Гіпохлоритна кислота

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Гіпохлоритна кислота
Hypochlorous-acid-3D-vdW.png
Hypochlorous-acid-2D-dimensions.png
Інші назви Хлорноватиста кислота
Ідентифікатори
Номер CAS 7790-92-3
Властивості
Молекулярна формула HClO
Молярна маса 52,460 г/моль
Зовнішній вигляд безбарвна або з жовтувато-зеленим відтінком (лише у розчині)
Кислотність (pKa) 7,40
Термохімія
Ст. ентальпія
утворення
ΔfHo298
-120,9 кДж/моль
Пов'язані речовини
Інші аніони хлоридна кислота
Інші катіони гіпохлорит натрію, гіпохлорит кальцію
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Гі́похлори́тна кислота́ — слабка кислота складу HClO, яка утворює ряд солей гіпохлоритів. Є дуже нестійкою сполукою і може існувати тільки в розведеному (до 30%) розчині, в якому також продовжує розкладатися, особливо під впливом сонячного світла. Сполука проявляє сильні окисні властивості.

Застосовується для знезараження води та, рідше, як відбілювач і окисник.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Гіпохлоритна кислоту не вдалося виділити як окрему речовину через її нестійкість, вона існує лише у вигляді розчинів. Максимальна концентрація в розчині досягає 30% (але тільки при температурах нижче -20 °C). Водні розчини є безбарвними або з жовтувато-зеленим відтінком при більших концентраціях. Може екстрагуватися в етери.

Отримання[ред.ред. код]

Гіпохлоритну кислоту синтезують пропусканням хлору крізь воду. В результаті хлор диспропорціонує з утворенням гіпохлоритної та хлоридної кислот:

Дана реакція є частково зворотньою. Домогтися зміщення рівноваги в бік продуктів можна додаванням до реакційної суміші оксиду ртуті(II), який зв'язує хлорид-іони:

Таким чином отримують достатньо концентровані розчини HClO. Замість оксиду HgO можна використовувати більш доступний та безпечний гідрокарбонат кальцію:

Також синтезують гіпохлоритну кислоту пропусканням суміші вологого хлору та повітря крізь колону з HgO, і подальшим розчиненням утвореного оксиду хлору Cl2O у воді при кімнатній температурі:

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Гіпохлоритна кислота є вельми нестійкою сполукою і повільно розкладається; освітлення пришвидшує процес розкладання:

(на світлі або вище 20 °C)
(на світлі)

Утворений атомарний кисень окиснює гіпохлоритнк кислоту до хлоратної:

(на світлі)

Кислота активно розкладається при нагріванні:

Насичений розчин кислоти за відсутності світла може дегідратуватися з утворенням рідкого оксиду Cl2O, а взаємодія з хлоридною кислотою веде до утворення хлору:

(без світла)

HClO проявляє слабкі кислотні властивості, реагує з лугами та гідроксидом амонію. Утворені солі гіпохлоритної кислоти називають гіпохлоритами:

Гіпохлоритна кислота є одним з найсильніших окисників.

Завдяки високій окисній здатності, HClO (у вигляді водних розчинів хлору) застосовується в органічному синтезі для добування хлоропохідних. Наприклад, реакцією етену з гіпохлоритною кислотою синтезують етиленхлоргідрин (2-хлороетанол), який є прекурсором для отримання оксирану:

Synthesis Chloroethanol B.svg
Synthesis Ethylene oxide.svg

Також із хлорогідринів, через стадію утворення нітрилів, синтезують β-гідроксикислоти:

Токсичність[ред.ред. код]

Гіпохлоритна кислота є токсичною речовиною, що подразнює шкіру та дихальні шляхи. Концентровані розчини HClO можуть завдавати сильних опіків.

Застосування[ред.ред. код]

Через свою низьку стійкість гіпохлоритна кислота не має широкого використання. Основною сферою застосування кислоти є знезараження води (питної, у басейнах). Подеколи використовується у складі відбілюючих сумішей.

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.
  • Vogt H. Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim : Wiley-VCH, 2005. — P. 4—5. — 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.
  • Химический энциклопедический словарь / И. Л. Кнунянц. — М. : Сов. энциклопедия, 1983. — 792 с.
  • Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.