Cloruro
| Anión cloruro | |
|---|---|
|
|
Cloruro[1] | |
| Identificadores | |
| Número CAS | 16887-00-6 |
| PubChem | 312 |
| ChemSpider | 306 |
| UNII | Q32ZN48698 |
| KEGG | C00698 |
| ChEBI | CHEBI:17996 |
| ChEMBL | CHEMBL19429 |
| Ligando IUPHAR | 2339 |
| Referencia Beilstein | 3587171 |
| Referencia Gmelin | 14910 |
| Imaxes 3D Jmol | Image 1 |
| |
| |
| Propiedades | |
| Fórmula molecular | Cl |
| Masa molar | 35,45 g mol−1 |
| Termoquímica | |
| Entalpía estándar de formación ΔfH |
−167 kJ·mol−1[2] |
| Entropía molar estándar S |
153,36 J·K−1·mol−1[2] |
| Compostos relacionados | |
| Outros anións | Fluoruro, bromuro, ioduro |
| Se non se indica outra cousa, os datos están tomados en condicións estándar de 25 °C e 100 kPa. | |
Un cloruro é un composto ou molécula que contén ou ben un ión de cloro (Cl−
), que é un átomo de cloro con carga negativa, ou ben un átomo de cloro non cargado enlazado covalentemente ao resto da molécula por un enlace simple (−Cl). Moitos cloruros inorgánicos son sales. Moitos compostos orgánicos son cloruros.
O ión cloro é un anión (ión cargado negativamente) coa carga Cl−. Os sales de cloruro, como o cloruro de sodio, adoitan ser solubles en auga.[3] É un electrólito esencial localizado en todos os fluídos corporais que intervén en manter o equilibrio ácido/base, transmitir o impulso nervioso e regular o fluxo de líquidos que entran e saen das células. Outros exemplos de cloruros iónicos, ademais do cloruro de sodio NaCl, son o cloruro de calcio CaCl
2, o cloruro de potasio KCl, e o cloruro de amonio [NH
4]Cl.
Denomínase tamén cloruro a un átomo de cloro neutro que está unido por enlace covalente simple ao resto da molécula da que forma parte. Por exemplo, o cloruro de metilo CH
3Cl é un composto orgánico cun enlace covalente C−Cl no cal o cloro non é un anión. Outros exemplos de cloruros covalentes son o tetracloruro de carbono CCl
4, o cloruro de sulfurilo SO
2Cl
2 e a monocloramina NH
2Cl.
Propiedades electrónicas
[editar | editar a fonte]Un ión cloruro (diámetro 167 pm) é moito maior que un átomo de cloro (diámeto 99 pm). A forza de retención do átomo de cloro dos orbitais de valencia é máis débil porque o anión cloruro ten un electrón máis do que ten o átomo neutro.[4] O ión é incoloro e diamagnético. En solución acuosa, é altamente soluble na maioría dos casos; porén, algúns sales de cloruro, como o cloruro de prata, cloruro de chumbo(II) e cloruro de mercurio(I) son só lixeiramente solubles en auga.[5] En solución acuosa, o cloruro está enlazado polo extremo prótico das moléculas de auga (os H da auga).
Reaccións dos cloruros
[editar | editar a fonte]O cloruro pode ser oxidado, mais non reducido. A primeira oxidación, como a empregada no proceso clor-álcali, é a conversión a gas cloro. O cloro pode ser oxidado ulteriormente a outros óxidos e oxianións, como o hipoclorito (ClO−, o axente activo da lixivia de cloro), dióxido de cloro (ClO2), clorato (ClO−
3) e perclorato (ClO−
4).
En canto ás súas propiedades ácido-básicas, o cloruro é unha base débil, como indica o valor negativo do pKa do ácido clorhídrico. O cloruro pode ser protonado por ácidos fortes, como o ácido sulfúrico:
- NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl
Os sales de cloruro iónicos reaccionan con outros sales para intercambiar anións. A presenza de ións haluro como o cloruro pode detectarse usando nitrato de prata. Unha solución que contén ións cloruro producirá un precipitado branco de cloruro de prata:[6]
- Cl− + Ag+ → AgCl
A concentración de cloruro nun ensaio pode determinarse usando un cloridómetro, o cal detecta os ións de prata unha vez que todo o cloruro no ensaio precipitou por mor desta reacción.
