Гипохлорит натрия - Химические свойства

Химия - Гипохлорит натрия - Химические свойства

28 февраля 2011

Оглавление:
1. Гипохлорит натрия
2. История открытия
3. Физические свойства
4. Химические свойства
5. Идентификация
6. Коррозионное воздействие
7. Физиологическое действие и воздействие на окружающую среду
8. Лабораторные методы получения
9. Применение

Разложение и диспропорционирование

Гипохлорит натрия — неустойчивое соединение, легко разлагающееся с выделением кислорода:

$\mathsf{2NaOCl=2NaCl+O_2}$

Самопроизвольное разложение медленно происходит даже при комнатной температуре: за 40 суток пентагидрат теряет 30 % активного хлора. При температуре 70 °C разложение безводного гипохлорита протекает со взрывом.

При нагревании параллельно происходит реакция диспропорционирования:

$\mathsf{3NaOCl=NaClO_3+2NaCl}$

Гидролиз и разложение в водных растворах

Растворяясь в воде, гипохлорит натрия диссоциирует на ионы:

$\mathsf{NaOCl\ \xrightarrow{H_2O}\ Na^++OCl^-}$

Так как хлорноватистая кислота очень слабая, гипохлорит-ион в водной среде подвергается гидролизу:

$\mathsf{OCl^-\!+H_2O\leftrightarrows HOCl+OH^-}$

Именно наличие хлорноватистой кислоты в водных растворах гипохлорита натрия объясняет его сильные дезинфицирующие и отбеливающие свойства.

Водные растворы гипохлорита натрия неустойчивы и со временем разлагаются даже при обычной температуре. Распад ускоряет освещение, ионы тяжёлых металлов и хлориды щелочных металлов; напротив, сульфат магния, ортоборная кислота, силикат и гидроксид натрия замедляют процесс; при этом наиболее устойчивы растворы с сильнощелочной средой.

В сильнощелочной среде, когда гидролиз гипохлорит-иона подавлен, разложение происходит следующим образом:

$\mathsf{2OCl^-\!=2Cl^-\!+O_2}$

При температурах выше 35 °C распад сопровождается реакцией диспропорционирования:

$\mathsf{3OCl^-\!=2Cl^-\!+ClO_3^-}$

При диапазоне pH от 5 до 10, когда концентрация хлорноватистой кислоты в растворе становится заметной, разложение идёт по следующей схеме:

$\mathsf{HOCl+2ClO^-=ClO_3^-+2Cl^-+H^+}$

$\mathsf{HOCl+ClO^-\!=O_2+2Cl^-\!+H^+}$

В кислой среде разложение HOCl ускоряется, а в очень кислой среде при комнатной температуре наблюдается распад по следующей схеме:

$\mathsf{4HOCl=2Cl_2+O_2+2H_2O}$

Если для подкисления используется соляная кислота, в результате выделяется хлор:

$\mathsf{NaOCl+2HCl=NaCl+Cl_2\!\uparrow\!+H_2O}$

Пропуская через охлаждённый водный раствор гипохлорита натрия углекислый газ, можно получить раствор хлорноватистой кислоты:

$\mathsf{NaOCl+H_2O+CO_2=NaHCO_3\!\downarrow\!+HOCl}$

Окислительные свойства

Водный раствор гипохлорита натрия — сильный окислитель, вступающий в многочисленные реакции с разнообразными восстановителями, независимо от кислотно-щелочного характера среды.

Рассмотрим основные варианты развития окислительно-восстановительного процесса и стандартные электродные потенциалы полуреакций в водной среде:

в кислой среде:

$\mathsf{NaOCl+H^+=Na^++HOCl}$

$\mathsf{2HOCl+2H^+\!+2e^-=Cl_2\!\uparrow\!+2H_2O}$	$E^o\mathsf{=1,630B}$
$\mathsf{HOCl+H^+\!+2e^-=Cl^-\!+H_2O}$	$E^o\mathsf{=1,500B}$

в нейтральной и щелочной среде:

$\mathsf{OCl^-\!+H_2O+2e^-=Cl^-\!+2OH^-}$	$E^o\mathsf{=0,890B}$
$\mathsf{2OCl^-\!+2H_2O+2e^-=Cl_2\!\uparrow\!+\ 4OH^-}$	$E^o\mathsf{=0,421B}$

Некоторые окислительно-восстановительные реакции с участием гипохлорита натрия:

Иодиды щелочных металлов окисляются до иода, иодата или периодата:

$\mathsf{NaOCl+2NaI+H_2O=NaCl+I_2+2NaOH}$

$\mathsf{3NaOCl+NaI=3NaCl+NaIO_3}$

$\mathsf{4NaOCl+NaI=4NaCl+NaIO_4}$

Сульфиты окисляются в сульфаты, нитриты в нитраты, оксалаты и формиаты в карбонаты и т. п.:

$\mathsf{NaOCl+K_2SO_3=NaCl+K_2SO_4}$

$\mathsf{2NaOCl+Ca_2=2NaCl+Ca_2}$

$\mathsf{NaOCl+NaOH+HCOONa=NaCl+Na_2CO_3+H_2O}$

Фосфор и мышьяк растворяются в щелочном растворе гипохлорита натрия, образуя соли фосфорной и мышьяковой кислот:

$\mathsf{2As+6NaOH+5NaOCl=2Na_3AsO_4+5NaCl+3H_2O}$

Аммиак под действием гипохлорита натрия через стадию образования хлорамина, превращается в гидразин:

$\mathsf{NaOCl+NH_3=NaOH+NH_2Cl}$

$\mathsf{NH_2Cl+NaOH+NH_3=N_2H_4+NaCl+H_2O}$

См. подробнее подраздел «Производство гидразина».

Соединения металлов с низшими степенями окисления превращаются в соединения с высшими степенями окисления:

$\mathsf{NaOCl+PbO=NaCl+PbO_2}$

$\mathsf{2NaOCl+MnCl_2+4NaOH=Na_2MnO_4+4NaCl+2H_2O}$

$\mathsf{3NaOCl+2Cr_3+4NaOH=2Na_2CrO_4+3NaCl+5H_2O}$

По аналогии можно осуществить превращения: Fe → Fe → Fe; Co → Co → Co; Ni → Ni; Ru → Ru; Ce → Ce и прочие.

<<< Гидроперит

Химики
Бытовая химия
Химические вещества
Химические законы и уравнения
История химии
Лабораторная техника

Химическое машиностроение
Награды в области химических наук
Химическая номенклатура
Химическое образование
Химические общества
Химическая промышленность

Разделы химии
Химические реакции
Химические свойства
Химическая связь
Химические системы
Химические теории