ГІПОХЛОРНА КИСЛОТА (HCLO): СТРУКТУРА, ВЛАСТИВОСТІ, ВИКОРИСТАННЯ, СИНТЕЗ - ХІМІЯ - 2025

Хлорнуватиста кислота являє собою неорганічну сполуку з хімічною формулою HClO. Він відповідає найменш окисленому з оксокислот хлору, оскільки містить лише один атом кисню. З нього вони отримують аніон гіпохлориту, ClO ^- та його солі, широко використовувані як комерційні дезінфікуючі води.

HClO - це найсильніший окислювальний та протимікробний засіб, який утворюється при розчиненні газу хлору у воді. Про його антисептичну дію було відомо вже не одне століття, ще до того, як хлорові розчини використовувались для очищення ран солдатів у Першій світовій війні.

Молекула гіпохлорної кислоти представлена ​​моделью кульки та палички. Джерело: Бен Міллз та Джинто

Фактично його відкриття датується 1834 роком французьким хіміком Антуаном Йером Балардом, який домігся часткового окислення хлору, пузиривши його у водній суспензії оксиду ртуті HgO. З цього часу його використовують як дезінфікуючий і противірусний засіб.

Хімічно кажучи, HClO є окислювачем, який закінчує передачу свого атома хлору іншим молекулам; тобто з його допомогою можна синтезувати хлоровані сполуки, будучи хлороамінами, що мають велике значення при розробці нових антибіотиків.

У 1970-х роках було виявлено, що організм здатний природним чином виробляти цю кислоту завдяки дії ферменту мієлопероксидази; фермент, який діє на пероксиди та аніони хлоридів під час фагоцитозу. Таким чином, з того самого організму може вийти цей «вбивця» зловмисників, але в нешкідливих масштабах для власного благополуччя.

Будова

На верхньому зображенні показана структура HClO. Зауважте, що формула суперечить структурі: молекула є HO-Cl, а не H-Cl-O; однак останній, як правило, є кращим, щоб можна було безпосередньо порівняти його з більш окисленими аналогами: HClO ₂ , HClO ₃ та HClO ₄ .

Хімічна структура гіпохлорної кислоти.

Кислий водень H ⁺ , що виділяється HClO, розташований у групі ОН, приєднаній до атома хлору. Зазначимо також помітні відмінності у довжині зв’язків OH та Cl-O, остання є найдовшою через менший ступінь перекриття орбіталей хлору, більш дифузних, з кисневими.

Молекула HOCl ледь може залишатися стабільною при нормальних умовах; Він не може бути виділений з його водних розчинів, не будучи пропорційним або виділяючись у вигляді газу хлору, Cl ₂ .

Тому немає безводних кристалів (навіть їх гідратів) гіпохлорної кислоти; І на сьогоднішній день також немає ознак того, що їх можна приготувати екстравагантними методами. Якби вони могли кристалізуватися, молекули HClO взаємоділи б між собою через свої постійні диполі (негативні заряди, орієнтовані на кисень).

Властивості

Кислотність

HClO - монопротейна кислота; тобто можна пожертвувати лише одну Н ⁺ у водній середовищі (саме там, де вона утворюється):

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

З цього рівняння рівноваги видно, що зменшення іонів H ₃ O ⁺ (збільшення основності середовища) сприяє утворенню більше аніонів гіпохлориту, ClO ^- . Отже, якщо розчин ClO ^- повинен підтримуватися відносно стабільним, pH повинен бути базовим, що досягається з NaOH.

Його константа дисоціації, pKa, робить сумнівом, що HClO є слабкою кислотою. Тому при роботі з ним концентровано потрібно не так хвилюватися не про іони H ₃ O ⁺ , а про сам HClO (зважаючи на його високу реакційну здатність, а не через корозійну здатність).

Окислювач

Згадувалося, що атом хлору в HClO має число окислення +1. Це означає, що навряд чи потрібен посилення одного електрона, щоб повернутися до його основного стану (Cl ⁰ ) та мати можливість формувати молекулу Cl ₂ . Отже, HClO буде знижений до Cl ₂ і H ₂ O, окислюючи інший вид швидше порівняно з тим же Cl ₂ або ClO ^- :

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

Ця реакція вже дозволяє нам бачити, наскільки стабільний HClO у його водних розчинах.

Його окислювальна здатність вимірюється не тільки утворенням Cl ₂ , а й здатністю відмовитись від свого атома хлору. Наприклад, він може реагувати з азотистими видами (включаючи аміак та азотисті основи), утворюючи хлороаміни:

HClO + NH → N-Cl + H ₂ O

Зауважимо, що зв'язок NH розірваний з аміногрупи (-NH ₂ ) здебільшого і замінюється N-Cl. Те саме відбувається з ОН-зв’язками гідроксильних груп:

HClO + OH → O-Cl + H ₂ O

Ці реакції мають вирішальне значення і пояснюють дезінфікуючу та антибактеріальну дію HClO.

Стабільність

HClO нестабільний майже скрізь, де ви на це дивитесь. Наприклад, аніон гіпохлориту є непропорційним для видів хлору з окислювальним числом -1 і +5, більш стійким, ніж +1 у HClO (H ⁺ Cl ⁺ O ^2- ):

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

Ця реакція знову змістила б рівновагу у бік зникнення HClO. Аналогічно, HClO бере безпосередню участь у паралельній рівновазі з водою та хлором:

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

Ось чому спроба нагріти розчин HClO для його концентрування (або виділити) призводить до отримання Cl ₂ , який ідентифікується як жовтий газ. Так само ці розчини не можуть надто довго піддаватися впливу світла, а також не містити оксидів металів, оскільки вони розкладають Cl ₂ (HClO зникає ще більше):

2Cl ₂ + 2H ₂ O → 4HCl + O ₂

HCl вступає в реакцію з HClO, утворюючи більше Cl ₂ :

HClO + HCl → Cl ₂ + H ₂ O

І так далі, поки не буде більше HClO.

