Hipohlorit – u hemiji – je ion sa hemijskom formulom ClO−. Ona se kombinira s brojnim kationima i formira hipohlorite , koji se također mogu smatrati solima hipohlorne kiseline. Uobičajeni primjeri uključuju natrij-hipoklorit (kućansko bjelilo) i kalcij-hipoklorit (komponenta praška za izbjeljivanje, bazenski „hlor“). Naziv se može odnositi i na estere hipotetiske hipohlorne kiseline, jer su organski spojevi sa ostatkom ClO– kovalentno vezani za ostatak molekule. Glavni primjer je tert-butil hipoklorit, koji je korisno sredstvo za hloriranje.
Većina hipokloritnih soli su nestabilne u svojim čistim oblicima i normalno se rukuje s njima u vodenim rastvorima. Njihove primarne primjene su kao sredstava za izbjeljivanje, dezinfekciju i obradu vode, ali se također koriste u hemiji za reakcije hloriranja i oksidacija.
Reakcije Kisela reakcija Zakiseljavanje hipokloritima stvara hipohlornu kiselinu. Ona stoji u ravnoteži sa plinovitim hlorom, koji može ispariti rastvor. Ravnoteža je podložna Le Chatelierovom principu; stoga visoki pH pokreće reakciju na lijevo trošeći ione H+, promovirajući nesrazmjernost hlora u hloridu i hipokloritu, dok niski pH podstiče reakciju udesno, promovirajući ispuštanje plina hlora.
2 H+ + ClO– + Cl– \rightleftarrows Cl2 + H2O.
Hipohlorna kiselina također stoji u ravnoteži sa njenim anhidridom, dihlor-monoksidom.Inorganic chemistry, Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Frederick Holleman, "Hypochlorous acid", p. 442, section 4.3.1
2 HOCl \rightleftarrows Cl2O + H2O K (na 0 °C) = 3,55, e=-33 mol−1
Stabilnost Hipokloriti su općenito nestabilni i mnogi spojevi postoje samo u otopini. Litij-hipoklorit LiOCl, kalcij-hipoklorit Ca (OCl)2 i barij-hipoklorit Ba(ClO)2 izolirani su kao čisti bezvodni spojevi. Svi su krute tvari. Još nekoliko njih se može proizvesti kao vodene otopine. Općenito, što je veće razrjeđivanje – veća je i njihova stabilnost. Nije moguće odrediti trendove soli zemnoalkalnih 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. 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.
Hipohloritni ion je nestabilan s obzirom na disproporcionalnost. Nakon zagrijavanja razgrađuje se u smjesu hlorida, kisika i ostalih hlorata:
2 ClO– → 2 Cl– + O2
3 ClO– → 2 Cl– + ClO3–
Ta reakcija je egzotermna i u slučaju koncentriranih hipoklorita, poput LiOCl i Ca(OCl)2, može dovesti do opasnog otpuštanja toplote i potencijalnih eksplozija.
Hipokloriti alkalnog 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; iako razrijeđenije otopine koje se susreću kao izbjeljivači u domaćinstvu imaju bolju stabilnost. Kalij-hipoklorit (KOCl) poznat je samo u otopini.
Zabilježeno je da su hipokloriti lantanida također nestabilni, a da su stabilniji u bezvodnim oblicima nego u prisustvu vode. Hipoklorit se koristio za oksidaciju cerija iz +3 u +4 oksidacijsko stanje.
Hipoklorna kiselina sama po sebi nije stabilna u izolaciji, jer se raspada, čime nastaje hlor.
Reakcije s amonijakom Hipokloriti reagiraju s amonijakom, prvo dajući monohloramin (NH2Cl), zatim dihlormin (NHCl2i na kraju dušik-trihlorid (NCl3).
Dobijanje Hipohloritne soli Nekoliko hipoklorita može nastati reakcijom disproporcionalnosti između hlora i metalnih hidroksida. Reakcija se izvodi pri sobnoj temperaturi, jer će na višim temperaturama doći do daljnje oksidacije, što će dovesti do stvaranja hlorata. Ovaj se postupak naširoko koristi za industrijsku proizvodnju natrij-hipoklorita (NaClO) i kalcij-hipoklorita (Ca(ClO)2).
Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O
2 Cl2 + 2 Ca(OH)2 → CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2 H2O
Velike količine natrij-hipoklorita također se proizvode elektrokemijski ili u odvojenom hloralkalijskom postupku. U tom procesu se slana otopina elektrolizira i nastaje Cl 2 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:
2 Cl– → Cl2– + 2 e−
Cl2 + H2O \rightleftarrows HclO + Cl– + H+
Male količine neobičnijih hipolorita mogu se također stvoriti u postupku zvanom reakcija metateze soli između kalcij-hipoklorita i različitih metalnih sulfata. Ta se reakcija izvodi u vodi i ovisi o stvaranju netopivog kalcij-sulfata, koji će kao talog izdvojiti iz otopine, vodeći reakciju do kraja. Ca(ClO)2 + MSO4 → M(ClO)2 + CaSO4
Organski hipohloriti thumb|162px|left|tert-butil hipohlorit je rijedak primjer stabilnog organskog hipohlorita. Hipokloritni esteri općenito nastaju iz odgovarajućih alkohola, obradom s bilo kojim od niza reagensa (npr. hlor, hipohlorna kiselina, dihlor-monoksid i raznr zakiseljene hipokloritne soli).
