Hipoclorit de sodi

Hipoclorit de sodi
Substància química	tipus d'entitat química
Massa molecular	73,954 Da
Rol	Oxidant, desinfectant i tractament d'aigües
Estructura química
Fórmula química	NaClO
SMILES canònic	Model 2D; [O-]Cl.[Na+]
Identificador InChI	Model 3D
	NFPA 704: Standard System for the Identification of the Hazards of Materials for Emergency Response ()

L'hipoclorit de sodi és un compost químic constituït per cations sodi ${\ce {Na+}}$ i anions clorit ${\ce {ClO-}}$ . És una sal de fórmula ${\ce {NaClO}}$ .^[1]

L'hipoclorit de sodi no es troba de manera natural al medi ambient. S'utilitza generalment dissolt en aigua, dissolució coneguda com a lleixiu, a diverses concentracions. Tot i que està disponible, l'hipoclorit de sodi sòlid no es fa servir comercialment. Les solucions d'hipoclorit de sodi són líquids clars, de color verdós a groc amb olor de clor. L'hipoclorit de sodi, juntament amb el de calci, s'usen principalment com a agents blanquejants o desinfectants. Són components de lleixius comercials, solucions de neteja i desinfectants per a sistemes de purificació d'aigua potable i d'aigües residuals i piscines.^[2]^[3]

Obtenció[modifica]

L'obtenció de l'hipoclorit de sodi sòlid es duu a terme fent bombollejar clor gasós a una dissolució d'hidròxid de sodi ${\ce {NaOH}}$ al 45–48 % per preparar una dissolució d'hipoclorit de sodi ${\ce {NaOCl}}$ altament concentrada. Després s'elimina el clorur de sodi ${\ce {NaCl}}$ precipitat per filtració, i el filtrat es refreda a uns 12 °C per precipitar els cristalls d'hipoclorit de sodi—aigua(1/5) ${\ce {NaOCl*5H2O}}$ , que es recullen per filtració centrífuga.^[4]

Propietats[modifica]

Propietats físiques[modifica]

L'hipoclorit de sodi es pot preparar en forma anhidre, amb una puresa superior al 90 %, però es descompon amb facilitat al cap de pocs dies, de vegades de forma explosiva. També forma el monohidrat ${\ce {NaClO*H2O}}$ que és difícil d'obtenir pur. Un altre dels seus hidrats té fórmula molecular ${\ce {NaOCl*5/2H2O}}$ . Es tracta d'un compost cristal·lí tetragonal, que té poca estabilitat per al seu ús comercial. L'hidrat més estable és el pentahidrat ${\ce {NaOCl.5H2O}}$ , de color groc pàl·lid, té un punt de fusió de 25–27 °C. A temperatura ambient es descompon (a 30 °C en 20 dies passa del 44,2 % en ${\ce {NaClO}}$ a un 10 %). És estable més d'un any si es manté per sota de 7 °C.^[4]

Per culpa de la inestabilitat de l'hipoclorit de sodi sòlid, es troba més comunament en solució aquosa, coneguda com a lleixiu. Les concentracions d'hipoclorit de sodi que hom pot aconseguir als comerços per a ús domèstic es poden classificar en dos grups: solucions aquoses amb concentració de clor actiu inferior al 10 %, i solucions aquoses amb concentració de clor actiu superior al 10 %. Les solucions aquoses d'hipoclorit de sodi posseeixen un lleuger color groc, i una olor característica a clor.

Propietats químiques[modifica]

Reaccions amb metalls[modifica]

L'hipoclorit oxida els metalls donant l'hidròxid o l'òxid del metall i l'hipoclorit es redueix a clorur ${\ce {Cl-}}$ . Per exemple amb el zinc:

{\ce {NaClO + Zn -> ZnO + NaCl}}

Reaccions amb àcids[modifica]

L'hipoclorit de sodi en dissolució s'hidrolitza i s'estableix el següent equilibri:

{\ce {ClO- + H2O <=> HClO + OH-}}

A pH alts, 11 o 12, l'equilibri està desplaçat cap a l'esquerra a causa del baix valor de la seva constant d'equilibri (K_c = 2,86 × 10^–7). Predomina l'hipoclorit ${\ce {ClO-}}$ dissolt i la concentració d'àcid hipoclorós ${\ce {HClO}}$ és baixa. Si s'addiciona un àcid a la dissolució, es disminueix el pH pel fet que es neutralitzen anions hidròxid. En assolir el pH valors per sota de 7, es produeix un desplaçament significatiu de l'equilibri cap a la dreta. Així s'incrementa la concentració d'àcid hipoclorós, el qual presenta un altre equilibri amb el clor ${\ce {Cl2}}$ . En augmentar la concentració d'àcid hipoclorós, aquest segon equilibri es desplaça cap a la dreta i es desprèn clor, un gas altament tòxic.^[5]

