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Monóxido de dicloro

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No debe confundirse con el monóxido de cloro.
 
Monóxido de dicloro

Modelo en 3 dimensiones.
General
Otros nombres Dicloruro de oxígeno, Cloruro de oxígeno, Óxido de dicloro, Óxido de cloro (I), Óxido hipocloroso, Anhídrido hipocloroso.
Fórmula estructural Imagen de la estructura
Fórmula molecular Cl2O
Identificadores
Número CAS 7791-21-1[1]​
ChEBI 30198
ChemSpider 23048
PubChem 24646
UNII 0EQ5I4TK19
InChI=InChI=1S/Cl2O/c1-3-2
Key: RCJVRSBWZCNNQT-UHFFFAOYSA-N
Propiedades físicas
Apariencia gas de color amarillo parduzco.
Masa molar 85,93262 g/mol
Punto de fusión −120,6 °C (152.6 K)
Punto de ebullición 2 °C (275 K)
Propiedades químicas
Solubilidad en agua muy soluble, hidroliza 143 g de Cl2O por cada 100 g de agua.
Solubilidad soluble en CCl4.
Momento dipolar 0.78 ± 0.08 D
Termoquímica
ΔfH0gas +80,3 kJ/mol
S0gas, 1 bar 265,9 J·mol–1·K
Peligrosidad
SGA
NFPA 704

4
3
3
OX
Frases H H290, H314, H400, H411
Frases P P234, P260, P264, P273, P280, P301+330+331, P303+361+353, P304+340, P305+351+338, P310, P311, P321, P363, P390, P391, P405, P406, P501.
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
[editar datos en Wikidata]

El monóxido de dicloro es un compuesto inorgánico de fórmula molecular Cl2O. Fue sintetizado por primera vez en 1834 por Antoine Jérôme Balard,[2]​ que junto con Gay-Lussac determinaron su composición. En las publicaciones más antiguas se le suele denominar monóxido de cloro,[3]​ lo que puede dar lugar a confusión, ya que ese nombre se refiere actualmente al radical ClO•.

A temperatura ambiente, es un gas amarillo parduzco y soluble tanto en agua como en disolventes orgánicos. Desde el punto de vista de la química, pertenece a la familia de los óxidos de cloro y es el anhídrido del ácido hipocloroso. Es un fuerte oxidante y un agente desinfectante.

Preparación

El primer método de síntesis consistía en tratar el óxido de mercurio (II) con gas cloro.[3]​ Sin embargo, resulta caro y muy peligroso debido al riesgo de sufrir una intoxicación por mercurio.

2 Cl2 + HgO → HgCl2 + Cl2O

Un método de producción más seguro y cómodo es la reacción del gas cloro con carbonato de sodio hidratado a una temperatura de 20-30 °C.[3]​

2 Cl2 + 2 Na2CO3 + H2O → Cl2O + 2 NaHCO3 + 2 NaCl

2 Cl2 + 2 NaHCO3 → Cl2O + 2 CO2 + 2 NaCl + H2O

Esta reacción puede llevarse a cabo sin la presencia de agua, pero es necesario calentarla hasta alcanzar los 150-250 °C; como el monóxido de dicloro es inestable a estas temperaturas,[4]​ se debe retirar continuamente para evitar que se descomponga por termólisis.

2 Cl2 + Na2CO3 → Cl2O + CO2 + 2 NaCl

Estructura

La estructura del monóxido de dicloro es similar a la del agua y el ácido hipocloroso, con una molécula que tiene una geometría molecular angular (como consecuencia de la presencia de pares solitarios en el átomo de oxígeno) y una simetría molecular C2V. El ángulo del enlace es un poco mayor de lo normal, seguramente porque existe una repulsión estérica entre los átomos de cloro más pesados.

