Гіпохлорити

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук

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[ред.ред. код]

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[ред.ред. код]

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{ 2KOH + Cl_2 \longrightarrow KClO + KCl + H_2O}

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

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{ BaCl_2 + 2NaClO \longrightarrow Ba(ClO)_2 + 2NaCl }

Хімічні властивості[ред.ред. код]

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

\mathrm{ ClO^- + H_2O \longrightarrow HClO + OH^- }

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

\mathrm{ 2ClO^- \xrightarrow{t} 2Cl^- + O_2\uparrow}
\mathrm{ 3ClO^- \xrightarrow{t} ClO_3^- + 2Cl^-}

При взаємодії з хлоридною кислотою виділяється хлор:

\mathrm{ ClO^- + 2HCl \longrightarrow Cl_2\uparrow + Cl^- + H_2O}

Гіпохлорити є сильними окисниками:

\mathrm{ ClO^- + H_2O_2 \longrightarrow O_2 + Cl^- + H_2O}
\mathrm{ 4ClO^- + MnS \longrightarrow MnSO_4 + 4Cl^-}

Усі гіпохлорити активно поглинають з повітря діоксид вуглецю:

\mathrm{ 2ClO^- + CO_2 + H_2O \longrightarrow CO_3^{2-} + 2HClO}

Застосування[ред.ред. код]

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

Див. також[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • 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. (рос.)
  • Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.