Гипохлорит - Hypochlorite

Для нейтрального химического соединения см. монооксид 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
Характеристики
Конъюгированная кислотаХлорноватистая кислота
Если не указано иное, данные для материалов приведены в их стандартное состояние (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа).
проверитьY проверять (что проверитьY☒N ?)
Ссылки на инфобоксы

В химия, гипохлорит является анион с химическая формула ClO−. Он сочетается с рядом катионы формировать гипохлориты, которые также можно рассматривать как соли из хлорноватистая кислота. Общие примеры включают гипохлорит натрия (семья отбеливать ) и гипохлорит кальция (компонент хлорки плавательный «хлорка»).[1]

Имя также может относиться к сложные эфиры гипотетической хлорноватистой кислоты, а именно органические соединения с ClO– группа ковалентно связаны с остальной частью молекулы. Главный пример: трет-бутилгипохлорит, который является полезным хлорирующим агентом.[2]

Большинство солей гипохлорита нестабильны в чистом виде, и с ними обычно обращаются как водные растворы. Их основное применение - отбеливание, дезинфекция, и очистка воды агентов, но они также используются в химии для хлорирование и окисление реакции.

Реакции

Кислотная реакция

Подкисление гипохлоритов приводит к хлорноватистая кислота. Он находится в равновесии с газообразным хлором, который может пузыриться из раствора. Равновесие подлежит Принцип Ле Шателье; таким образом высокий pH ведет реакцию влево, потребляя ЧАС+
 ионы, способствуя диспропорционированию хлора на хлорид и гипохлорит, тогда как низкий pH приводит к реакции вправо, способствуя выделению газообразного хлора.

2 ЧАС+
 + ClO−
 + Cl−
 ⇌ Cl
2 + ЧАС
2О

Хлорноватистая кислота также находится в равновесии с ее ангидрид; монооксид дихлора.[3]

2 HOCl ⇌ Cl2O + H2О       K (при 0 ° C) = 3.55×10−3 дм3 моль−1

Стабильность

Гипохлориты обычно нестабильны, и многие соединения существуют только в растворе. Лития гипохлорит LiOCl, гипохлорит кальция Ca (OCl)2 и гипохлорит бария Ba (ClO)2 были изолированы как чистые безводный соединения. Все твердые. Еще несколько могут быть произведены как водные растворы. Как правило, чем больше разведение, тем выше их стабильность. Невозможно определить тенденции для щелочноземельный металл соли, так как многие из них не образуются. 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 охарактеризован, и его стабильность еще не определена.[5]

Гипохлорит-ион нестабилен по отношению к непропорциональность. При нагревании он разлагается до смеси хлористый, кислород, и другие хлораты:

2 ClO−
 → 2 Cl−
 + О
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 тепловой разгон и потенциально взрывы.[6][7]

В щелочной металл гипохлориты снижают стабильность группа. Безводный гипохлорит лития устойчив при комнатной температуре; тем не мение, гипохлорит натрия не был получен более сухим, чем пентагидрат (NaOCl · (H2O)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]

Лантаноид гипохлориты также нестабильны; однако сообщается, что они более стабильны в безводных формах, чем в присутствии воды.[9] Гипохлорит использовался для окисления церий от +3 до +4 степень окисления.[10]

Хлорноватистая кислота сам по себе нестабилен в отдельности, так как разлагается на хлор.

Реакции с аммиаком

Гипохлориты сначала реагируют с аммиаком, давая монохлорамин (NH
2Cl), тогда дихлорамин (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

Соли гипохлорита

Некоторые гипохлориты могут быть образованы непропорциональность реакция между хлор и металл гидроксиды. Реакция проводится при температуре, близкой к комнатной, так как дальнейшее окисление будет происходить при более высоких температурах, что приведет к образованию хлораты. Этот процесс широко используется для промышленного производства гипохлорит натрия (NaClO) и гипохлорит кальция (Ca (ClO)2).

Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2О
2 Cl2 + 2 Са (ОН)2 → CaCl2 + Ca (ClO)2 + 2 часа2О

Также производится большое количество гипохлорита натрия. электрохимически через неразделенный хлорно-щелочной процесс. В этом процессе рассол подвергается электролизу с образованием Cl
2 который 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 + ЧАС
2О ⇌ HClO + Cl−
 + ЧАС+

Небольшие количества более необычных гипохлоритов также могут быть образованы реакция метатезиса солей между гипохлоритом кальция и различными металлами сульфаты. Эта реакция протекает в воде и основывается на образовании нерастворимых сульфат кальция, который будет осадок из решения, доводя реакцию до завершения.

