stringtranslate.com

Гипохлорит

В химии гипохлорит , или хлороксид, представляет собой анион с химической формулой ClO- . Он соединяется с рядом катионов , образуя соли гипохлорита. Общие примеры включают гипохлорит натрия (бытовой отбеливатель ) и гипохлорит кальция (компонент отбеливающего порошка, «хлора» для бассейнов). [1] Расстояние Cl-O в ClO − составляет 1,69 Å. [2]

Название также может относиться к эфирам 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. [3]

С большинством солей гипохлорита обращаются в виде водных растворов . Их основное применение — отбеливание, дезинфекция и очистка воды . Они также используются в химии для реакций хлорирования и окисления .

Реакции

Кислотная реакция

Подкисление гипохлоритов приводит к образованию хлорноватистой кислоты , которая существует в равновесии с хлором. Пониженный pH (т.е. в сторону кислоты) приводит к смещению следующей реакции вправо, в результате чего выделяется газообразный хлор, который может быть опасен:

2  часа+
+ ClO−
+ Cl−
⇌ Кл
2+ Ч
2О

Стабильность

Гипохлориты, как правило, нестабильны, и многие соединения существуют только в растворе. Гипохлорит лития LiOCl, гипохлорит кальция Ca(OCl) 2 и гипохлорит бария Ba(ClO) 2 выделены в виде чистых безводных соединений. Все являются твердыми телами. Еще несколько можно получить в виде водных растворов . В общем, чем больше разбавление, тем выше их стабильность. Невозможно определить тенденции для солей щелочноземельных металлов , так как многие из них не могут образовываться. О гипохлорите бериллия ничего не слышно. Чистый гипохлорит магния получить невозможно; однако известен твердый Mg(OH)OCl. [4] Гипохлорит кальция производится в промышленных масштабах и обладает хорошей стабильностью. Гипохлорит стронция Sr(OCl) 2 недостаточно хорошо охарактеризован, и его стабильность еще не определена. [ нужна цитата ]

При нагревании гипохлорит разлагается на смесь хлорида , кислорода и хлоратов :

2  хлора−
→ 2  Кл−
+ О
2
3  ClO−
→ 2  Кл−
+ 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-под контроля и потенциальному взрыву. [5]

Гипохлориты щелочных металлов теряют устойчивость по группе . Безводный гипохлорит лития стабилен при комнатной температуре; однако гипохлорит натрия взрывоопасен в виде безводного твердого вещества. [6] Пентагидрат (NaOCl·(H 2 O) 5 ) нестабилен при температуре выше 0 °C; [7] , хотя более разбавленные растворы, используемые в качестве бытового отбеливателя, более стабильны. 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. [8] Гипохлорит использовался для окисления церия от степени окисления от +3 до +4 . [9]

Сама по себе хлорноватистая кислота не стабильна, поскольку она разлагается с образованием хлора . Его разложение также приводит к образованию некоторой формы кислорода.

Реакции с аммиаком

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

Нью-Хэмпшир
3+ ClO−
→ ГО−
+ Нью-Хэмпшир
2кл.
Нью-Хэмпшир
2Cl + ClO−
→ ГО−
+ NHCl
2
NHCl
2+ ClO−
→ ГО−
+ НКл
3

Подготовка

Гипохлоритные соли

Гипохлоритные соли, образующиеся в результате реакции хлора с гидроксидами щелочных и щелочноземельных металлов . Реакцию проводят при температуре, близкой к комнатной, чтобы подавить образование 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 электрохимически посредством несепарированного хлорщелочного процесса . В этом процессе рассол подвергается электролизу с образованием Cl .
2который диссоциирует в воде с образованием гипохлорита. Эту реакцию необходимо проводить в некислых условиях, чтобы предотвратить выделение хлора:

2  кл.−
→ Кл
2+ 2 е −
кл.
2+ Ч
2О ⇌ HClO + Cl−
+ Ч+

Некоторые гипохлориты могут быть также получены реакцией солевого обмена между гипохлоритом кальция и сульфатами различных металлов . Эта реакция осуществляется в воде и основана на образовании нерастворимого сульфата кальция , который выпадает в осадок из раствора, приводя реакцию к завершению.

