ACIDO IPOCLOROSO (HCLO): STRUTTURA, PROPRIETÀ, USI, SINTESI - CHIMICA - 2025

L' acido ipocloroso è un composto inorganico con la formula chimica HClO. Corrisponde al meno ossidato degli ossoacidi del cloro, poiché contiene un solo atomo di ossigeno. Da esso derivano l'anione ipoclorito, ClO ^- , e suoi sali, ampiamente utilizzati come disinfettanti commerciali per l'acqua.

HClO è il più forte agente ossidante e antimicrobico che si genera quando il gas cloro si dissolve in acqua. La sua azione antisettica è nota da più di un secolo, anche prima che le soluzioni di cloro fossero utilizzate per pulire le ferite dei soldati nella prima guerra mondiale.

Molecola di acido ipocloroso rappresentata da un modello ball-and-stick. Fonte: Ben Mills e Jynto

La sua scoperta risale infatti all'anno 1834, ad opera del chimico francese Antoine Jérôme Balard, che ottenne la parziale ossidazione del cloro facendolo gorgogliare in una sospensione acquosa di ossido di mercurio, HgO. Da allora è stato utilizzato come disinfettante e agente antivirale.

Chimicamente parlando, l'HClO è un agente ossidante che finisce per cedere il suo atomo di cloro ad altre molecole; vale a dire, con esso si possono sintetizzare composti clorurati, essendo le cloroammine di grande rilevanza nello sviluppo di nuovi antibiotici.

Negli anni '70 si è scoperto che l'organismo è in grado di produrre naturalmente questo acido attraverso l'azione dell'enzima mieloperossidasi; enzima che agisce sui perossidi e sugli anioni cloruro durante la fagocitosi. Quindi, dallo stesso organismo può emergere questo "killer" di intrusi, ma su scala innocua per il suo stesso benessere.

Struttura

L'immagine in alto mostra la struttura di HClO. Si noti che la formula contraddice la struttura: la molecola è HO-Cl e non H-Cl-O; tuttavia, quest'ultimo è solitamente preferito per poterlo confrontare direttamente con le sue controparti più ossidate: HClO ₂ , HClO ₃ e HClO ₄ .

Struttura chimica dell'acido ipocloroso.

L'idrogeno acido, H ⁺ , rilasciato da HClO si trova nel gruppo OH attaccato all'atomo di cloro. Da notare anche le notevoli differenze di lunghezza nei legami OH e Cl-O, quest'ultimo essendo il più lungo a causa del minor grado di sovrapposizione degli orbitali del cloro, più diffusi, con quelli dell'ossigeno.

La molecola HOCl può a malapena rimanere stabile in condizioni normali; Non può essere isolato dalle sue soluzioni acquose senza essere sproporzionato o rilasciato come gas cloro, Cl ₂ .

Pertanto, non sono presenti cristalli anidri (neppure loro idrati) di acido ipocloroso; E ad oggi, non vi è nemmeno alcuna indicazione che possano essere preparati con metodi stravaganti. Se potessero cristallizzare, le molecole di HClO interagirebbero tra loro attraverso i loro dipoli permanenti (cariche negative orientate verso l'ossigeno).

Proprietà

Acidità

HClO è un acido monoprotico; cioè puoi donare solo un H ⁺ al mezzo acquoso (che è dove si forma):

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

Da questa equazione di equilibrio si osserva che una diminuzione degli ioni H ₃ O ⁺ (aumento della basicità del mezzo) favorisce la formazione di più anioni ipocloriti, ClO ^- . Di conseguenza, se una soluzione di ClO ^- deve essere mantenuta relativamente stabile, il pH deve essere basico, che si ottiene con NaOH.

La sua costante di dissociazione, pKa, fa dubitare che l'HClO sia un acido debole. Pertanto, quando lo maneggi concentrato, non dovresti preoccuparti tanto degli ioni H ₃ O ⁺ , ma dell'HClO stesso (data la sua elevata reattività e non per la sua corrosività).

