H2

La forma de producción más importante comercialmente usa metanol como agente reductor y ácido sulfúrico para aportar acidez. Dos ventajas de no utilizar procesos basados en cloruro son que no hay formación de cloro elemental, y que se forma sulfato de sodio, una sustancia química valiosa para la elaboración de pulpa de papel, como subproducto. Estos procesos basados en metanol proporcionan gran eficacia y puede llevarse a cabo con seguridad.[9]

La variante que utiliza el clorato, peróxido de hidrógeno y ácido sulfúrico ha sido cada vez más utilizada desde 1999 para tratamiento de aguas y otras aplicaciones de desinfección a pequeña escala, ya que genera un producto libre de cloro con gran eficiencia.

Otros procesosEditar

También puede producirse dióxido de cloro muy puro por electrolisis de una solución de clorito:[cita requerida][10]

2 NaClO2 + 2H2O → 2 ClO2 + 2 NaOH + H2

El gas dióxido de cloro de alta pureza (7,7% en aire o nitrógeno) puede ser producido por el método gas-sólido, donde reacciona gas cloro diluido con clorito de sodio sólido:

2 NaClO2 + Cl2 → 2 ClO2 + 2 NaCl

Propiedades de manejoEditar

En concentraciones en fase gasista superiores a 30% en volumen en aire en TPE (más correctamente: en presiones parciales por encima de 10 kPa), el ClO2 puede descomponerse de modo explosivo a cloro y oxígeno. La descomposición puede ser iniciada por la luz, puntos calientes, reacción química, o por presión. Así, el gas de dióxido del cloro nunca se manipula en forma concentrada, sino que es casi siempre utilizado como gas disuelto en agua en una gama de concentración entre 0,5 y 10 gramos por litro. Su solubilidad se incrementa a temperaturas más bajas, por ello es común utilizar agua muy fría (5 °C, o 41 °F) cuando se almacena a concentraciones por encima de 3 gramos por litro. En muchos países, como los Estados Unidos, el gas de dióxido de cloro no puede ser transportado en cualquier concentración y es casi siempre producido en el lugar de aplicación utilizando un generador de dióxido del cloro. En algunos países, puede ser transportado por tierra en forma de soluciones de dióxido de cloro con menos de 3 gramos por litro, aun así, son relativamente inestables y se deterioran deprisa.[¿cuál?]

UsosEditar

El dióxido de cloro se utiliza como blanqueante en la pulpa de madera y para la desinfección (cloración) de agua de bebida.[11][12]:4-1 Como desinfectante  es eficaz incluso en concentraciones bajas debido a sus propiedades únicas.

BlanqueamientoEditar

El dióxido de cloro es utilizado a veces para blanquear la pulpa de madera en combinación con cloro, pero se utiliza solo en procesos de blanqueamiento ECF  (libres de cloro elemental). Se utiliza a moderadamente pH acído (3,5 a 6). El uso de dióxido de cloro minimiza la cantidad de compuestos organoclorados producidos.[13]​ El dióxido de cloro (tecnología ECF) actualmente es el método más importante de blanqueamiento en todo el mundo. Aproximadamente el 95% de todo el blanqueamiento de pulpa kraft se hace utilizando dióxido de cloro en procesos  ECF.[14]

El dióxido de cloro se usa también para blanquear harina.[cita requerida]

Cloración del aguaEditar

La planta de tratamiento de las cataratas del Niágara, en Nueva York, utilizaba dióxido de cloro en 1944 para destruir el fenol en el agua de bebida. :4–17 Se introdujo como desinfectante para agua potable a gran escala en 1956, cuando Bruselas, Bélgica, cambió el cloro por dióxido de cloro. Su  uso más común en tratamiento de agua es como pre-oxidante con anterioridad a la cloración de agua de consumo para destruir impurezas del agua natural que de otro modos produciría trihalometanos por la cloro libre. Los trihalometanos son subproductos de la desinfección que se sospecha que son cancerígenos, asociados a la cloración de productos orgánicos que están de modo natural en el agua bruta.[15]​ El dióxido de cloro también es superior al cloro cuando se opera por encima de pH 7, en presencia de amoníaco y aminas y/o para el control de biofilms en sistemas de distribución del agua.:4–33[cita requerida] El dióxido de cloro se utiliza en muchas aplicaciones industriales de tratamiento de agua como biocida, incluyendo torres de enfriamiento, agua de proceso y procesamiento alimentario.[16]

