Cloro
Gas amarillo verdoso, desinfectante potente, usado en tratamiento de aguas y productos de limpieza.
Propiedades rápidas
- Nº atómico
- 17
- Peso atómico
- 35.45
- Grupo
- 17
- Periodo
- 3
- Estado
- gas
- Bloque
- P
- Valencia
- -1
- Tipo
- halógeno
Qué es el cloro
El cloro (Cl) es el elemento número 17 de la tabla periódica, un halógeno que a temperatura ambiente es un gas amarillo-verdoso, tóxico y de olor penetrante. Casi nunca aparece libre en la naturaleza: lo encontramos combinado, sobre todo como cloruro de sodio —la sal común— en el mar y en yacimientos de sal gema. Su utilidad práctica es enorme: con apenas 0,2-1 mg/L potabiliza el agua, y es la materia prima del PVC, de disolventes y de miles de compuestos orgánicos. Es el mismo gas que en 1915 se empleó como arma química en Ypres, lo que da idea de su reactividad.
Para qué sirve el cloro
Tratamiento de agua
El cloro se usa para desinfectar el agua potable, eliminando bacterias y microorganismos patógenos. Su aplicación en piscinas también previene enfermedades transmitidas por el agua.
Industria química
Es fundamental en la producción de cloruro de polivinilo (PVC), un plástico utilizado en tuberías, ventanas y otros materiales de construcción.
Blanqueadores
El cloro es un componente clave en la fabricación de blanqueadores domésticos, utilizados para limpiar y desinfectar superficies en el hogar.
Medicina
Se emplea en la producción de medicamentos como antisépticos y en la síntesis de ciertos fármacos, gracias a su capacidad para eliminar microorganismos.
Producción de papel
El cloro se utiliza en el proceso de blanqueo de papel, mejorando su apariencia y calidad para su uso comercial.
Datos del cloro
- Número atómico (Z)
- 17
- Masa atómica
- 35,45 u
- Punto de fusión
- -101,5 °C
- Punto de ebullición
- -34,04 °C
- Densidad
- 3,2 g/L (gas, 0 °C); 1,562 g/cm³ (líquido a punto de ebullición)
- Electronegatividad (Pauling)
- 3,16
- Radio atómico
- 79 pm
- Energía de 1ª ionización
- 1251,2 kJ/mol
- Afinidad electrónica
- 349 kJ/mol
- Estructura cristalina
- ortorrómbica (sólido a < −101 °C)
- Color / aspecto
- amarillo-verdoso característico (gas y líquido)
- Origen del nombre
- del griego «chloros» (verde amarillento), por su color
- Descubrimiento
- 1774 · Carl Wilhelm Scheele (obtención); identificado como elemento por Humphry Davy en 1810 (Suecia / Inglaterra)
Propiedades del cloro
Propiedades físicas
El cloro es un gas amarillo verdoso con un olor penetrante. Tiene una densidad mayor que el aire, lo que le permite acumularse en zonas bajas. Su punto de ebullición es de -34,04 °C y su punto de fusión es de -101,5 °C. No es buen conductor de electricidad.
Propiedades químicas
El cloro es altamente reactivo, especialmente con metales y no metales como el hidrógeno. Forma compuestos iónicos y covalentes, siendo el cloruro su estado de oxidación más común. Es tóxico y corrosivo, por lo que debe manejarse con precaución.
Configuración electrónica
La configuración electrónica abreviada del cloro es:
[Ne] 3s² 3p⁵
En notación desarrollada completa:
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
El cloro distribuye sus 17 electrones siguiendo las reglas de Aufbau, Hund y el principio de exclusión de Pauli. Los electrones del último nivel energético (los electrones de valencia) son los responsables de las propiedades químicas del elemento.
Estados de oxidación y valencias del cloro
| Estado | Ejemplo(s) | Frecuencia |
|---|---|---|
| −1 | NaCl, HCl, KCl, CaCl₂, AgCl (cloruros) | principal |
| 0 | Cl₂ (cloro molecular) | elemental |
| +1 | HClO (ácido hipocloroso), NaClO (lejía) | común |
| +3 | HClO₂ (ácido cloroso), NaClO₂ | secundario |
| +5 | HClO₃ (ácido clórico), KClO₃ (clorato potásico) | común |
| +7 | HClO₄ (ácido perclórico), KClO₄ (perclorato) | principal en oxoácidos |
Si lo que necesitas es formular, en la página de las valencias del cloro está cada estado de oxidación con su ejemplo resuelto , la nomenclatura de cada uno y de dónde sale a partir de la configuración electrónica.
Historia del cloro
El cloro fue identificado como elemento en 1774 por Carl Wilhelm Scheele, un químico sueco, aunque inicialmente no lo reconoció como un elemento nuevo. Fue Sir Humphry Davy quien, en 1810, confirmó su naturaleza elemental y le dio el nombre de 'cloro', derivado del griego 'chloros', que significa verde pálido, en referencia a su color. Este descubrimiento fue fundamental para el desarrollo de la química moderna y la industria química.
