Hipoklorit

Sablon:Chembox A hipoklorit, más néven klóroxid anion, képlete Sablon:Chem. Számos kationnal alkot vegyületet, ezek a hipokloritok. Gyakoriak a nátrium- (háztartási fehérítő) és a kalcium-hipoklorit (a fehérítőpor összetevője, az úszómedencékhez használt „klór”). A Cl–O távolság a Sablon:Chem-ban 1,69 Å.

A név a hipoklórossav észtereire, vagyis kovalensen kötött ClO– csoportot tartalmazó szerves vegyületekre is utalhat, például a klórozószer terc-butil-hipokloritra.

A legtöbb hipokloritsó vizes oldatként használatos. Elsősorban fehérítésre, fertőtlenítésre és vízkezelésre használják. Ezenkívül klórozásra és oxidációra is használatosak.

Reakciók

Savas reakció

A hipokloritok savas reakciója a klórral egyensúlyban lévő hipoklórossavat ad. Az alacsonyabb pH az alábbi reakciót jobbra tolja, klórt felszabadítva, mely veszélyes lehet:

$2\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}⟷\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

Stabilitás

A hipokloritok általában instabilak, sok vegyület csak oldatban létezik. A lítium-hipokloritot (LiOCl), a kalcium-hipokloritot (Sablon:Chem) és a bárium-hipokloritot (Sablon:Chem) vízmentes vegyületként izolálták. Mindegyikük szilárd. Ezenkívül néhány vegyület előállítható vizes oldatban. Általában a hígabb oldat stabilabb. Nem határozható meg trend az alkáliföldfémsók esetén, mivel számos nem hozható létre. A berillium-hipoklorit ismeretlen. A tiszta magnézium-hipoklorit nem állítható elő, azonban a szilárd Mg(OH)OCl ismert.

Hevítéskor a hipoklorit kloridra, oxigénre és klorátra bomlik:

$2\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}⟶2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{O}{\phantom{A}}_2$

$3\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}⟶2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}$

E reakció exoterm, és koncentrált hipokloritok esetén irányíthatatlanná, robbanásszerűvé válhat.

Az alkálifém-hipokloritok stabilitása csökken a nagyobb alkálifémekkel. A vízmentes lítium-hipoklorit standard hőmérsékleten stabil, de a vízmentes nátrium-hipoklorit robban. A pentahidrát (NaOCl·Sablon:Chem) 0 °C felett instabil, de a háztartási fehérítők hígabb oldatai stabilabbak. A kálium-hipoklorit csak oldatban ismert.

A lantanoida-hipokloritok instabilak, de arról számoltak be, hogy stabilabbak vízmentesen, mint víz jelenlétében. A hipoklorit a Ce(III)-at Ce(IV)-gyé oxidálni.

A vízmentes hipoklórossav nem stabil, mivel klórt alkotva bomlik. Bomlásakor bizonyos formában oxigén is keletkezik.

Reakciók ammóniával

A hipokloritok ammóniával reagálva előbb klóramint (Sablon:Chem), majd diklóramint (Sablon:Chem), végül nitrogén-trikloridot (Sablon:Chem) adnak.

$\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3+\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{H}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{C}\mathrm{l}$

$\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{H}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{N}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2$

$\mathrm{N}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{H}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{N}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_3$

Előállítás

Hipokloritsók

A hipokloritsók klór és alkáli- és alkáliföldfém-hidroxidok reakciójával keletkeznek. Ez 20-25 °C-on történik, hogy ne jöjjön létre klorát. Ezt gyakran használják nátrium- és kalcium-hipoklorit ipari előállítására.

$\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}⟶\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

$2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+2\mathrm{C}\mathrm{a}(\mathrm{O}\mathrm{H}){\phantom{A}}_2⟶\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+\mathrm{C}\mathrm{a}(\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}){\phantom{A}}_2+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

Sok nátrium-hipokloritot állítanak elő elektrokémiai úton el nem választott klóralkáli-folyamattal. Ebben sós víz elektrolízisével keletkezik Sablon:Chem, mely vízben hipokloritot ad. Ez nem savas közegben folytatandó a klór felszabadulását megakadályozandó:

$2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+2\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}$

$\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟷\mathrm{H}\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$

Egyes hipokloritok sómetatézissel is előállíthatók kalcium-hipoklorit és fém-szulfátok közt. E reakció vízben játszódik le, és az oldhatatlan, így kicsapódó kalcium-szulfát képződésén alapul:

$\mathrm{C}\mathrm{a}(\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}){\phantom{A}}_2+\mathrm{M}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4⟶\mathrm{M}(\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}){\phantom{A}}_2+\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$

Szerves hipokloritok

A terc-butil-hipoklorit stabil szerves hipoklorit.