{\ce {HClO + H3O+ + Cl- <=> Cl2 + 2 H2O}}

Descomposició[modifica]

L'hipoclorit és força inestable, tant en estat sòlid com en dissolució. Molts factors poden augmentar la taxa de descomposició. Per exemple, l'exposició a l'aire i, en particular, a la llum solar, temperatures més altes, emmagatzematge de solucions d'hipoclorit a pH alt i baix, o contacte amb coure o níquel que catalitzen la seva descomposició. La descomposició més important té lloc en dues etapes i dona clorat i clorur, per tant, és una dismutació. La segona reacció més ràpida que la primera, de manera que aquesta limita la velocitat de descomposició:^[5]

{\ce {2 OCl- -> ClO2- + Cl^-}}

{\ce {OCl- + ClO2- -> ClO3- + Cl^-}}

També es produeix una altra descomposició, menys important, que genera oxigen:

{\ce {2 OCl- -> O2 + 2Cl^-}}

Reacció amb peròxid d'hidrogen[modifica]

La reacció amb peròxid d'hidrogen allibera oxigen de forma violenta:

{\ce {NaClO + H2O2 -> NaCl + H2O + O2}}

Reacció amb amoníac[modifica]

Amb amoníac ${\ce {NH3}}$ , la reacció de l'hipoclorit condueix a la formació de diferents cloramines, que resulten de la substitució parcial o total dels àtoms d'hidrogen de l'amoníac per àtoms de clor, unes substàncies altament tòxiques amb una olor semblant a la del clor. L'olor de «clor» que es pot notar prop de piscines és degut a la formació de cloramines a partir de composts químics amb grup amina en la pell o en l'orina.^[6]

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

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

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

Si hi ha un excés d'amoníac es forma hidrazina ${\ce {N2H4}}$ , substància tòxica i potencialment explosiva. És el procediment (procés Raschig) que s'empra de forma industrial per preparar la hidrazina des del 1907:^[6]

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

{\ce {NH2Cl + NH3 + OH- -> N2H4 + Cl- + H2O}}

Aplicacions[modifica]

Desinfectant[modifica]

Les dissolucions d'hipoclorit de sodi, anomenades lleixius, són els desinfectants amb clor més utilitzats. Els lleixius domèstics tenen una concentració entre 35 g/L i 60 g/L d'hipoclorit de sodi. Presenten un ampli espectre d'activitat antimicrobiana (és a dir, bactericida, viricida, fungicida, micobactericida, esporicida), no deixen residus tòxics, no es veuen afectats per la duresa de l'aigua, són econòmics i d'acció ràpida, eliminen organismes de superfícies, i tenen una baixa incidència de toxicitat greu. L'hipoclorit de sodi a la concentració emprada en el lleixiu domèstic pot produir irritació ocular o cremades orofaríngies, esofàgiques i gàstriques. Altres desavantatges dels hipoclorits inclouen la corrosivitat dels metalls en concentracions elevades (> 500 ppm), la inactivació per matèria orgànica, la decoloració o "blanqueig" de teixits, l'alliberament de gas clor tòxic quan es barreja amb amoníac o àcid (per exemple, agents de neteja domèstics) i relativa estabilitat.

Blanquejant[modifica]

Els lleixius es fan servir també com a blanquejants dels teixits i de la pasta de paper. L'àcid hipoclorós (i en menor mesura el clor i l'oxigen actiu) poden atacar els enllaços químics d'un compost de color, ja sigui destruint completament el cromòfor (la part de la molècula que li dona color), o bé convertint els dobles enllaços del cromòfor en enllaços senzills, evitant així que la molècula absorbeixi la llum visible.^[7]

Reactiu en química orgànica[modifica]

Des del 2013 es produeix hipoclorit de sodi pentahidratat ${\ce {NaOCl.5H2O}}$ que està disponible per a ús industrial i de laboratori. Aquest compost és superior a les solucions aquoses convencionals d'hipoclorit de sodi. El material cristal·lí té una riquesa d'un 44 % de ${\ce {NaOCl}}$ i conté quantitats mínimes d'hidròxid de sodi i clorur de sodi, i la solució aquosa, que es prepara a partir de ${\ce {NaOCl.5H2O}}$ i aigua, té un pH entre 11 i 12. Exemples de síntesi orgànica selectiva utilitzant ${\ce {NaOCl.5H2O}}$ inclouen oxidacions d'alcohols primaris i secundaris, oxidacions selectives a sulfòxid i sulfona, escissió oxidativa de disulfur a clorur i bromur de sulfonil, síntesi d'oxaziridina i desaromatització oxidativa de fenols.^[4]

Per altra banda, les dissolucions d'hipoclorit de sodi s'utilitzen industrialment en el procés Raschig per a la producció d'hidrazina ${\ce {N2H4}}$ .

