| Hipohlorit | |
|---|---|
   | |
| Općenito | |
| Hemijski spoj | Hipohlorit |
| Druga imena | = Hlorat(I) |
| Molekularna formula | ClO– |
| CAS registarski broj | 14380-61-1 |
| SMILES | [O-]Cl |
| InChI | 1S/ClO/c1-2/q-1 |
| Osobine1 | |
| Rizičnost | |
| NFPA 704 |  |
| 1 Gdje god je moguće korištene su SI jedinice. Ako nije drugačije naznačeno, dati podaci vrijede pri standardnim uslovima. | |
Hipohlorit – uhemiji – jeion sahemijskom formulom ClO−. Ona se kombinira s brojnimkationima i formirahipohlorite, koji se također mogu smatratisolimahipohlorne kiseline. Uobičajeni primjeri uključujunatrij-hipoklorit (kućansko bjelilo) ikalcij-hipoklorit (komponenta praška za izbjeljivanje, bazenski „hlor“).Naziv se može odnositi i naestere hipotetiske hipohlorne kiseline, jer suorganski spojevi sa ostatkom ClO–kovalentno vezani za ostatak molekule. Glavni primjer jetert-butil hipoklorit, koji je korisno sredstvo za hloriranje.[1]
Većina hipokloritnih soli su nestabilne u svojim čistim oblicima i normalno se rukuje s njima uvodenim rastvorima. Njihove primarne primjene su kao sredstava za izbjeljivanje,dezinfekciju iobradu vode, ali se također koriste u hemiji za reakcijehloriranja ioksidacija.
Zakiseljavanje hipokloritima stvarahipohlornu kiselinu. Ona stoji u ravnoteži sa plinovitim hlorom, koji može ispariti rastvor. Ravnoteža je podložnaLe Chatelierovom principu; stoga visokipH pokreće reakciju na lijevo trošeći ione H+, promovirajući nesrazmjernost hlora u hloridu i hipokloritu, dok niski pH podstiče reakciju udesno, promovirajući ispuštanje plina hlora.
Hipohlorna kiselina također stoji u ravnoteži sa njenimanhidridom,dihlor-monoksidom.[2]
Hipokloriti su općenito nestabilni i mnogi spojevi postoje samo u otopini.Litij-hipoklorit LiOCl,kalcij-hipoklorit Ca (OCl)2 ibarij-hipoklorit Ba(ClO)2 izolirani su kao čisti bezvodni spojevi. Svi su krute tvari. Još nekoliko njih se može proizvesti kaovodene otopine. Općenito, što je veće razrjeđivanje – veća je i njihova stabilnost. Nije moguće odrediti trendove solizemnoalkalnih metala, jer se mnoge od njih ne mogu formirati. Berilij-hipoklorit nije poznat. Čisti magnezij-hipoklorit se ne može pripremiti; međutim, poznat je čvrsti Mg (OH) OCl.[3] Kalcij-hipoklorit se proizvodi u industrijskim razmjerima i ima dobru stabilnost. Stroncij-hipoklorit, Sr(OCl)2, nije dobro karakteriziran i njegova stabilnost još nije određena.[4]
Hipohloritni ion je nestabilan s obzirom nadisproporcionalnost. Nakon zagrijavanja razgrađuje se u smjesuhlorida,kisika i ostalihhlorata:
Ta reakcija je egzotermna i u slučaju koncentriranih hipoklorita, poput LiOCl i Ca(OCl)2, može dovesti do opasnog otpuštanja toplote i potencijalnih eksplozija.[5][6]
Hipokloritialkalnog metala smanjuju stabilnost na nižu grupu periodne tablice. Bezvodni litij-hipoklorit stabilan je na sobnoj temperaturi; međutim,natrij-hipoklorit nije pripremljen suhlji od pentahidrata (NaOCl·(H2O)5). Ovo je gore nestabilno 0 °C;[7] iako razrijeđenije otopine koje se susreću kao izbjeljivači u domaćinstvu imaju bolju stabilnost. Kalij-hipoklorit (KOCl) poznat je samo u otopini.[3]
Zabilježeno je da su hipokloritilantanida također nestabilni, a da su stabilniji u bezvodnim oblicima nego u prisustvu vode.[8] Hipoklorit se koristio za oksidacijucerija iz +3 u +4oksidacijsko stanje.[9]
Hipoklorna kiselina sama po sebi nije stabilna u izolaciji, jer se raspada, čime nastajehlor.
Hipokloriti reagiraju s amonijakom, prvo dajućimonohloramin (NH2Cl), zatimdihlormin (NHCl2i na krajudušik-trihlorid (NCl3).
Nekoliko hipoklorita može nastati reakcijomdisproporcionalnosti izmeđuhlora i metalnihhidroksida. Reakcija se izvodi pri sobnoj temperaturi, jer će na višim temperaturama doći do daljnje oksidacije, što će dovesti do stvaranjahlorata. Ovaj se postupak naširoko koristi za industrijsku proizvodnjunatrij-hipoklorita (NaClO) ikalcij-hipoklorita (Ca(ClO)2).
Velike količine natrij-hipoklorita također se proizvodeelektrokemijski ili u odvojenom hloralkalijskom postupku. U tom procesu se slana otopina elektrolizira i nastaje Cl2 koji se disocira u vodi kako bi tvorio hipoklorit. Ova se reakcija mora izvoditi u nekiselinskim uvjetima kako bi se spriječilo da plinoviti hlor ishlapi otopinu:
Male količine neobičnijih hipolorita mogu se također stvoriti u postupku zvanomreakcija metateze soli između kalcij-hipoklorita i različitihmetalnihsulfata. Ta se reakcija izvodi u vodi i ovisi o stvaranju netopivogkalcij-sulfata, koji će kaotalog izdvojiti iz otopine, vodeći reakciju do kraja.
