Преглед на кодот на Хипохлорит

Во [[хемија]]та, '''хипохлоритот''' е [[Јон|анјон]] со [[хемиска формула]] <sup>ClO-</sup> . Се комбинира со голем број [[Јон|катјони]] и формира хипохлоритни соли. Вообичаени примери вклучуваат натриум хипохлорит ( белило за домаќинство) и калциум хипохлорит (компонента на прашок за белење, базен „хлор“).<ref name="G&E">{{Greenwood&Earnshaw2nd}}</ref> Растојанието Cl-O во ClO <sup>−</sup> е 1,69 Å.<ref>{{Наведено списание|last=Topić|first=Filip|last2=Marrett|first2=Joseph M.|last3=Borchers|first3=Tristan H.|last4=Titi|first4=Hatem M.|last5=Barrett|first5=Christopher J.|last6=Friščić|first6=Tomislav|year=2021|title=After 200 Years: The Structure of Bleach and Characterization of Hypohalite Ions by Single-Crystal X-Ray Diffraction|journal=[[Angewandte Chemie International Edition|Angew. Chem. Int. Ed.]]|volume=60|issue=46|pages=24400–24405|doi=10.1002/anie.202108843|pmid=34293249}}</ref>

Името може да се однесува и на [[Естер|естри]] на хипохлорна киселина, имено [[Органско соединение|органски соединенија]] со ClO- група [[Ковалентна врска|ковалентно]] врзана за остатокот од молекулата. Главниот пример е терц-бутил хипохлорит, кој е корисен агенс за хлорирање.<ref name="mintz">{{Наведено списание|last=Mintz|first=M. J.|last2=C. Walling|year=1969|title=t-Butyl hypochlorite|url=http://www.orgsyn.org/orgsyn/orgsyn/prepContent.asp?prep=cv5p0184|journal=Organic Syntheses|volume=49|page=9|doi=10.15227/orgsyn.049.0009}}</ref>

Повеќето хипохлоритни соли се постапуваат како [[Воден раствор|водени раствори]] . Нивната примарна примена се како средства за белење, дезинфекција и [[Прочистување на вода|третман на вода]] . Тие се користат и во хемијата за реакции на хлорирање и [[Оксидационо-редукциона реакција|оксидација]] .

== Реакции ==

=== Кисела реакција ===
Закиселувањето на хипохлоритите генерира хипохлорна киселина, која постои во рамнотежа со хлорот. Високата [[Водороден показател|pH вредност]] ја придвижува реакцијата налево:

: 2&nbsp;{{Хем|H|+}}<nowiki></br></nowiki> + {{Хем|ClO|-}}<nowiki></br></nowiki> + {{Хем|Cl|-}}<nowiki></br></nowiki> ⇌ {{Хем|Cl|2}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|Cl|2}} + {{Хем|H|2|O}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|H|2|O}}

=== Стабилност ===
Хипохлоритите се генерално нестабилни и многу соединенија постојат само во раствор. Литиум хипохлорит LiOCl, калциум хипохлорит Ca(OCl) <sub>2</sub> и бариум хипохлорит Ba(ClO) <sub>2</sub> се изолирани како чисти безводни соединенија. Сите се цврсти. Може да се произведат уште неколку како [[Воден раствор|водени раствори]] . Општо земено, колку е поголемо разредувањето, толку е поголема нивната стабилност. Не е можно да се одредат трендовите за соли [[Земноалкален метал|на алкалните метали]], бидејќи многу од нив не можат да се формираат. Берилиум хипохлорит е нечуен. Не може да се подготви чист магнезиум хипохлорит; сепак, цврстиот Mg(OH)OCl е познат.<ref name="inorgchem">{{Наведена книга|title=Inorganic chemistry|last=Aylett|first=founded by A.F. Holleman ; continued by Egon Wiberg ; translated by Mary Eagleson, William Brewer ; revised by Bernhard J.|publisher=Academic Press, W. de Gruyter.|year=2001|isbn=978-0123526519|edition=1 English ed., [edited] by Nils Wiberg.|location=San Diego, Calif. : Berlin|page=444}}</ref> Калциум хипохлоритот се произведува на индустриско ниво и има добра стабилност. Стронциум хипохлоритот, Sr(OCl) <sub>2</sub>, не е добро карактеризиран и неговата стабилност сè уште не е одредена.<ref>{{Наведена книга|title=Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds|last=Ropp|first=Richard|publisher=Newnes|year=2012|isbn=978-0444595539|page=76}}</ref>

