HYPOCHLOORZUUR (HCLO): STRUCTUUR, EIGENSCHAPPEN, GEBRUIK, SYNTHESE - CHEMIE - 2026

Het hypochloorzuur is een anorganische verbinding met de chemische formule HClO. Het komt overeen met het minst geoxideerde van de oxozuren van chloor, omdat het slechts één zuurstofatoom bevat. Daaruit ontlenen ze het hypochlorietanion, ClO ^- , en zijn zouten, die op grote schaal worden gebruikt als commerciële waterontsmettingsmiddelen.

HClO is het sterkste oxiderende en antimicrobiële middel dat wordt gegenereerd wanneer chloorgas oplost in water. De antiseptische werking is al meer dan een eeuw bekend, zelfs voordat chlooroplossingen werden gebruikt om de wonden van soldaten in de Eerste Wereldoorlog te reinigen.

Hypochloorzuurmolecuul weergegeven door een ball-and-stick-model. Bron: Ben Mills en Jynto

De ontdekking ervan dateert in feite uit het jaar 1834, door de Franse chemicus Antoine Jérôme Balard, die de gedeeltelijke oxidatie van chloor bewerkstelligde door het te laten borrelen in een waterige suspensie van kwikoxide, HgO. Sindsdien wordt het gebruikt als ontsmettingsmiddel en antiviraal middel.

Chemisch gezien is HClO een oxidatiemiddel dat uiteindelijk zijn chlooratoom afgeeft aan andere moleculen; Met andere woorden, er kunnen chloorverbindingen mee worden gesynthetiseerd, waarbij chlooraminen van groot belang zijn bij de ontwikkeling van nieuwe antibiotica.

In de jaren zeventig werd ontdekt dat het lichaam dit zuur op natuurlijke wijze kan produceren door de werking van het enzym myeloperoxidase; enzym dat tijdens fagocytose inwerkt op peroxiden en chloride-anionen. Dus uit hetzelfde organisme kan deze "moordenaar" van indringers tevoorschijn komen, maar op een onschadelijke schaal voor zijn eigen welzijn.

Structuur

De bovenste afbeelding toont de structuur van HClO. Merk op dat de formule de structuur tegenspreekt: het molecuul is HO-Cl en niet H-Cl-O; dit laatste heeft echter meestal de voorkeur om het direct te kunnen vergelijken met zijn meer geoxideerde tegenhangers: HClO ₂ , HClO ₃ en HClO ₄ .

Chemische structuur van hypochloorzuur.

De zure waterstof, H ⁺ , die vrijkomt door HClO, bevindt zich in de OH-groep die aan het chlooratoom vastzit. Let ook op de opmerkelijke lengteverschillen in de OH- en Cl-O-bindingen, waarbij de laatste de langste is vanwege de kleinere mate van overlap van de chloororbitalen, meer diffuus met die van zuurstof.

Het HOCl-molecuul kan onder normale omstandigheden nauwelijks stabiel blijven; Het kan niet worden geïsoleerd uit zijn waterige oplossingen zonder onevenredig te zijn of vrij te komen als chloorgas, Cl ₂ .

Daarom zijn er geen watervrije kristallen (zelfs geen hydraten daarvan) van hypochloorzuur; En tot op heden zijn er ook geen aanwijzingen dat ze op extravagante wijze kunnen worden bereid. Als ze zouden kunnen kristalliseren, zouden de HClO-moleculen met elkaar interageren via hun permanente dipolen (negatieve ladingen gericht op zuurstof).

Eigendommen

Zuurgraad

HClO is een monoprotisch zuur; dat wil zeggen, je kunt maar één H ⁺ doneren aan het waterige medium (waar het wordt gevormd):

HClO (aq) + H ₂ O ↔ ClO ^- (aq) + H ₃ O ⁺ (aq) (pKa = 7,53)

Uit deze evenwichtsvergelijking blijkt dat een afname van H ₃ O ⁺ -ionen (een toename van de basiciteit van het medium) de vorming van meer hypochlorietanionen, ClO ^{-, bevordert} . Als een oplossing van ClO ^- relatief stabiel moet worden gehouden, moet de pH dus basisch zijn, wat wordt bereikt met NaOH.

De dissociatieconstante, pKa, maakt het twijfelachtig of HClO een zwak zuur is. Daarom moet men zich bij het behandelen van het geconcentreerd niet zozeer zorgen maken over de H ₃ O ⁺ -ionen , maar over het HClO zelf (gezien zijn hoge reactiviteit en niet vanwege zijn corrosiviteit).

