Hipoclorito de sódio
| Hipoclorito de sódio Alerta sobre risco à saúde | |
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| Outros nomes | Clorato de sódio (I) |
| Identificadores | |
Número CAS | |
| Propriedades | |
Fórmula molecular | NaClO |
Massa molar | 74.44 g/mol |
| Aparência | pó branco |
Densidade | 1.07-1.14 g/cm^3 (líquido) |
Ponto de fusão | 18°C pentahidrato |
Ponto de ebulição | 101°C decompõe-se |
Solubilidade em água | Solúvel |
| Riscos associados | |
Classificação UE |  Corrosivo (C) Oxidante (O) Perigoso para o meio ambiente (N) |
NFPA 704 |  0 2 1 OX |
Frases R | R31, R34, R50 |
Frases S | S1/2, S28, S45, S50, S61 |
| Compostos relacionados | |
| Outros aniões/ânions | cloreto de sódio clorito de sódio clorato de sódio perclorato de sódio |
| Outros catiões/cátions | hipoclorito de lítio hipoclorito de cálcio |
| Compostos relacionados | ácido hipocloroso |
Exceto onde denotado, os dados referem-se a materiais sob condições normais de temperatura e pressão Referências e avisos gerais sobre esta caixa. Alerta sobre risco à saúde. | |
Hipoclorito de sódio é um composto químico com fórmula NaClO. Uma solução de hipoclorito de sódio é usada frequentemente como desinfetante e como agente alvejante; na verdade, é frequentemente chamado por apenas "alvejante", embora outros produtos químicos sejam chamados assim também.
O composto anidro é instável e pode decompor-se explosivamente.[1][2] Porém, ele pode ser cristalizado na forma do pentahidrato NaOCl·5H2O, um sólido branco com cor levemente verde-amarelada, que não é explosivo e é estável enquanto mantido sob refrigeração.[3][4] O composto, em solução, facilmente decompõe-se, liberando cloro, que é o príncipio ativo de tais produtos. De fato, o hipoclorito de sódio é o mais antigo, e ainda o mais importante, alvejante à base de cloro.[5][6]
Ao passo que o hipoclorito de sódio não é propriamente tóxico por si só, sua disponibilidade comum, suas propriedades corrosivas, e os produtos de reações podem torná-lo um risco significativo à segurança. Particularmente, misturar água sanitária líquida com outros produtos de limpeza, como ácidos ou amônia, pode liberar gases tóxicos.[7]
Índice
1 Produção
2 Embalagem e venda
3 Usos
4 Mecanismo da ação alvejante e ação em organismos vivos
5 Cuidados
6 Referências
Produção |
O hipoclorito de sódio pode ser preparado pela absorção do gás cloro em solução de hidróxido de sódio mantida em resfriamento (abaixo dos 40 °C):
- 2NaOH+Cl2↔NaCl+NaClO+H2O{displaystyle 2NaOH+Cl_{2}leftrightarrow NaCl+NaClO+H_{2}O}
O hidróxido de sódio e o cloro não são produzidos comercialmente pelo processo cloro-álcali e, em tal processo, não há necessidade de isolá-los para a preparação do hipoclorito de sódio. Portanto, o NaClO é produzido industrialmente pela eletrólise de uma solução de cloreto de sódio sem nenhuma separação entre o cátodo e o ânodo.
A solução deve ser mantida abaixo dos 40 °C por serpentinas de resfriamento, para prevenir a formação de clorato de sódio.
As soluções comerciais de hipoclorito de sódio sempre contêm quantias significantes de cloreto de sódio como o principal subproduto, como pode-se ver na equação acima.
Embalagem e venda |
O alvejante para uso doméstico que é vendido no mercado é uma solução de 2,0 a 2,5% de hipoclorito de sódio no momento da fabricação. A concentração varia de uma formulação a outra e diminui gradualmente com o tempo de prateleira.
Soluções entre 10 à 12% de hipoclorito de sódio são bastante usadas em cisternas e em abastecimento de água para clorar a água. Existem produtos para a cloração de piscinas que contêm aproximadamente 30% de hipoclorito de sódio. O sal cristalino também é vendido para o mesmo uso; tal sal contém menos que 50% de hipoclorito de sódio. Porém, o nível de "cloro ativo" pode ser bem mais alto.
Usos |
No alvejante de uso doméstico, o hipoclorito de sódio é usado para a remoção de manchas de roupas sujas. É particularmente eficaz em fibras de algodão, que se mancham facilmente mas também se alvejam bem. Um volume de 50 a 250 mL de alvejante por carga de roupas é geralmente recomendado para uma lavadora de roupas de tamanho padrão. A água quente aumenta a atividade do alvejante, devido à decomposição térmica do hipoclorito, que em último caso forma cloratos, ambientalmente indesejados.
Uma solução fraca de 1% de alvejante doméstico em água quente é usada para sanitizar superfícies antes da fermentação da cerveja ou do vinho. As superfícies devem ser bem enxaguadas em seguida para evitar dar aromas estranhos ao mosto; além disso, os subprodutos clorados das superfícies sanitizadas são perigosos à saúde.
Uma diluição de 1:5 de alvejante doméstico em água (1 parte de alvejante para 4 de água) é eficaz contra diversas bactérias e alguns vírus, e é frequentemente o desinfetante de preferência para limpar superfícies em hospitais. A solução é corrosiva e, após seu uso, precisa ser completamente removida, de forma que é algumas vezes seguida de uma desinfecção por etanol.