El dióxido de cloro es menos corrosivo que el cloro y superior a este para el control de lalegionella.[17][18]​ También es superior a algunos otros métodos de desinfección de agua secundarios en los que el dióxido de cloro: 1) es un biocida registrado por EPA, 2) no está impactado negativamente por el pH, 3) no pierde eficacia con el tiempo (las bacterias no crecerán resistentes a él) y 4) no es negativamente impactado por la sílice y el fosfato, que se usan generalmente como inhibidores de la corrosión en agua potable.

Es más eficaz como desinfectante que cloro en casi todas las circunstancias contra los agentes patógenos presentes en el agua, como virus, bacterias y protozoos – incluyendo los quistes de Giardia y  ooquistes de Cryptosporidium.[19]:4-20–4-21

El uso de dióxido de cloro en tratamiento del agua conlleva la formación de clorito como subproducto, el cual está actualmente limitado a un máximo de 1 ppm en agua de bebida en los EE.UU.:4–33 Este norma EPA limita el uso de dióxido de cloro en los EE.UU. al agua de calidad relativamente alta o tratada con coagulantes basados en hierro  (el hierro puede reducir el clorito a cloruro).[cita requerida]

El dióxido de cloro tiene muchas aplicaciones como oxidante o desinfectante. Puede ser utilizado para desinfección de aire y fue el agente principal utilizado en la descontaminación de edificios en los Estados Unidos después de los ataques con carbunco de 2001.[20][21]​ Después del desastre del Huracán Katrina en Nueva Orleans, Luisiana, y la cercana Costa del Golfo, el dióxido de cloro fue usado para erradicar el peligroso moho  de las casas inundadas.[22]​ Debido a sus calidades únicas, el dióxido de cloro es un eficaz desinfectante incluso en concentraciones bajas.[23]

Otros usos como desinfectanteEditar

A veces el dióxido de cloro se usa como fumigante para "sanear" frutas como arándanos, frambuesas y fresas que desarrollan mohos y levadura.[24]

El dióxido de cloro se usa para la desinfección de endoscopias, bajo el nombre comercial Tristel, por ejemplo.[25]​ Está también disponible en "trío" que consta de una "pre-limpieza" con tensoactivos y un enjuague a continuación, con agua desionizada y bajo nivel antioxidante.[26]

El dióxido de cloro también está utilizado para control de mejillón cebra y mejillón quagga en tomas de agua.:4–34

El dióxido de cloro también se ha mostrado eficaz en la erradicación de chinches.[27]

PseudomedicinaEditar

Este producto se comercializa como cura para una gama de enfermedades, entablándose un intenso debate sobre sus riesgos y beneficios, debido a que no existe aún una investigación reconocida oficialmente que avale y establezca científicamente las condiciones de su uso seguro en aplicaciones a la salud humana. Se reetiqueta con una variedad de marcas como MMS (solución milagrosa mineral)  o CD protocol.[28]​ No hay base científica que avale las propiedades médicas del dióxido de cloro y la FDA ha advertido contra su uso.[29]

Otros usosEditar

El dióxido de cloro se utiliza como oxidante para la destrucción del fenol en aguas residuales de los residuos y para control de olor en las plantas de subproductos animales (rendering).:4–34 Es también adecuado para uso como desodorante para coches y barcos, en paquetes de dióxido de cloro que se activa con agua y se deja en el vehículo toda la noche.