En estado sólido, se cristaliza en el grupo espacial tetraédrico I41/amd, lo que lo hace isoestructural con respecto al agua a alta presión, el hielo VIII.[5]​

Reacciones

El monóxido de dicloro es muy soluble en agua,[6]​ donde se encuentra en equilibrio con el HOCl. La velocidad de hidrólisis es lo suficientemente lenta como para permitir una extracción de Cl2O empleando disolventes orgánicos como el CCl4,[3]​ aunque la constante de equilibrio acaba favoreciendo la formación del ácido hipocloroso.[7]​

2 HOCl ⇌ Cl2O + H2O K (0 °C) = 3.55x10−3 dm3/molç

Pese a ello, existen indicios de que el monóxido de dicloro puede ser el agente activo durante las reacciones del HOCl con olefinas y compuestos aromáticos,[8]​[9]​ así como en la desinfección del agua potable.[10]​

Con compuestos inorgánicos

El monóxido de dicloro puede reaccionar con haluros metálicos, perdiendo Cl2, para formar oxihaluros poco comunes.[3]​

VOCl3 + Cl2O → VO2Cl + 2 Cl2

TiCl4 + Cl2O → TiOCl2 + 2 Cl2

SbCl5 + 2 Cl2O → SbO2Cl + 4 Cl2

También se han observado reacciones similares con algunos haluros inorgánicos.[11]​[12]​

AsCl3 + 2 Cl2O → AsO2Cl + 3 Cl2

NOCl + Cl2O → NO2Cl + Cl2

Con compuestos orgánicos

El monóxido de dicloro es un agente desinfectante eficaz. Puede utilizarse para la desinfección lateral o anular de sustratos aromáticos inactivos.[13]​ En el caso de los compuestos aromáticos activos, como los fenoles y los ariléteres, reacciona principalmente para dar productos halogenados anulares.[14]​ Se ha propuesto que el monóxido de dicloro puede ser el agente activo en las reacciones del HOCl con olefinas y compuestos aromáticos.[8]​[9]​

Fotoquímica

El monóxido de dicloro se somete a una fotodisociación, formando al final el O2 y el Cl2. Este proceso se basa principalmente en los radicales, por lo que la fotólisis flash demuestra que el hipoclorito radical (ClO·) es un intermediario muy importante.[15]​

2 Cl2O → 2 Cl2 + O2

Propiedades explosivas

El monóxido de dicloro es explosivo, aunque faltan investigaciones más recientes sobre su comportamiento. Las mezclas a temperatura ambiente con oxígeno no podrían hacerse explotar con una chispa eléctrica hasta que no tuvieran al menos un 23,5% de Cl2O,[16]​ un límite inferior de inflamabilidad muy alto. Existen informes contradictorios sobre su explosión al exponerlo a una luz muy intensa.[17]​[18]​ Al parecer, el calentamiento a temperaturas superiores a 120 °C o a una velocidad de calentamiento rápida también provoca explosiones.[3]​ El monóxido de dicloro líquido es sensible a los impactos.[19]​

