Гіпохлорит натрію

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Гіпохлорит натрію
Sodium-hypochlorite.png
Електронна структура
Sodium hypochlorite.svg
Схематичне зображення
Інші назви Натрій хлорноватистий
Ідентифікатори
Номер CAS 7681-52-9
PubChem 24340
Номер EINECS 231-668-3
RTECS NH3486300
SMILES
InChI
Властивості
Молекулярна формула NaClO
Молярна маса 74,44 г/моль
Зовнішній вигляд жовтувато-зелені кристали
Густина 1,11 г/см³
Тпл 18 °C
Ткип 101 °C
Розчинність (вода) 29,3 г/100 г H2O (0 °C)
79,9 г/100 г H2O (25 °C)
Кислотність (pKa) <7
Небезпеки
MSDS ICSC 1119 (solution, >10% active chlorine)
ICSC 0482 (solution, <10% active chlorine)
Індекс ЄС 017-011-00-1
Класифікація ЄС Їдка речовина C Небезпечно для навколишнього середовища N
R-фрази Шаблон:R31, R34, R50
S-фрази (S1/2), S28, S45, Шаблон:S50, S61
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
2
1
OX
Пов'язані речовини
Інші аніони Хлорид натрію
Хлорит натрію
Хлорат натрію
Перхлорат натрію
Інші катіони Гіпохлорит літію
Гіпохлорит кальцію
Пов'язані речовини Гіпохлоритна кислота
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Гіпохлори́т на́трію, на́трій гіпохлори́т — неорганічна сполука, сіль гіпохлоритної кислоти складу NaClO. Тривіальна (історична) назва водного розчину солі — «лабаракова вода».

Володіє антисептичними та дезінфікуючими властивостями. Використовується в якості побутового та промислового відбілювача і дезінфектанту, засобу очищення і знезараження води, окисника для деяких процесів промислового хімічного виробництва. Як бактерицидний і стерилізуючий засіб застосовується в медицині, харчовій промисловості та сільському господарстві.

Міжнародне видавництво «Greenwood Press» внесло гіпохлорит натрію до списку «100 найважливіших хімічних сполук» (2007).

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Сполука у вільному стані дуже нестійка, зазвичай використовується у вигляді стабільного пентагідрату NaOCl·5H2O або водного розчину, має характерний різкий запах хлору і високі корозійні властивості.

Отримання[ред.ред. код]

Промисловим методом отримання гіпохлориту натрію є реакція між газуватим хлором та розчином гідроксиду натрію:

\mathrm{ 2NaOH + Cl_2 \xrightarrow{35^oC} NaClO + NaCl + H_2O}

Обов'язковими вимогами до проведення синтезу є:

  • дотримання температурного режиму (не більше 35 °C);
  • постійно лужне середовище у реакційній суміші;
  • відсутність домішок заліза, марганцю, кобальту, нікелю;
  • уникнення великих концентрацій хлору в систему (не більше 150 г/л). При перевищенні цієї позначки утворений гіпохлорит розкладається сильніше, що призводить до перевитрат виробничих ресурсів.

Також застосовується синтез гіпохлориту електролізом солі хлориду натрію. Хлорид-аніон окиснюється на аноді до вільного хлору:

\mathrm{ 2Cl^- \xrightarrow{-2e^-} Cl_2 \uparrow }

Отриманий хлор, розчиняючись у воді, утворює хлоридну кислоту (сильний електроліт, який добре дисоціює) та гіпохлоритну (слабкий, погано дисоціює):

\mathrm{ Cl_2 + H_2O \xrightarrow{} 2H^+ + Cl^- + ClO^-}

Утворення гіпохлоритної кислоти і гіпохлорит-іонів припиняється при перенасиченні розчину хлором, при pH 2—3 хлор починає виділяться із системи.

Паралельно на катоді відбувається відновлення з утворенням гідроксид-аніонів:

\mathrm{ H_2O \xrightarrow{+2e^-} OH^- + H_2 \uparrow }

Утворені гідроксид-іони компенсують іони H+, а тому сумарний pH системи знаходиться на рівні 7—9. За цих умов концентрація розчиненого хлору залишається досить низькою для утворення газуватого хлору і гіпохлорит-іони синтезуються як основний продукт.

