Hipoklorit
| Hipoklorit | |
 | |
 | |
 | |
| IUPAC-név | Hipoklorit |
| Szabályos név | Klorát(I) |
| Más nevek | Klóroxid |
| Kémiai azonosítók | |
|---|---|
| CAS-szám | 14380-61-1 |
| PubChem | 61739 |
| ChemSpider | 55632 |
| EINECS-szám | 807-894-9 |
| DrugBank | DB11123 |
| ChEBI | 29222 |
| SMILES | [O-]Cl |
| InChI | 1/ClO/c1-2/q-1 |
| InChIKey | WQYVRQLZKVEZGA-UHFFFAOYSA-N |
| Gmelin | 682 |
| UNII | T5UM7HB19N |
| UN-szám | 3212 |
| 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
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]Savas reakció
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]A hipokloritok savas reakciója a klórral egyensúlyban lévő hipoklórossavat ad. Az alacsonyabb pH az alábbi reakciót jobbra tolja, klórt felszabadítva, mely veszélyes lehet:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {ClO} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longleftrightarrow } {}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/30de8db3c68b54479ccbafbe96249428a2a26ea8)
Stabilitás
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]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 {2\,\mathrm {ClO} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/770f5282cb8930b43aa5d4109127259606f348b2)
![{\displaystyle {3\,\mathrm {ClO} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {ClO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/866306a11c298b99fe489fb0d5f4aa58c75f9270)
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
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]A hipokloritok ammóniával reagálva előbb klóramint (ClNH2), majd diklóramint (Cl2NH), végül nitrogén-trikloridot (NCl3) adnak.[1]
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {ClO} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {HO} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {Cl} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9e3cc28a052cadf9ad468d796295af375fae1aec)
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {Cl} {}+{}\mathrm {ClO} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {HO} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {NHCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f8eb8131c22b1792f0d6eb6e6765bc82607ca716)
![{\displaystyle {\mathrm {NHCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {ClO} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {HO} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {NCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f3599b9d8ea552d88bab8a88ff166b0cb28ce34c)
Előállítás
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]Hipokloritsók
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]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 {\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {NaOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NaCl} {}+{}\mathrm {NaOCl} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/11cdd324e56db4eaa134d690cb9481680063c09b)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {Ca} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {CaCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {Ca} (\mathrm {OCl} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6893a8ea57386d9cb100dda9e407d024d5460941)
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 {2\,\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {e} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8cb0fd6365f7fe3d1ef3f1edcdd02fbd904a48b6)
![{\displaystyle {\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longleftrightarrow } {}\mathrm {HOCl} {}+{}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8bbdd23d0d1046e1dd7294ac942756e44f5ec3c9)
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 {\mathrm {Ca} (\mathrm {OCl} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {MSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {M} (\mathrm {OCl} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {CaSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a904e6f0fb9c1c3baa6891c653c2a1ad57b9ba0d)
Szerves hipokloritok
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]
A hipokloritészterek általában a megfelelő alkoholokból állítható elő bizonyos reagensekkel (például klór, hipoklórossav, diklór-monoxid vagy savas hipokloritok) való kezeléssel.[3]
Biokémia
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]Szerves klórvegyületek bioszintézise
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]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 {\mathrm {RH} {}+{}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {RCl} {}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1a8e30dbb01f7a569682d48db80f2d82dd40f864)
A „Cl+” forrása a hipoklórossav (HOCl).[11] Sok szerves klórvegyület bioszintézise történik így.
Immunválaszban
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]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
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]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
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]Oxidálószerként
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]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 | 1,63 | 0,89 | ||
| Klorit | 1,64 | 0,78 | ||
| Klorát | 1,47 | 0,63 | ||
| Perklorát | 1,42 | 0,56 |
![{\displaystyle {2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}2\,\mathrm {HOCl} {}+{}2\,\mathrm {e} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {g} ){}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/22fc633f64d11ce9e5630e9cdd1447953430bb98)
![{\displaystyle {\mathrm {ClO} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}2\,\mathrm {e} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}2\,\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f788cd83ad29cd2010b0d2e5b2b01ac9b22a94c3)
![{\displaystyle {6\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}2\,\mathrm {HOClO} {}+{}6\,\mathrm {e} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {g} ){}+{}4\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0e0424b3dd68061f39313a637bebd4852df2f810)
![{\displaystyle {\mathrm {OClO} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}4\,\mathrm {e} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}4\,\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e6b6c729a72421f478bd9c77e66417c015689ca8)
![{\displaystyle {12\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}2\,\mathrm {ClO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\vphantom {A}}^{-}{}+{}10\,\mathrm {e} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {g} ){}+{}6\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8c5db5ba0a0ec06b4b73a67573ebdd2af6c97b3f)
![{\displaystyle {\mathrm {ClO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\vphantom {A}}^{-}{}+{}3\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}6\,\mathrm {e} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}6\,\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/cc9999c45ba4d9199a628196763282be5c97711a)
![{\displaystyle {16\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}2\,\mathrm {ClO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{-}{}+{}14\,\mathrm {e} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {g} ){}+{}4\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/28392657418f162febeeb9eee253b4b9eb2a1729)
![{\displaystyle {\mathrm {ClO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{-}{}+{}4\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}8\,\mathrm {e} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}^{-}{}+{}8\,\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c83486b52d4d2b6b095e122357b7972ce109381a)
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
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]A hipokloritsók klórozószerként használhatók. Például a fenolokat klórfenolokká alakítja. A kalcium-hipoklorit a piperidint N-klórpiperidinné alakítja.
