Hipoklorit

Hipoklorit
IUPAC-név	Hipoklorit
Szabályos név	Klorát(I)
Más nevek	Klóroxid
Kémiai azonosítók
CAS-szám	14380-61-1
PubChem	61739
ChemSpider	55632
ChEBI	29222
SMILES [O-]Cl
InChI 1/ClO/c1-2/q-1
InChIKey	WQYVRQLZKVEZGA-UHFFFAOYSA-N
Gmelin	682
UNII	T5UM7HB19N
Ha másként nem jelöljük, az adatok az anyag standardállapotára (100 kPa) és 25 °C-os hőmérsékletre vonatkoznak.

A hipoklorit, más néven klóroxid anion, képlete ClO⁻. Számos kationnal alkot vegyületet, ezek a hipokloritok. Gyakoriak a nátrium- (háztartási fehérítő) és a kalcium-hipoklorit (a fehérítőpor összetevője, az úszómedencékhez használt „klór”).^[1] A Cl–O távolság a ClO⁻-ban 1,69 Å.^[2]

A név a hipoklórossav észtereire, vagyis kovalensen kötött ClO– csoportot tartalmazó szerves vegyületekre is utalhat, például a klórozószer terc-butil-hipokloritra.^[3]

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:

${\displaystyle {\ce {2 H+ + ClO- + Cl- <-> Cl2 + H2O}}}$

Stabilitás

A hipokloritok általában instabilak, sok vegyület csak oldatban létezik. A lítium-hipokloritot (LiOCl), a kalcium-hipokloritot (Ca(OCl)₂) és a bárium-hipokloritot (Ba(OCl)₂) 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.^[4]

Hevítéskor a hipoklorit kloridra, oxigénre és klorátra bomlik:

${\displaystyle {\ce {2 ClO- -> 2 Cl- + O2}}}$

${\displaystyle {\ce {3 ClO- -> 2 Cl- + ClO3-}}}$

E reakció exoterm, és koncentrált hipokloritok esetén irányíthatatlanná, robbanásszerűvé válhat.^[5]

Az alkálifém-hipokloritok stabilitása csökken a nagyobb alkálifémekkel. A vízmentes lítium-hipoklorit standard hőmérsékleten stabil, de a vízmentes nátrium-hipoklorit robban.^[6] A pentahidrát (NaOCl·(H₂O)₅) 0 °C felett instabil,^[7] de a háztartási fehérítők hígabb oldatai stabilabbak. A kálium-hipoklorit csak oldatban ismert.^[4]

A lantanoida-hipokloritok instabilak, de arról számoltak be, hogy stabilabbak vízmentesen, mint víz jelenlétében.^[8] A hipoklorit a Ce(III)-at Ce(IV)-gyé oxidálni.^[9]

A vízmentes hipoklórossav nem stabil, mivel klórt alkotva bomlik. Bomlásakor bizonyos formában oxigén is keletkezik.

Reakciók ammóniával

A hipokloritok ammóniával reagálva előbb klóramint (ClNH₂), majd diklóramint (Cl₂NH), végül nitrogén-trikloridot (NCl₃) adnak.^[1]

${\displaystyle {\ce {NH3 + ClO- -> HO- + NH2Cl}}}$

${\displaystyle {\ce {NH2Cl + ClO- -> HO- + NHCl2}}}$

${\displaystyle {\ce {NHCl2 + ClO- -> HO- + NCl3}}}$

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.

${\displaystyle {\ce {Cl2 + 2 NaOH -> NaCl + NaOCl + H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {2 Cl2 + 2 Ca(OH)2 -> CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2 H2O}}}$

Sok nátrium-hipokloritot állítanak elő elektrokémiai úton el nem választott klóralkáli-folyamattal. Ebben sós víz elektrolízisével keletkezik Cl₂, mely vízben hipokloritot ad. Ez nem savas közegben folytatandó a klór felszabadulását megakadályozandó:

${\displaystyle {\ce {2 Cl- -> Cl2 + 2 e-}}}$

${\displaystyle {\ce {Cl2 + H2O <-> HOCl + Cl- + H+}}}$

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:

${\displaystyle {\ce {Ca(OCl)2 + MSO4 -> M(OCl)2 + CaSO4}}}$

Szerves hipokloritok

A terc-butil-hipoklorit stabil szerves hipoklorit.^[10]

A hipokloritészterek általában a megfelelő alkoholokból állítható elő bizonyos reagensekkel (például klór, hipoklórossav, diklór-monoxid vagy savas hipokloritok) való kezeléssel.^[3]

Biokémia

Szerves klórvegyületek bioszintézise

A kloroperoxidázok szerves vegyületek klórozását katalizáló enzimek. Ez a szervetlen kloridot és hidrogén-peroxidot egyesíti Cl⁺-ekvivalenst adva, mely a szubsztrát protonját cseréli le:

${\displaystyle {\ce {RH + Cl- + H2O2 + H+ -> RCl + 2 H2O}}}$

A „Cl⁺” forrása a hipoklórossav (HOCl).^[11] Sok szerves klórvegyület bioszintézise történik így.