Os eléctrodos de prata clorada utilízanse habitualmente en electrofisioloxía ex vivo.[7]
Outros oxianións
[editar | editar a fonte]O cloro pode estar nos estados de oxidación −1, +1, +3, +5 ou +7. Coñécense varios óxidos de cloro neutros.
Estado de oxidación do cloro −1 +1 +3 +5 +7 Nome cloruro hipoclorito clorito clorato perclorato Fórmula Cl− ClO− ClO−
2ClO−
3ClO−
4Estrutura 
Distribución na natureza
[editar | editar a fonte]Na natureza os cloruros atópanse principalmente na auga de mar, a cal ten unha concentración de ión cloruro de 19400 mg/L.[8] Menores cantidades en total, aínda que a maiores concentracións, hainas en certos mares interiores ou lagos e en pozos de auga salgada subterránea, como o Gran Lago Salgado de Utah ou o Mar Morto de Palestina.[9] A maioría dos sales de cloruros son solubles en auga, de maneira que os minerais que conteñen cloruros normalmente só se encontran en abundancia nos climas secos ou nas profundidades da codia terrestre, como os depósitos de sal xema. Algúns minerais que conteñen minerais cloruros son a halita (cloruro de sodio NaCl), silvina (cloruro de potasio KCl), bischofita (MgCl2∙6H2O), carnalita (KCl∙MgCl2∙6H2O) e cainita (KCl∙MgSO4∙3H2O). Tamén se atopan en minerais evaporíticos como a clorapatita e a sodalita.
Función biolóxicas
[editar | editar a fonte]Os cloruros teñen unha grande importancia fisiolóxica,[10] xa que interveñen na regulación da presión osmótica, balance electrolítico e a homeostase ácido-básica. Os cloruros están presentes en todos os fluídos corporais,[11] e é o anión extracelular máis abundante extracellular, que determina arredor dun terzo da tonicidade do fluído extracelular.[12][13]
O clururo é un electrólito esencial, que xoga un papel clave no mantemento da homeostase celular e na transmisión de potenciais de acción nas neuronas.[14] Pode fluír polas canles de cloruro (como o receptor GABAA receptor) e é transportado polos transportadores KCC2 e NKCC2.
O cloruro adoita estar (aínda que non sempre) a unha concentración extracelular maior, o que causa que teña un potencial de inversión negativo (de arredor de −61 mV a 37 °C nunha célula de mamífero).[15] Concentracións características do cloruro en organismos modelo: tanto en Escherichia coli coma no lévedo de xemación son de 10–200 mM (dependente do medio), en células de mamífero 5–100 mM e no plasma sanguíneo 100 mM.[16]
A concentración de cloruro no sangue denomínase cloruro sérico, e esta concentración é regulada polos riles. Un ión cloruro é un compoñente estrutural dalgunhas proteínas; por exemplo, está presente no encima amilase. Debido a estas funcións, o cloruro é un dos minerais da dieta esenciais (que nas listas aparece co nome do seu elemento, cloro). Os niveis de cloruro do soro sanguíneo están regulados principalmente polos riles por medio dunha variedade de transportadores que se presentan ao longo do nefrón.[17] A maioría do cloruro, que se filtra nos glomérulos, reabsórbese polos túbulos proximal e distal do nefrón (maiormente polo proximal) tanto por transporte activo coma pasivo.[18]
Corrosión
[editar | editar a fonte]
A presenza de cloruros, como ocore na auga do mar, aumenta significativamente as condicións favorables á corrosión alveolar da maioría dos metais (incluíndo o aceiro inoxidable, aluminio e materiais de alta aliaxe). A corrosión inducida polos cloruros no aceiro do formigón orixina a degradación local da forma de óxido protector no formigón alcalino, de maneira que pode ter lugar un sucesivo ataque corrosivo.[19]
Riscos medioambientais