Kapcsolódó anionok
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]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
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]- 1 2 Greenwood, Norman N. (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 0-08-037941-9.
{{cite book}}: Unknown parameter|coauthors=ignored (|author=suggested) (súgó) - ↑ Topić, Filip; Marrett, Joseph M.; Borchers, Tristan H.; Titi, Hatem M.; Barrett, Christopher J.; Friščić, Tomislav (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. doi:10.1002/anie.202108843. PMID 34293249. S2CID 236199263.
- 1 2 Mintz, M. J.; C. Walling (1969). "t-Butyl hypochlorite". Organic Syntheses. 49: 9. doi:10.15227/orgsyn.049.0009.
- 1 2 Egon Wiberg (2001). Bernhard J. Aylett, Nils Wiberg (ed.). Inorganic chemistry. Translated by Mary Eagleson, William Brewer (1st English ed. ed.). San Diego, Calif.; Berlin: Academic Press, W. de Gruyter. 444. o. ISBN 978-0123526519.
{{cite book}}:|edition=has extra text (súgó) - ↑ Clancey, V.J. (1975). "Fire hazards of calcium hypochlorite". Journal of Hazardous Materials. 1 (1): 83–94. doi:10.1016/0304-3894(75)85015-1.
- ↑ Urben, Peter (2006). Bretherick's Handbook of Reactive Chemical Hazards. Vol. 1 (7th ed.). 1433. o. ISBN 978-0-08-052340-8.
- ↑ Brauer, G. (1963). Handbook of Preparative Inorganic Chemistry; Vol. 1 (2nd ed.). Academic Press. 309. o.
- ↑ 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. doi:10.1002/jctb.5000690411.
- 1 2 V. R. Sastri; et al. (2003). Modern Aspects of Rare Earths and their Complexes (1st ed.). Burlington: Elsevier. 38. o. ISBN 978-0080536682.
- ↑ Simpkins, Nigel S.; Cha, Jin K. (2006). "t-Butyl Hypochlorite". Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis. doi:10.1002/047084289X.rb388.pub2. ISBN 0471936235.
- ↑ Hofrichter, M.; Ullrich, R.; Pecyna, Marek J.; Liers, Christiane; Lundell, Taina (2010). "New and classic families of secreted fungal heme peroxidases". Appl Microbiol Biotechnol. 87 (3): 871–897. doi:10.1007/s00253-010-2633-0. PMID 20495915. S2CID 24417282.
- ↑ Marcinkiewicz, Janusz; Kontny, Ewa (2014). "Taurine and inflammatory diseases". Amino Acids. 46 (1): 7–20. doi:10.1007/s00726-012-1361-4. PMC 3894431. PMID 22810731.
- ↑ Harrison, J. E.; J. Schultz (1976). "Studies on the chlorinating activity of myeloperoxidase". Journal of Biological Chemistry. 251 (5): 1371–1374. doi:10.1016/S0021-9258(17)33749-3. PMID 176150.
- ↑ 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. doi:10.1128/IAI.23.2.522-531.1979. PMC 414195. PMID 217834.
- ↑ Albrich, JM; McCarthy, CA; Hurst, JK (1981. január). "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. Bibcode:1981PNAS...78..210A. doi:10.1073/pnas.78.1.210. PMC 319021. PMID 6264434.
- 1 2 Jakob, U.; J. Winter; M. Ilbert; P. C. F. Graf; D. Özcelik (2008. november 14.). "Bleach Activates A Redox-Regulated Chaperone by Oxidative Protein Unfolding". Cell. 135 (4). Elsevier: 691–701. doi:10.1016/j.cell.2008.09.024. PMC 2606091. PMID 19013278.
- ↑ Sablon:Cotton&Wilkinson5th
- ↑ Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart (2012). Organic Chemistry (2nd ed.). Oxford: Oxford University Press. 195. o. ISBN 978-0-19-927029-3.
Fordítás
[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]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.