Aspectos de seguridad en agua y suplementosEditar

El dióxido de cloro es tóxico, de ahí que existan límites para la exposición a él está necesitada para garantizar un uso seguro. La administración para la salud y seguridad en el trabajo (OSHA), una agencia del Departamento de Trabajo de  Estados Unidos ha puesto un nivel máximo de 0.8 mg/L para dióxido de cloro en beber agua.[30]​ La Seguridad Ocupacional y Administración de Salud (OSHA), una agencia del Departamento de Estados Unidos de Trabajo, ha fijado un límite de exposición permisible para 8 horas de 0,1 ppm en aire (0,3 mg/m3) para las personas que trabajan con dióxido de cloro.[31]

El 30 de julio de 2010, y otra vez el 1 de octubre de, 2010, la FDA advirtió contra el uso del producto "Suplemento Mineral Milagroso", o MMS, el cual, según sus propias instrucciones produce dióxido de cloro. El MMS se ha comercializado como tratamiento para una variedad de patologías, incluyendo VIH, cáncer, autismo y acné. Los avisos de la FDA informaron a los consumidores de que el MMS puede causar daños serios a la salud y declaró haber recibido informes numerosos de náuseas, diarreas, vómitos severos, y bajadas de presión de sangre con riesgo para la vida, causadas por deshidratación.[32][33]