Cómo se obtiene el cloro
Industrialmente, el cloro se obtiene casi exclusivamente por electrólisis de salmuera (NaCl en disolución acuosa), llamada también proceso cloro-álcali: 2 NaCl + 2 H₂O → 2 NaOH + Cl₂ + H₂. Tres tecnologías compiten: celda de mercurio (en retirada por toxicidad), celda de diafragma (asbesto, en declive) y celda de membrana (la moderna y dominante, con membrana de Nafion). La producción mundial es de ~80 Mt/año, una de las mayores de la industria química. Se almacena licuado a presión en cilindros de acero o se usa in situ.
Compuestos habituales
| Fórmula | Nombre | Descripción |
|---|---|---|
| NaCl | Cloruro de sodio | Conocido como sal de mesa, es esencial para la vida y se utiliza ampliamente en la alimentación. |
| HCl | Ácido clorhídrico | Un ácido fuerte utilizado en la industria química y en procesos de limpieza. |
| Cl2O | Óxido de cloro | Utilizado en la producción de agentes blanqueadores y desinfectantes. |
| ClF3 | Trifluoruro de cloro | Un compuesto utilizado en la industria como agente de fluoración y en la fabricación de combustibles para cohetes. |
| CaCl2 | Cloruro de calcio | Se utiliza para deshielo de carreteras y como agente desecante. |
Dónde se encuentra el cloro
El cloro es abundante en la corteza terrestre y se encuentra principalmente en forma de cloruros, como el cloruro de sodio en el agua de mar. También está presente en algunos minerales como la halita. En los seres vivos, el cloro es esencial para mantener el equilibrio de fluidos y el funcionamiento de las células.
Isótopos del cloro
| Isótopo | Masa | Abundancia | Vida media |
|---|---|---|---|
| Cl-35 | 34,96885 u | 75,76 % | estable |
| Cl-37 | 36,96590 u | 24,24 % | estable |
| Cl-36 | 35,96831 u | trazas naturales | 301.000 años |
| Cl-38 | 37,96801 u | — | 37,2 min |
Curiosidades sobre el cloro
-
El cloro fue utilizado como arma química durante la Primera Guerra Mundial, lo que llevó a un desarrollo significativo en la protección química y la ética de la guerra.
-
A pesar de su toxicidad, el cloro es esencial para la vida, ya que forma parte del cloruro de sodio, comúnmente conocido como sal de mesa.
-
El cloro es el segundo halógeno más abundante en la Tierra, después del flúor, y se encuentra principalmente en forma de cloruros en el agua de mar.
El cloro en la tabla periódica
- Tipo: halógeno.
- Grupo: grupo 17 (halógenos).
- Periodo: 3.
- Bloque: P (el último electrón se aloja en un orbital de tipo p).
- Valencia principal: -1.
Compara con el resto de halógenos o con los elementos del periodo 3.
Diferencias entre cloro y bromo
Cloro y bromo son halógenos consecutivos del grupo 17 con química similar. La diferencia más visible es el estado físico: el cloro es gas amarillo-verdoso a temperatura ambiente (p.eb. −34 °C); el bromo es líquido rojo intenso (p.eb. 59 °C). El cloro es más reactivo que el bromo y lo desplaza de los bromuros (Cl₂ + 2 KBr → 2 KCl + Br₂), reacción que se usa industrialmente para obtener bromo. En usos: el cloro tiene importancia masiva (lejía, agua potable, PVC, ~80 Mt/año); el bromo es nicho (retardantes de llama, ~400.000 t/año).
Consulta también la ficha completa del bromo (Br).
Otros elementos del grupo 17 (halógenos)
Otros elementos del periodo 3
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Errores frecuentes en exámenes (EBAU / ESO)
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⚠Confundir Cl atómico con Cl₂ molecular.
El cloro en estado elemental es siempre Cl₂ (gas amarillo-verdoso), no Cl atómico. Su masa molar es 71 g/mol, no 35,5. En reacciones se escribe Cl₂ + H₂ → 2 HCl, nunca Cl + H → HCl.
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⚠Asumir que el cloro solo tiene valencia −1.
El cloro presenta los estados −1, +1, +3, +5 y +7. La −1 es la principal (cloruros, HCl), pero las positivas son fundamentales en oxoácidos: HClO (+1), HClO₂ (+3), HClO₃ (+5) y HClO₄ (+7), todas exigibles en formulación inorgánica de Bachillerato.
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⚠Pensar que la lejía es Cl₂ disuelto en agua.
La lejía doméstica es una disolución acuosa de hipoclorito sódico (NaClO), normalmente al 3-5 %. El cloro gas disuelto en agua sí da ácido hipocloroso (Cl₂ + H₂O ⇌ HCl + HClO), pero la lejía comercial se prepara haciendo pasar Cl₂ por una disolución concentrada de NaOH: Cl₂ + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H₂O.
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⚠Mezclar lejía con amoníaco o salfumán pensando que se «refuerza» la limpieza.
Nunca se debe mezclar lejía con amoníaco o salfumán (HCl). Lejía + amoníaco libera cloraminas tóxicas (NH₂Cl, NHCl₂); lejía + ácido libera Cl₂ gaseoso (NaClO + 2 HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O). Ambas mezclas han causado intoxicaciones graves y muertes en domicilios.