El gas cloro fue observado por primera vez en 1774 por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele (1742–1786), quien lo obtuvo haciendo reaccionar ácido clorhídrico con dióxido de manganeso. Scheele notó que este gas amarillo-verdoso decoloraba las plantas y tenía un olor sofocante, pero creía que contenía oxígeno. En 1810, Humphry Davy (1778–1829) demostró que esta sustancia era un elemento químico distinto y no un compuesto oxigenado, como se creía. Propuso el nombre chlorine (del griego khlôros = verde pálido) en referencia a su color característico. En 1811, Joseph Louis Gay-Lussac (1778–1850) y Louis-Jacques Thénard (1777–1857) confirmaron la naturaleza elemental del cloro y propusieron el nombre francés chlore. La identificación del cloro como elemento jugó un papel crucial en el abandono de la teoría del flogisto.
El cloro (símbolo Cl, número atómico 17) es un halógeno del grupo 17 (antiguamente grupo VIIA) de la tabla periódica. Su átomo tiene 17 protones, 17 electrones y generalmente 18 neutrones en su isótopo más abundante (\(\,^{35}\mathrm{Cl}\)). Dos isótopos estables existen: cloro-35 (\(\,^{35}\mathrm{Cl}\)) y cloro-37 (\(\,^{37}\mathrm{Cl}\)).
A temperatura ambiente, el cloro elemental se presenta como un gas diatómico (Cl₂), de color amarillo-verdoso, aproximadamente 2,5 veces más denso que el aire (densidad ≈ 3,214 g/L a 0 °C). Tiene un olor penetrante y sofocante, detectable a concentraciones muy bajas. Punto de fusión del dicloro: 171,6 K (−101,5 °C). Punto de ebullición: 239,11 K (−34,04 °C). El gas cloro es tóxico y corrosivo, irritando gravemente las vías respiratorias y las mucosas. El cloro es uno de los elementos más electronegativos y reactivos de la tabla periódica.
| Isótopo / Notación | Protones (Z) | Neutrones (N) | Masa atómica (u) | Abundancia natural | Vida media / Estabilidad | Decaimiento / Observaciones |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Cloro-35 — \(\,^{35}\mathrm{Cl}\,\) | 17 | 18 | 34.968853 u | ≈ 75,76 % | Estable | Isótopo mayoritario del cloro natural. |
| Cloro-37 — \(\,^{37}\mathrm{Cl}\) | 17 | 20 | 36.965903 u | ≈ 24,24 % | Estable | Segundo isótopo estable; proporción natural significativa. |
| Cloro-36 — \(\,^{36}\mathrm{Cl}\) | 17 | 19 | 35.968307 u | Traza cosmogénica | 301.000 años | Radiactivo β\(^-\) y captura electrónica dando \(\,^{36}\mathrm{Ar}\) y \(\,^{36}\mathrm{S}\). Utilizado para datar aguas subterráneas antiguas. |
| Cloro-38 — \(\,^{38}\mathrm{Cl}\) | 17 | 21 | 37.968010 u | No natural | 37,24 minutos | Radiactivo β\(^-\) desintegrándose en argón-38. Producido en laboratorios. |
| Otros isótopos — \(\,^{28}\mathrm{Cl}\) a \(\,^{51}\mathrm{Cl}\) | 17 | 11 — 34 | — (variables) | No naturales | Milisegundos a segundos | Isótopos muy inestables producidos artificialmente; investigación en física nuclear. |
N.B. :
Capas electrónicas: Cómo se organizan los electrones alrededor del núcleo.
El cloro tiene 17 electrones distribuidos en tres capas electrónicas. Su configuración electrónica completa es: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, o simplificada: [Ne] 3s² 3p⁵. Esta configuración también puede escribirse como: K(2) L(8) M(7).
Capa K (n=1): contiene 2 electrones en el subnivel 1s. Esta capa interna está completa y es muy estable.
Capa L (n=2): contiene 8 electrones distribuidos como 2s² 2p⁶. Esta capa también está completa, formando una configuración de gas noble (neón).
Capa M (n=3): contiene 7 electrones distribuidos como 3s² 3p⁵. Los orbitales 3s están completos, mientras que los orbitales 3p contienen solo 5 de los 6 electrones posibles. Por lo tanto, falta 1 electrón para saturar esta capa externa.
Los 7 electrones en la capa externa (3s² 3p⁵) son los electrones de valencia del cloro. Esta configuración explica sus propiedades químicas:
Al ganar 1 electrón, el cloro forma el ion Cl⁻ (estado de oxidación -1), su estado más estable y común, adoptando así la configuración del argón [Ar].
Al perder o compartir electrones, el cloro puede presentar estados de oxidación positivos: +1, +3, +5 y +7, especialmente en sus compuestos oxigenados (ácidos y oxoácidos).
El estado de oxidación 0 corresponde al dicloro Cl₂, su forma molecular natural, donde dos átomos de cloro comparten un par de electrones.
