ACIDE HYPOCHLOREUX (HCLO): STRUCTURE, PROPRIÉTÉS, UTILISATIONS, SYNTHÈSE - CHIMIE - 2025

L' acide hypochloreux est un composé inorganique de formule chimique HClO. Il correspond au moins oxydé des oxoacides de chlore, car il ne contient qu'un seul atome d'oxygène. De là, ils dérivent l'anion hypochlorite, ClO ^-, et ses sels, largement utilisés comme désinfectants commerciaux de l'eau.

Le HClO est l'agent oxydant et antimicrobien le plus puissant généré lorsque le chlore gazeux se dissout dans l'eau. Son action antiseptique est connue depuis plus d'un siècle, avant même que des solutions chlorées ne soient utilisées pour nettoyer les blessures des soldats pendant la Première Guerre mondiale.

Molécule d'acide hypochloreux représentée par un modèle boule-et-bâton. Source: Ben Mills et Jynto

Sa découverte remonte en effet à l'année 1834, par le chimiste français Antoine Jérôme Balard, qui réalisa l'oxydation partielle du chlore en le faisant barboter dans une suspension aqueuse d'oxyde de mercure, HgO. Depuis, il est utilisé comme désinfectant et antiviral.

Chimiquement parlant, HClO est un agent oxydant qui finit par céder son atome de chlore à d'autres molécules; c'est-à-dire qu'avec elle, des composés chlorés peuvent être synthétisés, étant les chloroamines d'une grande importance dans le développement de nouveaux antibiotiques.

Dans les années 1970, on a découvert que le corps est capable de produire naturellement cet acide grâce à l'action de l'enzyme myéloperoxydase; enzyme qui agit sur les peroxydes et les anions chlorure pendant la phagocytose. Ainsi, du même organisme ce «tueur» d'intrus peut émerger, mais à une échelle inoffensive pour son propre bien-être.

Structure

L'image du haut montre la structure de HClO. Notez que la formule contredit la structure: la molécule est HO-Cl et non H-Cl-O; cependant, ce dernier est généralement préféré afin de pouvoir le comparer directement avec ses homologues plus oxydés: HClO ₂, HClO ₃ et HClO ₄.

Structure chimique de l'acide hypochloreux.

L'hydrogène acide, H ⁺, libéré par HClO est situé dans le groupe OH attaché à l'atome de chlore. On notera également les différences notables de longueur des liaisons OH et Cl-O, ces dernières étant les plus longues en raison du moindre degré de recouvrement des orbitales de chlore, plus diffuses, avec celles de l'oxygène.

La molécule HOCl peut à peine rester stable dans des conditions normales; Il ne peut pas être isolé de ses solutions aqueuses sans être disproportionné ou libéré sous forme de chlore gazeux, Cl ₂.

Par conséquent, il n'y a pas de cristaux anhydres (pas même de leurs hydrates) d'acide hypochloreux; Et à ce jour, rien n'indique non plus qu'ils peuvent être préparés par des méthodes extravagantes. Si elles pouvaient cristalliser, les molécules de HClO interagiraient entre elles à travers leurs dipôles permanents (charges négatives orientées vers l'oxygène).

Propriétés

Acidité

HClO est un acide monoprotique; c'est-à-dire que vous ne pouvez donner qu'un seul H ⁺ au milieu aqueux (où il se forme):

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

A partir de cette équation d'équilibre, on observe qu'une diminution des ions H ₃ O ⁺ (augmentation de la basicité du milieu) favorise la formation de plus d'anions hypochlorite, ClO ^-. Par conséquent, si une solution de ClO ^- doit être maintenue relativement stable, le pH doit être basique, ce qui est obtenu avec NaOH.

Sa constante de dissociation, pKa, fait douter que HClO soit un acide faible. Par conséquent, lors de sa manipulation concentrée, il ne faut pas trop se soucier des ions H ₃ O ⁺, mais du HClO lui-même (étant donné sa forte réactivité et non à cause de sa corrosivité).

