HIPOHLORSKĀBE (HCLO): STRUKTŪRA, ĪPAŠĪBAS, PIELIETOJUMS, SINTĒZE - ĶĪMIJA - 2025

Hlorapskābes ir neorganisks savienojums ar ķīmisko formulu HClO. Tas atbilst vismazāk oksidētajām hlora skābēm, jo ​​satur tikai vienu skābekļa atomu. No tā viņi iegūst hipohlorīta anjonu, ClO ^- , un tā sāļus, ko plaši izmanto kā komerciālus ūdens dezinfekcijas līdzekļus.

HClO ir spēcīgākais oksidējošais un pretmikrobu līdzeklis, kas rodas, kad hlora gāze izšķīst ūdenī. Tā antiseptiskā darbība ir zināma vairāk nekā gadsimtu, pat pirms hlora šķīdumiem tika izmantoti karavīru brūču tīrīšanai Pirmajā pasaules karā.

Hipohlorskābes molekula, ko attēlo lodveida un nūjas modelis. Avots: Ben Mills un Jynto

To faktiski atklāja 1834. gadā franču ķīmiķis Antoine Jérôme Balard, kurš panāca hlora daļēju oksidēšanu, burbuļojot to dzīvsudraba oksīda ūdens suspensijā HgO. Kopš tā laika tas tiek izmantots kā dezinfekcijas līdzeklis un pretvīrusu līdzeklis.

Ķīmiski runājot, HClO ir oksidētājs, kura rezultātā hlora atoms tiek atdots citām molekulām; tas ir, ar to var sintezēt hlora savienojumus, kas ir hloramīni, kuriem ir liela nozīme jaunu antibiotiku izstrādē.

70. gados tika atklāts, ka ķermenis spēj dabiski ražot šo skābi, pateicoties fermenta mieloperoksidāzei iedarbībai; ferments, kas fagocitozes laikā iedarbojas uz peroksīdiem un hlorīdu anjoniem. Tādējādi no tā paša organisma var parādīties šis iebrucēju "slepkava", taču nekaitīgā mērogā viņa labklājībai.

Uzbūve

Augšējā attēlā parādīta HClO struktūra. Ņemiet vērā, ka formula ir pretrunā ar struktūru: molekulā ir HO-Cl, nevis H-Cl-O; tomēr pēdējais parasti tiek dots priekšroka, lai varētu to tieši salīdzināt ar oksidētākajiem kolēģiem: HClO ₂ , HClO ₃ un HClO ₄ .

Hipohlorskābes ķīmiskā struktūra.

Skābais ūdeņradis H ⁺ , ko atbrīvo HClO, atrodas OH grupā, kas piestiprināta pie hlora atoma. Ņemiet vērā arī ievērojamās garuma atšķirības OH un Cl-O saitēs, pēdējās ir visilgākās, pateicoties hlora orbitāļu mazākajai pārklāšanās pakāpei, difūzākai ar skābekļa atomiem.

HOCl molekula normālos apstākļos tik tikko nevar palikt stabila; To nevar izdalīt no ūdens šķīdumiem, ja tas nav nesamērīgs vai izdalās kā hlora gāze, Cl ₂ .

Tāpēc nav hipohlorskābes bezūdens kristālu (pat ne to hidrātu); Un līdz šim brīdim nav arī norāžu, ka tos var pagatavot ar ekstravagantām metodēm. Ja tās varētu kristalizēties, HClO molekulas savstarpēji mijiedarbotos caur pastāvīgajiem dipoliem (negatīvi lādiņi, kas vērsti uz skābekli).

Īpašības

Skābums

HClO ir monoprotiska skābe; tas ir, jūs varat ziedot tikai vienu H ⁺ ūdens videi (kur tā veidojas):

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

No šī līdzsvara vienādojuma tiek novērots, ka H ₃ O ⁺ jonu samazināšanās (barotnes pamatīguma palielināšanās) veicina vairāk hipohlorīta anjonu, ClO ^{- veidošanos} . Līdz ar to, ja šķīdums no C- | ^- ir jātur relatīvi stabils, pH jābūt pamata, kas tiek panākts ar NaOH.

Tā disociācijas konstante, pKa, liek apšaubīt, ka HClO ir vāja skābe. Tāpēc, apstrādājot to ar koncentrētu, nevajadzētu uztraukties tik daudz par H ₃ O ⁺ joniem , bet par pašu HClO (ņemot vērā tā augsto reaģētspēju, nevis korozijas dēļ).