При загревање, хипохлоритот се разградува до мешавина од [[хлорид]], [[кислород]] и [[хлорат]]и :

: 2&nbsp;{{Хем|ClO|-}}<nowiki></br></nowiki> → 2&nbsp;{{Хем|Cl|-}}<nowiki></br></nowiki> + {{Хем|O|2}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|O|2}}
: 3&nbsp;{{Хем|ClO|-}}<nowiki></br></nowiki> → 2&nbsp;{{Хем|Cl|-}}<nowiki></br></nowiki> + {{Хем|ClO|3|-}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|ClO|3|-}}

Оваа реакција е егзотермна и во случај на концентрирани хипохлорити, како што се LiOCl и Ca(OCl) <sub>2</sub>, може да доведе до опасно термичко бегство и потенцијални експлозии.<ref>{{Наведена книга|title=Encyclopedia of the alkaline earth compounds|last=Ropp|first=Richard C.|date=2012-12-31|publisher=Elsevier Science|isbn=978-0444595539|location=Oxford|page=75}}</ref><ref>{{Наведено списание|last=Clancey|first=V.J.|year=1975|title=Fire hazards of calcium hypochlorite|journal=Journal of Hazardous Materials|volume=1|issue=1|pages=83–94|doi=10.1016/0304-3894(75)85015-1}}</ref>

Хипохлоритите на [[Алкален метал|алкалните метали]] ја намалуваат стабилноста низ [[Група (периоден систем)|групата]] . Безводниот литиум хипохлорит е стабилен на собна температура; сепак, натриум хипохлоритот не е подготвен посув од пентахидратот (NaOCl·( <sub>H2O</sub> ) <sub>5</sub> ). Ова е нестабилно над 0&nbsp;°C;<ref>{{Наведена книга|title=Handbook of Preparative Inorganic Chemistry; Vol. 1|last=Brauer|first=G.|publisher=Academic Press|year=1963|edition=2|page=309}}</ref> иако поразредените раствори што се среќаваат како белило за домаќинство имаат подобра стабилност. Калиум хипохлорит (KOCl) е познат само во раствор.<ref name="inorgchem" />

Хипохлоритите [[Лантаноиди|на лантанид]] се исто така нестабилни; сепак, тие се пријавени како постабилни во нивните безводни форми отколку во присуство на вода.<ref>{{Наведено списание|last=Vickery|first=R. C.|date=1 April 1950|title=Some reactions of cerium and other rare earths with chlorine and hypochlorite|journal=Journal of the Society of Chemical Industry|volume=69|issue=4|pages=122–125|doi=10.1002/jctb.5000690411}}</ref> Хипохлоритот се користи за оксидација [[Цериум|на цериум]] од неговата [[Оксидационен број|оксидациска состојба]] +3 до +4.<ref name="cerium">{{Наведена книга|title=Modern Aspects of Rare Earths and their Complexes.|last=V. R. Sastri|publisher=Elsevier|year=2003|isbn=978-0080536682|edition=1|location=Burlington|page=38|display-authors=etal}}</ref>

Самата хипохлорна киселина не е стабилна изолирано бидејќи се распаѓа и формира [[хлор]] . Неговото распаѓање резултира и со некаква форма на кислород.

=== Реакции со амонијак ===
Хипохлоритите реагираат со амонијак прво давајќи монохлорамин ( {{Хем|NH|2|Cl}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|NH|2|Cl}} ), потоа дихлорамин ( {{Хем|NHCl|2}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|NHCl|2}} ), и на крајот азот трихлорид ( {{Хем|NCl|3}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|NCl|3}} ).<ref name="G&E" />

: {{Хем|NH|3}} + {{Хем|ClO|-}} → {{Хем|HO|-}} + {{Хем|NH|2}}Cl

: {{Хем|NH|2}}Cl + {{Хем|ClO|-}} → {{Хем|HO|-}} + {{Хем|NHCl|2}}

: {{Хем|NHCl|2}} + {{Хем|ClO|-}} → {{Хем|HO|-}} + {{Хем|NCl|3}}

== Подготовка ==

=== Хипохлоритни соли ===
Хипохлоритни соли настанати од реакцијата помеѓу [[хлор]]от и [[хидроксид]]ите на алкалните и земноалкалните метали. Реакцијата се изведува на блиску до собна температура за да се потисне формирањето на [[хлорат]]и . Овој процес е широко користен за индустриско производство на натриум хипохлорит (NaClO) и калциум хипохлорит (Ca(ClO) <sub>2</sub> ).

