Ácido hipocloroso (HClO): estrutura, propriedades, usos, síntese - Ciência - 2023

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o Ácido Hipocloroso É um composto inorgânico cuja fórmula química é HClO. Corresponde ao menos oxidado dos oxoácidos do cloro, pois contém apenas um átomo de oxigênio. Dele eles derivam o ânion hipoclorito, ClO^–e seus sais, amplamente utilizados como desinfetantes comerciais de água.

HClO é o agente oxidante e antimicrobiano mais forte que é gerado quando o gás cloro se dissolve na água. Sua ação anti-séptica é conhecida há mais de um século, antes mesmo de as soluções de cloro serem usadas para limpar feridas de soldados na Primeira Guerra Mundial.

Sua descoberta remonta ao ano de 1834, pelo químico francês Antoine Jérôme Balard, que conseguiu a oxidação parcial do cloro fazendo-o borbulhar em uma suspensão aquosa de óxido de mercúrio, HgO. Desde então, tem sido usado como desinfetante e antiviral.

Quimicamente falando, o HClO é um agente oxidante que acaba cedendo seu átomo de cloro a outras moléculas; ou seja, com ela compostos clorados podem ser sintetizados, sendo as cloroaminas de grande relevância no desenvolvimento de novos antibióticos.

Na década de 1970, descobriu-se que o corpo é capaz de produzir naturalmente esse ácido por meio da ação da enzima mieloperoxidase; Enzima que atua sobre os peróxidos e ânions cloreto durante a fagocitose. Assim, do mesmo organismo pode surgir esse "matador" de intrusos, mas em uma escala inofensiva para seu próprio bem-estar.

Estrutura

A imagem superior mostra a estrutura do HClO. Observe que a fórmula contradiz a estrutura: a molécula é H-O-Cl e não H-Cl-O; no entanto, o último é geralmente preferido para ser capaz de compará-lo diretamente com suas contrapartes mais oxidadas: HClO₂, HClO₃ e HClO₄.

Hidrogênio ácido, H⁺, liberado por HClO está localizado no grupo OH ligado ao átomo de cloro. Observe também as notáveis diferenças de comprimento nas ligações O-H e Cl-O, sendo esta última a mais longa devido ao menor grau de sobreposição dos orbitais do cloro, mais difusos, com os do oxigênio.

A molécula HOCl mal consegue permanecer estável em condições normais; não pode ser isolado de suas soluções aquosas sem ser desproporcional ou liberado como cloro gasoso, Cl₂.

Portanto, não há cristais anidros (nem mesmo seus hidratos) de ácido hipocloroso; E até o momento, também não há indicação de que eles possam ser preparados por métodos extravagantes. Se pudessem se cristalizar, as moléculas de HClO interagiriam umas com as outras por meio de seus dipolos permanentes (cargas negativas orientadas para o oxigênio).

Propriedades

Acidez

HClO é um ácido monoprótico; ou seja, você só pode doar um H⁺ para o meio aquoso (que é onde ele é formado):

HClO (aq) + H₂O ↔ ClO^–(ac) + H₃OU⁺(ac) (pKa = 7,53)

A partir desta equação de equilíbrio, observa-se que uma diminuição nos íons H₃OU⁺ (aumento da basicidade do meio), favorece a formação de mais ânions hipoclorito, ClO^–. Consequentemente, se você quiser manter uma solução de ClO relativamente estável^– o pH precisa ser básico, o que é obtido com NaOH.

Sua constante de dissociação, pKa, torna duvidoso que o HClO seja um ácido fraco. Portanto, ao manuseá-lo concentrado, você não teria que se preocupar tanto com os íons H₃OU⁺, mas pelo próprio HClO (dada sua alta reatividade e não por causa de sua corrosividade).

