Гіпохлорити — Вікіпедія

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:

${\displaystyle \mathrm {2KOH+Cl_{2}\longrightarrow KClO+KCl+H_{2}O} }$

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):

${\displaystyle \mathrm {2Cl^{-}{\xrightarrow {-2e}}Cl_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftarrows 2H^{+}+Cl^{-}+ClO^{-}} }$

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:

${\displaystyle \mathrm {BaCl_{2}+2NaClO\longrightarrow Ba(ClO)_{2}+2NaCl} }$

Хімічні властивості[ред. | ред. код]

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

${\displaystyle \mathrm {ClO^{-}+H_{2}O\longrightarrow HClO+OH^{-}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {2ClO^{-}{\xrightarrow {t}}2Cl^{-}+O_{2}\uparrow } }$

${\displaystyle \mathrm {3ClO^{-}{\xrightarrow {t}}ClO_{3}^{-}+2Cl^{-}} }$

При взаємодії з хлоридною кислотою виділяється хлор:

${\displaystyle \mathrm {ClO^{-}+2HCl\longrightarrow Cl_{2}\uparrow +Cl^{-}+H_{2}O} }$

Гіпохлорити є сильними окисниками:

${\displaystyle \mathrm {ClO^{-}+H_{2}O_{2}\longrightarrow O_{2}+Cl^{-}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {4ClO^{-}+MnS\longrightarrow MnSO_{4}+4Cl^{-}} }$

Усі гіпохлорити активно поглинають з повітря діоксид вуглецю:

${\displaystyle \mathrm {2ClO^{-}+CO_{2}+H_{2}O\longrightarrow CO_{3}^{2-}+2HClO} }$

Застосування[ред. | ред. код]

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

Див. також[ред. | ред. код]

Вікісховище має мультимедійні дані за темою: Гіпохлорити

• Жавелева вода
• Хлорне вапно

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.