La configuración electrónica del cloro, con 7 electrones en su capa de valencia, lo clasifica entre los halógenos. Esta estructura le confiere propiedades características: muy alta reactividad química (solo necesita un electrón para alcanzar la estabilidad de un gas noble), fuerte electronegatividad (capacidad para atraer electrones) y poder oxidante potente. El cloro forma fácilmente enlaces iónicos al capturar un electrón para dar el ion cloruro Cl⁻, presente en la sal de mesa (NaCl). También puede formar enlaces covalentes al compartir electrones con otros átomos. Su alta afinidad electrónica y reactividad hacen del cloro un elemento esencial en química, utilizado notablemente para la desinfección del agua, la producción de muchos compuestos orgánicos e inorgánicos, y como agente blanqueador.
El cloro es extremadamente reactivo y nunca se encuentra en estado elemental en la naturaleza. Reacciona directamente con casi todos los elementos, excepto los gases nobles, el nitrógeno y el oxígeno (en condiciones normales). El cloro se combina vigorosamente con los metales para formar cloruros y con el hidrógeno para formar cloruro de hidrógeno (HCl), que disuelto en agua da ácido clorhídrico. Existe en varios estados de oxidación: -I (cloruros, el estado más común), +I (hipocloritos), +III (cloritos), +V (cloratos) y +VII (percloratos). El cloro es un oxidante potente, capaz de arrancar electrones a muchas sustancias. Esta propiedad oxidante se explota para la desinfección y el blanqueo. El dicloro reacciona con el agua para formar una mezcla de ácido clorhídrico y ácido hipocloroso (HOCl), siendo este último responsable del poder desinfectante del cloro.
La cloración del agua potable, introducida a principios del siglo XX, representa uno de los avances más importantes en salud pública. Ha erradicado o reducido significativamente enfermedades transmitidas por el agua como el cólera, la fiebre tifoidea y la disentería en los países desarrollados, salvando probablemente más vidas que cualquier otra intervención en salud pública. El cloro destruye bacterias, virus y protozoos patógenos al oxidar sus membranas celulares y alterar sus procesos metabólicos. Sin embargo, el cloro puede reaccionar con la materia orgánica en el agua para formar subproductos de desinfección (trihalometanos, ácidos haloacéticos), algunos de los cuales son potencialmente cancerígenos en altas dosis. Las normas de tratamiento del agua buscan optimizar el equilibrio entre una desinfección efectiva y la minimización de estos subproductos.
El cloro es el decimonoveno elemento más abundante en la corteza terrestre (alrededor del 0,017% en masa) y se encuentra principalmente como cloruro de sodio (NaCl) en los océanos (alrededor del 1,9% en masa del agua de mar) y en depósitos de sal gema (halita). Otros minerales clorados incluyen la silvita (KCl) y la carnalita (KMgCl₃·6H₂O). El cloro industrial se produce principalmente mediante la electrólisis de soluciones de cloruro de sodio (salmuera) utilizando tres procesos: celdas de diafragma, celdas de mercurio (en desuso por razones ambientales) y celdas de membrana. Esta electrólisis produce simultáneamente gas dicloro, hidrógeno e hidróxido de sodio (sosa cáustica), formando la base de la industria cloroalcalina. La producción mundial de cloro supera los 75 millones de toneladas anuales.
Aunque el cloro tiene aplicaciones beneficiosas esenciales, algunos de sus compuestos orgánicos han causado graves problemas ambientales. Los clorofluorocarbonos (CFC), utilizados como refrigerantes y propelentes de aerosoles, fueron identificados como destructores de la capa de ozono estratosférico, lo que llevó al Protocolo de Montreal (1987), que prohibió gradualmente su producción. Los pesticidas organoclorados persistentes como el DDT, aunque efectivos, se acumulan en las cadenas alimentarias y han sido ampliamente prohibidos. Las dioxinas y furanos clorados, subproductos de ciertos procesos industriales y de la incineración, están entre las sustancias más tóxicas conocidas. La industria química ha desarrollado alternativas menos persistentes y procesos más limpios para minimizar estos impactos ambientales.
El cloro se produce en estrellas masivas durante la nucleosíntesis, principalmente mediante la captura de neutrones y reacciones de fusión. Aunque es relativamente abundante en la Tierra, el cloro es un elemento menor a escala cósmica. Se ha detectado en algunas estrellas evolucionadas, meteoritos y el medio interestelar. El cloro-36 cosmogénico se produce por la interacción de los rayos cósmicos con el argón atmosférico. Las sales de cloruro han sido detectadas en Marte por los rovers, sugiriendo la presencia pasada de agua líquida salada. Los compuestos de cloro también están presentes en las atmósferas de algunos exoplanetas, aunque su significado para la habitabilidad es complejo.
N.B.:
El gas cloro fue utilizado como la primera arma química de la historia moderna durante la Primera Guerra Mundial. El 22 de abril de 1915, el ejército alemán liberó 168 toneladas de gas cloro cerca de Ypres, Bélgica, creando una nube amarillo-verdosa mortal que se desplazó hacia las trincheras aliadas. El gas, más denso que el aire, se acumuló en las trincheras y causó miles de muertes por asfixia y edema pulmonar. Este ataque abrió el camino a la guerra química, que luego utilizaría agentes aún más tóxicos como el fosgeno y el gas mostaza. Hoy en día, el uso de armas químicas está prohibido por la Convención sobre las Armas Químicas (1997), pero este oscuro capítulo recuerda que los elementos químicos pueden servir para el bien o para el mal, según el uso que les dé la humanidad.
