Из Википедии, бесплатной энциклопедии
Перейти к навигации Перейти к поиску
Для нейтрального химического соединения см моноксид хлора .
Гипохлорит
Гипохлорит-ион 2D
Структура Льюиса для гипохлорит-аниона
Гипохлорит-ион 3D
Имена
Название ИЮПАК
Гипохлорит
Систематическое название ИЮПАК
хлорат (I)
Идентификаторы
3D модель ( JSmol )
ЧЭБИ
ChemSpider
ECHA InfoCard100.235.795 Отредактируйте это в Викиданных
682
UNII
Номер ООН3212
  • InChI = 1S / ClO / c1-2 / q-1 проверитьY
    Ключ: WQYVRQLZKVEZGA-UHFFFAOYSA-N проверитьY
  • InChI = 1 / ClO / c1-2 / q-1
    Ключ: WQYVRQLZKVEZGA-UHFFFAOYAZ
  • [O-] Cl
Характеристики
Конъюгированная кислотаХлорноватистая кислота
Если не указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа).
проверитьY проверить  ( что есть   ?)проверитьY☒N
Ссылки на инфобоксы

В химии , гипохлорит представляет собой анион с химической формулой ClO - . Он сочетает в себе с рядом катионов с образования гипохлоритов , которые также могут рассматриваться в качестве солей из хлорноватистой кислоты . Обычные примеры включают гипохлорит натрия (бытовой отбеливатель ) и гипохлорит кальция (компонент отбеливающего порошка, «хлорка» для бассейнов). [1]

Название может также относиться к сложным эфирам гипотетической хлорноватистой кислоты, а именно к органическим соединениям с группой ClO–, ковалентно связанной с остальной частью молекулы. Основным примером является трет-бутилгипохлорит , который является полезным хлорирующим агентом. [2]

Большинство солей гипохлорита нестабильны в чистом виде, и с ними обычно обращаются как с водными растворами . Их основные области применения - отбеливающие, дезинфицирующие и водоочистные средства, но они также используются в химии для реакций хлорирования и окисления .

Реакции [ править ]

Кислотная реакция [ править ]

При подкислении гипохлоритов образуется хлорноватистая кислота . Он находится в равновесии с газообразным хлором, который может пузыриться из раствора. Равновесие подчиняется принципу Ле Шателье ; таким образом, высокий pH заставляет реакцию двигаться влево за счет потребления H+
 ионы, способствуя диспропорционированию хлора на хлорид и гипохлорит, тогда как низкий pH направляет реакцию вправо, способствуя выделению газообразного хлора.

2  ч+
+ ClO-
+ Cl-
⇌ Cl
2+ H
2О

Хлорноватистая кислота также находится в равновесии со своим ангидридом ; монооксид дихлора . [3]

2 HOCl ⇌ Cl 2 O + H 2 O K (при 0 ° C) =      3.55 × 10 −3  дм 3  моль −1

Стабильность [ править ]

Гипохлориты обычно нестабильны, и многие соединения существуют только в растворе. Гипохлорит лития LiOCl, гипохлорит кальция Ca (OCl) 2 и гипохлорит бария Ba (ClO) 2 были выделены в виде чистых безводных соединений. Все твердые. Еще несколько могут быть произведены в виде водных растворов . Как правило, чем больше разведение, тем выше их стабильность. Невозможно определить тенденции для солей щелочноземельных металлов , поскольку многие из них не могут образоваться. Гипохлорит бериллия - это нечто неслыханное. Невозможно приготовить чистый гипохлорит магния; однако известен твердый Mg (OH) OCl. [4] Гипохлорит кальция производится в промышленных масштабах и имеет хорошую стабильность. Гипохлорит стронция, Sr (OCl) 2 , недостаточно хорошо охарактеризован, и его стабильность еще не определена. [5]

Гипохлорит-ион нестабилен по отношению к диспропорционированию . При нагревании он разлагается до смеси хлорида , кислорода и других хлоратов :

2  ClO-
→ 2  Cl-
+ O
2
3  ClO-
→ 2  Cl-
+ ClO-
3

Эта реакция является экзотермической и в случае концентрированных гипохлоритов, таких как LiOCl и Ca (OCl) 2 , может привести к опасному тепловому выходу из строя и потенциально взрывам. [6] [7]

В щелочных металлов гипохлориты снижение стабильности вниз по группе . Безводный гипохлорит лития устойчив при комнатной температуре; однако гипохлорит натрия не был приготовлен более сухим, чем пентагидрат (NaOCl · (H 2 O) 5 ). Это нестабильно выше 0 ° C; [8] хотя более разбавленные растворы, используемые в качестве бытовых отбеливателей, обладают большей стабильностью. Гипохлорит калия (KOCl) известен только в растворе. [4]

Гипохлориты лантаноидов также нестабильны; однако сообщалось, что они более стабильны в безводных формах, чем в присутствии воды. [9] Гипохлорит использовался для окисления церия от +3 до +4 степени окисления . [10]

Сама по себе хлорноватистая кислота нестабильна изолированно, поскольку она разлагается с образованием хлора .