: Cl <sub>2</sub> + 2&nbsp;NaOH → NaCl + NaClO + H<sub>2</sub>O

: 2&nbsp;Cl <sub>2</sub> + 2&nbsp;Ca(OH) <sub>2</sub> → CaCl <sub>2</sub> + Ca(ClO) <sub>2</sub> + 2&nbsp;H<sub>2</sub>O

Големи количини на натриум хипохлорит се произведуваат и [[Електрохемија|електрохемиски]] преку неразделен процес на хлоралкали . Во овој процес саламурата се електролизира за да се формира {{Хем|Cl|2}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|Cl|2}} кој се дисоцира во вода за да формира хипохлорит. Оваа реакција мора да се спроведе во некисели услови за да се спречи ослободување на хлор:

: 2&nbsp;{{Хем|Cl|-}}<nowiki></br></nowiki> → {{Хем|Cl|2}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|Cl|2}} + 2&nbsp;e <sup>&#x2212;</sup>

: {{Хем|Cl|2}} + {{Хем|H|2|O}} ⇌ {{Хем|H|Cl|O}} + {{Хем|Cl|-}} + {{Хем|H|+}}

Некои хипохлорити може да се добијат и со реакција на метатеза на сол помеѓу калциум хипохлорит и разни метални [[сулфат]]и . Оваа реакција се изведува во вода и се потпира на формирање на нерастворлив калциум сулфат, кој ќе таложи надвор од растворот, доведувајќи ја реакцијата до крај.

: Ca(ClO) <sub>2</sub> + MSO <sub>4</sub> → M(ClO) <sub>2</sub> + CaSO <sub>4</sub>

=== Органски хипохлорити ===
[[Податотека:TBuOCl.svg|лево|мини|162x162пкс| <nowiki><i id="mwyQ">терц</i></nowiki> -бутил хипохлорит е редок пример на стабилен органски хипохлорит.<ref>{{Наведена книга|title=Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis|last=Simpkins|first=Nigel S.|last2=Cha|first2=Jin K.|year=2006|isbn=0471936235|chapter=t-Butyl Hypochlorite|doi=10.1002/047084289X.rb388.pub2}}</ref>]]
Хипохлоритните естри генерално се формираат од соодветните [[алкохол]]и, со третман со кој било од голем број реагенси (на пр. [[хлор]], хипохлорна киселина, дихлор моноксид и разни закиселени хипохлоритни соли).<ref name="mintz" />

== Биохемија ==

=== Биосинтеза на органохлорни соединенија ===
Хлоропероксидазите се [[ензим]]и кои го катализираат хлорирањето на органските соединенија. Овој ензим ги комбинира неорганските супстрати [[хлорид]] и [[водород пероксид]] за да произведе еквивалент на Cl <sup>+</sup>, кој заменува протон во јаглеводородна супстрат:

: RH + Cl <sup>−</sup> + H<sub>2</sub>O <sub>2</sub> + H <sup>+</sup> → R-Cl + 2 H<sub>2</sub>O

Изворот на "Cl <sup>+</sup> " е хипохлорна киселина (HOCl).<ref>{{Наведено списание|last=Hofrichter|first=M.|last2=Ullrich|first2=R.|last3=Pecyna|first3=Marek J.|last4=Liers|first4=Christiane|last5=Lundell|first5=Taina|year=2010|title=New and classic families of secreted fungal heme peroxidases|journal=Appl Microbiol Biotechnol|volume=87|issue=3|pages=871–897|doi=10.1007/s00253-010-2633-0|pmid=20495915}}</ref> Многу органохлорни соединенија се биосинтетизираат на овој начин.

=== Имунолошки одговор ===
Како одговор на инфекцијата, човечкиот имунолошки систем генерира мали количества хипохлорит во посебни [[бели крвни зрнца]], наречени [[Неутрофилен гранулоцит|неутрофилни гранулоцити]] .<ref>{{Наведено списание|last=Marcinkiewicz|first=Janusz|last2=Kontny|first2=Ewa|year=2014|title=Taurine and inflammatory diseases|journal=Amino Acids|volume=46|issue=1|pages=7–20|doi=10.1007/s00726-012-1361-4|pmc=3894431|pmid=22810731}}</ref> Овие гранулоцити ги голтаат вирусите и бактериите во внатреклеточната вакуола наречена фагозом, каде што се вари.