Agente oxidante

Foi mencionado que o átomo de cloro em HClO tem um número de oxidação de +1. Isso significa que dificilmente requer o ganho de um único elétron para retornar ao seu estado fundamental (Cl⁰) e ser capaz de formar a molécula Cl₂. Consequentemente, o HClO será reduzido a Cl₂ e H₂Ou, oxidando outra espécie mais rapidamente em comparação com o mesmo Cl₂ ou ClO^–:

2HClO (aq) + 2H⁺ + 2e^– ↔ Cl₂(g) + 2H₂O (l)

Essa reação já nos permite ver o quão estável o HClO é em suas soluções aquosas.

Seu poder oxidante não é medido apenas pela formação de Cl₂, mas também por sua habilidade de abandonar seu átomo de cloro. Por exemplo, pode reagir com espécies nitrogenadas (incluindo amônia e bases nitrogenadas), para produzir cloroaminas:

HClO + N-H → N-Cl + H₂OU

Observe que uma ligação N-H de um grupo amino (-NH₂) principalmente, e é substituído por um N-Cl. O mesmo acontece com as ligações O-H dos grupos hidroxila:

HClO + O-H → O-Cl + H₂OU

Essas reações são cruciais e explicam a ação desinfetante e antibacteriana do HClO.

Estabilidade

O HClO é instável em quase todos os lugares que você olha para ele. Por exemplo, o ânion hipoclorito é desproporcional em espécies de cloro com números de oxidação de -1 e +5, mais estável do que +1 em HClO (H⁺Cl⁺OU^2-):

3ClO^–(ac) ↔ 2Cl^–(ac) + ClO₃^–(ac)

Esta reação mudaria novamente o equilíbrio para o desaparecimento de HClO. Da mesma forma, HClO participa diretamente em um equilíbrio paralelo com água e cloro gasoso:

Cl₂(g) + H₂O (l) ↔ HClO (aq) + H⁺(ac) + Cl^–(ac)

É por isso que tentar aquecer uma solução de HClO para concentrá-lo (ou isolá-lo) leva à produção de Cl₂, que é identificado como um gás amarelo. Da mesma forma, essas soluções não podem ser expostas à luz por muito tempo, nem à presença de óxidos metálicos, pois decompõem o Cl₂ (HClO desaparece ainda mais):

2Cl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂

HCl reage com HClO para gerar mais Cl₂:

HClO + HCl → Cl₂ + H₂OU

E assim por diante até que não haja mais HClO.

Síntese

Água e cloro

Um dos métodos para preparar ou sintetizar ácido hipocloroso já foi explicado implicitamente: dissolvendo cloro gasoso na água. Outro método bastante semelhante consiste em dissolver o anidrido deste ácido em água: monóxido de dicloro, Cl₂OU:

Cl₂O (g) + H₂O (l) ↔ 2HClO (aq)

Novamente, não há como isolar HClO puro, uma vez que a evaporação da água mudaria o equilíbrio para a formação de Cl₂Ou gás que escaparia da água.

Por outro lado, foi possível preparar soluções mais concentradas de HClO (20%) utilizando óxido mercúrico, HgO. Para isso, o cloro é dissolvido em um volume de água logo no ponto de congelamento, de forma que se obtém gelo clorado. Então, esse mesmo gelo é mexido e, à medida que derrete, se mistura com o HgO:

2Cl₂ + HgO + 12H₂O → 2HClO + HgCl₂ + 11H₂OU

A solução de HClO a 20% pode finalmente ser destilada sob vácuo.

Eletrólise

Um método mais simples e seguro de preparar soluções de ácido hipocloroso é usar salmouras como matéria-prima em vez de cloro. Salmouras são ricas em ânions cloreto, Cl^–, que por meio de um processo de eletrólise pode ser oxidado a Cl₂:

2h₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻

2Cl⁻ ↔ 2e⁻+ Cl₂

Essas duas reações ocorrem no ânodo, onde o cloro é produzido, que imediatamente se dissolve para produzir HClO; enquanto no compartimento catódico, a água é reduzida:

2h₂O + 2e⁻ → 2OH⁻ + H₂

Desta forma, o HClO pode ser sintetizado em uma escala comercial para industrial; e essas soluções obtidas a partir de salmouras são, de fato, os produtos desse ácido disponíveis no mercado.