Реакции с аммиаком [ править ]

Гипохлориты реагируют с аммиаком, сначала давая монохлорамин ( NH
2Cl ), а затем dichloramine ( NHCl
2), и, наконец, трихлорид азота ( NCl
3). [1]

NH
3+ ClO-
→ HO-
+ NH
2Cl
NH
2Cl + ClO-
→ HO-
+ NHCl
2
NHCl
2+ ClO-
→ HO-
+ NCl
3

Подготовка [ править ]

Соли гипохлорита [ править ]

Некоторые гипохлориты могут быть образованы реакцией диспропорционирования между хлором и гидроксидами металлов . Реакция проводится при температуре, близкой к комнатной, поскольку дальнейшее окисление будет происходить при более высоких температурах, что приведет к образованию хлоратов . Этот процесс широко используется для промышленного производства гипохлорита натрия (NaClO) и гипохлорита кальция (Ca (ClO) 2 ).

Cl 2 + 2  NaOH → NaCl + NaClO + H 2 O
2 Cl 2 + 2  Ca (OH) 2 → CaCl 2 + Ca (ClO) 2 + 2 H 2 O

Большие количества гипохлорита натрия также производятся электрохимическим способом с помощью процесса без отделения хлористо - щелочного металла . В этом процессе рассол подвергается электролизу с образованием Cl
2который диссоциирует в воде с образованием гипохлорита. Эта реакция должна проводиться в некислотных условиях, чтобы предотвратить выделение газообразного хлора из раствора:

2  Cl-
→ Cl
2+ 2  е -
Cl
2+ H
2О ⇌ HClO + Cl-
+ H+

Небольшие количества более необычных гипохлоритов могут также образовываться в результате реакции метатезиса солей между гипохлоритом кальция и различными сульфатами металлов . Эта реакция проводится в воде и зависит от образования нерастворимого сульфата кальция , который выпадает в осадок из раствора, доводя реакцию до завершения.

Ca (ClO) 2 + MSO 4 → M (ClO) 2 + CaSO 4

Органические гипохлориты [ править ]

трет- бутилгипохлорит - редкий пример стабильного органического гипохлорита. [11]

Сложные эфиры гипохлорита обычно образуются из соответствующих спиртов обработкой любым из ряда реагентов (например, хлором , хлорноватистой кислотой , монооксидом дихлора и различными подкисленными солями гипохлорита). [2]

Биохимия [ править ]

Биосинтез хлорорганических соединений [ править ]

Хлоропероксидазы - это ферменты , катализирующие хлорирование органических соединений. Этот фермент объединяет неорганические субстраты хлорид и перекись водорода с образованием эквивалента Cl + , который заменяет протон в углеводородном субстрате:

RH + Cl - + H 2 O 2 + H + → R-Cl + 2 H 2 O

Источник «Cl + » - хлорноватистая кислота (HOCl). [12] Таким образом биосинтезируются многие хлорорганические соединения .

Иммунный ответ [ править ]

В ответ на инфекцию иммунная система человека вырабатывает незначительное количество гипохлорита в особых лейкоцитах , называемых нейтрофильными гранулоцитами . [13] Эти гранулоциты поглощают вирусы и бактерии во внутриклеточной вакуоли, называемой фагосомой , где они перевариваются.