Дел од механизмот за варење вклучува ензимски респираторен излив, кој произведува реактивни соединенија добиени од кислород, вклучително и супероксид (кој се произведува од NADPH оксидаза ). Супероксидот се распаѓа до кислород и [[водород пероксид]], кој се користи во реакција катализирана од миелопероксидаза за претворање на [[хлорид]]от во хипохлорит.<ref>{{Наведено списание|last=Harrison, J. E.|last2=J. Schultz|year=1976|title=Studies on the chlorinating activity of myeloperoxidase|journal=Journal of Biological Chemistry|volume=251|issue=5|pages=1371–1374|doi=10.1016/S0021-9258(17)33749-3|pmid=176150|doi-access=free}}</ref><ref name="ref93">{{Наведено списание|last=Thomas, E. L.|year=1979|title=Myeloperoxidase, hydrogen peroxide, chloride antimicrobial system: Nitrogen-chlorine derivatives of bacterial components in bactericidal action against ''Escherichia coli''|journal=Infect. Immun.|volume=23|issue=2|pages=522–531|doi=10.1128/IAI.23.2.522-531.1979|pmc=414195|pmid=217834}}</ref><ref>{{Наведено списание|last=Albrich|first=JM|last2=McCarthy|first2=CA|last3=Hurst|first3=JK|date=January 1981|title=Biological reactivity of hypochlorous acid: implications for microbicidal mechanisms of leukocyte myeloperoxidase.|journal=Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America|volume=78|issue=1|pages=210–4|bibcode=1981PNAS...78..210A|doi=10.1073/pnas.78.1.210|pmc=319021|pmid=6264434|doi-access=free}}</ref>

Утврдено е дека ниските концентрации на хипохлорит стапуваат во интеракција со белковините од топлински шок на микробите, стимулирајќи ја нивната улога како интра-клеточен придружник и предизвикувајќи бактериите да се формираат во грутки (слично како јајце што е варено) кои на крајот ќе изумрат.<ref name="Winter">{{Наведено списание|last=Jakob|first=U.|last2=J. Winter|last3=M. Ilbert|last4=P.C.F. Graf|last5=D. Özcelik|date=14 November 2008|title=Bleach Activates A Redox-Regulated Chaperone by Oxidative Protein Unfolding|url=|journal=[[Cell (journal)|Cell]]|publisher=Elsevier|volume=135|issue=4|pages=691–701|doi=10.1016/j.cell.2008.09.024|pmc=2606091|pmid=19013278}}</ref> Истата студија покажа дека ниските (микромоларни) нивоа на хипохлорит предизвикуваат ''[[Escherichia coli|E. coli]]'' и ''Vibrio cholerae'' да активираат заштитен механизам, иако неговите импликации не беа јасни.<ref name="Winter" />

Во некои случаи, базната киселост на хипохлоритот ја загрозува липидната мембрана на бактеријата, реакција слична на пукање на балон. 

== Индустриска и домашна употреба ==
Хипохлоритите, особено на натриумот („течно белило“, „вода од џавел“) и калциумот („прашок за белење“) се широко користени, [[Хемиска индустрија|индустриски]] и домашно, за избелување на облеката, осветлување на бојата на косата и отстранување на дамки . Тие беа првите комерцијални производи за белење, развиени набргу откако тој имот беше откриен во 1785 година од францускиот хемичар Клод Бертоле .

Хипохлоритите се исто така широко користени како средства за дезинфекција со широк спектар и дезодоранси . Таа примена започнала набргу откако [[Французи|францускиот]] хемичар Лабарак ги открил тие својства, околу 1820 година (сè уште пред [[Луј Пастер|Пастер]] да ја формулира својата бактериска теорија за болеста).