[editar | editar a fonte]O incremento das concentracións de cloruro pode causar varios efectos ecolóxicos en ambientes acuáticos ou terrestres. Pode contribuír á acidificación de correntes de auga, mobilizar metais do solo radioactivos por intercambio iónico, afectar a mortalidade e reprodución de plantas e animais acuáticos, promover a invasión de organismos de auga salgada en ambientes antes de auga doce, e interferir coa mestura natural en lagos. O cloruro de sodio tamén cambia a composición das especies microbianas a concentracións relativamente baixas. Tamén pode dificultar o proceso de desnitrificación, un proceso microbiano esencial para a eliminación do nitrato e a conservación da calidade da auga, e inhibe a nitrificación e respiración de materia orgánica.[20]
Produción
[editar | editar a fonte]A industria do clor-alcali é un importante consumidor do orzamento enerxético mundial. Este proceso converte as solucións de cloruro de sodio concentradas en cloro e hidróxido de sodio, que se utilizan para facer moitos outros materiais e compostos químicos. O proceso implica dúas reaccións paralelas:
- 2 Cl− → Cl
2 + 2 e− - 2 H
2O + 2 e− → H2 + 2 OH−
Exemplos e usos
[editar | editar a fonte]Un exemplo é o sal de mesa, que é o cloruro de sodio coa fórmula química NaCl. Na auga, disóciase nos ións Na+ e Cl−. Os sales como o cloruro de calcio, o cloruro de magnesio, o cloruro de potasio teñen usos variados que van desde tratamentos médicos á formación do cemento.[3]
O cloruro de calcio (CaCl2) é un sal que se comecializa en forma de gránulos (pellets) para eliminar a humidade de habitacións. Tamén se utiliza para o mantemento de estradas non pavimentadas e para fortalecer as bases dos firmes das estradas para novas construcións. Ademais, o cloruro de calcio utilízase moito para eliminar o xeo, xa que é efectivo baixando o punto de fusión cando se aplica ao xeo.[21]
Exemplos de cloruros enlazados covalentemente son o tricoloruro de fósforo, o pentacloruro de fósforo e o cloruro de tionilo, todos os cales son axentes clorantes reactivos que se utilizaron en laboratorio.
Calidade e procesamento da auga
[editar | editar a fonte]Unha notable aplicación dos cloruros é a desalinización, a cal consiste na eliminación con gran gasto de enerxía de sales de cloruro para obter auga potable. Na industria do petróleo, os cloruros son un constituínte coidadosamente monitorizado do sistema de lodos para a perforación. Un incremento de cloruros no sistema de lodos pode ser unha indicación de que se está perforando nunha formación con auga salgada a alta presión. O seu incremento pode tamén indicar a mala calidade das areas sondadas.[Cómpre referencia]
O cloruro é tamén un indicador químico útil e fiable da contaminación fecal en ríos e augas subteráneas, xa que o cloruro é un soluto non reactivo e é ubicuo en augas residuais e potables. Moitas compañías reguladoras da auga de todo o mundo utilizan o cloruro para comprobar os niveis de contaminación dos ríos e fontes de auga potable.[22]
Alimentos
[editar | editar a fonte]Os sales cloruros, como o cloruro de sodio, utilízanse como nutriente, condimento ou para a conservación da comida.
Notas
[editar | editar a fonte]- ↑ "Chloride ion - PubChem Public Chemical Database". The PubChem Project. USA: National Center for Biotechnology Information.
- ↑ 2,0 2,1 Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. p. A21. ISBN 978-0-618-94690-7.
- ↑ 3,0 3,1 Green, John, and Sadru Damji. "Chapter 3." Chemistry. Camberwell, Vic.: IBID, 2001. Print.
- ↑ "Size of Atoms". chemed.chem.purdue.edu. Consultado o 2022-03-03.