Частью механизма пищеварения является опосредованный ферментами респираторный взрыв , в результате которого образуются реактивные соединения, производные от кислорода, включая супероксид (который вырабатывается НАДФН-оксидазой ). Супероксид распадается на кислород и перекись водорода , которая используется в реакции, катализируемой миелопероксидазой, для преобразования хлорида в гипохлорит. [14] [15] [16]

Также было обнаружено, что низкие концентрации гипохлорита взаимодействуют с белками теплового шока микробов , стимулируя их роль в качестве внутриклеточного шаперона и заставляя бактерии формироваться в комки (как в вареном яйце), которые в конечном итоге погибнут. [17] В том же исследовании было обнаружено, что низкие (микромолярные) уровни гипохлорита побуждают E. coli и Vibrio cholerae активировать защитный механизм, хотя его последствия не ясны. [17]

В некоторых случаях щелочная кислотность гипохлорита нарушает липидную мембрану бактерии , реакция подобна лопанию воздушного шара. [ необходима цитата ]

Промышленное и бытовое использование [ править ]

Гипохлориты, особенно натрия («жидкий отбеливатель», «жавелевская вода») и кальция («отбеливающий порошок»), широко используются в промышленности и внутри страны для отбеливания одежды, осветления цвета волос и удаления пятен . Они были первыми коммерческими отбеливающими продуктами, разработанными вскоре после того, как это свойство было обнаружено в 1785 году французским химиком Клодом Бертолле .

Гипохлориты также широко используются в качестве дезинфицирующих и дезодорирующих средств широкого спектра действия . Это приложение началось вскоре после того, как французский химик Лабаррак обнаружил эти свойства, примерно в 1820 году (еще до того, как Пастер сформулировал свою микробную теорию болезни).

Лаборатория использует [ править ]

В качестве окислителей [ править ]

Гипохлорит - сильнейший окислитель оксианионов хлора. Это можно увидеть, сравнивая стандартные половины клеточных потенциалов по всей серии; данные также показывают, что оксианионы хлора являются более сильными окислителями в кислых условиях. [18]

ИонКислая реакцияE ° (В)Нейтральная / основная реакцияE ° (В)
ГипохлоритН + + HOCl + е - → 1 / 2  Cl 2 ( г ) + Н 2 О1,63ClO - + H 2 O + 2 e - → Cl - + 2OH -0,89
Хлорит3 Н + + HOClO + 3 е - → 1 / 2  Cl 2 ( г ) + 2 Н 2 О1,64ClO-
2+ 2 H 2 O + 4 e - → Cl - + 4 OH -		0,78
Хлорат6 H + + ClO-
3+ 5 е - → 1 / 2  Cl 2 ( г ) + 3 Н 2 О		1,47ClO-
3+ 3 H 2 O + 6 e - → Cl - + 6 OH -		0,63
Перхлорат8 H + + ClO-
4+ 7 е - → 1 / 2  Cl 2 ( г ) + 4 Н 2 О		1,42ClO-
4+ 4 H 2 O + 8 e - → Cl - + 8 OH -		0,56

Гипохлорит является достаточно сильным окислителем для превращения Mn (III) в Mn (V) во время реакции эпоксидирования Якобсена и для превращения Ce3+
в Ce4+
. [10] Эта окислительная способность делает их эффективными отбеливающими и дезинфицирующими средствами.

В органической химии гипохлориты могут использоваться для окисления первичных спиртов до карбоновых кислот . [19]

В качестве хлорирующих агентов [ править ]

Соли гипохлорита также могут служить хлорирующими агентами . Например, они превращают фенолы в хлорфенолы. Гипохлорит кальция превращает пиперидин в N- хлорпиперидин .

Связанные оксианионы [ править ]

Хлор может быть ядром оксоанионов со степенями окисления -1, +1, +3, +5 или +7. (Элемент также может предполагать степень окисления +4, наблюдаемую в нейтральном соединении диоксид хлора ClO 2 ).

Степень окисления хлора−1+1+3+5+7
Имяхлористыйгипохлоритхлоритхлоратперхлорат
ФормулаCl -ClO -ClO-
2		ClO-
3		ClO-
4
Структура

См. Также [ править ]

  • Оксид хлора

Ссылки [ править ]