Oxidatiemiddel

Er werd vermeld dat het chlooratoom in HClO een oxidatiegetal heeft van +1. Dit betekent dat het nauwelijks de versterking van een enkel elektron nodig heeft om terug te keren naar zijn grondtoestand (Cl ⁰ ) en het Cl ₂ -molecuul te kunnen vormen . Bijgevolg zal HClO worden gereduceerd tot Cl ₂ en H ₂ O, waardoor een andere soort sneller oxideert in vergelijking met dezelfde Cl ₂ of ClO ^- :

2HClO (aq) + 2H ⁺ + 2e ^- ↔ Cl ₂ (g) + 2H ₂ O (l)

Deze reactie laat ons al zien hoe stabiel HClO is in zijn waterige oplossingen.

Zijn oxiderende kracht wordt niet alleen gemeten door de vorming van Cl ₂ , maar ook door zijn vermogen om zijn chlooratoom op te geven. Het kan bijvoorbeeld reageren met stikstofhoudende soorten (inclusief ammoniak en stikstofhoudende basen) om chlooraminen te produceren:

HClO + NH → N-Cl + H ₂ O

Merk op dat een NH-binding grotendeels verbroken is, van een aminogroep (-NH ₂ ) en vervangen is door een N-Cl. Hetzelfde gebeurt met de OH-bindingen van hydroxylgroepen:

HClO + OH → O-Cl + H ₂ O

Deze reacties zijn cruciaal en verklaren de desinfecterende en antibacteriële werking van HClO.

Stabiliteit

HClO is bijna overal waar je ernaar kijkt instabiel. Het hypochlorietanion is bijvoorbeeld onevenredig in chloorverbindingen met oxidatiegetallen van -1 en +5, stabieler dan +1 in HClO (H ⁺ Cl ⁺ O ^2- ):

3ClO ^- (aq) ↔ 2Cl ^- (aq) + ClO ₃ ^- (aq)

Deze reactie zou het evenwicht opnieuw verschuiven naar het verdwijnen van HClO. Evenzo neemt HClO rechtstreeks deel aan een parallel evenwicht met water en chloorgas:

Cl ₂ (g) + H ₂ O (l) ↔ HClO (aq) + H ⁺ (aq) + Cl ^- (aq)

Dat is de reden waarom het proberen om een ​​oplossing van HClO te verwarmen om deze te concentreren (of te isoleren) leidt tot de productie van Cl ₂ , dat wordt geïdentificeerd als een geel gas. Evenzo kunnen deze oplossingen niet te lang aan licht worden blootgesteld, noch aan de aanwezigheid van metaaloxiden, aangezien ze Cl ₂ afbreken (HClO verdwijnt nog meer):

2Cl ₂ + 2H ₂ O → 4HCl + O ₂

HCl reageert met HClO om meer Cl ₂ te genereren :

HClO + HCl → Cl ₂ + H ₂ O

En zo verder totdat er geen HClO meer is.

Synthese

Water en chloor

Een van de methoden voor het bereiden of synthetiseren van hypochloorzuur is al impliciet uitgelegd: door chloorgas op te lossen in water. Een andere vrij vergelijkbare methode bestaat uit het oplossen van het anhydride van dit zuur in water: dichloormonoxide, Cl ₂ O:

Cl ₂ O (g) + H ₂ O (l) ↔ 2HClO (aq)

Ook hier is geen manier om de zuivere HClO te isoleren, dan verdampt het water verschuiving van het evenwicht de vorming van Cl ₂ O, gas uit het water.

Aan de andere kant was het mogelijk om meer geconcentreerde oplossingen van HClO (20%) te bereiden met kwikoxide, HgO. Om dit te doen, wordt chloor net op het vriespunt in een volume water opgelost, zodanig dat chloorijs wordt verkregen. Vervolgens wordt hetzelfde ijs geroerd en terwijl het smelt, vermengt het zich met de HgO:

2Cl ₂ + HgO + 12H ₂ O → 2HClO + HgCl ₂ + 11H ₂ O

De 20% HClO-oplossing kan tenslotte onder vacuüm worden gedestilleerd.

Elektrolyse

Een eenvoudigere en veiligere methode om hypochloorzuuroplossingen te bereiden, is om pekel als grondstof te gebruiken in plaats van chloor. Pekels zijn rijk aan chloride-anionen, Cl ^- , die door een elektrolyseproces kunnen worden geoxideerd tot Cl ₂ :

2H ₂ O → O ₂ + 4H ⁺ + 4e ^-

2Cl ^- ↔ 2e ^- + Cl ₂

Deze twee reacties vinden plaats aan de anode, waar chloor wordt geproduceerd dat onmiddellijk oplost en er HClO ontstaat; terwijl in het kathodecompartiment het water wordt verminderd:

2H ₂ O + 2e ^- → 2OH ^- + H ₂

Op deze manier kan HClO op commerciële tot industriële schaal worden gesynthetiseerd; en deze uit pekel verkregen oplossingen zijn in feite de in de handel verkrijgbare producten van dit zuur.

