ACID HIPOCLOROS (HCLO): STRUCTURĂ, PROPRIETĂȚI, UTILIZĂRI, SINTEZĂ - CHIMIE - 2025

Acidul hipocloros este un compus anorganic cu formula HClO chimică. Corespunde cu cel mai puțin oxidat dintre oxoacidele clorului, deoarece conține un singur atom de oxigen. Din acesta derivă anionul hipoclorit, ClO ^- și sărurile sale, utilizate pe scară largă ca dezinfectanți de apă comerciali.

HClO este cel mai puternic agent oxidant și antimicrobian care este generat atunci când gazul clor se dizolvă în apă. Acțiunea sa antiseptică este cunoscută de mai bine de un secol, chiar înainte ca soluțiile de clor să fie folosite pentru curățarea rănilor soldaților din primul război mondial.

Molecula de acid hipocloros reprezentată de un model cu bilă și bile. Sursa: Ben Mills și Jynto

Descoperirea sa datează de fapt din anul 1834, de către chimistul francez Antoine Jérôme Balard, care a obținut oxidarea parțială a clorului prin amestecarea sa într-o suspensie apoasă de oxid de mercur, HgO. De atunci, a fost folosit ca dezinfectant și agent antiviral.

Chimic vorbind, HClO este un agent oxidant care sfârșește prin a-și renunța la atomul de clor altor molecule; Cu alte cuvinte, compușii clorați pot fi sintetizați cu acesta, cloroaminele au o mare relevanță în dezvoltarea de noi antibiotice.

În anii ’70, s-a descoperit că organismul este capabil să producă în mod natural acest acid prin acțiunea enzimei mieloperoxidază; enzimă care acționează asupra peroxizilor și anionilor clorurii în timpul fagocitozei. Astfel, din același organism poate apărea acest „ucigaș” al intrusilor, dar la o scară inofensivă pentru propria sa stare de bine.

Structura

Imaginea superioară arată structura HClO. Rețineți că formula contrazice structura: molecula este HO-Cl și nu H-Cl-O; cu toate acestea, acesta din urmă este de obicei preferat pentru a-l putea compara direct cu omologii săi mai oxidati: HClO ₂ , HClO ₃ și HClO ₄ .

Structura chimică a acidului hipocloros.

Hidrogenul acid, H ⁺ , eliberat de HClO este situat în grupul OH atașat la atomul de clor. De remarcat, de asemenea, diferențele notabile de lungime în legăturile OH și Cl-O, aceasta din urmă fiind cea mai lungă datorită gradului mai mic de suprapunere a orbitalelor clorului, mai difuze cu cele ale oxigenului.

Molecula de HOCl abia poate rămâne stabilă în condiții normale; Nu poate fi izolat din soluțiile sale apoase , fără a fi disproporționată sau eliberată sub formă de gaz de clor, Cl ₂ .

Prin urmare, nu există cristale anhidre (nici măcar hidrați ai acestora) de acid hipocloros; Și până în prezent, nu există niciun indiciu că pot fi preparate prin metode extravagante. Dacă s-ar putea cristaliza, moleculele de HClO ar interacționa între ele prin dipolii permanenți (sarcini negative orientate spre oxigen).

Proprietăți

Aciditate

HClO este un acid monoprotic; adică puteți dona doar un H ⁺ mediului apos (care este locul unde este format):

HClO (aq) + H ₂ O ↔ ClO ^- (aq) + H ₃ O ⁺ (aq) (pKa = 7,53)

Din această ecuație de echilibru se observă că o scădere H ₃ O ⁺ ioni (creșterea bazicitatea mediului) favorizează formarea mai anioni hipoclorit, clo ^- . În consecință, dacă o soluție de ClO ^- trebuie menținută relativ stabilă, pH-ul trebuie să fie de bază, ceea ce se obține cu NaOH.

Constanta sa de disociere, pKa, face să fie îndoielnic faptul că HClO este un acid slab. Prin urmare, atunci când manipulează concentrat, ar trebui să nu vă faceți griji atât de mult despre H ₃ O ⁺ ioni , ci despre HClO în sine (având în vedere reactivitatea ridicată și nu din cauza corozivității sale).

