Cuando hablamos del cloro, lo primero que viene a nuestra mente es algún blanqueador de ropa o desinfectante, un bactericida para la piscina, o bien, un componente de la sal de mesa.

Sin embargo, su tan poco afamada participación en la vida, abre un nicho en la divulgación de este elemento y su participación a nivel biológico. Pero antes me permitiré algunas líneas para exponer de manera general sus orígenes, propiedades y usos convencionales.

A pesar de ser consciente de su toxicidad, el descubridor sueco no pudo apreciar los peligros del gas cloro, muriendo joven después de sucumbir a sus vapores.

Aunque el ácido clorhídrico (HCl) era conocido por los alquimistas desde la Edad Media, fue hasta 1774 que Carl Wilhelm Scheele (Uppsala, Suecia), tras combinar y calentar ácido clorhídrico con el mineral pirolusita (MnO2), logró producir por primera vez el elemento gaseoso de cloro (Cl2). Era un gas denso de color amarillo verdoso que, según registró, tenía un olor a ahogo y se disolvió en agua para dar una solución ácida. Notó que decoloraba el papel de tornasol y también las hojas y las flores. A pesar de ser consciente de su toxicidad, el científico sueco no pudo apreciar los peligros del gas cloro, muriendo joven después de sucumbir a sus vapores. Y aunque Scheele pensó todo el tiempo que el gas producido en su experimento contenía oxígeno, en 1807 Sir Humphry Davy lo investigó y finalmente concluyó que no sólo era una sustancia simple, sino que era realmente un elemento. Anunció esto en 1810 y, sin embargo, a los químicos les llevó otros diez años aceptar que el cloro era realmente un elemento.

La palabra cloro proviene del griego khloros, que significa amarillo verdoso, haciendo honor a su apariencia como gas a temperatura ambiente. Es un elemento con número atómico 17, perteneciente al periodo 3 y grupo VIIA (halógenos) de la Tabla Periódica, y que por tanto, con dichas coordenadas adquiere la configuración electrónica [Ne] 3s23p5. Tiene un peso atómico de 35.4527 u, y un punto de fusión de 171.65 K (-101.5°C) y ebullición de 239.11 K (-34.04°C). Este elemento posee una variedad de estados de oxidación (-1, +1, +5, +7), siendo -1 el más común, excepto al interaccionar con oxígeno o flúor. Por esta razón, así como el resto de los halógenos (valencia común -1), y por su alta electronegatividad (3.0 en la escala de Pauling), se puede combinar directamente bajo ciertas condiciones con casi todos los demás elementos metales y no metales formando haluros (cloruros), y completar así los 8 electrones en la capa de valencia. En los cloruros de tipo orgánico: el cloro se puede asociar con elementos de baja electronegatividad de los primeros dos grupos de la Tabla Periódica (alcalinos y alcalinoterreos) para formar cloruro de sodio (NaCl), de potasio (KCl), de calcio (CaCl2). Incluso puede formar ácidos como el cloruro de hidrógeno (HCl). En algunas ocasiones, el enlace con el metal puede tener cierto carácter covalente, formando por ejemplo cloruro de mercurio II (HgCl2), y cloruro de hierro III (FeCl3). Y por otro lado, en los cloruros de tipo inorgánico, podemos encontrar por ejemplo el cloroformo (CHCl3), y tetracloruro de carbono (CCl4). Existen 16 isótopos conocidos con masas atómicas que van desde 31 hasta 46 u. Cl35 y Cl37 son los dos isótopos más estables donde Cl35 es la forma más abundante (75.8%).

Como se combina directamente con casi todos los elementos, el cloro nunca se encuentra libre en la naturaleza. Por ejemplo, se encuentra principalmente como mineral sedimentado debido a la evaporación de aguas saladas; comúnmente como halita (NaCl), carnallita (KMgCl3 • 6H2O) y silvita (KCl). Su abundancia en la corteza terrestre es alrededor de 1.45×102 mg/Kg, y en los océanos de 1.94×104 mg/L. Hoy en día, la mayor parte del cloro (Cl2) se produce a través de la electrólisis del cloruro de sodio acuoso (NaCl). 