Immunválaszban

Fertőzésre válaszolva a humán neutrofil granulociták kevés hipokloritot állítanak elő.^[12] 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.^[13][14][15]

Alacsony hipoklorit-koncentrációk a baktériumok hősokkproteinjeire hatnak, stimulálva sejten belüli chaperon szerepüket, a baktériumok összeállását okozva később elhaló csomókba.^[16] E tanulmány alapján alacsony, μM-os hipokloritszintek az Escherichia coli és Vibrio cholerae védekezési mechanizmusát aktiválják, de ennek következményei nem tisztázottak.^[16]

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.^[17]

Ion	Savas reakció	E° (V)	Semleges/lúgos reakció	E° (V)
Hipoklorit	${\displaystyle {\ce {2 H+ + 2 HOCl + 2 e- -> Cl2(g) + H2O}}}$	1,63	${\displaystyle {\ce {ClO- + H2O + 2 e- -> Cl- + 2 OH-}}}$	0,89
Klorit	${\displaystyle {\ce {6 H+ + 2 HOClO + 6 e- -> Cl2(g) + 4 H2O}}}$	1,64	${\displaystyle {\ce {OClO- + 2 H2O + 4 e- -> Cl- + 4 OH-}}}$	0,78
Klorát	${\displaystyle {\ce {12 H+ + 2 ClO3- + 10 e- -> Cl2(g) + 6 H2O}}}$	1,47	${\displaystyle {\ce {ClO3- + 3 H2O + 6 e- ->Cl- + 6 OH-}}}$	0,63
Perklorát	${\displaystyle {\ce {16 H+ +2 ClO4- + 14 e- -> Cl2(g) + 4 H2O}}}$	1,42	${\displaystyle {\ce {ClO4- + 4 H2O + 8 e- -> Cl- + 8 OH-}}}$	0,56

A hipoklorit elég erős oxidálószer a Mn(III) Mn(V)-té alakításához a Jacobsen-epoxidáció során és a Ce³⁺ Ce⁴⁺-gyé oxidálásához.^[9] Ezen erős oxidációs képességért hatékony fehérítő és fertőtlenítő.

A szerves kémiában a hipokloritok primer alkoholok karbonsavvá oxidálásához használhatók.^[18]

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	Cl^−	ClO^−	ClO−2	ClO−3	ClO−4
Szerkezet

Jegyzetek

1. Greenwood, Norman N., Earnshaw, Alan. Chemistry of the Elements, 2nd, Butterworth-Heinemann (1997). ISBN 0-08-037941-9 
2. (2021) „After 200 Years: The Structure of Bleach and Characterization of Hypohalite Ions by Single-Crystal X-Ray Diffraction”. Angew. Chem. Int. Ed. 60 (46), 24400–24405. o. DOI:10.1002/anie.202108843. PMID 34293249. 
3. Mintz, M. J. (1969). „t-Butyl hypochlorite”. Organic Syntheses 49, 9. o. DOI:10.15227/orgsyn.049.0009. 
4. Egon Wiberg.szerk.: Bernhard J. Aylett, Nils Wiberg: Inorganic chemistry, 1st English ed. ford.: Mary Eagleson, William Brewer:, San Diego, Calif.; Berlin: Academic Press, W. de Gruyter, 444. o. (2001). ISBN 978-0123526519 
5. Clancey, V.J. (1975). „Fire hazards of calcium hypochlorite”. Journal of Hazardous Materials 1 (1), 83–94. o. DOI:10.1016/0304-3894(75)85015-1. 
6. Urben, Peter. Bretherick's Handbook of Reactive Chemical Hazards, 7th, 1433. o. (2006). ISBN 978-0-08-052340-8 
7. Brauer, G.. Handbook of Preparative Inorganic Chemistry; Vol. 1, 2nd, Academic Press, 309. o. (1963) 
8. Vickery, R. C. (1950. április 1.). „Some reactions of cerium and other rare earths with chlorine and hypochlorite”. Journal of the Society of Chemical Industry 69 (4), 122–125. o. DOI:10.1002/jctb.5000690411. 
9. V. R. Sastri. Modern Aspects of Rare Earths and their Complexes., 1st, Burlington: Elsevier, 38. o. (2003). ISBN 978-0080536682 
10. t-Butyl Hypochlorite, Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis. DOI: 10.1002/047084289X.rb388.pub2 (2006). ISBN 0471936235 
11. (2010) „New and classic families of secreted fungal heme peroxidases”. Appl Microbiol Biotechnol 87 (3), 871–897. o. DOI:10.1007/s00253-010-2633-0. PMID 20495915. 
12. (2014) „Taurine and inflammatory diseases”. Amino Acids 46 (1), 7–20. o. DOI:10.1007/s00726-012-1361-4. PMID 22810731. PMC 3894431. 
13. (1976) „Studies on the chlorinating activity of myeloperoxidase”. Journal of Biological Chemistry 251 (5), 1371–1374. o. DOI:10.1016/S0021-9258(17)33749-3. PMID 176150. 
14. Thomas, E. L. (1979). „Myeloperoxidase, hydrogen peroxide, chloride antimicrobial system: Nitrogen-chlorine derivatives of bacterial components in bactericidal action against Escherichia coli”. Infect. Immun. 23 (2), 522–531. o. DOI:10.1128/IAI.23.2.522-531.1979. PMID 217834. PMC 414195. 
15. (1981. január 1.) „Biological reactivity of hypochlorous acid: implications for microbicidal mechanisms of leukocyte myeloperoxidase.”. Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America 78 (1), 210–4. o. DOI:10.1073/pnas.78.1.210. PMID 6264434. PMC 319021. 
16. Jakob, U. (2008. november 14.). „Bleach Activates A Redox-Regulated Chaperone by Oxidative Protein Unfolding”. Cell 135 (4), 691–701. o, Kiadó: Elsevier. DOI:10.1016/j.cell.2008.09.024. PMID 19013278. PMC 2606091. 
17. Sablon:Cotton&Wilkinson5th
18. Organic Chemistry, 2nd, Oxford: Oxford University Press, 195. o. (2012). ISBN 978-0-19-927029-3 

Fordítás

Ez a szócikk részben vagy egészben a Hypochlorite című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel. Ez a jelzés csupán a megfogalmazás eredetét és a szerzői jogokat jelzi, nem szolgál a cikkben szereplő információk forrásmegjelöléseként.