Гіпохлорити

Гі́похлори́ти — солі гіпохлоритної кислоти. Солі стійкіші від самої кислоти і можуть існувати у вільному стані.

Найважливішими представниками ряду гіпохлоритів є гіпохлорит натрію NaClO, гіпохлорит калію KClO, гіпохлорит кальцію Ca(ClO)₂ — вони є складовими технічних розчинів, що мають власні тривіальні назви: жавелева вода, лабарракова вода і хлорне вапно відповідно.

Фізичні властивості

Гіпохлорити є білими кристалічними сполуками без запаху. Вони активно поглинають вуглекислий газ та вологу з повітря (через що може відбуватися поява запаху хлору — це свідчить про їхню реакцію із водою).

Отримання

Гіпохлорити лужних металів одержують звичайно у вигляді водного розчину при пропусканням хлору крізь розчин гідроксиду. При цьому утворюється суміш двох солей: хлориду і гіпохлориту. Саме за цим методом Клодом Бертолле у 1787 році був синтезований перший гіпохлорит — гіпохлорит калію:

$\mathrm{2}\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{K}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{K}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Також гіпохлорити активних металів (зазвичай, гіпохлорит натрію і, рідше, калію) синтезують електролізом водних розчинів хлоридів. Хлорид-іон окиснюється до вільного хлору і утворює хлоридну та гіпохлоритну кислоти (які в розчині дисоціюють):

$\mathrm{2}\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}}\stackrel{-2e}{\to }\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}$

$\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{\rightleftarrows }\mathrm{2}{\mathrm{H}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{l}{\mathrm{O}}^{\mathrm{-}}$

Утворення гіпохлоритної кислоти та гіпохлорит-іонів припиняється при перенасиченні системи хлором, при досягненні значення pH у 2—3. Однак, відновлення води на катоді із утворенням гідроксид-іонів підтримує реакцію середовища у промішку pH 7—9. Тому концентрація розчиненого хлору залишається низькою і гіпохлорит-іони продовжують синтезуватися.

Добування гіпохлоритів важких металів відбувається шляхом обмінної реакції із активнішими гіпохлоритами:

$\mathrm{B}\mathrm{a}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}\mathrm{⟶}\mathrm{B}\mathrm{a}\mathrm{(}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}$

Хімічні властивості

У водних розчинах гіпохлорити гідролізуються, утворюючи гіпохлоритну кислоту і відповідний гідроксид:

$\mathrm{C}\mathrm{l}{\mathrm{O}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{⟶}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}}$

При нагріванні твердих сполук або їхніх розчинів, гіпохлорити можуть розкладатися або диспропорціонувати (із утворенням хлоратів):

$\mathrm{2}\mathrm{C}\mathrm{l}{\mathrm{O}}^{\mathrm{-}}\stackrel{t}{\to }\mathrm{2}\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\uparrow }$

$\mathrm{3}\mathrm{C}\mathrm{l}{\mathrm{O}}^{\mathrm{-}}\stackrel{t}{\to }\mathrm{C}\mathrm{l}{O}_{\mathrm{3}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}}$

При взаємодії з хлоридною кислотою виділяється хлор:

$\mathrm{C}\mathrm{l}{\mathrm{O}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{⟶}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\uparrow }\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Гіпохлорити є сильними окисниками:

$\mathrm{C}\mathrm{l}{\mathrm{O}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{4}\mathrm{C}\mathrm{l}{\mathrm{O}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{S}\mathrm{⟶}\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{4}\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}}$

Усі гіпохлорити активно поглинають з повітря діоксид вуглецю:

$\mathrm{2}\mathrm{C}\mathrm{l}{\mathrm{O}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{⟶}\mathrm{C}{O}_{\mathrm{3}}^{\mathrm{2}\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}$

Застосування

Основним застосування гіпохлоритів є відбілювання тканин і паперу, дезінфекція води.

Див. також

• Жавелева вода
• Хлорне вапно

Джерела

• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-ru
• Шаблон:Книга