Biohemija Biosintezaorganohlornih spojeva Hlorperoksidaze su enzimi koji kataliziraju hloriranje organskih spojeva. Ovaj enzim kombinira anorganske supstrate hlorid i vodik-peroksid dajući ekvivalent Cl+, koji zamjenjuje proton u ugljikovodičnom supstratu: R-H + Cl− + H2O2 + H+ → R-Cl + 2 H2O
Izvor "Cl+" je hipohlorna kiselina (HOCl). Mnogi organohlorni spojevi su biosintezirani na ovaj način.
Imunski odgovor Kao odgovor na infekciju, ljudski imunski sistem stvara male količine hipoklorita u posebnim bijelim krvnim ćelijama, zvanim neutrofilni granulociti. Ti granulociti zahvataju viruse i bakterije u unutarćelijskoj vakuoli, koja se naziva fagosom, gdje se probavljaju.
Dio mehanizma za probavu uključuje enzimski posredovani respiracijski odgovor, koji stvara reaktivne spojeve dobijene kisikom, uključujući superoksid (koji proizvodi NADPH-oksidaza). Superoksid se raspada na kisik i vodik-peroksid, koji se koristi u mijeloperoksidazom kataliziranoj reakciji za pretvaranje hlorida u hipohlorit.
Otkriveno je i da niske koncentracije hipohlorita djeluju u interakciji sa proteinom toplotnog udara mikroba, stimulirajući njihovu ulogu kao unutarćelijskog kaperona (baš poput jajeta koje je skuhano), koji će eventualno uginuti. Ista studija otkrila je da niski (mikromolarni) nivo hipoklorita inducira Escherichia coli i Vibrio cholerae da aktiviraju zaštitni mehanizam, iako njegove implikacije nisu bile jasne.
Industrijska i kućna upotreba Hipoklorit, posebno natrijski ("tečni bjelilo", "Javolova voda") i kalcijski ("prašak za beljenje") široko se koriste, industrijski i u domaćinstvima za izbjeljivanje odjeće, posvjetljivanje boje kose i uklanjanje boja. Oni su bili prvi komercijalni proizvodi za izbjeljivanje, razvijeni ubrzo nakon što je ta svojstva 1785. otkrio francuski hemičar Claude Berthollet.
Hipohloriti se takođe široko korista kao dezinfekcijska sredstva i dezoderizatori. Aplikacija je započela ubrzo nakon što je francuski apotekar Labarraque otkrio ta svojstva, oko 1820. godine (još prije Pasteura formulirao svoju germ (klicnu) teoriju klica bolesti ).
Laboratorijska upotreba Oksidansi Hipoklorit je najjače oksidacijsko sredstvo hlor-oksijanona. To se može vidjeti usporedbom standardnih potencijala selije pola 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 1n64ClO2−+ 2 H2O + 4 e− → Cl− + 4 OH− 0.78 Hlorat 6 H+ + ClO3− + 5 e− → 1/2 Cl2(g) + 3 H2O 1,47ClO3− + 3 H2O + 6 e− → Cl− + 6 OH− 0,63 Perhlorat 8 H+ + ClO4− + 7 e− → 1/2 Cl2(g) + 4 H2O 1.42ClO4−+ 4 H2O + 8 e− → Cl− + 8 OH− 0,56
Hipoklorit je dovoljno jak oksidans da pretvara Mn (III) u Mn (V) tokom reakcije Jacobsenova epoksidacija i pretvarajući ga iz Ce3+ u Ce4+ This oxidising power is what makes them effective bleaching agents and disinfectants.
U organskoj hemiji hipokloriti mogu se koristiti za oksidaciju primarnog alkohola s u karboksilne kiseline.
Hlorirajući agensi Hipokloritne soli mogu također služiti kao hlorirajući agensi. Naprimjer, oni pretvaraju fenole u hlorofenole. Kalcij-hipoklorit pretvara piperidin u N -hloropiperidin.
Srodni oksianioni Hlor može biti jezgro oksoaniona s oksidacijskim stanjima od -1, +1, +3, +5 ili +7. (Element također može pretpostaviti da je oksidacijsko stanje +4 vidljivo u neutralnom spoju hlor-dioksid, ClO2).
Oksidacijsko stanje hlora −1 +1 +3 +5 +7 Ime Hlorid Hipohlorit Hlorit Hlorat Perhlorat Formula Cl− ClO− ClO2− ClO3− ClO4− Struktura 50px|alt=A green sphere|Hloridni ion 50px|Hpohloritni ion 50px|Hloritni ion 50px|Hloratni ion 50px|Perhloratni ion
Također pogledajte Hlorid Hlorat
Reference
Kategorija:Hipohloriti Kategorija:Hlorni oksidi Kategorija:Hlor