Ca(ClO) 2 + MSO 4 → M(ClO) 2 + CaSO 4

Органические гипохлориты

трет -бутилгипохлорит является редким примером стабильного органического гипохлорита. [10]

Эфиры гипохлорита обычно образуются из соответствующих спиртов путем обработки любым из ряда реагентов (например , хлором , хлорноватистой кислотой , монооксидом дихлора и различными подкисленными солями гипохлорита). [3]

Биохимия

Биосинтез хлорорганических соединений

Хлоропероксидазы – 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

Источником «Cl + » является хлорноватистая кислота (HOCl). [11] Многие хлорорганические соединения биосинтезируются таким способом.

Иммунная реакция

В ответ на инфекцию иммунная система человека вырабатывает незначительное количество гипохлорита в специальных лейкоцитах , называемых нейтрофильными гранулоцитами . [12] Эти гранулоциты поглощают вирусы и бактерии во внутриклеточной вакуоли, называемой фагосомой , где они перевариваются.

Часть механизма пищеварения включает в себя дыхательный взрыв , опосредованный ферментами , который производит реактивные кислородсодержащие соединения, включая супероксид (который вырабатывается НАДФН-оксидазой ). Супероксид распадается на кислород и перекись водорода , которая используется в реакции, катализируемой миелопероксидазой , для превращения хлорида в гипохлорит. [13] [14] [15]

Также было обнаружено, что низкие концентрации гипохлорита взаимодействуют с белками теплового шока микробов , стимулируя их роль внутриклеточного шаперона и заставляя бактерии образовывать комки (так же, как вареное яйцо), которые в конечном итоге погибают. [16] В том же исследовании было обнаружено, что низкие (микромолярные) уровни гипохлорита побуждают E. coli и холерный вибрион активировать защитный механизм, хотя последствия этого неясны. [16]

В некоторых случаях базовая кислотность гипохлорита нарушает липидную мембрану бактерии — реакция, похожая на лопание воздушного шарика. [ нужна цитата ]

Промышленное и бытовое использование

Гипохлориты, особенно натрия («жидкая хлорка», «Жавельская вода») и кальция («хлорка») широко используются в промышленности и быту для отбеливания одежды, осветления цвета волос и удаления пятен . Это были первые коммерческие отбеливающие средства, разработанные 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 применение началось вскоре после того, как французский химик Лабаррак обнаружил эти свойства, примерно в 1820 году (еще до того, как Пастер сформулировал свою микробную теорию болезней).

Лабораторное использование

В качестве окислителей

Гипохлорит является сильнейшим окислителем оксианионов хлора. В этом можно убедиться, сравнив стандартные потенциалы полуэлементов в серии; данные также показывают, что оксианионы хлора являются более сильными окислителями в кислых условиях. [17]

Гипохлорит является достаточно сильным окислителем для превращения Mn(III) в Mn(V) во время реакции эпоксидирования Якобсена и для превращения Ce3+
в Се4+
. [9] Именно эта окислительная способность делает их эффективными отбеливающими и дезинфицирующими средствами.

В органической химии гипохлориты могут быть использованы для окисления первичных спиртов до карбоновых кислот . [18]

В качестве хлорирующих агентов

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

Родственные оксианионы

Хлор может быть ядром оксианионов со степенью окисления -1, +1, +3, +5 или +7. (Элемент также может принимать степень окисления +4, что наблюдается в нейтральном соединении диоксида хлора ClO 2 ).