En el pasado, el cloro se usaba comúnmente para hacer cloroformo, un anestésico.

En el pasado, el cloro se usaba comúnmente para hacer cloroformo (un anestésico) y tetracloruro de carbono (un solvente de limpieza en seco). Sin embargo, estos dos productos químicos ahora están estrictamente controlados ya que pueden causar daño hepático. El gas cloro es en sí mismo muy venenoso y se usó como arma química durante la Primera Guerra Mundial, pues en su forma líquida produce fuertes quemaduras en la piel, y en forma gaseosa irrita las membranas mucosas. Irónicamente, mientras las heridas infectadas de los heridos de la guerra se limpiaban con la solución diluida de hipoclorito, los gases tóxicos del gas de cloro se lanzaban en los campos de batalla. Concentraciones tan bajas como 3.5 partes por millón pueden ser detectadas por el olfato, mientras que concentraciones de 1000 partes por millón pueden ser fatales después de algunas respiraciones profundas. Hoy en día, el cloro es usado en diversos ámbitos de la vida cotidiana. Además del conocido cloruro de sodio o sal de mesa, usado para condimentar los alimentos, y el hipoclorito de sodio (NaClO) para desinfectar el agua potable y las piscinas, este elemento es empleado en muchos procesos industriales; producción de papel, de plásticos, tintes, textiles, medicamentos, antisépticos, anticongelantes, refrigerantes, desinfectantes, insecticidas, solventes, limpiadores industriales, pinturas, entre otros.

El ion cloruro es esencial para la vida. Es el principal anión en el plasma sanguíneo y el fluido intersticial celular, donde ayuda en el mantenimiento de la presión osmótica y el equilibrio electrolítico, pues es esencial para mantener el equilibrio ácido/base de los fluidos corporales. Se encuentra principalmente en el líquido cefalorraquídeo, en las secreciones gastrointestinales y también está presente en pequeñas cantidades dentro de los huesos. Este ion constituye aproximadamente el 0.15% del peso corporal humano. El cloruro no tiene toxicidad conocida, ya que su exceso se excreta del cuerpo a través de la orina, el sudor, el vómito y la diarrea. El uso de diuréticos, ingesta muy abundante de agua, así como una diarrea o vómitos excesivos, pueden agotar el cuerpo de los iones de cloruro, lo que produce una alcalosis metabólica, afección que provoca aumento del pH sanguíneo, función muscular alterada, dificultad para respirar y tragar y, en ocasiones, la muerte.

Los neutrófilos, los glóbulos blancos más abundantes en la circulación de los humanos, son la principal fuente de ácido hipocloroso en nuestros cuerpos.

 