Referencias

  1. ↑ Número CAS
  2. ↑ Annales de chimie et de physique. 57. 1816. pp. 225-304. ISSN 0365-1444. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  3. ↑ a b c d e f Renard, J. J.; Bolker, H. I. (1 de agosto de 1976). «The chemistry of chlorine monoxide (dichlorine monoxide)». Chemical Reviews (en inglés) 76 (4): 487-508. ISSN 0009-2665. doi:10.1021/cr60302a004. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  4. ↑ Hinshelwood, Cyril Norman; Prichard, Charles Ross (1 de enero de 1923). «CCCXIII.—A homogeneous gas reaction. The thermal decomposition of chlorine monoxide. Part I». Journal of the Chemical Society, Transactions (en inglés) 123 (0): 2730-2738. ISSN 0368-1645. doi:10.1039/CT9232302730. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  5. ↑ «Tieftemperatur-Kristallstruktur von Dichlormonoxid, Cl2O:». Zeitschrift für Kristallographie - Crystalline Materials (en inglés) 213 (4): 237-239. 1 de abril de 1998. ISSN 2196-7105. doi:10.1524/zkri.1998.213.4.237. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  6. ↑ Davis, D. S. (1942-05). «Nomograph for the Solubility of Chlorine Monoxide in Water». Industrial & Engineering Chemistry (en inglés) 34 (5): 624-624. ISSN 0019-7866. doi:10.1021/ie50389a021. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  7. ↑ Aylett, founded by A.F. Holleman ; continued by Egon Wiberg ; translated by Mary Eagleson, William Brewer ; revised by Bernhard J. 1st English ed., [edited] by Nils Wiberg., ed. Inorganic chemistry. San Diego, Calif. : Berlin: Academic Press, W. de Gruyter. p. 442. ISBN 9780123526519. 
  8. ↑ a b Swain, C. Gardner; Crist, DeLanson R. (1972-05). «Mechanisms of chlorination by hypochlorous acid. The last of chlorinium ion, Cl+». Journal of the American Chemical Society (en inglés) 94 (9): 3195-3200. ISSN 0002-7863. doi:10.1021/ja00764a050. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  9. ↑ a b Sivey, John D.; McCullough, Corey E.; Roberts, A. Lynn (1 de mayo de 2010). «Chlorine Monoxide (Cl 2 O) and Molecular Chlorine (Cl 2 ) as Active Chlorinating Agents in Reaction of Dimethenamid with Aqueous Free Chlorine». Environmental Science & Technology (en inglés) 44 (9): 3357-3362. ISSN 0013-936X. doi:10.1021/es9038903. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  10. ↑ Powell, Steven C. (1 de mayo de 2010). «The active species in drinking water chlorination: the case for Cl 2 O». Environmental Science & Technology (en inglés) 44 (9): 3203-3203. ISSN 0013-936X. doi:10.1021/es100800t. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  11. ↑ Dehnicke, Kurt (1964-12). «Über die Oxidchloride PO 2 Cl, AsO 2 Cl und SbO 2 Cl». Chemische Berichte (en inglés) 97 (12): 3358-3362. ISSN 0009-2940. doi:10.1002/cber.19640971215. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  12. ↑ Martin, H. (1966-01). «Kinetic Relationships between Reactions in the Gas Phase and in Solution». Angewandte Chemie International Edition in English (en inglés) 5 (1): 78-84. ISSN 0570-0833. doi:10.1002/anie.196600781. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  13. ↑ Marsh, F. D.; Farnham, W. B.; Sam, D. J.; Smart, B. E. (1982-08). «Dichlorine monoxide: a powerful and selective chlorinating reagent». Journal of the American Chemical Society (en inglés) 104 (17): 4680-4682. ISSN 0002-7863. doi:10.1021/ja00381a032. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  14. ↑ Sivey, John D.; Roberts, A. Lynn (21 de febrero de 2012). «Assessing the Reactivity of Free Chlorine Constituents Cl 2 , Cl 2 O, and HOCl Toward Aromatic Ethers». Environmental Science & Technology (en inglés) 46 (4): 2141-2147. ISSN 0013-936X. doi:10.1021/es203094z. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  15. ↑ «Reactions of halogen oxides studied by flash photolysis II. The flash photolysis of chlorine monoxide and of the ClO free radical». Proceedings of the Royal Society of London. A. Mathematical and Physical Sciences (en inglés) 323 (1554): 401-415. 22 de junio de 1971. ISSN 0080-4630. doi:10.1098/rspa.1971.0112. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  16. ↑ Cady, George H.; Brown, Robert E. (1945-09). «Minimum Explosive Concentration of Chlorine Monoxide Diluted with Oxygen». Journal of the American Chemical Society (en inglés) 67 (9): 1614-1615. ISSN 0002-7863. doi:10.1021/ja01225a501. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  17. ↑ Iredale, T.; Edwards, T. G. (1937-04). «Photoreaction of Chlorine Monoxide and Hydrogen». Journal of the American Chemical Society (en inglés) 59 (4): 761-761. ISSN 0002-7863. doi:10.1021/ja01283a504. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  18. ↑ Wallace, Janet I.; Goodeve, C. F. (1 de enero de 1931). «The heats of dissociation of chlorine monoxide and chlorine dioxide». Transactions of the Faraday Society (en inglés) 27 (0): 648-654. ISSN 0014-7672. doi:10.1039/TF9312700648. Consultado el 4 de abril de 2023. 
  19. ↑ Pilipovich, Donald; Lindahl, C. B.; Schack, Carl J.; Wilson, R. D.; Christe, Karl O. (1972-09). «Chlorine trifluoride oxide. I. Preparation and properties». Inorganic Chemistry (en inglés) 11 (9): 2189-2192. ISSN 0020-1669. doi:10.1021/ic50115a040. Consultado el 4 de abril de 2023. 

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