Синтез

Вода та хлор

Один із способів приготування або синтезу гіпохлорної кислоти вже був неявно пояснений: розчиненням хлору в воді. Ще один досить подібний спосіб полягає у розчиненні ангідриду цієї кислоти у воді: діоксид дихлору, Cl ₂ O:

Cl ₂ O (г) + H ₂ O (l) ↔ 2HClO (aq)

Знову немає можливості виділити чисту HClO, оскільки випаровування води змістить рівновагу до утворення Cl ₂ O, газу, який вийде з води.

З іншого боку, вдалося приготувати більш концентровані розчини HClO (20%), використовуючи оксид ртуті, HgO. Для цього хлор розчиняється в об'ємі води просто в точці його замерзання таким чином, щоб вийшов хлорований лід. Потім цей самий лід перемішують, і коли він тане, він змішується з HgO:

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

20% -ний розчин HClO можна нарешті відганяти під вакуумом.

Електроліз

Більш простий і безпечний спосіб приготування розчинів соляної кислоти - використання розсолів як сировини замість хлору. Розсоли багаті аніонами хлориду, Cl ^- , які в процесі електролізу можуть бути окислені до Cl ₂ :

2H ₂ O → O ₂ + 4H ⁺ + 4e ^-

2Cl ^- ↔ 2e ^- + Cl ₂

Ці дві реакції відбуваються на аноді, де утворюється хлор, який негайно розчиняється, утворюючи HClO; перебуваючи в катодному відділенні, вода знижується:

2H ₂ O + 2e ^- → 2OH ^- + H ₂

Таким чином, HClO може бути синтезований у комерційному та промисловому масштабах; і ці розчини, отримані з розсолів, насправді є комерційно доступними продуктами цієї кислоти.

Програми

Загальні ознаки

HClO може використовуватися як окислювач для окислення спиртів до кетонів, а також для синтезу хлороамінів, хлороамідів або хлорогідринів (починаючи з алкенів).

Однак усі інші його використання можна охопити одним словом: біоцид. Це вбивця грибів, бактерій, вірусів та нейтралізатор токсинів, що виділяються патогенами.

Імунна система нашого організму синтезує власну HClO дією ферменту мієлопероксидази, допомагаючи лейкоцитам викорінювати зловмисників, що викликають інфекцію.

Незліченні дослідження говорять про різні механізми дії HClO на біологічну матрицю. Це дарує свій атом хлору аміногрупам певних білків, а також окислює його SH-групи, наявні в дисульфідних мостах СС, внаслідок чого їх денатурація.

Він також зупиняє реплікацію ДНК, реагуючи на азотисті основи, впливає на повне окислення глюкози, а також може деформувати клітинну мембрану. Всі ці дії закінчуються тим, що мікроби гинуть.

Дезінфекція та чистка

Ось чому рішення HClO в кінцевому підсумку використовуються для:

-Лікування інфекційних та гангренозних ран

-Дезінфікуючі запаси води

-Стерилізуючий засіб для хірургічного матеріалу або засобів, що застосовуються у ветеринарії, медицині та стоматології

-Дезінфікуючий засіб будь-якого типу поверхні або предмету взагалі: брусків, поручнів, кавоварок, кераміки, скляних столів, лабораторних приладів тощо.

-Синтезувати хлороаміни, які служать менш агресивними антибіотиками, але в той же час більш міцними, специфічними та стабільними, ніж сам HClO

Ризики

Розчини HClO можуть бути небезпечними, якщо вони висококонцентровані, оскільки можуть бурхливо реагувати на види, схильні до окислення. Крім того, вони, як правило, вивільняють газоподібний хлор при дестабілізації, тому їх потрібно зберігати за суворим протоколом безпеки.

HClO настільки реагує на мікроби, що там, де його поливають, миттєво зникає, не створюючи ризику пізніше для тих, хто торкається оброблених ним поверхонь. Те саме відбувається всередині організму: він швидко розкладається або нейтралізується будь-яким видом біологічного середовища.

Коли він генерується самим організмом, можна припустити, що він може переносити низькі концентрації HClO. Однак якщо він висококонцентрований (використовується в синтетичних цілях і не дезінфікує), він може мати небажані ефекти, також атакуючи здорові клітини (наприклад, шкіри).

Список літератури

1. Шивер і Аткінс. (2008). Неорганічна хімія. (Четверте видання). Mc Graw Hill.
2. Gottardi, W., Debabov, D., & Nagl, M. (2013). N-хлораміни, перспективний клас добре переносимих місцевих антиінфекційних засобів. Антимікробні засоби та хіміотерапія, 57 (3), 1107–1114. doi: 10.1128 / AAC.02132-12
3. Джефрі Вільямс, Ерік Расмуссен та Лорі Робінс. (06 жовтня 2017 р.). Гіпохлорна кислота: використання вродженої реакції. Відновлено: infecontrol.tips
4. Гідроінструменти. (sf). Основна хімія хлорування. Відновлено з: hydroinstruments.com
5. Вікіпедія. (2019). Гіпохлорна кислота. Відновлено з: en.wikipedia.org
6. Серхан Сакарія та ін. (2014). Гіпохлорна кислота: ідеальний засіб для лікування ран з потужним мікробіцидним, антибіофільмом та потенціалом загоєння ран. Рани HMP. Відновлено з: woundsresearch.com
7. PrebChem. (2016). Отримання гіпохлорної кислоти. Відновлено з: prepchem.com