Hipokloritni esteri općenito nastaju iz odgovarajućihalkohola, obradom s bilo kojim od niza reagensa (npr.hlor,hipohlorna kiselina,dihlor-monoksid i raznr zakiseljene hipokloritne soli).[1]
Hlorperoksidaze suenzimi koji katalizirajuhloriranje organskih spojeva. Ovaj enzim kombinira anorganske supstratehlorid ivodik-peroksid dajući ekvivalent Cl+, koji zamjenjuje proton u ugljikovodičnom supstratu:
Izvor "Cl+" je hipohlorna kiselina (HOCl).[11] Mnogi organohlorni spojevi subiosintezirani na ovaj način.
Kao odgovor na infekciju, ljudski imunski sistem stvara male količine hipoklorita u posebnimbijelim krvnim ćelijama, zvanimneutrofilni granulociti.[12] Ti granulociti zahvatajuviruse ibakterije u unutarćelijskoj vakuoli, koja se nazivafagosom, gdje se probavljaju.
Dio mehanizma za probavu uključuje enzimski posredovani respiracijski odgovor, koji stvara reaktivne spojeve dobijene kisikom, uključujućisuperoksid (koji proizvodiNADPH-oksidaza). Superoksid se raspada na kisik ivodik-peroksid, koji se koristi umijeloperoksidazom kataliziranoj reakciji za pretvaranjehlorida u hipohlorit.[13][14][15]
Otkriveno je i da niske koncentracije hipohlorita djeluju u interakciji sa proteinom toplotnog udara mikroba, stimulirajući njihovu ulogu kaounutarćelijskog kaperona (baš poput jajeta koje je skuhano), koji će eventualno uginuti.[16] Ista studija otkrila je da niski (mikromolarni) nivo hipoklorita induciraEscherichia coli iVibrio cholerae da aktiviraju zaštitni mehanizam, iako njegove implikacije nisu bile jasne.[16]
Hipoklorit, posebnonatrijski ("tečni bjelilo", "Javolova voda") ikalcijski ("prašak za beljenje") široko se koriste,industrijski iu domaćinstvima za izbjeljivanje odjeće, posvjetljivanje boje kose i uklanjanjeboja. Oni su bili prvi komercijalni proizvodi za izbjeljivanje, razvijeni ubrzo nakon što je ta svojstva 1785. otkrio francuski hemičarClaude Berthollet.
Hipohloriti se takođe široko korista kaodezinfekcijska sredstva idezoderizatori. Aplikacija je započela ubrzo nakon što jefrancuski apotekarLabarraque otkrio ta svojstva, oko 1820. godine (još prijePasteura formulirao svoju germ (klicnu) teoriju klica bolesti ).
Hipoklorit je najjače oksidacijsko sredstvo hlor-oksijanona. To se može vidjeti usporedbom standardnih potencijala selijepola ćelije; podaci takođe pokazuju da su hlorni oksianioni jači oksidanti u kiselim uslovima.
| Ion | Kiselinska reakcija | E° (V) | Neutrala/bazna reakcija | E° (V) |
|---|---|---|---|---|
| Hipohlorit | H+ + HOCl + e− → 1/2 Cl2(g) + H2O | 1,63 | ClO− + H2O + 2 e− → Cl− + 2OH− | 0,89 |
| Hlorit | 3 H+ + HOClO + 3 e− → 1/2 Cl2(g) + 2 H2O | 1n64 | ClO2−+ 2 H2O + 4 e− → Cl− + 4 OH− | 0.78 |
| Hlorat | 6 H+ + ClO3− + 5 e− → 1/2 Cl2(g) + 3 H2O | 1,47 | ClO3− + 3 H2O + 6 e− → Cl− + 6 OH− | 0,63 |
| Perhlorat | 8 H+ + ClO4− + 7 e− → 1/2 Cl2(g) + 4 H2O | 1.42 | ClO4−+ 4 H2O + 8 e− → Cl− + 8 OH− | 0,56 |
Hipoklorit je dovoljno jak oksidans da pretvara Mn (III) u Mn (V) tokom reakcijeJacobsenova epoksidacija i pretvarajući ga iz Ce3+ u Ce4+[9]This oxidising power is what makes them effective bleaching agents and disinfectants.
Uorganskoj hemiji hipokloriti mogu se koristiti za oksidacijuprimarnog alkohola s ukarboksilne kiseline.[17]
Hipokloritne soli mogu također služiti kaohlorirajući agensi. Naprimjer, oni pretvarajufenole u hlorofenole.Kalcij-hipoklorit pretvarapiperidin uN -hloropiperidin.
Hlor može biti jezgrooksoaniona soksidacijskim stanjima od -1, +1, +3, +5 ili +7. (Element također može pretpostaviti da je oksidacijsko stanje +4 vidljivo u neutralnom spojuhlor-dioksid, ClO2).
| Oksidacijsko stanje hlora | −1 | +1 | +3 | +5 | +7 |
|---|---|---|---|---|---|
| Ime | Hlorid | Hipohlorit | Hlorit | Hlorat | Perhlorat |
| Formula | Cl− | ClO− | ClO2− | ClO3− | ClO4− |
| Struktura |  | |  |  |  |