A hipokloritészterek általában a megfelelő alkoholokból állítható elő bizonyos reagensekkel (például klór, hipoklórossav, diklór-monoxid vagy savas hipokloritok) való kezeléssel.

Biokémia

Szerves klórvegyületek bioszintézise

A kloroperoxidázok szerves vegyületek klórozását katalizáló enzimek. Ez a szervetlen kloridot és hidrogén-peroxidot egyesíti Sablon:Chem-ekvivalenst adva, mely a szubsztrát protonját cseréli le:

$\mathrm{R}\mathrm{H}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}⟶\mathrm{R}\mathrm{C}\mathrm{l}+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

A „Sablon:Chem” forrása a hipoklórossav (HOCl). Sok szerves klórvegyület bioszintézise történik így.

Immunválaszban

Fertőzésre válaszolva a humán neutrofil granulociták kevés hipokloritot állítanak elő. Ezek vírusokat és baktériumokat kebeleznek be a fagoszómában, ahol azokat megemésztik.

Az emésztés része egy enzimmediált oxidálószer-termelés, mely során reaktív oxigénszármazékok, például az NADPH-oxidáz termelte szuperoxid keletkeznek. A szuperoxid oxigénné és a klorid hipoklorittá való mieloperoxidáz által katalizált alakításában felhasznált peroxiddá bomlik.

Alacsony hipoklorit-koncentrációk a baktériumok hősokkproteinjeire hatnak, stimulálva sejten belüli chaperon szerepüket, a baktériumok összeállását okozva később elhaló csomókba. E tanulmány alapján alacsony, μM-os hipokloritszintek az Escherichia coli és Vibrio cholerae védekezési mechanizmusát aktiválják, de ennek következményei nem tisztázottak.

Ipari és háztartási használat

A hipokloritok, különösen a nátrium- és a kalcium-hipoklorit széles körben használhatók az iparban és a háztartásban egyaránt fehérítőként, hajvilágosításra és folteltávolításra. Ezek voltak az első forgalmazott fehérítők, nem sokkal azután, hogy e tulajdonságot Claude Berthollet 1785-ben felfedezte.

A hipokloritok széles spektrumú fertőtlenítőként és szagsemlegesítőként is használhatók. Ezen alkalmazás nem sokkal azután kezdődött, hogy Antoine Germain Labarraque ezt felfedezte 1820 körül – Louis Pasteur kórokozó-elmélete előtt.

Laboratóriumi használat

Oxidálószerként

A hipoklorit a klór-oxoanionok közül a legerősebb oxidálószer a félcella-standardpotenciálok összehasonlítása alapján; az adatok alapján a klór-oxoanionok savas közegben erősebb oxidálószerek.

Ion	Savas reakció	E° (V)	Semleges/lúgos reakció	E° (V)
Hipoklorit	$2\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+2\mathrm{H}\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}+2\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2(\mathrm{g})+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$	1,63	$\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+2\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+2\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$	0,89
Klorit	$6\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+2\mathrm{H}\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}+6\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2(\mathrm{g})+4\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$	1,64	$\mathrm{O}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+4\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+4\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$	0,78
Klorát	$12\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+2\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}+10\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2(\mathrm{g})+6\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$	1,47	$\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}+3\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+6\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+6\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$	0,63
Perklorát	$16\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+2\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{-}+14\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2(\mathrm{g})+4\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$	1,42	$\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{-}+4\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}+8\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+8\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$	0,56

A hipoklorit elég erős oxidálószer a Mn(III) Mn(V)-té alakításához a Jacobsen-epoxidáció során és a Sablon:Chem Sablon:Chem-gyé oxidálásához. Ezen erős oxidációs képességért hatékony fehérítő és fertőtlenítő.

A szerves kémiában a hipokloritok primer alkoholok karbonsavvá oxidálásához használhatók.

Klórozószerként

A hipokloritsók klórozószerként használhatók. Például a fenolokat klórfenolokká alakítja. A kalcium-hipoklorit a piperidint N-klórpiperidinné alakítja.

Kapcsolódó anionok

A klór −1, +1, +3, +5 vagy +7 oxidációs számú lehet anionokban (ezenkívül felvehet +4 oxidációs számot a klór-dioxidban).

Klór oxidációs száma	−1	+1	+3	+5	+7
Név	klorid	hipoklorit	klorit	klorát	perklorát
Képlet	Sablon:Chem	Sablon:Chem	Sablon:Chem	Sablon:Chem	Sablon:Chem
Szerkezet