Oksidētājs

Tika minēts, ka hlora atoma HClO oksidācijas skaitlis ir +1. Tas nozīmē, ka gandrīz nav nepieciešams viena elektrona ieguvums, lai atgrieztos pamata stāvoklī (Cl ⁰ ) un spētu veidot Cl ₂ molekulu . Līdz ar to HClO tiks samazināts līdz Cl ₂ un H ₂ O, ātrāk oksidējot citas sugas, salīdzinot ar to pašu Cl ₂ vai ClO ^- :

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

Šī reakcija jau ļauj mums redzēt, cik stabils ir HClO ūdens šķīdumos.

Tā oksidācijas jaudu mēra ne tikai ar Cl ₂ veidošanos , bet arī ar spēju atteikties no hlora atoma. Piemēram, tas var reaģēt ar slāpekļa sugām (ieskaitot amonjaku un slāpekļa bāzes), lai iegūtu hloramīnus:

HClO + NH → N-Cl + H ₂ O

Jāņem vērā, ka NH saite ir bojāta, no aminogrupu (-NH ₂ ), kas ir lielākā daļa, un ir aizvietots ar N-Cl. Tas pats notiek ar hidroksilgrupu OH saitēm:

HClO + OH → O-Cl + H ₂ O

Šīs reakcijas ir ļoti svarīgas un izskaidro HClO dezinficējošo un antibakteriālo darbību.

Stabilitāte

HClO ir nestabila gandrīz visur, kur jūs to skatāties. Piemēram, hipohlorīta anjons ir nesamērīgs hlora sugās ar oksidācijas skaitļiem -1 un +5, stabilāks nekā +1 HClO (H ⁺ Cl ⁺ O ^2- ):

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

Šī reakcija atkal mainītu līdzsvaru uz HClO izzušanu. Tāpat HClO tieši piedalās paralēlā līdzsvarā ar ūdeni un hlora gāzi:

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

Tāpēc, mēģinot sildīt HClO šķīdumu, lai to koncentrētu (vai izolētu), rodas Cl ₂ , kas tiek identificēts kā dzeltena gāze. Tāpat šos šķīdumus pārāk ilgi nevar pakļaut gaismai un metālu oksīdu klātbūtnei, jo tie sadalās Cl ₂ (HClO izzūd vēl vairāk):

2Cl ₂ + 2H ₂ O → 4HCl + O ₂

HCl reaģē ar HClO, lai iegūtu vairāk Cl ₂ :

HClO + HCl → Cl ₂ + H ₂ O

Un tā tālāk, kamēr vairs nav HClO.

Sintēze

Ūdens un hlors

Viena no hipohlorskābes pagatavošanas vai sintezēšanas metodēm jau ir netieši izskaidrota: izšķīdinot hlora gāzi ūdenī. Vēl viena diezgan līdzīga metode ir šīs skābes anhidrīda izšķīdināšana ūdenī: dihlora monoksīds, Cl ₂ O:

Cl ₂ O (g) + H ₂ O (l) ↔ 2HClO (aq)

Atkal nav iespējams izolēt tīru HClO, jo, iztvaicējot ūdeni, līdzsvars mainās uz Cl ₂ O veidošanos - gāzi, kas izkļūst no ūdens.

No otras puses, ir bijis iespējams sagatavot koncentrētākus HClO (20%) šķīdumus, izmantojot dzīvsudraba oksīdu HgO. Lai to izdarītu, hloru ūdens tilpumā izšķīdina tieši tā sasalšanas vietā tādā veidā, lai iegūtu hlorētu ledu. Tad to pašu ledu maisa un, kūstot, tas sajaucas ar HgO:

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

20% HClO šķīdumu beidzot var destilē vakuumā.

Elektrolīze

Vienkāršāka un drošāka hipohlorskābes šķīdumu pagatavošanas metode ir sālījumu kā izejvielu izmantošana hlora vietā. Sālījumos ir daudz hlorīdu anjonu, Cl ^- , kas elektrolīzes procesā var tikt oksidēti līdz Cl ₂ :

2H ₂ O → O ₂ + 4H ⁺ + 4e ^-

2Cl ^- ↔ 2e ^- + Cl ₂

Šīs divas reakcijas notiek pie anoda, kur rodas hlors, kas nekavējoties izšķīst, veidojot HClO; atrodoties katodu nodalījumā, ūdens tiek samazināts:

2H ₂ O + 2e ^- → 2OH ^- + H ₂

Šādā veidā HClO var sintezēt komerciālā un rūpnieciskā mērogā; un šie šķīdumi, kas iegūti no sālījumiem, faktiski ir šīs skābes komerciāli pieejami produkti.

