Hipoclorito - Hypochlorite
Nomes | |
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Nome IUPAC
Hipoclorito
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Nome IUPAC sistemático
clorato (I) |
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Identificadores | |
Modelo 3D ( JSmol )
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ChEBI | |
ChemSpider | |
ECHA InfoCard | 100.235.795 |
682 | |
PubChem CID
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UNII | |
Número ONU | 3212 |
Painel CompTox ( EPA )
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Propriedades | |
Ácido conjugado | Ácido Hipocloroso |
Exceto onde indicado de outra forma, os dados são fornecidos para materiais em seu estado padrão (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). |
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verificar (o que é ?) | |
Referências da Infobox | |
Em química , o hipoclorito é um ânion com a fórmula química ClO - . Combina-se com vários cátions para formar sais de hipoclorito. Exemplos comuns incluem hipoclorito de sódio ( alvejante doméstico ) e hipoclorito de cálcio (um componente do pó clareador, "cloro" de piscina). A distância Cl-O em ClO - é 210 pm.
O nome também pode se referir a ésteres de ácido hipocloroso, a saber, compostos orgânicos com um grupo ClO– ligado covalentemente ao resto da molécula. O principal exemplo é o hipoclorito de terc-butila , que é um agente de cloração útil.
A maioria dos sais de hipoclorito são tratados como soluções aquosas . Suas principais aplicações são como agentes de branqueamento, desinfecção e tratamento de água . Eles também são usados em química para reações de cloração e oxidação .
Reações
Reação ácida
A acidificação dos hipocloritos gera ácido hipocloroso , que existe em equilíbrio com o cloro. Em pH alto, a reação é direcionada para a esquerda:
- 2 H+
+ ClO-
+ Cl-
⇌ Cl
2+ H
2O
Estabilidade
Os hipocloritos são geralmente instáveis e muitos compostos existem apenas em solução. O hipoclorito de lítio LiOCl, o hipoclorito de cálcio Ca (OCl) 2 e o hipoclorito de bário Ba (ClO) 2 foram isolados como compostos anidros puros . Todos são sólidos. Alguns mais podem ser produzidos como soluções aquosas . Em geral, quanto maior for a diluição, maior será a estabilidade. Não é possível determinar tendências para os sais de metais alcalino-terrosos , pois muitos deles não podem ser formados. O hipoclorito de berílio é inédito. Hipoclorito de magnésio puro não pode ser preparado; no entanto, Mg (OH) OCl sólido é conhecido. O hipoclorito de cálcio é produzido em escala industrial e apresenta boa estabilidade. O hipoclorito de estrôncio, Sr (OCl) 2 , não está bem caracterizado e sua estabilidade ainda não foi determinada.
Após o aquecimento, o hipoclorito se degrada em uma mistura de cloreto , oxigênio e cloratos :
- 2 ClO-
→ 2 Cl-
+ O
2 - 3 ClO-
→ 2 Cl-
+ ClO-
3
Esta reação é exotérmica e, no caso de hipocloritos concentrados, como LiOCl e Ca (OCl) 2 , pode levar a uma fuga térmica perigosa e potencialmente explosões.
Os hipocloritos de metal alcalino diminuem em estabilidade no grupo . O hipoclorito de lítio anidro é estável à temperatura ambiente; entretanto, o hipoclorito de sódio não foi preparado mais seco do que o pentahidrato (NaOCl · (H 2 O) 5 ). Isso é instável acima de 0 ° C; embora as soluções mais diluídas encontradas como alvejante doméstico possuam melhor estabilidade. O hipoclorito de potássio (KOCl) é conhecido apenas em solução.
Os hipocloritos de lantanídeos também são instáveis; no entanto, eles foram relatados como sendo mais estáveis em suas formas anidras do que na presença de água. O hipoclorito tem sido usado para oxidar o cério de seu estado de oxidação +3 a +4 .
O ácido hipocloroso em si não é estável isoladamente, pois se decompõe para formar cloro . Sua decomposição também resulta em alguma forma de oxigênio.
Reações com amônia
Os hipocloritos reagem com a amônia, dando primeiro monocloramina ( NH
2Cl ), em seguida, dicloroamina ( NHCl
2) e, finalmente, tricloreto de nitrogênio ( NCl
3)
-
NH
3+ ClO-
→ HO-
+ NH
2Cl
-
NH
2Cl + ClO-
→ HO-
+ NHCl
2
-
NHCl
2+ ClO-
→ HO-
+ NCl
3
Preparação
Sais de hipoclorito
Sais de hipoclorito formado pela reacção entre o cloro e de metais alcalinos e alcalino-terrosos hidróxidos . A reação é realizada próximo à temperatura ambiente para suprimir a formação de cloratos . Este processo é amplamente utilizado para a produção industrial de hipoclorito de sódio (NaClO) e hipoclorito de cálcio (Ca (ClO) 2 ).
- Cl 2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H 2 O
- 2 Cl 2 + 2 Ca (OH) 2 → CaCl 2 + Ca (ClO) 2 + 2 H 2 O
Grandes quantidades de hipoclorito de sódio também são produzidas eletroquimicamente por meio de um processo de cloroalcal não separado . Neste processo, a salmoura é eletrolisada para formar Cl
2que se dissocia em água para formar hipoclorito. Esta reação deve ser conduzida em condições não ácidas para evitar a liberação de cloro:
- 2 Cl-
→ Cl
2+ 2 e -
-
Cl
2+ H
2O ⇌ HClO + Cl-
+ H+
Alguns hipocloritos também podem ser obtidos por uma reação de metátese salina entre o hipoclorito de cálcio e vários sulfatos de metal . Essa reação é realizada em água e depende da formação de sulfato de cálcio insolúvel , que precipitará da solução, levando a reação à conclusão.