El ácido hipocloroso, mejor conocido en el mercado como “blanqueador” o “desinfectante”, debe verse como un arma de doble filo en biología. Su extrema toxicidad para prácticamente todas las bacterias es una bendición para la defensa del huésped, pero su fácil reactividad con innumerables moléculas biológicas lo convierte en un peligroso oxidante durante la inflamación. El ácido hipocloroso es producido por los leucocitos o glóbulos blancos y mata a todos los tipos de bacterias. En la dosis correcta, también es letal para nuestras propias células. Por ejemplo, los neutrófilos, los glóbulos blancos más abundantes en la circulación de los humanos, son la principal fuente de ácido hipocloroso. Cuando se estimulan, se someten a un estallido de respiración en el que la enzima NADH-oxidasa se reduce al radical superóxido (NAD+) a través de la membrana plasmática. Los neutrófilos contienen abundantes reservas de la enzima mieloperoxidasa, la cual utiliza el superóxido y peróxido de hidrógeno para convertir el cloruro precisamente en ácido hipocloroso. Cuando un neutrófilo ingiere una bacteria, se produce ácido hipocloroso dentro de la vacuola fagocítica que la encierra, y por lo tanto la mata. En enfermedades inflamatorias como la artritis reumatoide, los neutrófilos son activados por complejos inmunes en el tejido del huésped, donde sufren una fagocitosis frustrada y dirigen el ácido hipocloroso contra el tejido de forma incontrolable o excesiva. Los estímulos solubles causan la liberación de mieloperoxidasa y peróxido de hidrógeno al ambiente extracelular donde el ácido hipocloroso reaccionará con una variedad de agentes biológicos, produciendo estrés oxidativo y en consecuencia inflamación. La regulación del cloruro (Cl) en las células requiere de una coordinación muy precisa en la que ciertas proteínas transmembranales (canales iónicos) excretan este ion para reducir la concentración intracelular. Estas proteínas pueden actuar como cotransportadores o intercambiadores en donde el Cl puede excretarse acompañado un catión (e.g. K+) a favor o en contra del gradiente electroquímico, respectivamente. Tales son el caso de canal KCC2, mediador crítico en la inhibición de la sinapsis, responsable de excretar Cly contrarrestar los efectos de la sobrecarga de Cl producida por la activación de otros canales como GABAA y activados por Glicina. Otro gran ejemplo es el caso de la proteína CFTR, acrónimo de Cystic fibrosis transmembrane conductance regulator (regulador de la conductancia transmembrana de la fibrosis quística) la cual es un importante transportador de Cl que se encuentra en las membranas celulares de los tejidos animales que producen moco, sudor, saliva, lágrimas y enzimas digestivas. El transporte de iones de cloruro ayuda a controlar el movimiento del agua en los tejidos, lo cual es necesario para la producción de moco delgado y que fluye libremente. Esto permite que el moco pueda lubricar y proteger el revestimiento de las vías respiratorias, el sistema digestivo, el sistema reproductor y otros órganos y tejidos. Una de las mutaciones más comunes sobre esta proteína, deleción del aminoácido fenilalanina en la posición 508, origina una enfermedad  poco conocida pero muy letal; la “fibrosis quística”. De hecho, un primer diagnóstico para esta enfermedad en niños pequeños esta basado en determinar la presencia de cloruro de sodio en el sudor por encima de los 60 mmoles/L.

Estas evidencias demuestran, en primera instancia, el papel que juega el ión cloruro en la biología, pues forma parte vital del fluido electrolítico acuoso (Na+, K+, Ca2+, Mg2+, entre otros), que en conjunto con lípidos, proteínas, hormonas, azúcares, demás moléculas y condiciones termodinámicas muy precisas, han permitido el desarrollo de la vida tal y como la conocemos hoy en día. C2

 

Bibliografía
  • W. M. Haynes, ed., CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, 95th Edition, Internet Version 2015, accessed December 2014.Tables of Physical & Chemical Constants, Kaye & Laby Online, 16th edition, 1995. Version 1.0 (2005), accessed December 2014.
  • J. S. Coursey, D. J. Schwab, J. J. Tsai, and R. A. Dragoset, Atomic Weights and Isotopic Compositions (version 4.1), 2015, National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg, MD, accessed November 2016.
    T. L. Cottrell, The Strengths of Chemical Bonds, Butterworth, London, 1954.
  • Los Alamos National Laboratory (2001), Crescent Chemical Company (2001), Lange’s Handbook of Chemistry (1952), CRC Handbook of Chemistry & Physics (18th Ed.)
  • A.J. Kettle, et al. Measuring chlorine bleach in biology and medicine, Biochim. Biophys. Acta. 1840 (2), 781-793 (2014).
  • Steven M. Rowe MD, MSPH, … Eric J. Sorscher MD, in Murray and Nadel’s Textbook of Respiratory Medicine (Sixth Edition), 2016
  • Steven A. Prescott, in Progress in Molecular Biology and Translational Science, 2015

 

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Sobre el autor

Cinvestav Monterrey

Obtuvo su doctorado en el Cinvestav-Monterrey (2015). Posteriormente realizó una estancia posdoctoral (2016-2017) en el Health Science Center de la Universidad de Tennessee. Actualmente es profesor asistente en el Tecnológico de Monterrey, ITESM. Sus líneas de investigación son en bioquímica de lípidos y proteínas.

POR:

Obtuvo su doctorado en el Cinvestav-Monterrey (2015). Posteriormente realizó una estancia posdoctoral (2016-2017) en el Health Science Center de la Universidad de Tennessee. Actualmente es...

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