Lietojumprogrammas

Vispārīgās iezīmes

HClO var izmantot kā oksidētāju, lai oksidētu spirtus par ketoniem un sintezētu hloramīnus, hloramīdus vai hlorhidrīnus (sākot no alkēniem).

Tomēr visus pārējos tā lietojumus var ietvert vienā vārdā: biocīds. Tas ir sēnīšu, baktēriju, vīrusu iznīcinātājs un patogēnu izdalīto toksīnu neitralizators.

Mūsu ķermeņa imūnsistēma sintezē pati savu HClO ar fermenta mieloperoksidāzes darbību, palīdzot baltajām asins šūnām izskaust iebrucējus, kas izraisa infekciju.

Neskaitāmi pētījumi liecina par dažādiem HClO darbības mehānismiem uz bioloģisko matricu. Tas ziedo sava hlora atomu dažu olbaltumvielu aminogrupām, kā arī oksidē to SH grupas, kas atrodas uz SS disulfīdu tiltiem, kā rezultātā tās denaturējas.

Tas arī aptur DNS replikāciju, reaģējot ar slāpekļa bāzēm, ietekmē pilnīgu glikozes oksidāciju un var arī deformēt šūnu membrānu. Visas šīs darbības galu galā izraisa baktēriju nāvi.

Dezinfekcija un tīrīšana

Tāpēc HClO risinājumi tiek izmantoti, lai:

-Infekciozu un gangrēnas brūču ārstēšana

-Dezinficējiet ūdens krājumus

-Sterilizējošs līdzeklis ķirurģiskiem materiāliem vai instrumentiem, ko izmanto veterinārijā, medicīnā un zobārstniecībā

- Visu veidu virsmu vai priekšmetu dezinfekcijas līdzekļi: stieņi, margas, kafijas automāti, keramika, stikla galdi, laboratorijas letes utt.

-Sintezē hloramīnus, kas kalpo kā mazāk agresīvas antibiotikas, bet tajā pašā laikā izturīgāki, specifiskāki un stabilāki nekā pats HClO

Riski

HClO šķīdumi var būt bīstami, ja tie ir ļoti koncentrēti, jo tie var vardarbīgi reaģēt ar sugām, kurām ir nosliece uz oksidāciju. Turklāt destabilizējoties tie mēdz izdalīt gāzveida hloru, tāpēc tie jāuzglabā saskaņā ar stingru drošības protokolu.

HClO ir tik reaģējošs pret mikrobiem, ka apūdeņotā vietā tas uzreiz pazūd, vēlāk neradot risku tiem, kas pieskaras tā apstrādātajām virsmām. Tas pats notiek organisma iekšienē: tas ātri sadalās vai to neitralizē jebkura bioloģiskajā vidē esošā suga.

Ja to rada pats ķermenis, ir pieļaujams, ka tas var paciest zemu HClO koncentrāciju. Tomēr, ja tas ir ļoti koncentrēts (izmanto sintētiskiem nolūkiem, nevis dezinficējošiem līdzekļiem), tam var būt nevēlama ietekme, uzbrūkot arī veselām (piemēram, ādas) šūnām.

Atsauces

1. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
2. Gottardi, W., Debabov, D., & Nagl, M. (2013). N-hloramīni, daudzsološa labi panesamu lokālu antiinfekcijas līdzekļu klase. Antimikrobiālie līdzekļi un ķīmijterapija, 57 (3), 1107–1114. doi: 10.1128 / AAC.02132-12
3. Džefrijs Viljamss, Ēriks Rasmusens un Lori Robins. (2017. gada 06. oktobris). Hipohlorskābe: iedzimtas reakcijas izmantošana. Atgūts no: infekcijascontrol.tips
4. Hidroinstrumenti. (sf). Hlorēšanas pamatķīmija. Atgūts no: hydroinstruments.com
5. Wikipedia. (2019. gads). Hipohlorskābe. Atgūts no: en.wikipedia.org
6. Serhan Sakarya et al. (2014). Hipohlorskābe: ideāls brūču kopšanas līdzeklis ar spēcīgu mikrobicīdu, antibiofilmu un brūču sadzīšanas spēju. HMP brūces. Atgūts no: woundsresearch.com
7. PrebChem. (2016). Hiplorskābes sagatavošana. Atgūts no: prepchem.com