ReferenciasEditar

  1. Número CAS
  2. Plantilla:Greenwood&Earnshaw2nd
  3. Vogt, H.; Balej, J.; Bennett, J. E.; Wintzer, P.; Sheikh, S. A.; Gallone, P.; Vasudevan, S.; Pelin, K. (2010). "Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. doi 10.1002/14356007.a06_483.pub2
  4. Brockway LO (March 1933). «The Three-Electron Bond in Chlorine Dioxide». Proc. Natl. Acad. Sci. U.S.A. 19 (3): 303-7. Bibcode:1933PNAS...19..303B. PMC 1085967. PMID 16577512. doi:10.1073/pnas.19.3.303. 
  5. Pauling, Linus (1988). General chemistry. Mineola, NY: Dover Publications, Inc. ISBN 0-486-65622-5. 
  6. Flesch, R.; Plenge, J.; Rühl, E. (2006). «Core-level excitation and fragmentation of chlorine dioxide». International Journal of Mass Spectrometry. 249-250: 68-76. Bibcode:2006IJMSp.249...68F. doi:10.1016/j.ijms.2005.12.046. 
  7. Derby, R. I.; Hutchinson, W. S. (1953). «Chlorine(IV) Oxide». Inorganic Syntheses. Inorganic Syntheses IV: 152-158. ISBN 978-0-470-13235-7. doi:10.1002/9780470132357.ch51. 
  8. Y. Ni; X. Wang (1996). «Mechanism of the Methanol Based ClO2 Generation Process». International Pulp Bleaching Conference. TAPPI. pp. 454-462. 
  9. Vogt, H.; Balej, J.; Bennett, J. E.; Wintzer, P.; Sheikh, S. A.; Gallone, P.; Vasudevan, S.; Pelin, K. (2010). «Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids». Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a06_483.pub2. 
  10. White, George W.; Geo Clifford White (1999). The handbook of chlorination and alternative disinfectants (4th edición). New York: John Wiley. ISBN 0-471-29207-9. 
  11. Thomas Wilson Swaddle (1997). Inorganic chemistry: an industrial and environmental perspective. Academic Press. pp. 198-199. ISBN 0-12-678550-3. 
  12. EPA Guidance Manual, chapter 4: Chlorine dioxide, US Environmental Protection Agency, consultado el 27 de noviembre de 2009 
  13. E. Sjöström (1993). Wood Chemistry: Fundamentals and Applications. Academic Press. ISBN 0-12-647480-X. OCLC 58509724. 
  14. «AET – Reports – Science – Trends in World Bleached Chemical Pulp Production: 1990–2005». Archivado desde el original el 30 de julio de 2017. Consultado el 31 de octubre de 2018.  |archive-url= y |urlarchivo= redundantes (ayuda); |access-date= y |fechaacceso= redundantes (ayuda); |archive-date= y |fechaarchivo= redundantes (ayuda)
  15. M. A. Pereira; L. H. Lin; J. M. Lippitt; S. L. Herren (1982). «Trihalomethanes as initiators and promoters of carcinogenesis». Environ Health Perspect 46: 151-156. JSTOR 3429432. PMC 1569022. PMID 7151756. doi:10.2307/3429432. 
  16. Andrews, L.; Key, A.; Martin, R.; Grodner, R.; Park, D. (2002). «Chlorine dioxide wash of shrimp and crawfish an alternative to aqueous chlorine». Food Microbiology 19 (4): 261-267. doi:10.1006/fmic.2002.0493. 
  17. Seymour Stanton Block (2001). Disinfection, sterilization, and preservation (5th edición). Lippincott Williams & Wilkins. p. 215. ISBN 0-683-30740-1. 
  18. «Safety and Efficacy of Chlorine Dioxide for Legionella control in a Hospital Water System». Infection Control and Hospital Epidemiology 28 (8): 1009-12. 2007. PMID 17620253. doi:10.1086/518847. Consultado el 27 de noviembre de 2009. 
  19. «Protective effect of low-concentration chlorine dioxide gas against influenza A virus infection». J. Gen. Virol. 89 (Pt 1): 60-7. January 2008. PMID 18089729. doi:10.1099/vir.0.83393-0. Archivado desde el original el 20 de julio de 2012. 
  20. «Air Disinfection with Chlorine Dioxide in Saps». Journal of Environment and Health 24 (4): 245-246. 2007. 
  21. «Anthrax spore decontamination using chlorine dioxide». United States Environmental Protection Agency. 2007. Consultado el 27 de noviembre de 2009. 
  22. «Efficacy of Gaseous Chlorine Dioxide as a Sanitizer for Killing Salmonella, Yeasts, and Molds on Blueberries, Strawberries, and Raspberries». Journal of Food Protection (International Association for Food Protection) 68 (6): 1165-1175. 2005. PMID 15954703. 
  23. EPA Guidance Manual, chapter 4: Chlorine dioxide, US Environmental Protection Agency, retrieved 2009-11-27
  24. «Chlorine Dioxide Pouches Can Make Produce Safer and Reduce Spoilage». AgResearch Magazine (USDA Agricultural Research Service) (July). 2017. Consultado el 21 de junio de 2018. 
  25. Coates, D. (2001). «An evaluation of the use of chlorine dioxide (Tristel One-Shot) in an automated washer/disinfector (Medivator) fitted with a chlorine dioxide generator for decontamination of flexible endoscopes». Journal of Hospital Infection 48 (1): 55-65. PMID 11358471. doi:10.1053/jhin.2001.0956. 
  26. Tristel Wipes System Product Information at Ethical Agents, retrieved Nov 2012
  27. Gibbs, SG; Lowe, JJ; Smith, PW; Hewlett, AL (2012). «Gaseous chlorine dioxide as an alternative for bedbug control». Infect Control Hosp Epidemiol 33 (5): 495-9. PMID 22476276. doi:10.1086/665320. 
  28. «The Parents Who Give Their Children Bleach Enemas to 'Cure' Them of Autism». vice.com. 12 de marzo de 2015. Consultado el 5 de abril de 2018. 
  29. «FDA Warns Consumers of Serious Harm from Drinking Miracle Mineral Solution (MMS)». 3 de febrero de 2011. Archivado desde el original el 3 de febrero de 2011. Consultado el 5 de abril de 2018. 
  30. «ATSDR: ToxFAQs™ for Chlorine Dioxide and Chlorite». 
  31. «Occupational Safety and Health Guideline for Chlorine Dioxide». Archivado desde el original el 4 de diciembre de 2012. Consultado el 8 de diciembre de 2012. 
  32. «Press Announcements – FDA Warns Consumers of Serious Harm from Drinking Miracle Mineral Solution (MMS)». 
  33. «'Miracle' Treatment Turns into Potent Bleach». U.S. Food and Drug Administration. 20 de noviembre de 2015. 

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