- Ca (ClO) 2 + MSO 4 → M (ClO) 2 + CaSO 4
Hipocloritos orgânicos
Os ésteres de hipoclorito são geralmente formados a partir dos álcoois correspondentes , por tratamento com qualquer um de uma série de reagentes (por exemplo , cloro , ácido hipocloroso , monóxido de dicloro e vários sais de hipoclorito acidificados).
Bioquímica
Biossíntese de compostos organoclorados
As cloroperoxidases são enzimas que catalisam a cloração de compostos orgânicos. Esta enzima combina o cloreto de substratos inorgânicos e peróxido de hidrogênio para produzir o equivalente de Cl + , que substitui um próton no substrato de hidrocarboneto:
- RH + Cl - + H 2 O 2 + H + → R-Cl + 2 H 2 O
A fonte de "Cl + " é o ácido hipocloroso (HOCl). Muitos compostos organoclorados são biossintetizados dessa maneira.
Resposta imune
Em resposta à infecção, o sistema imunológico humano gera pequenas quantidades de hipoclorito dentro de glóbulos brancos especiais , chamados de granulócitos neutrófilos . Esses granulócitos envolvem vírus e bactérias em um vacúolo intracelular chamado fagossoma , onde são digeridos.
Parte do mecanismo de digestão envolve uma explosão respiratória mediada por enzimas , que produz compostos derivados de oxigênio reativos, incluindo superóxido (que é produzido pela NADPH oxidase ). O superóxido se decompõe em oxigênio e peróxido de hidrogênio , que é usado em uma reação catalisada por mieloperoxidase para converter cloreto em hipoclorito.
Baixas concentrações de hipoclorito também interagem com as proteínas de choque térmico de um micróbio , estimulando seu papel como chaperona intracelular e fazendo com que as bactérias se formem em aglomerados (parecidos com um ovo que foi fervido) que eventualmente morrerão. O mesmo estudo descobriu que níveis baixos de hipoclorito (micromolar) induzem E. coli e Vibrio cholerae a ativar um mecanismo de proteção, embora suas implicações não sejam claras.
Em alguns casos, a acidez básica do hipoclorito compromete a membrana lipídica da bactéria , uma reação semelhante a estourar um balão.
Usos industriais e domésticos
Os hipocloritos, principalmente de sódio ("alvejante líquido", "água do dardo") e cálcio ("pó clareador") são amplamente utilizados, industrialmente e internamente , para branquear roupas, clarear cabelos e remover manchas . Eles foram os primeiros produtos de branqueamento comerciais, desenvolvidos logo depois que essa propriedade foi descoberta em 1785 pelo químico francês Claude Berthollet .
Os hipocloritos também são amplamente usados como desinfetantes e desodorizantes de amplo espectro . Essa aplicação começou logo depois que o químico francês Labarraque descobriu essas propriedades, por volta de 1820 (ainda antes de Pasteur formular sua teoria da doença dos germes ).
Usos de laboratório
Como agentes oxidantes
O hipoclorito é o agente oxidante mais forte dos oxiânions de cloro. Isso pode ser visto comparando os potenciais de meia célula padrão em toda a série; os dados também mostram que os oxiânions de cloro são oxidantes mais fortes em condições ácidas.
Íon | Reação ácida | E ° (V) | Reação neutra / básica | E ° (V) |
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Hipoclorito | H + + HOCl + e - → 1 / 2 Cl 2 ( g ) + H 2 O | 1,63 | ClO - + H 2 O + 2 e - → Cl - + 2OH - | 0,89 |
Clorita | 3 H + + HOClO + 3 e - → 1 ⁄ 2 Cl 2 ( g ) + 2 H 2 O | 1,64 |
ClO- 2+ 2 H 2 O + 4 e - → Cl - + 4 OH - |
0,78 |
Clorato | 6 H + + ClO- 3+ 5 e - → 1 ⁄ 2 Cl 2 ( g ) + 3 H 2 O |
1,47 |
ClO- 3+ 3 H 2 O + 6 e - → Cl - + 6 OH - |
0,63 |
Perclorato | 8 H + + ClO- 4+ 7 e - → 1 ⁄ 2 Cl 2 ( g ) + 4 H 2 O |
1,42 |
ClO- 4+ 4 H 2 O + 8 e - → Cl - + 8 OH - |
0,56 |
O hipoclorito é um oxidante suficientemente forte para converter Mn (III) em Mn (V) durante a reação de epoxidação de Jacobsen e para converter Ce3+
para Ce4+
. Esse poder oxidante é o que os torna agentes de branqueamento e desinfetantes eficazes.
Na química orgânica , os hipocloritos podem ser usados para oxidar álcoois primários em ácidos carboxílicos .
Como agentes de cloração
Os sais de hipoclorito também podem servir como agentes de cloração . Por exemplo, eles convertem fenóis em clorofenóis. O hipoclorito de cálcio converte a piperidina em N- cloropiperidina .
Oxiânions relacionados
O cloro pode ser o núcleo de oxoanions com estados de oxidação de -1, +1, +3, +5 ou +7. (O elemento também pode assumir um estado de oxidação de +4 visto no composto neutro de dióxido de cloro ClO 2 ).
Estado de oxidação do cloro | -1 | +1 | +3 | +5 | +7 |
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Nome | cloreto | hipoclorito | clorita | clorato | perclorato |
Fórmula | Cl - | ClO - |
ClO- 2 |
ClO- 3 |
ClO- 4 |
Estrutura |