- ↑ Zumdahl, Steven (2013). Chemical Principles (7ª ed.). Cengage Learning. p. 109. ISBN 978-1-285-13370-6.
- ↑ "Testing for halide ions - Group 0 and testing ions - GCSE Chemistry (Single Science) Revision - WJEC". BBC Bitesize (en inglés). Consultado o 2022-03-03.
- ↑ Molleman, Areles (2003). "Patch Clamping: An Introductory Guide to Patch Clamp Electrophysiology". Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-48685-5.
- ↑ "Chloride and Salinity" (PDF). colombia.edu. 8 de setembro de 2011. Consultado o 8 de xaneiro 2023.
- ↑ Greenwood, N. N. (1984). Chemistry of the elements (1ª ed.). Oxford [Oxfordshire]: Pergamon Press. ISBN 9780750628327.
- ↑ Raut, Satish (2024). "Chloride ions in health and disease". Bioscience Reports (en inglés) 44 (5). BSR20240029. PMC 11065649. PMID 38573803
|pmid=incorrecto (Axuda). doi:10.1042/BSR20240029. - ↑ Deane, Norman; Ziff, Morris; Smith, Homer W. (1952). "The distribution of total body chloride in man". Journal of Clinical Investigation (en inglés) 31 (2). p. 201, Table 1. PMC 436401. PMID 14907900. doi:10.1172/JCI102592.
- ↑ Berend, Kenrick; van Hulsteijn, Leonard Hendrik; Gans, Rijk O.B. (abril de 2012). "Chloride: The queen of electrolytes?". European Journal of Internal Medicine 23 (3): 203–211. PMID 22385875. doi:10.1016/j.ejim.2011.11.013.
- ↑ Rein, Joshua L.; Coca, Steven G. (1 de marzo de 2019). ""I don't get no respect": the role of chloride in acute kidney injury". American Journal of Physiology. Renal Physiology 316 (3): F587–F605. ISSN 1931-857X. PMC 6459301. PMID 30539650. doi:10.1152/ajprenal.00130.2018.
- ↑ Jentsch, Thomas J.; Stein, Valentin; Weinreich, Frank; Zdebik, Anselm A. (2002-04-01). "Molecular Structure and Physiological Function of Chloride Channels". Physiological Reviews 82 (2): 503–568. ISSN 0031-9333. PMID 11917096. doi:10.1152/physrev.00029.2001. Arquivado dende o orixinal o 02 de decembro de 2017. Consultado o 07 de outubro de 2024.
- ↑ "Equilibrium potentials". www.d.umn.edu.
- ↑ Milo, Ron; Philips, Rob. "Cell Biology by the Numbers: What are the concentrations of different ions in cells?". book.bionumbers.org. Consultado o 24 de marzo de 2017.
- ↑ Nagami, Glenn T. (1 de xullo de 2016). "Hyperchloremia – Why and how". Nefrología (English Edition) (en inglés) 36 (4): 347–353. ISSN 2013-2514. PMID 27267918. doi:10.1016/j.nefro.2016.04.001.
- ↑ Shrimanker, Isha; Bhattarai, Sandeep (2020). "Electrolytes". StatPearls (StatPearls Publishing). PMID 31082167.
- ↑ Criado, M. (xaneiro de 2015). "13. The corrosion behaviour of reinforced steel embedded in alkali-activated mortar". Handbook of Alkali-Activated Cements, Mortars and Concretes (en inglés). Woodhead Publishing. pp. 333–372. ISBN 978-1-78242-276-1. doi:10.1533/9781782422884.3.333.
- ↑ Kaushal, S. S. (19 de marzo de 2009). "Chloride". Encyclopedia of Inland Waters (en inglés). Academic Press. pp. 23–29. ISBN 978-0-12-370626-3.
- ↑ "Common Salts". hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. Georgia State University.
- ↑ "Chlorides". www.gopetsamerica.com. Arquivado dende o orixinal o 18 de agosto de 2016. Consultado o 14 de abril de 2018.