Agente ossidante

È stato detto che l'atomo di cloro in HClO ha un numero di ossidazione di +1. Ciò significa che difficilmente richiede il guadagno di un singolo elettrone per tornare al suo stato fondamentale (Cl ⁰ ) e per poter formare la molecola di Cl ₂ . Di conseguenza, l'HClO sarà ridotto a Cl ₂ e H ₂ O, ossidando un'altra specie più rapidamente rispetto allo stesso Cl ₂ o ClO ^- :

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

Questa reazione ci permette già di vedere quanto sia stabile l'HClO nelle sue soluzioni acquose.

Il suo potere ossidante non è misurato solo dalla formazione di Cl ₂ , ma anche dalla sua capacità di cedere il suo atomo di cloro. Ad esempio, può reagire con specie azotate (comprese ammoniaca e basi azotate), per produrre cloroammine:

HClO + NH → N-Cl + H ₂ O

Si noti che un legame NH è rotto, di un gruppo amminico (-NH ₂ ) per la maggior parte, ed è sostituito da un N-Cl. Lo stesso accade con i legami OH dei gruppi idrossilici:

HClO + OH → O-Cl + H ₂ O

Queste reazioni sono cruciali e spiegano l'azione disinfettante e antibatterica dell'HClO.

Stabilità

L'HClO è instabile quasi ovunque lo si guardi. Ad esempio, l'anione ipoclorito è sproporzionato nelle specie di cloro con numeri di ossidazione di -1 e +5, più stabile di +1 in HClO (H ⁺ Cl ⁺ O ^2- ):

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

Questa reazione sposterebbe di nuovo l'equilibrio verso la scomparsa dell'HClO. Allo stesso modo, HClO partecipa direttamente a un equilibrio parallelo con acqua e cloro gassoso:

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

Ecco perché provare a riscaldare una soluzione di HClO per concentrarla (o isolarla) porta alla produzione di Cl ₂ , che viene identificato come gas giallo. Allo stesso modo, queste soluzioni non possono essere esposte alla luce per troppo tempo, né alla presenza di ossidi metallici, poiché decompongono Cl ₂ (HClO scompare ancora di più):

2Cl ₂ + 2H ₂ O → 4HCl + O ₂

HCl reagisce con HClO per generare più Cl ₂ :

HClO + HCl → Cl ₂ + H ₂ O

E così via fino a quando non c'è più HClO.

Sintesi

Acqua e cloro

Uno dei metodi per preparare o sintetizzare l'acido ipocloroso è già stato implicitamente spiegato: sciogliendo il cloro gassoso in acqua. Un altro metodo abbastanza simile consiste nel sciogliere in acqua l'anidride di questo acido: dicloro monossido, Cl ₂ O:

Cl ₂ O (g) + H ₂ O (l) ↔ 2HClO (aq)

Anche in questo caso non c'è modo di isolare l'HClO puro, poiché l'evaporazione dell'acqua sposterebbe l'equilibrio alla formazione di Cl ₂ O, un gas che uscirebbe dall'acqua.

D'altra parte, è stato possibile preparare soluzioni più concentrate di HClO (20%) utilizzando ossido di mercurio, HgO. Per fare questo, il cloro viene sciolto in un volume d'acqua proprio al suo punto di congelamento, in modo tale da ottenere ghiaccio clorurato. Quindi questo stesso ghiaccio viene mescolato e, quando si scioglie, si mescola con l'HgO:

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

La soluzione al 20% di HClO può essere infine distillata sotto vuoto.

Elettrolisi

Un metodo più semplice e sicuro per preparare soluzioni di acido ipocloroso consiste nell'utilizzare le salamoie come materia prima al posto del cloro. Le salamoie sono ricche di anioni cloruro, Cl ^- , che attraverso un processo di elettrolisi possono essere ossidati a Cl ₂ :

2H ₂ O → O ₂ + 4H ⁺ + 4e ^-

2Cl ^- ↔ 2e ^- + Cl ₂

Queste due reazioni avvengono all'anodo, dove si produce cloro che si dissolve immediatamente dando origine a HClO; mentre nel vano catodico l'acqua si riduce:

2H ₂ O + 2e ^- → 2OH ^- + H ₂

In questo modo, l'HClO può essere sintetizzato su scala commerciale o industriale; e queste soluzioni ottenute da salamoie sono infatti i prodotti disponibili in commercio di questo acido.

applicazioni

Caratteristiche generali

HClO può essere utilizzato come agente ossidante per ossidare gli alcoli in chetoni e per sintetizzare cloroammine, cloroammidi o cloroidrine (a partire dagli alcheni).

