Dióxido de cloro: un poco de historia y química

El dióxido de cloro (CAS 10049-04-4) es un agente oxidante fuerte, bactericida, fungicida, algicida y antiséptico. Se utiliza como agente blanqueador en la industria de la fábrica de pulpa y como desinfectante para el suministro público de agua. Es un sustituto previsto del cloro para muchas aplicaciones porque genera menos subproductos de cloración. El dióxido de cloro puede usarse en formas gaseosas y líquidas, que tienen diferente importancia toxicológica. El gas tiene relevancia como irritante de los ojos, la piel y las vías respiratorias de los humanos y animales. El consumo de agua desinfectada con dióxido de cloro es la ruta de exposición más común para la población en general. No es ambientalmente persistente; se degrada rápidamente en agua a clorito, que es tóxico y más estable. No hay evidencia de inmunotoxicidad, toxicidad para la reproducción o carcinogenicidad del dióxido de cloro y la evidencia a favor de la genotoxicidad es contradictoria.

Figura 1: Dióxido de Cloro


Un poco de historia


Descubierto por primera vez por Sir Humphrey Davy en 1814, el dióxido de cloro no se produjo comercialmente hasta 1940 como agente blanqueador para textiles, pulpa de madera, papel y harina. Se había utilizado para tratar el agua del spa en Ostende en Bélgica a principios de 1900, pero no fue sino hasta la década de 1950 que comenzó a usarse como un sustituto del cloro en las plantas de tratamiento de agua (WTP) debido a que tenía un umbral de sabor mucho más alto que el cloro.


La primera WTP de agua en usar dióxido de cloro como reemplazo completo del cloro fue en 1956 en Bruselas (Bélgica). El cloro también se usa para controlar la concentración de hierro, manganeso, sulfuro de hidrógeno y compuestos fenólicos en agua cruda. El primer uso de dióxido de cloro en una WTP fue para la oxidación de fenol en las Niagara Falls WTP en el estado de Nueva York en 1944. También se descubrió que puede oxidar los sabores y olores en el agua potable causados ​​por clorofenoles y algas, por lo que sus aplicaciones anteriores fueron como un paso previo al tratamiento para eliminar dichos sabores y olores antes del tratamiento completo. Sin embargo, es en Europa, especialmente en Alemania, Francia y Suiza, donde se utilizó más ampliamente, alcanzando un pico entre 1975 y 1980. Las aguas superficiales en Europa en ese momento sufrían una extensa contaminación por fenoles de aguas residuales industriales y derrames, y se optó por dióxido de cloro para oxidar los fenoles y evitar la formación de clorofenoles altamente olorosos durante la desinfección con cloro libre. Otra razón importante para su popularidad en ese momento fue como una alternativa al cloro libre, donde los suministros contenían materia orgánica disuelta que podría resultar en la formación de subproductos clorados, en particular trihalometanos.


El dióxido de cloro también tiene el potencial de producir subproductos de desinfección, especialmente clorato y clorito, por lo que su uso debe restringirse a aguas crudas con bajo contenido de carbono orgánico total (TOC), que minimiza la demanda de oxidantes para que se puedan usar dosis bajas. El dióxido de cloro no reacciona con el amoníaco, reduciendo la dosis de desinfectante requerida en comparación con el cloro libre. Sin embargo, en la década de 1980 surgieron problemas de salud con el ion clorito y el dióxido de cloro, lo que dio lugar a que la Organización Mundial de la Salud (WHO, World Health Organization) estableciera nuevas pautas en 1993, seguidas por la USEPA United States Environmental Protection Agency) que establecía nuevos niveles máximos de contaminantes de 1.0 mg/L para clorito y un nivel máximo de desinfectante residual de 0.8 mg/L para dióxido de cloro.


Figura 2: Anión y oxoaniones de Cloro (estado de oxidación = -1, +1, +3, +5, +7)


Química del dióxido de cloro (desinfectante)


La desinfección con dióxido de cloro se produce por oxidación, reduciéndose a clorito. Esto implica un mecanismo de transferencia de electrones único que lo hace altamente selectivo como oxidante.



El clorito que se forma es menos reactivo y, por lo tanto, la segunda reacción donde gana cuatro electrones para formar cloruro para completar la reacción de desinfección no ocurre tan fácilmente.



Durante la desinfección con dióxido de cloro, los principales productos finales de la reacción son clorito, que constituye entre 50 y 70%, con clorato y cloruro que constituyen el resto.


Otras reacciones que involucran clorato también tienen lugar:





El dióxido de cloro se genera usando clorito de sodio (NaClO2) o clorato de sodio (NaClO3), el primero se usa generalmente en plantas de tratamiento de agua. Mientras que este último se usa principalmente para la generación de dióxido de cloro en la industria de la pulpa y el papel.




Algunos datos relevantes:


El dióxido de cloro es soluble en agua, y es capaz de penetrar membranas celulares e inactivar microorganismos. Su reactividad va depender, como casi todo, del pH. Al contrario del gas cloro que sufre hidrólisis en el agua (pH ≥ 6), el dióxido de cloro no hidroliza, incluso en altas concentraciones, puede permanecer disuelto en agua entre pH 4 – 10. Por otro lado, en bajas concentraciones también es relativamente estable en sistemas cerrados y en la oscuridad.


La inactivación de los microorganismos puede ocurrir a través de: i) Reacciones con la membrana celular, aumentando la permeabilidad y consecuente daño fisiológico. ii) Interferencia en la biosíntesis y en el crecimiento, principalmente por daño a la síntesis de proteínas.

El dióxido de cloro reacciona rápidamente con los aminoácidos cisteína, triptófano y tirosina, PERO NO REACCIONA CON EL ARN DE LOS VIRUS.


¡No consumas dióxido de Cloro!


El dióxido de cloro usado últimamente, en pacientes con el actual coronavirus, es una solución al 28% de clorito de sodio en agua destilada.


Consumir este compuesto es semejante a consumir lejía o el mismo cloro.


Referencias

Gómez-López, V. M. (2012). Chlorine dioxide. Decontamination of fresh and minimally processed produce, 165-175.

Gray, N. F. (2014). Chlorine dioxide. In Microbiology of Waterborne Diseases (pp. 591-598). Academic Press.

Backer, H. D., & Hill, V. (2016). Water Disinfection. The Travel and Tropical Medicine Manual E-Book, 91.

Busch, M. A., & Busch, K. W. (2019). Bleaches and Sterilants.




677 vistas3 comentarios

BICS

CONTÁCTENOS

Redes Sociales

  • Facebook
  • Twitter
  • YouTube
  • Instagram

Facultad de Ciencias

Universidad Nacional de Ingeniería (UNI) - #Puerta 5

Av. Túpac Amaru 210

Rimac 15333

Tel. (511) 381-3868

Fax. (511) 481-0824

Cómo llegar

Formulario de Contacto 

  • Facebook - Black Circle
  • Twitter - Black Circle
  • Black YouTube Icon

Copyright © 2020 Bics Society. Todos los derechos reservados.