Formulários

Aspectos gerais

O HClO pode ser usado como um agente oxidante para oxidar álcoois em cetonas e para sintetizar cloroaminas, cloroamidas ou clorohidrinas (a partir dos alcenos).

No entanto, todos os outros usos podem ser resumidos em uma palavra: biocida. É um assassino de fungos, bactérias, vírus e um neutralizador de toxinas liberadas por patógenos.

O sistema imunológico do nosso corpo sintetiza seu próprio HClO pela ação da enzima mieloperoxidase, ajudando os glóbulos brancos a erradicar os intrusos que causam a infecção.

Uma infinidade de estudos propõe diversos mecanismos de ação do HClO sobre a matriz biológica. Isso doa seu átomo de cloro aos grupos amino de certas proteínas, e também oxida seus grupos SH presentes nas pontes dissulfeto S-S, resultando em sua desnaturação.

Da mesma forma, ele interrompe a replicação do DNA ao reagir com bases nitrogenadas, afeta a oxidação completa da glicose e também pode deformar a membrana celular. Todas essas ações acabam fazendo com que os germes morram.

Desinfecção e limpeza

É por isso que as soluções HClO acabam sendo usadas para:

-Tratamento de feridas infecciosas e gangrenadas

- Desinfetar o abastecimento de água

- Agente esterilizante para material cirúrgico ou ferramentas utilizadas em medicina veterinária, medicina e odontologia

-Desinfetante de qualquer tipo de superfície ou objeto em geral: barras, corrimãos, cafeteiras, cerâmicas, mesas de vidro, balcões de laboratório, etc.

-Sintetizar cloroaminas que atuam como antibióticos menos agressivos, mas ao mesmo tempo mais duráveis, específicos e estáveis do que o próprio HClO

Riscos

As soluções de HClO podem ser perigosas se forem altamente concentradas, pois podem reagir violentamente com espécies sujeitas à oxidação. Além disso, eles tendem a liberar cloro gasoso quando desestabilizados, por isso devem ser armazenados sob um protocolo de segurança rigoroso.

O HClO é tão reativo com os germes que, onde é regado, desaparece instantaneamente, sem representar risco posteriormente para quem toca nas superfícies por ele tratadas. O mesmo acontece dentro do organismo: ele se decompõe rapidamente, ou é neutralizado por qualquer espécie no ambiente biológico.

Quando gerado pelo próprio corpo, é presumível que possa tolerar baixas concentrações de HClO. Porém, se for altamente concentrado (usado para fins sintéticos e não desinfetantes), pode ter efeitos indesejáveis ao atacar também células saudáveis (da pele, por exemplo).

Referências

Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. (Quarta edição). Mc Graw Hill.
Gottardi, W., Debabov, D., & Nagl, M. (2013). N-cloraminas, uma classe promissora de anti-infecciosos tópicos bem tolerados. Agentes antimicrobianos e quimioterapia, 57 (3), 1107-1114. doi: 10.1128 / AAC.02132-12
Por Jeffrey Williams, Eric Rasmussen e Lori Robins. (06 de outubro de 2017). Ácido hipocloroso: aproveitando uma resposta inata. Recuperado de: infecçãocontrol.tips
Hydro Instruments. (s.f.). Química Básica de Cloração. Recuperado de: hydroinstruments.com
Wikipedia. (2019). Ácido Hipocloroso. Recuperado de: en.wikipedia.org
Serhan Sakarya et al. (2014). Ácido hipocloroso: um agente ideal para o tratamento de feridas com uma potente potência microbicida, antibiofilme e cicatrizante. Feridas HMP. Recuperado de: woundsresearch.com
PrebChem. (2016). Preparação de ácido hipocloroso. Recuperado de: prepchem.com