Para fazer uma cloração de impacto em poços ou sistemas de água para desinfecção, é usada uma solução 2% de alvejante doméstico. Para sistemas maiores, pode-se usar produtos mais concentrados, porque assim usa-se em menores quantidades. A alcalinidade da solução de hipoclorito de sódio também causa a precipitação de minerais presentes na água, como o carbonato de cálcio (calcário), de forma que a cloração de impacto é geralmente seguida de entupimento do sistema. A precipitação dos minerais também preserva bactérias, o que faz desta prática, de alguma forma, pouco eficaz na desinfecção para a qual ela é proposta.
O hipoclorito de sódio tem sido usado na desinfecção de água potável na concentração de 1 L de alvejante doméstico para cada 4000 L de água. A quantia exata necessária depende da química da água, da temperatura, do tempo de contato e da presença ou ausência de sedimentos. Para desinfecções de emergência, a Agência de Proteção Ambiental dos Estados Unidos (EPA), órgão americano responsável pela qualidade da água naquele país, recomenda o uso de 2 gotas de alvejante doméstico com 5% de hipoclorito de sódio por litro de água. Se a água assim tratada não tiver cheiro de alvejante, deve-se adicionar mais 2 gotas de alvejante.
O uso de desinfetantes baseados em cloro na água doméstica, embora esteja disseminada, tem levado a controvérsias devidas à formação de pequenas quantidades de subprodutos tóxicos, como clorofórmio.
O hipoclorito também é usado na Odontologia, durante o tratamento de canal, para desinfetar o canal e dissolver qualquer resto de tecido da polpa do dente.
É usada uma solução alcalina (pH 11,0) de hipoclorito de sódio para tratar água efluente da indústria da galvanoplastia contendo diluições de cianeto (< 1 g/L). Soluções mais concentradas de cianeto são bem mais difíceis de serem dispostas.
Também é usado na produção de placas PCB, onde sua propriedade corrosiva demarca o trilhamento de cada camada da placa.
Mecanismo da ação alvejante e ação em organismos vivos |
Como todos os hipocloritos, o hipoclorito de sódio é um sal do ácido hipocloroso, HClO. Na água, separa-se parcialmente nos íons Na+ e nos íons ClO-, sendo que o ânion hipoclorito hidrolisa-se, tornando o meio básico e formando ácido hipocloroso. Este último tem alto poder oxidante, assim como o ânion hipoclorito, e é o responsável pelo efeito alvejante. A carga negativa do ânion impede que o ânion se difunda através da parede celular das bactérias e micróbios, o que faz do ânion um desinfetante fraco. Porém, o ácido hipocloroso também presente, em equilíbrio com o ânion hipoclorito, devido à carga neutra e ao pequeno tamanho, difunde-se facilmente pela parede celular das bactérias. A mudança no potencial de oxidação-redução da célula causada pela presença do ácido hipocloroso desativa a enzima triosefosfato deidrogenase. Esta enzima (ou a gliceraldeído-3-fosfato deidrogenase/GAPDH) é essencial para a digestão da glicose e também é particularmente sensível à presença de agentes oxidantes. Sua inativação destrói com eficácia a habilidade do organismo de funcionar.
Cuidados |
O hipoclorito de sódio é um oxidante forte, e os produtos da oxidação são corrosivos e podem queimar a pele e causar lesões nos olhos, especialmente quando usado nas suas formas concentradas. O hipoclorito não deve ser misturado com materiais orgânicos (por exemplo, sujeiras), porque podem reagir, dando substâncias carcinogênicas (trihalometanos).
O alvejante doméstico nunca deve ser misturado a outros limpadores domésticos, especialmente àqueles que contenham amônia, nem ser utilizado para limpar respingos de urina (que se decompõe em amônia e dióxido de carbono) porque se pode formar gases tóxicos, como cloramina e tricloreto de nitrogênio, que se decompõe violentamente em gás cloro e gás nitrogênio. O alvejante doméstico também reage bastante violentamente com o peróxido de hidrogênio.
Estima-se que cerca de 3 300 acidentes com necessidade de tratamento hospitalar são causados anualmente por causa do hipoclorito de sódio nos lares britânicos (RoSPA, 2002).
Referências
↑ Peter Urben, editor (2006), Bretherick's Handbook of Reactive Chemical Hazards. 4th edition, p. 984; 7th Edition; vol. 1, pg 1433. ISBN 9780123725639, 9780080523408
↑ Arihiro Hamano (1997): "The formation and decomposition of sodium hypochlorite anhydrous salt and its pentahydrate". Science and Technology of Energetic Materials, volume 58, issue 4, pages 152-155.
↑ Malcolm Percival Applebey (1919): "Sodium hypochlorite". Journal of the Chemical Society, Transactions, volume 115, article XCVI, pages 1106-1109. doi:10.1039/CT9191501106
↑ Masayuki Kirihara, Tomohide Okada, Yukihiro Sugiyama, Miyako Akiyoshi, Takehiro Matsunaga, and Yoshikazu Kimura (2017): "Sodium Hypochlorite Pentahydrate Crystals (NaOCl·5H2O): A Convenient and Environmentally Benign Oxidant for Organic Synthesis". Organochemistry Process Research and Develpment, volume 21, pages 1925–1937. doi:10.1021/acs.oprd.7b00288
↑ «OxyChem Sodium Hypochlorite Handbook» (PDF). oxy.com. OxyChem
↑ «Pamphlet 96, The Sodium Hypochorite Manual». www.chlorineinstitute.org. The Chlorine Institute
↑ (2013): "Sodium Hypochlorite" Stanford Linear Accelerator Laboratory Safe Handling Guideline, chapter 53, product 202. Accessed on 2018-06-12