Смотрите также

Рекомендации

  1. ^ аб Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн . ISBN 978-0-08-037941-8.
  2. ^ Топич, Филип; Марретт, Джозеф М.; Борчерс, Тристан Х.; Тити, Хатем М.; Барретт, Кристофер Дж.; Фрищич, Томислав (2021). «Через 200 лет: структура отбеливателя и характеристика гипогалит-ионов методом монокристаллической рентгеновской дифракции». Энджью. хим. Межд. Эд. 60 (46): 24400–24405. дои : 10.1002/anie.202108843. PMID  34293249. S2CID  236199263.
  3. ^ Аб Минц, MJ; К. Уоллинг (1969). «Т-Бутилгипохлорит». Органические синтезы . 49 : 9. дои : 10.15227/orgsyn.049.0009.
  4. ^ ab Aylett, основанный А. Ф. Холлеманом; продолжение Эгона Виберга; перевод Мэри Иглсон, Уильяма Брюэра; отредактировано Бернхардом Дж. (2001). Неорганическая химия (1-е изд. на английском языке, [под редакцией] Нильса Виберга. Изд.). Сан-Диего, Калифорния: Берлин: Academic Press, В. де Грюйтер. п. 444. ИСБН 978-0123526519.{{cite book}}: CS1 maint: несколько имен: список авторов ( ссылка )
  5. ^ Кланси, виджей (1975). «Пожароопасность гипохлорита кальция». Журнал опасных материалов . 1 (1): 83–94. дои : 10.1016/0304-3894(75)85015-1.
  6. ^ Урбен П. (2006). Справочник Бретерика по реактивным химическим опасностям . Том. 1 (7-е изд.). п. 1433. ИСБН 978-0-08-052340-8.
  7. ^ Брауэр, Г. (1963). Справочник по препаративной неорганической химии; Том. 1 (2-е изд.). Академическая пресса. п. 309.
  8. ^ Викери, RC (1 апреля 1950 г.). «Некоторые реакции церия и других редких земель с хлором и гипохлоритом». Журнал Общества химической промышленности . 69 (4): 122–125. дои : 10.1002/jctb.5000690411.
  9. ^ аб В.Р. Шастри; и другие. (2003). Современные аспекты редких земель и их комплексов (1-е изд.). Берлингтон: Эльзевир. п. 38. ISBN 978-0080536682.
  10. ^ Симпкинс, Найджел С.; Ча, Джин К. (2006). «Т-Бутилгипохлорит». Энциклопедия реагентов для органического синтеза . doi : 10.1002/047084289X.rb388.pub2. ISBN 0471936235.
  11. ^ Хофрихтер, М.; Ульрих, Р.; Пецина, Марек Дж.; Лирс, Кристиана; Лунделл, Тайна (2010). «Новые и классические семейства секретируемых грибковых пероксидаз гема». Appl Microbiol Biotechnol . 87 (3): 871–897. дои : 10.1007/s00253-010-2633-0. PMID  20495915. S2CID  24417282.
  12. ^ Марцинкевич, Януш; Контный, Ева (2014). «Таурин и воспалительные заболевания». Аминокислоты . 46 (1): 7–20. дои : 10.1007/s00726-012-1361-4. ПМЦ 3894431 . ПМИД  22810731. 
  13. ^ Харрисон, Дж. Э.; Дж. Шульц (1976). «Исследование хлорирующей активности миелопероксидазы». Журнал биологической химии . 251 (5): 1371–1374. дои : 10.1016/S0021-9258(17)33749-3 . ПМИД  176150.
  14. ^ Томас, EL (1979). «Миелопероксидаза, перекись водорода, хлоридная антимикробная система: азотно-хлоровые производные бактериальных компонентов в бактерицидном действии против Escherichia coli». Заразить. Иммунитет . 23 (2): 522–531. дои : 10.1128/IAI.23.2.522-531.1979. ПМЦ 414195 . ПМИД  217834. 
  15. ^ Альбрич, Дж. М.; Маккарти, Калифорния; Херст, Дж. К. (январь 1981 г.). «Биологическая реактивность хлорноватистой кислоты: значение микробицидных механизмов лейкоцитарной миелопероксидазы». Труды Национальной академии наук Соединенных Штатов Америки . 78 (1): 210–4. Бибкод : 1981PNAS...78..210A. дои : 10.1073/pnas.78.1.210 . ПМК 319021 . ПМИД  6264434. 
  16. ^ Аб Якоб, Ю.; Дж. Винтер; М. Ильберт; ПКФ Граф; Д. Озчелик (14 ноября 2008 г.). «Отбеливатель активирует шаперон, регулируемый окислительно-восстановительным процессом, путем окислительного развертывания белка». Клетка . Эльзевир. 135 (4): 691–701. дои : 10.1016/j.cell.2008.09.024. ПМК 2606091 . ПМИД  19013278. 
  17. ^ Коттон, Ф. Альберт ; Уилкинсон, Джеффри (1988), Advanced Inorganic Chemistry (5-е изд.), Нью-Йорк: Wiley-Interscience, стр. 564, ISBN 0-471-84997-9
  18. ^ Клейден, Джонатан ; Гривз, Ник; Уоррен, Стюарт (2012). Органическая химия (2-е изд.). Оксфорд: Издательство Оксфордского университета. п. 195. ИСБН 978-0-19-927029-3.