Ca (ClO)2 + MSO4 → М (ClO)2 + CaSO4

Органические гипохлориты

терт-бутилгипохлорит является редким примером стабильного органического гипохлорита.[11]

Сложные эфиры гипохлорита обычно образуются из соответствующих спирты обработкой любым из ряда реагентов (например, хлор, хлорноватистая кислота, монооксид дихлора и различные подкисленные соли гипохлорита).[2]

Биохимия

Биосинтез хлорорганических соединений

Хлоропероксидазы находятся ферменты что катализирует хлорирование органических соединений. Этот фермент объединяет неорганические субстраты хлористый и пероксид водорода для получения эквивалента Cl+, заменяющий протон в углеводородном субстрате:

R-H + Cl− + H2О2 + H+ → R-Cl + 2 H2О

Источник «Cl+«хлорноватистая кислота (HOCl).[12] Многие хлорорганические соединения биосинтезированный таким образом.

Иммунная реакция

В ответ на инфекцию иммунная система человека вырабатывает незначительное количество гипохлорита в особых белые кровяные клетки, называется нейтрофильные гранулоциты.[13] Эти гранулоциты поглощают вирусы и бактерии во внутриклеточной вакуоли, называемой фагосома, где они перевариваются.

Часть механизма пищеварения включает опосредованные ферментами респираторный взрыв, который производит химически активные соединения на основе кислорода, в том числе супероксид (который производится НАДФН оксидаза ). Супероксид распадается на кислород и пероксид водорода, который используется в миелопероксидаза -каталитическая реакция на преобразование хлористый до гипохлорита.[14][15][16]

Также было обнаружено, что низкие концентрации гипохлорита взаимодействуют с микробами. белки теплового шока, стимулируя их роль как внутриклеточный шаперон и заставляя бактерии формироваться в комки (очень похожие на вареное яйцо), которые в конечном итоге отмирают.[17] В том же исследовании было обнаружено, что низкие (микромолярные) уровни гипохлорита вызывают Кишечная палочка и Холерный вибрион чтобы активировать защитный механизм, хотя его последствия не были ясны.[17]

В некоторых случаях щелочная кислотность гипохлорита ставит под угрозу бактерии. липидная мембрана, реакция похожа на лопание воздушного шара.[нужна цитата ]

Промышленное и бытовое использование

Гипохлориты, особенно натрий («жидкий отбеливатель», «жавельская вода») и кальций («отбеливающий порошок») широко используются, промышленно и внутри страны, для отбеливания одежды, осветления цвета волос и удаления пятна. Это были первые коммерческие отбеливающие продукты, разработанные вскоре после того, как это свойство было обнаружено в 1785 году французским химиком. Клод Бертолле.

Гипохлориты также широко используются в качестве препаратов широкого спектра действия. дезинфицирующие средства и дезодоранты. Это приложение было запущено вскоре после Французский химик Лабаррак открыл эти свойства примерно в 1820 году (еще до Пастер сформулировал свой теория микробов болезни).

Лаборатория использует

В качестве окислителей

Гипохлорит - самый сильный окислитель из оксианионов хлора. В этом можно убедиться, сравнив стандартные половина клетки потенциалы в серии; данные также показывают, что оксианионы хлора являются более сильными окислителями в кислых условиях.[18]

ИонКислая реакцияE° (В)Нейтральная / основная реакцияE° (В)
ГипохлоритЧАС+ + HOCl + e− → ​1⁄2 Cl2(грамм) + H2О1.63ClO− + H2O + 2 e− → Cl− + 2OH−0.89
Хлорит3 ч+ + HOClO + 3 е− → ​1⁄2 Cl2(грамм) + 2 H2О1.64ClO−
2 + 2 часа2O + 4 e− → Cl− + 4 ОН−		0.78
Хлорат6 часов+ + ClO−
3 + 5 e− → ​1⁄2 Cl2(грамм) + 3 H2О		1.47ClO−
3 + 3 часа2O + 6 e− → Cl− + 6 ОН−		0.63
Перхлорат8 часов+ + ClO−
4 + 7 e− → ​1⁄2 Cl2(грамм) + 4 H2О		1.42ClO−
4 + 4 часа2O + 8 e− → Cl− + 8 ОН−		0.56

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

В органическая химия, гипохлориты могут использоваться для окисления первичные спирты к карбоновые кислоты.[19]

В качестве хлорирующих агентов

Соли гипохлорита также могут служить хлорирующие агенты. Например, они конвертируют фенолы к хлорфенолам. Гипохлорит кальция обращает пиперидин к N-хлорпиперидин.

