Гіпохлоритна кислота

Гіпохлоритна кислота
Інші назви	Хлорноватиста кислота
Ідентифікатори
Номер CAS	7790-92-3
Номер EINECS	232-232-5
DrugBank	14135
Назва MeSH	D01.029.260.365, D01.210.465, D01.339.431.311 і D01.650.550.400
ChEBI	24757
SMILES	OCl
InChI	InChI=1S/ClHO/c1-2/h2H
Номер Гмеліна	688
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 ΔfHo 298	-120,9 кДж/моль
Пов'язані речовини
Інші аніони	хлоридна кислота
Інші катіони	гіпохлорит натрію, гіпохлорит кальцію
Якщо не зазначено інше, дані наведено 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

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

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

${\displaystyle \mathrm {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftarrows HClO+HCl} }$

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

${\displaystyle \mathrm {HgO+2Cl^{-}+2H^{+}\longrightarrow HgCl_{2}+H_{2}O} }$

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

${\displaystyle \mathrm {Ca(HCO_{3})_{2}+2Cl^{-}+2H^{+}\longrightarrow CaCl_{2}+2CO_{2}+2H_{2}O{\xrightarrow {}}} }$

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:

${\displaystyle \mathrm {2Cl_{2}+HgO{\xrightarrow {0^{o}C}}Cl_{2}O+HgCl_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {Cl_{2}O+H_{2}O\longrightarrow 2HClO} }$

Хімічні властивості

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

${\displaystyle \mathrm {HClO\rightleftarrows HCl+O^{0}} }$ (на світлі або вище 20 °C)

${\displaystyle \mathrm {2HClO\rightleftarrows H_{2}O+2Cl^{0}+O^{0}} }$ (на світлі)

Утворений атомарний кисень окиснює гіпохлоритнк кислоту до хлоратної:

${\displaystyle \mathrm {HClO+2O^{0}\rightleftarrows HClO_{3}} }$ (на світлі)

Кислота активно розкладається при нагріванні:

${\displaystyle \mathrm {3HClO{\xrightarrow {60-80^{o}C}}HClO_{3}+2HCl} }$

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

${\displaystyle \mathrm {HClO\longrightarrow Cl_{2}O+H_{2}O} }$ (без світла)

${\displaystyle \mathrm {HClO+HCl\rightleftarrows Cl_{2}+H_{2}O} }$

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

${\displaystyle \mathrm {HClO+NaOH\rightleftarrows NaClO+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {HClO+NH_{4}OH\rightleftarrows NH_{4}ClO+H_{2}O} }$

Гіпохлоритна кислота є одним з найсильніших окисників.

${\displaystyle \mathrm {HClO+2HI\longrightarrow I_{2}\downarrow +HCl+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {HClO+H_{2}O_{2}\longrightarrow O_{2}+HCl+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {4HClO+MnS\longrightarrow MnSO_{4}+4HCl} }$

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:

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

${\displaystyle \mathrm {CH_{2}OH{=}CH_{2}Cl+NaCN\longrightarrow CH_{2}OH{-}CH_{2}CN+NaCl} }$

${\displaystyle \mathrm {CH_{2}OH{-}CH_{2}CN+H_{2}O{\xrightarrow {hydrolysis}}CH_{2}OH{-}CH_{2}{-}COOH+NH_{3}} }$

Токсичність

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

Застосування

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

• Гіпохлорити
• Хлорне вапно
• Оксокислоти хлору

Джерела

• 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.