vignette|droite|Représentation de l'ion hypochlorite. Un hypochlorite, ou oxochlorate(I), est un composé chimique contenant l'anion hypochlorite, de formule brute ClO−, où l'atome de chlore est à l'état d'oxydation +1. Cet anion est un hypohalogénite et la base conjuguée de l'acide hypochloreux HClO, et les hypochlorites sont les sels de cet acide. Ce sont par exemple l'hypochlorite de sodium NaClO (constituant l'eau de Javel) et l'hypochlorite de calcium (utilisé notamment pour chlorer l'eau des piscines).

Propriétés

Les hypochlorites sont assez instables. L'eau de Javel sous forme de pastilles solides se conserve ainsi moins de trois mois en raison de sa dismutation progressive en chlorure de sodium NaCl et chlorate de sodium sous l'effet de la déshydratation ; la même réaction se produit en chauffant cette fois une solution aqueuse de ce composé. Les hypochlorites se décomposent également sous l'effet de la lumière en donnant des chlorures et de l'oxygène .

Du fait de leur instabilité, les hypochlorites sont des oxydants très énergiques, qui réagissent avec la plupart des composés organiques et inorganiques. La réaction avec les composés organiques est très exothermique et peut déclencher un incendie. Avec les composés du manganèse, ils donnent des permanganates (composés contenant l'ion ).

Des hypochlorites covalents sont également connus, par exemple l'hypochlorite de méthyle , composé instable obtenu par réaction de l'acide hypochloreux HClO avec le méthanol :

HClO + → + .

Préparation

L'hypochlorite de sodium NaClO est formé par dismutation en faisant barboter du dichlore dans une solution diluée d'hydroxyde de sodium NaOH à température ambiante :

+ 2 → + + .

À température plus élevée, la réaction du chlore avec une solution concentrée d'hydroxyde de sodium NaOH aboutit à des chlorates à l'état d'oxydation plus élevé :

3 + 6 → 5 + + 3 .

Réactions

En fonction du pH

Les hypochlorites provoquent un dégagement de chlore en présence d'un acide dilué, les ions hypochlorite ClO− et chlorure Cl− étant en équilibre avec le chlore :

2 + + + .

Il s'ensuit qu'en milieu acide (pH faible) l'équilibre est déplacé vers la droite avec libération de tandis qu'en milieu basique (pH élevé) le se dismute en Cl− et ClO−.

Oxydation

Les hypochlorites sont parmi les chlorates les plus oxydants, capables d'oxyder les ions manganèse Mn2+ en ions permanganate :

2 Mn2+ + 5 ClO− + 6 OH− → 2 + 5 Cl− + 3 .

La réaction des hypochlorites avec le peroxyde d'hydrogène libère de l'oxygène singulet :

+ ClO− → + Cl− + .

C'est par exemple le cas en faisant réagir de l'eau oxygénée avec de l'eau de Javel.

Stabilité Les hypochlorites sont parmi les plus instables des composés d'oxoanion du chlore, nombreux étant ceux qui n'existent qu'en solution, ce qui est d'ailleurs le cas de l'acide hypochloreux HClO lui-même. Cette instabilité se manifeste par la dismutation des hypochlorites en oxygène , chlorure Cl− et chlorate :

2 → 2 + .

3 → 2 + .

Voir aussi Articles connexes Chlorite Chlorate Perchlorate

Liens externes Compléments sur l'eau de Javel : https://techmicrobio.com/doku.php?id=eau_de_javel