Agent oxidant

S-a menționat că atomul de clor din HClO are un număr de oxidare de +1. Aceasta înseamnă că cu greu necesită amplificarea unui singur electron pentru a reveni la starea de sol (Cl ⁰ ) și să fie capabil să formeze Cl ₂ molecula . În consecință, HClO va fi redusă la Cl ₂ și H ₂ O, oxidarea unei alte specii , mai rapid în comparație cu aceeași CI ₂ sau clo ^- :

2HClO (aq) + 2H ⁺ + 2e ^- ↔ Cl ₂ (g) + 2H ₂ O (l)

Această reacție ne permite deja să vedem cât de stabil este HClO în soluțiile sale apoase.

Puterea sa oxidantă nu se măsoară numai prin formarea de Cl ₂ , dar , de asemenea , prin capacitatea sa de a renunța la atomul său de clor. De exemplu, poate reacționa cu specii azotate (inclusiv amoniac și baze azotate), pentru a produce cloroamine:

HClO + NH → N-Cl + H ₂ O

Rețineți că o legătură NH este rupt, a unei grupări amino (-NH ₂ ) , pentru cea mai mare parte, și se înlocuiește cu un N-CI. La fel se întâmplă și cu legăturile OH ale grupărilor hidroxil:

HClO + OH → O-Cl + H ₂ O

Aceste reacții sunt cruciale și explică acțiunea dezinfectantă și antibacteriană a HClO.

Stabilitate

HClO este instabilă aproape oriunde o privești. De exemplu, anionul hipoclorit este disproporționat la speciile de clor cu un număr de oxidare de -1 și +5, mai stabil decât +1 în HClO (H ⁺ Cl ⁺ O ^2- ):

3ClO ^- (aq) ↔ 2CI ^- (aq) + ClO ₃ ^- (aq)

Această reacție ar schimba din nou echilibrul spre dispariția HClO. De asemenea, HClO participă direct la un echilibru paralel cu apa și gazul clor:

Cl ₂ (g) + H ₂ O (l) ↔ HClO (aq) + H ⁺ (aq) + Cl ^- (aq)

De aceea , încearcă să se încălzească o soluție HClO să se concentreze (sau izola - l) conduce la producerea de Cl ₂ , care este identificat ca un gaz de culoare galbenă. De asemenea, aceste soluții nu pot fi expuse la lumină pentru prea mult timp, nici la prezența oxizilor metalici, așa cum se descompun Cl ₂ (HClO dispare chiar mai mult):

2CI ₂ + 2H ₂ O → 4HCl + O ₂

HCl reacționează cu HClO pentru a genera mai multe Cl ₂ :

HClO + HCI → Cl ₂ + H ₂ O

Și așa mai departe până nu mai există HClO.

Sinteză

Apa și clorul

Una dintre metodele pentru prepararea sau sintezarea acidului hipocloros a fost deja explicită implicit: prin dizolvarea gazului de clor în apă. O altă metodă destul de similară constă în dizolvarea anhidrida acestui acid în apă: dicloro Monoxid, Cl ₂ O:

Cl ₂ O (g) + H ₂ O (l) ↔ 2HClO (aq)

Din nou , nu există nici o modalitate de a izola pur HClO, deoarece evaporarea apei ar trece echilibrul la formarea de Cl ₂ O, un gaz care va scăpa din apă.

Pe de altă parte, a fost posibil să se pregătească soluții mai concentrate de HClO (20%) folosind oxid mercuric, HgO. Pentru a face acest lucru, clorul este dizolvat într-un volum de apă chiar la punctul său de îngheț, astfel încât să se obțină gheață clorurată. Apoi, această aceeași gheață este agitată și, pe măsură ce se topește, se amestecă cu HgO:

2Cl ₂ + HgO + 12H ₂ O → 2HClO + HgCl ₂ + 11H ₂ O

Soluția de HClO 20% poate fi în final distilată sub vid.

Electroliză

O metodă mai simplă și mai sigură de preparare a soluțiilor de acid hipocloros este utilizarea saramurilor ca materie primă în loc de clor. Saramuri sunt bogate în anioni de clor, Cl ^- , care , printr - un proces de electroliza poate fi oxidați la Cl ₂ :

2H ₂ O → O ₂ + 4H ⁺ + 4e ^-

2CI ^- ↔ 2e ^- + Cl ₂

Aceste două reacții apar la anod, unde se produce clor, care se dizolvă imediat pentru a da naștere la HClO; în timp ce se află în compartimentul catodului, apa este redusă:

2H ₂ O + 2e ^- → 2OH ^- + H ₂

În acest fel, HClO poate fi sintetizat pe o scară comercială până la cea industrială; iar aceste soluții obținute din saramură sunt de fapt produsele disponibile în comerț ale acestui acid.

