Hipoklorit

Hipoklorit

IUPAC-név

Hipoklorit

Szabályos név

Klorát(I)

Más nevek

Klóroxid

Kémiai azonosítók

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[szerkesztés]

Savas reakció[szerkesztés]

A hipokloritok savas reakciója a klórral egyensúlyban lévő hipoklórossavat ad. Az alacsonyabb pH az alábbi reakciót jobbra tolja, klórt felszabadítva, mely veszélyes lehet:

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

Stabilitás[szerkesztés]

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:

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

{\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[szerkesztés]

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

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

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

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

Előállítás[szerkesztés]

Hipokloritsók[szerkesztés]

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.

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

{\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:

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

{\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:

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

Szerves hipokloritok[szerkesztés]

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[szerkesztés]

Szerves klórvegyületek bioszintézise[szerkesztés]

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

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

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

Immunválaszban[szerkesztés]

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]

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]

Oxidálószerként[szerkesztés]

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	${\ce {2 H+ + 2 HOCl + 2 e- -> Cl2(g) + H2O}}$	1,63	${\ce {ClO- + H2O + 2 e- -> Cl- + 2 OH-}}$	0,89
Klorit	${\ce {6 H+ + 2 HOClO + 6 e- -> Cl2(g) + 4 H2O}}$	1,64	${\ce {OClO- + 2 H2O + 4 e- -> Cl- + 4 OH-}}$	0,78
Klorát	${\ce {12 H+ + 2 ClO3- + 10 e- -> Cl2(g) + 6 H2O}}$	1,47	${\ce {ClO3- + 3 H2O + 6 e- ->Cl- + 6 OH-}}$	0,63
Perklorát	${\ce {16 H+ +2 ClO4- + 14 e- -> Cl2(g) + 4 H2O}}$	1,42	${\ce {ClO4- + 4 H2O + 8 e- -> Cl- + 8 OH-}}$	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[szerkesztés]

A hipokloritsók klórozószerként használhatók. Például a fenolokat klórfenolokká alakítja. A kalcium-hipoklorit a piperidint N-klórpiperidinné alakítja.

Kapcsolódó anionok[szerkesztés]

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]

↑ ^a ^b Greenwood, Norman N., Earnshaw, Alan. Chemistry of the Elements, 2nd, Butterworth-Heinemann (1997). ISBN 0-08-037941-9
↑ (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.
↑ ^a ^b Mintz, M. J. (1969). „t-Butyl hypochlorite”. Organic Syntheses 49, 9. o. DOI:10.15227/orgsyn.049.0009.
↑ ^a ^b 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
↑ 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.
↑ Urben, Peter. Bretherick's Handbook of Reactive Chemical Hazards, 7th, 1433. o. (2006). ISBN 978-0-08-052340-8
↑ Brauer, G.. Handbook of Preparative Inorganic Chemistry; Vol. 1, 2nd, Academic Press, 309. o. (1963)
↑ 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.
↑ ^a ^b V. R. Sastri. Modern Aspects of Rare Earths and their Complexes., 1st, Burlington: Elsevier, 38. o. (2003). ISBN 978-0080536682
↑ t-Butyl Hypochlorite, Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis. DOI: 10.1002/047084289X.rb388.pub2 (2006). ISBN 0471936235
↑ (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.
↑ (2014) „Taurine and inflammatory diseases”. Amino Acids 46 (1), 7–20. o. DOI:10.1007/s00726-012-1361-4. PMID 22810731.
↑ (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.
↑ 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.
↑ (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.
↑ ^a ^b 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.
↑ Sablon:Cotton&Wilkinson5th
↑ Organic Chemistry, 2nd, Oxford: Oxford University Press, 195. o. (2012). ISBN 978-0-19-927029-3

Fordítás[szerkesztés]

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.

[G&E-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.

[mintz-3] Mintz, M. J. (1969). „t-Butyl hypochlorite”. Organic Syntheses 49, 9. o. DOI:10.15227/orgsyn.049.0009.

[inorgchem-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.

[bret-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.

[cerium-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.

[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.

[ref93-14] 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.

[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.

[Winter-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.

[17] Sablon:Cotton&Wilkinson5th

[18] Organic Chemistry, 2nd, Oxford: Oxford University Press, 195. o. (2012). ISBN 978-0-19-927029-3

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]

[15]

[16]

[17]

[18]