A hipoklorit, más néven klóroxid anion, képlete . 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 -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 H+ + ClO- + Cl- <-> Cl2 + H2O Stabilitás A hipokloritok általában instabilak, sok vegyület csak oldatban létezik. A lítium-hipokloritot (LiOCl), a kalcium-hipokloritot () és a bárium-hipokloritot () 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 ClO- -> 2 Cl- + O2 3 ClO- -> 2 Cl- + ClO3- 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·) 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 (), majd diklóramint (), végül nitrogén-trikloridot () adnak.
NH3 + ClO- -> HO- + NH2Cl NH2Cl + ClO- -> HO- + NHCl2 NHCl2 + ClO- -> HO- + NCl3 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. Cl2 + 2 NaOH -> NaCl + NaOCl + H2O 2 Cl2 + 2 Ca(OH)2 -> CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2 H2O Sok nátrium-hipokloritot állítanak elő elektrokémiai úton el nem választott klóralkáli-folyamattal. Ebben sós víz elektrolízisével keletkezik , mely vízben hipokloritot ad. Ez nem savas közegben folytatandó a klór felszabadulását megakadályozandó: 2 Cl- -> Cl2 + 2 e- Cl2 + H2O <-> HOCl + Cl- + H+
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: Ca(OCl)2 + MSO4 -> M(OCl)2 + CaSO4 Szerves hipokloritok bélyegkép|162px|jobbra|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 -ekvivalenst adva, mely a szubsztrát protonját cseréli le: RH + Cl- + H2O2 + H+ -> RCl + 2 H2O A „” 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.
IonSavas reakcióE° (V) Semleges/lúgos reakció E° (V) Hipoklorit2 H+ + 2 HOCl + 2 e- -> Cl2(g) + H2O1,63ClO- + H2O + 2 e- -> Cl- + 2 OH-0,89Klorit6 H+ + 2 HOClO + 6 e- -> Cl2(g) + 4 H2O1,64OClO- + 2 H2O + 4 e- -> Cl- + 4 OH-0,78 Klorát12 H+ + 2 ClO3- + 10 e- -> Cl2(g) + 6 H2O1,47ClO3- + 3 H2O + 6 e- ->Cl- + 6 OH-0,63Perklorát16 H+ +2 ClO4- + 14 e- -> Cl2(g) + 4 H2O1,42ClO4- + 4 H2O + 8 e- -> Cl- + 8 OH-0,56 A hipoklorit elég erős oxidálószer a Mn(III) Mn(V)-té alakításához a Jacobsen-epoxidáció során és a -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 Szerkezet Jegyzetek
Fordítás
Kategória:Anionok Kategória:Szervetlen klórvegyületek Kategória:Szervetlen oxigénvegyületek