Tuttavia, tutti i suoi altri usi possono essere racchiusi in una parola: biocida. È un killer di funghi, batteri, virus e un neutralizzatore di tossine rilasciate da agenti patogeni.

Il sistema immunitario del nostro corpo sintetizza il proprio HClO tramite l'azione dell'enzima mieloperossidasi, aiutando i globuli bianchi a sradicare gli intrusi che causano l'infezione.

Innumerevoli studi suggeriscono vari meccanismi dell'azione di HClO sulla matrice biologica. Questo dona il suo atomo di cloro ai gruppi amminici di alcune proteine ​​e ossida anche i suoi gruppi SH presenti ai ponti disolfuro SS, determinando la loro denaturazione.

Inoltre arresta la replicazione del DNA reagendo con basi azotate, influisce sulla completa ossidazione del glucosio e può anche deformare la membrana cellulare. Tutte queste azioni finiscono per far morire i germi.

Disinfezione e pulizia

Ecco perché le soluzioni HClO finiscono per essere utilizzate per:

-Trattamento di ferite infettive e cancrenose

-Disinfettare le riserve d'acqua

-Agente sterilizzante per materiale chirurgico o strumenti utilizzati in medicina veterinaria, medicina e odontoiatria

-Disinfettante di qualsiasi tipo di superficie o oggetto in genere: bar, corrimano, macchine da caffè, ceramiche, tavoli in vetro, banconi da laboratorio, ecc.

-Sintetizza le cloroammine che fungono da antibiotici meno aggressivi, ma allo stesso tempo più durevoli, specifiche e stabili dello stesso HClO

rischi

Le soluzioni di HClO possono essere pericolose se sono altamente concentrate, poiché possono reagire violentemente con le specie soggette all'ossidazione. Inoltre, tendono a rilasciare cloro gassoso quando vengono destabilizzati, quindi devono essere conservati secondo un rigoroso protocollo di sicurezza.

L'HClO è talmente reattivo nei confronti dei germi che dove viene irrigato scompare all'istante, senza mettere in pericolo successivamente chi tocca le superfici da esso trattate. Lo stesso accade all'interno dell'organismo: si decompone rapidamente o viene neutralizzato da qualsiasi specie nell'ambiente biologico.

Quando viene generato dal corpo stesso, è presumibile che possa tollerare basse concentrazioni di HClO. Tuttavia, se altamente concentrato (utilizzato per scopi sintetici e non disinfettanti) può avere effetti indesiderati attaccando anche le cellule sane (della pelle, ad esempio).

Riferimenti

1. Shiver & Atkins. (2008). Chimica inorganica . (Quarta edizione). Mc Graw Hill.
2. Gottardi, W., Debabov, D., & Nagl, M. (2013). N-clorammine, una promettente classe di antinfettivi topici ben tollerati. Agenti antimicrobici e chemioterapia, 57 (3), 1107-1114. doi: 10.1128 / AAC.02132-12
3. Di Jeffrey Williams, Eric Rasmussen e Lori Robins. (6 ottobre 2017). Acido ipocloroso: sfruttare una risposta innata. Recupero da: infezionicontrol.tips
4. Strumenti Hydro. (Sf). Chimica di base della clorazione. Estratto da: hydroinstruments.com
5. Wikipedia. (2019). Acido ipocloroso. Estratto da: en.wikipedia.org
6. Serhan Sakarya et al. (2014). Acido ipocloroso: un agente ideale per la cura delle ferite con un potente potere microbicida, antibiofilm e cicatrizzante. Ferite da HMP. Estratto da: feriteresearch.com
7. PrebChem. (2016). Preparazione dell'acido ipocloroso. Estratto da: prepchem.com