Referències[modifica]

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Hipoclorit de sodi

↑ Iranzo Cid, Ingrid. Determinació d'una fórmula de detergent més hipoclorit de sodi estable (tesi). Barcelona: Universitat Politècnica de Catalunya, 18/06/2009.
↑ «Estudio comparativo sobre la efectividad del hipoclorito de sodio al 6% vs. la solución bromo-cloro-dimetil-hidantoína para la desinfección en ambientes hospitalarios» (en anglès). Perinatología y Reproducción Humana, 30, 4, 01-10-2016, pàg. 145–150. DOI: 10.1016/j.rprh.2017.06.001. ISSN: 0187-5337.
↑ «Intoxicación con hipoclorito de sodio». Biblioteca NAcional de MEdicina de los EE.UU.. [Consulta: 7 agost 2021].
↑ ^4,0 ^4,1 ^4,2 Kirihara, Masayuki; Okada, Tomohide; Sugiyama, Yukihiro; Akiyoshi, Miyako; Matsunaga, Takehiro «Sodium Hypochlorite Pentahydrate Crystals (NaOCl·5H 2 O): A Convenient and Environmentally Benign Oxidant for Organic Synthesis» (en anglès). Organic Process Research & Development, 21, 12, 15-12-2017, pàg. 1925–1937. DOI: 10.1021/acs.oprd.7b00288. ISSN: 1083-6160.
↑ ^5,0 ^5,1 Gray, Nicholas F. Free and Combined Chlorine (en anglès). Elsevier, 2014, p. 571–590. DOI 10.1016/b978-0-12-415846-7.00031-7. ISBN 978-0-12-415846-7.
↑ ^6,0 ^6,1 Karukstis, Kerry K. Chemistry connections : the chemical basis of everyday phenomena. 2a edició. Boston: Academic Press, 2003. ISBN 978-0-08-050107-9.
↑ May, Paul «Sodium hypochlorite - Molecule of the Month October 2011 [Archived version]». Molecule of the Month, 2017, pàg. 228238 Bytes. DOI: 10.6084/M9.FIGSHARE.5255599.

[1] Iranzo Cid, Ingrid. Determinació d'una fórmula de detergent més hipoclorit de sodi estable (tesi). Barcelona: Universitat Politècnica de Catalunya, 18/06/2009.

[2] «Estudio comparativo sobre la efectividad del hipoclorito de sodio al 6% vs. la solución bromo-cloro-dimetil-hidantoína para la desinfección en ambientes hospitalarios» (en anglès). Perinatología y Reproducción Humana, 30, 4, 01-10-2016, pàg. 145–150. DOI: 10.1016/j.rprh.2017.06.001. ISSN: 0187-5337.

[3] «Intoxicación con hipoclorito de sodio». Biblioteca NAcional de MEdicina de los EE.UU.. [Consulta: 7 agost 2021].

[:2-4] 4,0 ^4,1 ^4,2 Kirihara, Masayuki; Okada, Tomohide; Sugiyama, Yukihiro; Akiyoshi, Miyako; Matsunaga, Takehiro «Sodium Hypochlorite Pentahydrate Crystals (NaOCl·5H 2 O): A Convenient and Environmentally Benign Oxidant for Organic Synthesis» (en anglès). Organic Process Research & Development, 21, 12, 15-12-2017, pàg. 1925–1937. DOI: 10.1021/acs.oprd.7b00288. ISSN: 1083-6160.

[:1-5] 5,0 ^5,1 Gray, Nicholas F. Free and Combined Chlorine (en anglès). Elsevier, 2014, p. 571–590. DOI 10.1016/b978-0-12-415846-7.00031-7. ISBN 978-0-12-415846-7.

[:0-6] 6,0 ^6,1 Karukstis, Kerry K. Chemistry connections : the chemical basis of everyday phenomena. 2a edició. Boston: Academic Press, 2003. ISBN 978-0-08-050107-9.

[7] May, Paul «Sodium hypochlorite - Molecule of the Month October 2011 [Archived version]». Molecule of the Month, 2017, pàg. 228238 Bytes. DOI: 10.6084/M9.FIGSHARE.5255599.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]