Гипохлориты: различия между версиями
| [непроверенная версия] | [отпатрулированная версия] |
Содержимое удалено Содержимое добавлено
Buratinko (обсуждение | вклад) м викификация |
Buratinko (обсуждение | вклад) м викификация Метка: визуальный редактор отключён |
||
Строка 1:
'''Гипохлори́ты'''
Гипохлориты в свободном безводном состоянии являются неустойчивыми соединениями, многие при нагреве разлагаются со взрывом. Гипохлориты [[Щелочные металлы|щелочных]] и [[Щёлочноземельные металлы|щелочноземельных металлов]] хорошо растворимы в воде и образуют [[кристаллогидраты]], разлагающиеся при хранении.
Строка 12:
:: <math>\mathsf{2HClO \rightarrow 2HCl + O_2}</math>
В нейтральной среде гипохлориты [[Диспропорционирование|диспропорционируют]] до [[Хлориды|хлоридов]] и [[Хлораты|хлоратов]], реакция медленно протекает уже при комнатной температуре и ускоряется при нагревании, при температурах выше 70 °C эта реакция становится преобладающей; такое диспропорционирование является промышленным методом получения хлоратов:
:: <math>\mathsf{3ClO^- \rightarrow ClO_3^- + 2Cl^-}</math>
Гипохлориты являются сильными [[Окислитель|окислителями]], при этом окисляющая способность в растворе сильно зависит от pH среды. Так, [[Иодиды|иодид]]-ион при pH ≤ 4 окисляется до свободного йода I<sub>2</sub>, при pH 5—7 — до [[Иодаты|иодата]] IO<sub>3</sub><sup>−</sup>, при pH ≥ 4 — до [[Иодная кислота|периодата]] IO<sub>4</sub><sup>−</sup>. Ионы [[Переходные металлы|переходных металлов]] в низших степенях окисления зачастую окисляются до высших степеней (например, соли хрома окисляются до хроматов, марганца — до перманганатов).
Гипохлориты в щёлочном растворе реагируют с [[Пероксид водорода|пероксидом водорода]] с образованием хлорида и кислорода, особенностью этой реакции является то, что кислород высвобождается не в основном, [[Мультиплетность|триплетном]], состоянии, а в возбуждённом [[Синглетный кислород|синглетном]], что обусловливает его высокую активность и [[Фосфоресценция|фосфоресценцию]] в ближнем ИК-диапазоне (~ 1270 нм):
:: <math>\mathsf{ClO^- + H_2O_2 \rightarrow Cl^- + H_2O +^1O_2}</math>
Гипохлориты взаимодействуют с [[Амины|аминами]], образуя N-хлорамины:
:: <math>\mathsf{R_2NH + OCl^- \rightarrow R_2NCl + OH^-}</math>
Строка 39:
== Применение в органическом синтезе ==
* Термическая или фотохимическая [[изомеризация]] алкилгипохлоритов является методом синтеза к δ-хлорспиртов (δ-хлоргидринов)
* [[Реакция Гофмана]]: взаимодействие амидов карбоновых кислот с гипохлоритами ведёт к внутримолекулярной группировке в соответствующие [[изоцианаты]] которые в дальнейшем, в зависимости от условий проведения реакции, могут гидролизоваться до первичных аминов или, в присутствии спиртов, образовывать уретаны:
:: <math>\mathsf{RCONH_2 + NaClO \rightarrow [RCONHCl + NaOH] \rightarrow RCNO + NaCl + H_2O}</math>
Строка 50:
== Применение в промышленности ==
Исторически первым гипохлоритом, нашедшим промышленное применение, был [[гипохлорит калия]], который в составе т.
Гипохлориты натрия и кальция являются крупнотоннажными продуктами, их получают, пропуская хлор через раствор или суспензию соответствующего гидроксида с дальнейшей кристаллизацией кристаллогидрата гипохлорита. Значительная часть произведённых таким методом гипохлоритов применяется без выделения, то есть в смеси с соответствующим хлоридом, например, смесь гипохлорита и хлорида кальция
Благодаря низкой стоимости и тому, что гипохлориты являются сильными окислителями, их применяют как [[Отбеливание|отбеливающее средство]] в текстильной, бумажной, целлюлозной промышленности, для [[дезинфекция|дезинфекции]] питьевых и сточных вод и др., а также как дегазаторы серосодержащих и фосфорорганических отравляющих веществ.
== Биологическое значение ==
Гипохлорит-анион образуется при окислении хлорид-аниона, катализируемого [[Миелопероксидаза|миелопероксидазой]] [[Нейтрофильные гранулоциты|нейтрофильных гранулоцитов]] и в качестве одного из биоцидных факторов (т.
:: <math>\mathsf{ClO^- + H_2O_2 \rightarrow Cl^- + H_2O + ^1O_2}</math>
| |||