Aplicații

Caracteristici generale

HClO poate fi utilizat ca agent oxidant pentru oxidarea alcoolilor la cetone și pentru sintetizarea cloroaminelor, cloroamidelor sau clorohidrinelor (pornind de la alchene).

Cu toate acestea, toate celelalte utilizări ale acestuia pot fi cuprinse într-un singur cuvânt: biocid. Este un ucigaș de ciuperci, bacterii, viruși și un neutralizator al toxinelor eliberate de agenți patogeni.

Sistemul imunitar al organismului nostru își sintetizează propriul HClO prin acțiunea enzimei mieloperoxidază, ajutând globulele albe din sânge să eradice intrusii care provoacă infecția.

Nenumărate studii sugerează diverse mecanisme de acțiune a HClO asupra matricei biologice. Aceasta își donează atomul de clor grupărilor amino ale anumitor proteine ​​și, de asemenea, oxidează grupele sale SH prezente în punțile disulfură SS, ceea ce duce la denaturarea lor.

De asemenea, oprește replicarea ADN-ului reacționând cu baze azotate, afectează oxidarea completă a glucozei și poate deforma și membrana celulară. Toate aceste acțiuni sfârșesc provocând moartea germenilor.

Dezinfectare și curățare

Acesta este motivul pentru care soluțiile HClO ajung să fie utilizate pentru:

-Tratarea rănilor infecțioase și gangrenoase

-Disinfectează alimentarea cu apă

-Agent de sterilizare pentru material chirurgical sau instrumente utilizate în medicina veterinară, medicină și stomatologie

-Disinfectant de orice tip de suprafață sau obiect în general: bare, balustrade, mașini de cafea, ceramică, mese de sticlă, contoare de laborator etc.

-Sintezați cloroaminele care servesc ca antibiotice mai puțin agresive, dar, în același timp, mai durabile, specifice și stabile decât HClO în sine

riscuri

Soluțiile HClO pot fi periculoase dacă sunt puternic concentrate, deoarece pot reacționa violent cu specii predispuse la oxidare. În plus, acestea tind să elibereze clor gazos atunci când sunt destabilizate, astfel încât acestea trebuie să fie depozitate sub un protocol de securitate riguros.

HClO este atât de reactiv față de germeni, încât acolo unde este udată dispare instantaneu, fără a prezenta un risc mai târziu pentru cei care ating suprafețele tratate de acesta. La fel se întâmplă în interiorul organismului: se descompune rapid sau este neutralizat de orice specie din mediul biologic.

Atunci când este generat de corpul însuși, se presupune că poate tolera concentrații scăzute de HClO. Cu toate acestea, dacă este foarte concentrat (utilizat în scopuri sintetice și nu dezinfectante), acesta poate avea efecte nedorite, atacând și celulele sănătoase (de exemplu, ale pielii).

Referințe

1. Shiver & Atkins. (2008). Chimie anorganică . (A patra editie). Mc Graw Hill.
2. Gottardi, W., Debabov, D., & Nagl, M. (2013). N-cloraminele, o clasă promițătoare de anti-infecțioase topice bine tolerate. Agenți antimicrobieni și chimioterapie, 57 (3), 1107–1114. doi: 10.1128 / AAC.02132-12
3. De Jeffrey Williams, Eric Rasmussen și Lori Robins. (06 octombrie 2017). Acid hipoclor: folosind un răspuns înnăscut. Recuperat din: infectarecontrol.tips
4. Instrumente hidro. (Sf). Chimia de bază a clorinării. Recuperat de la: hydroinstruments.com
5. Wikipedia. (2019). Acidul hipoclor. Recuperat de la: en.wikipedia.org
6. Serhan Sakarya și colab. (2014). Acid hipocloros: un agent ideal de îngrijire a rănilor cu potențial microbicid, antibiofilm și potență de vindecare a rănilor. Rănile HMP. Recuperat de la: woundsresearch.com
7. PrebChem. (2016). Prepararea acidului hipocloros. Recuperat de la: prepchem.com