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Сполука — сильний окисник, містить 95,2% активного хлору. Під «активним хлором» розуміється кількість хлору, що виділяється при взаємодії з HCl. У чистому хлорі міститься 100% «активного хлору». Вміст «активного хлору» у відсотках розраховується як відношення маси одного моля хлору (70,9 г) до маси шуканого речовини, здатної при реакції з HCl виділити один моль хлору (74,5 г для NaOCl).

Гіпохлорит натрію зазвичай перебуває у більш стійкій формі кристалогідрату NaOCl·5H2O, яка дегідратується в присутності осушувачів (наприклад, сульфатної кислоти):

\mathrm{ NaClO \cdot 5H_2O \xrightarrow{[H_2SO_4]} NaClO + 5H_2O }

Безводний гіпохлорит є малостійким, навіть при незначному підвищенні температури починає розкладатися:

\mathrm{ 3NaClO \xrightarrow{30-50^oC} NaClO_3 + 2NaCl}
\mathrm{ 2NaClO \xrightarrow{>70^oC} 2NaCl + O_2}

У водних розчинах може зазнавати гідролізу, утворюючи гіпохлоритну кислоту:

\mathrm{ NaClO + H_2O \rightleftarrows HClO + NaOH}

При нагріванні розчинів (розведеного або концентрованого) розкладається аналогічно до твердої речовини:

\mathrm{ 3NaClO \xrightarrow{t} NaClO_3 + 2NaCl}
\mathrm{ 2NaClO(conc.) \xrightarrow{t} 2NaCl + O_2} (при кип'ятінні)

При взаємодії гіпохлориту з концентрованою хлоридною кислотою виділяється хлор:

\mathrm{ NaClO + 2HCl(conc.) \xrightarrow{} Cl_2 \uparrow + NaCl + H_2O}

Гіпохлорит натрію проявляє сильні окисні властивості:

\mathrm{ 5NaClO + 2NaOH + I_2 \xrightarrow{} 5NaCl + 2NaIO_3 + H_2O}

Сполука може поглинати вуглекислий газ із повітря і частково втрачати свої властивості (тому її треба зберігати у щільно закритих контейнерах):

\mathrm{ NaClO + CO_2 + H_2O \xrightarrow{} Na_2CO_3 + 2HClO}

Застосування[ред.ред. код]

Гіпохлорит натрію, як і більшість інших гіпохлоритів, застосовується у целюлозній промисловості. Перевагою використання саме NaClO є більша міцність та яскравість обробленої целюлози.

Гіпохлорит натрію знаходить широке застосування в побутовій хімії і входить як активний інгредієнт до численних засобів, призначених для відбілювання, очищення та дезінфекції поверхонь і матеріалів. Серед них найбільш відомий відбілювач «Білизна». Засіб являє собою розчин гіпохлориту натрію, який призначується для відбілювання й видалення плям з білих бавовняних і лляних тканин, для миття та дезінфекції посуду, облицювальної плитки, сантехніки тощо.

Може застосовуватися для дезінфекції акваріумів і обладнання. Зазвичай фасується в поліетиленові пляшки місткістю до 1 л.

Див. також[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL): CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5.
  • Jones F.-L. Chlorine poisoning from mixing household cleaners // J. Am. Med. Assoc., 222 (1972) (10) С. 1312. — DOI:10.1001/jama.222.10.1312.
  • Myers Richard L. The 100 Most Important Chemical Compounds. — Westport, CT: Greenwood Press, 2007. — 326 p. — ISBN 978-0-313-33758-1.
  • Vogt H. Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim: Wiley-VCH, 2005. — P. 5—6. — DOI:10.1002/14356007.a06_483.pub2.
  • Реми Г. Курс неорганической химии / А. В. Новоселова. — М.: ИИЛ, 1963. — Т. 1. — 922 с.
  • Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
  • Чирва В. Я., Ярмолюк С. М., Толкачова Н. В., Земляков О. Є Органічна хімія. — Львів: БаК, 2009. — 199 с. — ISBN 966-7065-87-4.
  • Фармацевтична хімія / П. О. Безуглий. — Вінниця: Нова книга, 2008. — 560 с. — ISBN 978-966-382-113-9.
  • Химический энциклопедический словарь / И. Л. Кнунянц. — М.: Сов. энциклопедия, 1983. — 792 с.