Formula natrijevega hipoklorita (NaClO), uporabe in lastnosti

The natrijev hipoklorit (NaClO) je ternarna in anorganska sol natrija. Komercialno se doseže kot vodne raztopine in je aktivno sredstvo teh domačih in industrijskih izdelkov. Te raztopine so znane po imenih klora belila, slanine, tekočega belila ali, še bolj rafiniranega, žilnega likerja..

V vodi ima natrijev hipoklorit enake oksidacijske lastnosti kot klorov plin, zato je raztopina te soli enakovredna prenašanju navedene spojine v plastenko. Dejansko je razpoložljivi klor v teh posodah kazalnik koncentracije in moči beljenja raztopine natrijevega hipoklorita..

To trojno sol v vodi se lahko šteje za preprosto vodno raztopino klora; vendar obstajajo tudi druge oblike, kot je trdna snov v primeru kalcijevega hipoklorita in tekoči klor. Vsi trije imajo enako moč oksidanta in njihova uporaba je odvisna od spremenljivk, kot so udobje, zmogljivost ali čas.

Indeks

• 1 Formula
• 2 Kje si??
• 3 Kako se izvaja??
• 4 Uporabe
• 5 Lastnosti
  • 5.1 Vodna bilanca
  • 5.2 Nesorazmerje
  • 5.3 Oksidacijsko sredstvo
• 6 Reference

Formula

Kemična formula natrijevega hipoklorita je NaClO. Sestavljen je iz Na kationa⁺ in ClO anion^-. Na ioni⁺ čutijo elektrostatično privlačnost za ione ClO^-, slednji sprejme tetraedrsko strukturo s sp hibridizacijo³.

Formula označuje delež ionov v anhidridnem stanju, ki je enak 1: 1. To pa velja samo za anhidrid.

V primeru hidriranega natrijevega hipoklorita, enega najbolj stabilnih oblik za to sol, je njegova kemijska formula NaClO · 5H₂O.

Kje je??

NaClO je sintetični izdelek in se zaradi svoje reaktivnosti nahaja le v lokalnih regijah, kjer se uporablja, zlasti v odpadni vodi, zemlji ali celo v emisijah pitne vode..

V človeškem telesu je veliko kloridnih ionov, ki lahko sodelujejo pri redoks reakcijah, ki proizvajajo natrijev hipoklorit v telesu.

Kako je to storjeno??

V zgodovini je bil NaClO pripravljen z več metodami. Najenostavnejša je raztopina klora v vodi ali raztopine Na₂CO₃ ki sproščajo CO₂ z delovanjem hipoklorične kisline (HClO).

Druge metode uporabljajo slanico iz morja kot surovino preko elektrolitskega postopka. Pod učinkovitim mehanskim mešanjem, Cl₂ in NaOH, ki nastane z NaCl in vodo, reagira in postane NaClO:

Cl₂(g) + 2NaOH (aq) => NaCl + NaCl + H₂O + Q (toplota)

Danes Hookerjev proces v veliki meri proizvaja to spojino, ki je sestavljena iz izboljšane različice zgoraj opisane metode..

Uporabe

- Natrijev hipoklorit se uporablja kot belilo v tekstilu, v detergentih, ki ga vsebujejo, in v papirni industriji..

- Njegova uporaba kot baktericidno sredstvo in razkužilo je zelo široka in se uporablja pri čiščenju vode in čiščenju odpadnih voda.

- Znana je njegova uporabnost pri razkuževanju opreme, ki se uporablja pri pripravi hrane in pri predelavi sadja in zelenjave. Prav tako se uporablja z enako funkcijo razkuževanja pri proizvodnji gob, goveda, prašičev in perutnine..

- Natrijev hipoklorit se uporablja v naftni industriji v fazi rafiniranja.

- Na domu se uporablja beljenje natrijevega hipoklorita pri pranju perila in dezinfekcijskemu čiščenju kopalnic, tal, itd..

- Natrijev hipoklorit se uporablja v endodontski terapiji, zlasti pri zdravljenju koreninskega kanala zoba. Pri tem zdravljenju se uporablja raztopina Dakin (0,5% ClONa), ki ohranja vitalno zobno tkivo z raztapljanjem nekrotičnega tkiva..

Lastnosti

Raztopine natrijevega hipoklorita pri sobni temperaturi so brezbarvne in imajo sladek vonj klora. Fizične lastnosti se razlikujejo glede na koncentracijo soli, raztopljene v vodi. Vsi imajo rumene barve.