Toepassingen

Algemene kenmerken

HClO kan worden gebruikt als oxidatiemiddel om alcoholen te oxideren tot ketonen en om chlooraminen, chlooramiden of chloorhydrines te synthetiseren (uitgaande van de alkenen).

Alle andere toepassingen kunnen echter in één woord worden samengevat: biocide. Het is een moordenaar van schimmels, bacteriën, virussen en een neutralisator van gifstoffen die vrijkomen door ziekteverwekkers.

Het immuunsysteem van ons lichaam synthetiseert zijn eigen HClO door de werking van het enzym myeloperoxidase, waardoor de witte bloedcellen de indringers die de infectie veroorzaken, kunnen uitroeien.

Talloze studies suggereren verschillende mechanismen van de werking van HClO op de biologische matrix. Dit schenkt zijn chlooratoom aan de aminogroepen van bepaalde eiwitten, en oxideert ook zijn aanwezige SH-groepen tot SS-disulfidebruggen, wat resulteert in hun denaturatie.

Het stopt ook de DNA-replicatie door te reageren met stikstofhoudende basen, beïnvloedt de volledige oxidatie van glucose en kan ook het celmembraan vervormen. Al deze acties zorgen ervoor dat de ziektekiemen afsterven.

Desinfectie en reiniging

Daarom worden HClO-oplossingen gebruikt om:

-Behandeling van besmettelijke en gangreneuze wonden

-Desinfecteer watervoorraden

-Sterilisatiemiddel voor chirurgisch materiaal of gereedschappen die worden gebruikt in de diergeneeskunde, geneeskunde en tandheelkunde

-Desinfectiemiddel van elk type oppervlak of object in het algemeen: staven, leuningen, koffiemachines, keramiek, glazen tafels, laboratoriumtafels, enz.

-Synthetiseren van chlooramines die dienen als minder agressieve antibiotica, maar tegelijkertijd duurzamer, specifieker en stabieler zijn dan HClO zelf

Risico's

HClO-oplossingen kunnen gevaarlijk zijn als ze sterk geconcentreerd zijn, omdat ze heftig kunnen reageren met soorten die vatbaar zijn voor oxidatie. Bovendien geven ze bij destabilisatie de neiging gasvormig chloor af te geven, dus moeten ze onder een strikt beveiligingsprotocol worden opgeslagen.

HClO is zo reactief ten opzichte van ziektekiemen dat het onmiddellijk verdwijnt wanneer het wordt bewaterd, zonder later een risico te vormen voor degenen die de behandelde oppervlakken aanraken. Hetzelfde gebeurt in het organisme: het ontbindt snel of wordt geneutraliseerd door welke soort dan ook in de biologische omgeving.

Wanneer het door het lichaam zelf wordt gegenereerd, is het aannemelijk dat het lage concentraties HClO kan verdragen. Als het echter sterk geconcentreerd is (gebruikt voor synthetische doeleinden en geen ontsmettingsmiddelen), kan het ongewenste effecten hebben door ook gezonde cellen aan te vallen (bijvoorbeeld van de huid).

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde . (Vierde druk). Mc Graw Hill.
2. Gottardi, W., Debabov, D., en Nagl, M. (2013). N-chlooramines, een veelbelovende klasse van goed verdragen lokale anti-infectiva. Antimicrobiële middelen en chemotherapie, 57 (3), 1107-1114. doi: 10.1128 / AAC.02132-12
3. Door Jeffrey Williams, Eric Rasmussen en Lori Robins. (06 oktober 2017). Hypochloorzuur: gebruik maken van een aangeboren respons. Hersteld van: infectiecontrol.tips
4. Hydro-instrumenten. (sf). Basischemie van chlorering. Hersteld van: hydroinstruments.com
5. Wikipedia. (2019). Hypochloorzuur. Hersteld van: en.wikipedia.org
6. Serhan Sakarya et al. (2014). Hypochloorzuur: een ideaal middel voor wondverzorging met krachtige microbicide, antibiofilm en wondgenezing. HMP-wonden. Hersteld van: woundsresearch.com
7. PrebChem. (2016). Bereiding van hypochloorzuur. Hersteld van: prepchem.com