Связанные оксианионы

Хлор может быть ядром оксоанионы с состояния окисления из −1, +1, +3, +5 или +7. (Элемент также может предполагать степень окисления +4, наблюдаемую в нейтральном соединении диоксид хлора ClO2).

Степень окисления хлора−1+1+3+5+7
Имяхлористыйгипохлоритхлоритхлоратперхлорат
ФормулаCl−ClO−ClO−
2		ClO−
3		ClO−
4
СтруктураЗеленая сфераГипохлорит-ионИон хлоритаХлорат-ионПерхлорат-ион

Смотрите также

Рекомендации

  1. ^ а б Гринвуд, Норман Н.; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн. ISBN  978-0-08-037941-8.
  2. ^ а б Минц, М. Дж .; К. Уоллинг (1969). «трет-Бутилгипохлорит». 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. ^ а б Aylett, основанная А.Ф. Холлеманом; продолжение Эгон Виберг; переведена Мэри Иглсон, Уильямом Брюером; переработано Бернхардом Дж. (2001). Неорганическая химия (1-е английское изд., [Отредактировано] Нильсом Вибергом. Ред.). Сан-Диего, Калифорния: Берлин: Academic Press, W. de Gruyter. п. 444. ISBN  978-0123526519.
  5. ^ Ропп, Ричард (2012). Энциклопедия соединений щелочноземельных металлов. Newnes. п. 76. ISBN  978-0444595539.
  6. ^ Ропп, Ричард К. (31 декабря 2012 г.). Энциклопедия щелочноземельных соединений. Оксфорд: Elsevier Science. п. 75. ISBN  978-0444595539.
  7. ^ Кланси, В.Дж. (1975). «Пожарная опасность гипохлорита кальция». Журнал опасных материалов. 1 (1): 83–94. Дои: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. ^ Викери, Р. К. (1 апреля 1950 г.). «Некоторые реакции церия и других редкоземельных элементов с хлором и гипохлоритом». Журнал Общества химической промышленности. 69 (4): 122–125. Дои: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. Дои: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 пероксидаз гема грибов». Appl Microbiol Biotechnol. 87 (3): 871–897. Дои: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. Дои:10.1007 / s00726-012-1361-4. ЧВК  3894431. PMID  22810731.
  14. ^ Harrison, J.E .; Дж. Шульц (1976). «Исследования хлорирующей активности миелопероксидазы». Журнал биологической химии. 251 (5): 1371–1374. PMID  176150.
  15. ^ Томас, Э. Л. (1979). «Миелопероксидаза, перекись водорода, хлоридная антимикробная система: азотно-хлорпроизводные бактериальных компонентов с бактерицидным действием против кишечная палочка". Заразить. Иммунная. 23 (2): 522–531. Дои:10.1128 / IAI.23.2.522-531.1979. ЧВК  414195. PMID  217834.
  16. ^ Albrich, 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. Bibcode:1981ПНАС ... 78..210А. Дои:10.1073 / pnas.78.1.210. ЧВК  319021. PMID  6264434.
  17. ^ а б Jakob, U .; Дж. Винтер; М. Ильберт; P.C.F. Граф; Д. Озчелик (14 ноября 2008 г.). «Отбеливатель активирует шаперон, регулируемый окислительно-восстановительным процессом, за счет окислительного разворачивания белка». Клетка. Эльзевир. 135 (4): 691–701. Дои:10.1016 / j.cell.2008.09.024. ЧВК  2606091. PMID  19013278. Получено 2008-11-19.
  18. ^ Коттон, Ф. Альберт; Уилкинсон, Джеффри (1988), Продвинутая неорганическая химия (5-е изд.), Нью-Йорк: Wiley-Interscience, стр. 564, г. ISBN  0-471-84997-9
  19. ^ Уоррен, Джонатан Клейден, Ник Гривс, Стюарт (15 марта 2012 г.). Органическая химия (2-е изд.). Оксфорд: Издательство Оксфордского университета. п. 195. ISBN  978-0-19-927029-3.