S pomočjo tehnik kristalizacije dobimo iz teh raztopin trdni NaClO · 5H₂Ali, katerih kristali so zeleno bledi.

Ta hidratirana sol ima približno molekulsko maso 164 g / mol, gostoto 1,11 g / ml, je zelo topna v vodi in razpade pri 101 ° C. NaClO5H₂Ali pa je tudi občutljiv na enake reakcije anhidrida.

Zakaj je sol pentahidrat? Ko NaClO kristalizira v svojem vodnem okolju, vodne molekule ovijejo ione v vodni sferi. 

Mogoče je misliti, da tri izmed teh molekul medsebojno vplivajo na pare elektronov, ki niso skupni Cl: obliki vodikovega mostu z O in zadnjo privlači Na.

Vendar so študije, osredotočene na kristalno strukturo te trdne snovi, resnično odgovorile na to vprašanje.

Vodna bilanca

ClO anion^- sodeluje v naslednji bilanci hidrolize: \ t

HClO (ac) + H₂O (l) <=> ClO^-(ac) + H⁺(ac)

Če se kislost raztopine poveča, se ravnotežje premakne v levo, kar povzroči nastanek HClO.

Ta kislina je še bolj nestabilna kot hipoklorit in zato razgradnja zmanjša koncentracijo aktivnega sredstva. Če je pH bazičen (večji od 11), zagotavlja obstoj ClO^- in življenjsko dobo izdelka.

Vendar pa pretirana alkalnost sproži druge težave pri uporabi. Na primer, zelo osnovna raztopina NaClO poškoduje oblačila, ne pa samo beljenja.

Prav tako se v vodnem mediju HClO pretvori tudi v klor, kar pojasnjuje rumene barve teh raztopin:

HClO (ac) <=> Cl₂(g) + H₂O (l)

Nesorazmerje

Klorov atom v natrijevem hipokloritu ima oksidacijsko stanje +1 in potrebuje le dva elektrona za dokončanje valentnega okteta..

Po drugi strani pa je njegova elektronska konfiguracija [Ne] 3s²3p⁵, prav tako je sposoben izprazniti vse elektrone iz njihovih "p" orbital, bolj energično.

Posledica tega je, da hipoklorit v reakciji ionov z nesorazmernimi reakcijami z oksidacijskim stanjem +1 in +5:

3ClO^-(ac) <=> 2Cl^-(ac) + ClO₃^-(ac)

Ta reakcija v vodni raztopini se pospeši s povečanjem temperature in koncentracij hipoklorita. Prav tako se reakcija odvija z drugačnim mehanizmom, ki ga katalizirajo lahki in bakreni, nikljevi in ​​kobaltni kovinski oksidi:

2NaOCl (aq) => O₂(g) + 2NaCl (aq)

Brezvodni NaClO je nesorazmerno veliko hitreje in celo eksplodira.

Oksidacijsko sredstvo

Atom klora lahko sprejema elektrone iz negativnih (nukleofilnih) vrst. Anhidrid je močno oksidacijsko sredstvo, ki reducira kloridne anione (Cl^-).

V primeru NaClO · 5H₂Ali pa se domneva, da molekule vode delno preprečujejo ClO^- trpijo nukleofilne napade.

Vendar je glede na strukturno linearnost ClO^-, te vodne molekule ne upočasnijo dovolj "napadov" na atom Cl, zato je natrijev hipoklorit močan oksidant.

Reference

1. Wikipedija. (2018). Natrijev hipoklorit. Pridobljeno 7. aprila 2018 od: en.wikipedia.org
2. Francisco J. Arnaiz. (2016). Poskusi za laboratorij za zeleno anorgansko kemijo. Kemijski oddelek, Univerza v Burgosu, Španija.
3. Kemijska knjiga. (2017). Natrijev hipoklorit. Vzpostavljeno 7. aprila 2018, od: chemicalbook.com
4. Brian Clegg. (9. marec 2016). Natrijev hipoklorit. Pridobljeno 7. aprila 2018, iz: chemistryworld.com
5. OxyChem. (December 2014). Priročnik za natrijev hipoklorit. Pridobljeno 7. aprila 2018, iz: oxy.com
6. Azchemistry (18. april 2017). 10 Uporaba natrijevega hipoklorita v vsakdanjem življenju - laboratorij - bolnišnica. Vzpostavljeno 7. aprila 2018, iz: azchemistry.com
7. PubChem. (2018). Natrijev hipoklorit. Pridobljeno 7. aprila 2018, iz: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.