== Лабораториски употреби ==

=== Како оксидирачки агенси ===
Хипохлоритот е најсилниот оксидирачки агенс на хлор оксијаните. Ова може да се види со споредување на стандардните потенцијали на половина ќелии низ серијата; Податоците покажуваат и дека хлор оксијаните се посилни оксидатори во кисели услови. 
{| class="wikitable"
!Јон
! Кисела реакција
! ''E'' ° (V)
! Неутрална/основна реакција
! ''E'' ° (V)
|-
| align="center" | '''Хипохлорит'''
| H <sup>+</sup> + HOCl + e <sup>−</sup> → &nbsp;Cl <sub>2</sub> ( ''g'' ) + H<sub>2</sub>O
| align="center" | 1.63
| ClO <sup>−</sup> + H<sub>2</sub>O + 2&nbsp;e <sup>−</sup> → Cl <sup>−</sup> + 2OH <sup>−</sup>
| align="center" | 0,89
|-
| align="center" | Хлорит
| 3&nbsp;H <sup>+</sup> + HOClO + 3&nbsp;e <sup>−</sup> → &nbsp;Cl <sub>2</sub> ( ''g'' ) + 2&nbsp;H<sub>2</sub>O
| align="center" | 1.64
| {{Хем|ClO|2|−}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|ClO|2|−}} + 2&nbsp;H<sub>2</sub>O + 4&nbsp;e <sup>−</sup> → Cl <sup>−</sup> + 4&nbsp;О <sup>−</sup>
| align="center" | 0,78
|-
| align="center" | [[Хлорат]]
| 6&nbsp;H <sup>+</sup> + {{Хем|ClO|3|−}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|ClO|3|−}} + 5&nbsp;e <sup>−</sup> → &nbsp;Cl <sub>2</sub> ( ''g'' ) + 3&nbsp;H<sub>2</sub>O
| align="center" | 1.47
| {{Хем|ClO|3|−}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|ClO|3|−}} + 3&nbsp;H<sub>2</sub>O + 6&nbsp;e <sup>−</sup> → Cl <sup>−</sup> + 6&nbsp;О <sup>−</sup>
| align="center" | 0,63
|-
| align="center" | Перхлорат
| 8&nbsp;H <sup>+</sup> + {{Хем|ClO|4|−}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|ClO|4|−}} + 7&nbsp;e <sup>−</sup> → &nbsp;Cl <sub>2</sub> ( ''g'' ) + 4&nbsp;H<sub>2</sub>O
| align="center" | 1.42
| {{Хем|ClO|4|−}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|ClO|4|−}} + 4&nbsp;H<sub>2</sub>O + 8&nbsp;e <sup>−</sup> → Cl <sup>−</sup> + 8&nbsp;О <sup>−</sup>
| align="center" | 0,56
|}
Хипохлоритот е доволно силен оксидатор за претворање на Mn(III) во Mn(V) за време на реакцијата на епоксидација на Јакобсен и за претворање {{Хем|Ce|3+}}<nowiki></br></nowiki> до {{Хем|Ce|4+}}<nowiki></br></nowiki> .<ref name="cerium" /> Оваа оксидирачка моќ е она што ги прави ефективни средства за белење и средства за дезинфекција.

Во [[Органска хемија|органската хемија]], хипохлоритите може да се користат за оксидација [[Првичен алкохол|на примарните алкохоли]] до [[Карбоксилна киселина|карбоксилни киселини]] .<ref>{{Наведена книга|title=Organic chemistry|last=Warren|first=Jonathan Clayden, Nick Greeves, Stuart|date=2012-03-15|publisher=Oxford University Press|isbn=978-0-19-927029-3|edition=2|location=Oxford|page=195}}</ref>

=== Како средства за хлорирање ===
Хипохлоритните соли можат да послужат и како средства за хлорирање . На пример, тие ги претвораат [[фенол]]ите во хлорофеноли. Калциум хипохлоритот го претвора пиперидин во <nowiki><i id="mwAaI">N</i></nowiki> -хлоропиперидин .

== Поврзани оксијаниони ==
Хлорот може да биде јадро на оксианиони со [[Оксидационен број|оксидациски состојби]] од -1, +1, +3, +5 или +7. (Елементот може да претпостави и состојба на оксидација од +4 се гледа во неутралното соединение хлор диоксид ClO <sub>2</sub> ).
{| class="wikitable"
!Состојба на оксидација на хлор
| −1
| +1
| +3
| +5
| +7
|-
! Име
| [[хлорид]]
| '''хипохлорит'''
| хлорит
| [[хлорат]]
| перхлорат
|-
! Формула
| Cl <sup>−</sup>
| ClO <sup>-</sup>
| {{Хем|ClO|2|−}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|ClO|2|−}}
| {{Хем|ClO|3|−}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|ClO|3|−}}
| {{Хем|ClO|4|−}}<nowiki></br></nowiki> {{Хем|ClO|4|−}}
|-
! Структура
|[[Податотека:Chloride-ion-3D-vdW.png|алт=A green sphere|50x50пкс|Хлоридниот јон]]
|[[Податотека:Hypochlorite-3D-vdW.png|алт=The hypochlorite ion|50x50пкс|Хипохлорит јон]]
|[[Податотека:Chlorite-3D-vdW.png|алт=The chlorite ion|50x50пкс|Хлорит јон]]
|[[Податотека:Chlorate-3D-vdW.png|алт=The chlorate ion|50x50пкс|Хлорат јон]]
|[[Податотека:Perchlorate-3D-vdW.png|алт=The perchlorate ion|51x51пкс|Перхлорат јон]]
|}

== Поврзано ==
{{Наводи}}

[[Категорија:Хипохлорити]]