  1. ^ a b Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн . ISBN 978-0-08-037941-8.
  2. ^ а б Минц, MJ; К. Уоллинг (1969). «трет-Бутиловый гипохлорит» . Органический синтез . 49 : 9. дои : 10,15227 / orgsyn.049.0009 .
  3. ^ Неорганическая химия , Эгон Виберг, Нильс Виберг, Арнольд Фредерик Холлеман, «Хлорноватистая кислота», стр. 442, раздел 4.3.1
  4. ^ a b Aylett, основанная А. Ф. Холлеманом; продолжение Эгона Виберга; перевод Мэри Иглсон, Уильям Брюэр; пересмотрено Бернхардом Дж. (2001). Неорганическая химия (1-е английское изд., [Под редакцией] Нильса Виберга. Ред.). Сан-Диего, Калифорния: Берлин: Academic Press, W. de Gruyter. п. 444. ISBN 978-0123526519.
  5. ^ Ропп, Ричард (2012). Энциклопедия щелочноземельных соединений . Newnes. п. 76. ISBN 978-0444595539.
  6. ↑ Ропп, Ричард К. (31 декабря 2012). Энциклопедия щелочноземельных соединений . Оксфорд: Elsevier Science. п. 75. ISBN 978-0444595539.
  7. ^ Clancey, VJ (1975). «Пожарная опасность гипохлорита кальция». Журнал опасных материалов . 1 (1): 83–94. DOI : 10.1016 / 0304-3894 (75) 85015-1 .
  8. ^ Брауэр, Г. (1963). Справочник по препаративной неорганической химии; Vol. 1 (2-е изд.). Академическая пресса. п. 309.
  9. Перейти ↑ Vickery, RC (1 апреля 1950 г.). «Некоторые реакции церия и других редкоземельных элементов с хлором и гипохлоритом». Журнал Общества химической промышленности . 69 (4): 122–125. DOI : 10.1002 / jctb.5000690411 .
  10. ^ а б В. Р. Шастри; и другие. (2003). Современные аспекты редких земель и их комплексов (1-е изд.). Берлингтон: Эльзевир. п. 38. ISBN 978-0080536682.
  11. ^ Симпкинс, Найджел С .; Ча, Джин К. (2006). «трет-Бутилгипохлорит». Энциклопедия реагентов для органического синтеза . DOI : 10.1002 / 047084289X.rb388.pub2 . ISBN 0471936235.
  12. ^ Hofrichter, M .; Ullrich, R .; Pecyna, Marek J .; Лирс, Кристиана; Лунделл, Тайна (2010). «Новые и классические семейства секретируемых гемопероксидаз грибов». Appl Microbiol Biotechnol . 87 (3): 871–897. DOI : 10.1007 / s00253-010-2633-0 . PMID 20495915 . S2CID 24417282 .  
  13. ^ Марцинкевич, Януш; Контны, Ева (2014). «Таурин и воспалительные заболевания» . Аминокислоты . 46 (1): 7–20. DOI : 10.1007 / s00726-012-1361-4 . PMC 3894431 . PMID 22810731 .  
  14. ^ Харрисон, Дж. Э .; Дж. Шульц (1976). «Исследования хлорирующей активности миелопероксидазы». Журнал биологической химии . 251 (5): 1371–1374. PMID 176150 . 
  15. Перейти ↑ Thomas, EL (1979). «Миелопероксидаза, перекись водорода, хлоридная антимикробная система: азотно-хлорные производные бактериальных компонентов с бактерицидным действием против Escherichia coli » . Заразить. Иммун . 23 (2): 522–531. DOI : 10.1128 / IAI.23.2.522-531.1979 . PMC 414195 . PMID 217834 .  
  16. ^ Альбрих, JM; Маккарти, Калифорния; Херст, Дж. К. (январь 1981 г.). «Биологическая реакционная способность хлорноватистой кислоты: значение для микробицидных механизмов лейкоцитарной миелопероксидазы» . Труды Национальной академии наук Соединенных Штатов Америки . 78 (1): 210–4. Полномочный код : 1981PNAS ... 78..210A . DOI : 10.1073 / pnas.78.1.210 . PMC 319021 . PMID 6264434 .  
  17. ^ a b Jakob, U .; Дж. Винтер; М. Ильберт; ПКФ Граф; Д. Озчелик (14 ноября 2008 г.). «Отбеливатель активирует шаперон, регулируемый окислительно-восстановительным процессом, за счет окислительного разворачивания белков» . Cell . Эльзевир. 135 (4): 691–701. DOI : 10.1016 / j.cell.2008.09.024 . PMC 2606091 . PMID 19013278 . Проверено 19 ноября 2008 .  
  18. ^ Коттон, Ф. Альберт ; Уилкинсон, Джеффри (1988), Advanced Inorganic Chemistry (5-е изд.), New York: Wiley-Interscience, p. 564, ISBN 0-471-84997-9
  19. ^ Уоррен, Джонатан Клейден, Ник Гривз, Стюарт (2012-03-15). Органическая химия (2-е изд.). Оксфорд: Издательство Оксфордского университета. п. 195. ISBN 978-0-19-927029-3.