Agent d'oxydation

Il a été mentionné que l'atome de chlore dans HClO a un indice d'oxydation de +1. Cela signifie qu'il ne nécessite guère le gain d'un seul électron pour revenir à son état fondamental (Cl ⁰) et pour pouvoir former la molécule de Cl ₂. Par conséquent, HClO sera réduit en Cl ₂ et H ₂ O, oxydant une autre espèce plus rapidement par rapport au même Cl ₂ ou ClO ^-:

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

Cette réaction nous permet déjà de voir à quel point HClO est stable dans ses solutions aqueuses.

Son pouvoir oxydant ne se mesure pas seulement par la formation de Cl ₂, mais aussi par sa capacité à abandonner son atome de chlore. Par exemple, il peut réagir avec des espèces azotées (dont l'ammoniac et les bases azotées), pour produire des chloroamines:

HClO + NH → N-Cl + H ₂ O

Notez qu'une liaison NH est rompue, d'un groupe amino (-NH ₂) pour la plupart, et est remplacée par un N-Cl. La même chose se produit avec les liaisons OH des groupes hydroxyle:

HClO + OH → O-Cl + H ₂ O

Ces réactions sont cruciales et expliquent l'action désinfectante et antibactérienne du HClO.

Stabilité

HClO est instable presque partout où vous le regardez. Par exemple, l'anion hypochlorite est disproportionné dans les espèces de chlore avec des nombres d'oxydation de -1 et +5, plus stable que +1 dans HClO (H ⁺ Cl ⁺ O ^2-):

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

Cette réaction déplacerait à nouveau l'équilibre vers la disparition de HClO. De même, HClO participe directement à un équilibre parallèle avec l'eau et le chlore gazeux:

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

C'est pourquoi essayer de chauffer une solution d'HClO pour la concentrer (ou l'isoler) conduit à la production de Cl ₂, qui est identifié comme un gaz jaune. De même, ces solutions ne peuvent pas être exposées trop longtemps à la lumière, ni à la présence d'oxydes métalliques, car elles décomposent Cl ₂ (HClO disparaît encore plus):

2Cl ₂ + 2H ₂ O → 4HCl + O ₂

HCl réagit avec HClO pour générer plus de Cl ₂:

HClO + HCl → Cl ₂ + H ₂ O

Et ainsi de suite jusqu'à ce qu'il n'y ait plus de HClO.

Synthèse

Eau et chlore

L'une des méthodes de préparation ou de synthèse de l'acide hypochloreux a déjà été implicitement expliquée: en dissolvant du chlore gazeux dans l'eau. Une autre méthode assez similaire consiste à dissoudre l'anhydride de cet acide dans l'eau: le monoxyde de dichloro, Cl ₂ O:

Cl ₂ O (g) + H ₂ O (l) ↔ 2HClO (aq)

Encore une fois, il n'y a aucun moyen d'isoler le HClO pur, car l'évaporation de l'eau déplacerait l'équilibre vers la formation de Cl ₂ O, un gaz qui s'échapperait de l'eau.

D'autre part, il a été possible de préparer des solutions plus concentrées de HClO (20%) en utilisant de l'oxyde mercurique, HgO. Pour ce faire, le chlore est dissous dans un volume d'eau juste à son point de congélation, de manière à obtenir de la glace chlorée. Ensuite, cette même glace est agitée, et en fondant, elle se mélange au HgO:

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

La solution de HClO à 20% peut enfin être distillée sous vide.

Électrolyse

Une méthode plus simple et plus sûre de préparation de solutions d'acide hypochloreux consiste à utiliser des saumures comme matière première au lieu de chlore. Les saumures sont riches en anions chlorure, Cl ^-, qui, par un procédé d'électrolyse, peuvent être oxydés en Cl ₂:

2H ₂ O → O ₂ + 4H ⁺ + 4e ^-

2Cl ^- ↔ 2e ^- + Cl ₂

Ces deux réactions se produisent à l'anode, où se produit du chlore qui se dissout immédiatement pour donner naissance à HClO; tandis que dans le compartiment cathodique, l'eau est réduite:

2H ₂ O + 2e ^- → 2OH ^- + H ₂

De cette manière, HClO peut être synthétisé à une échelle commerciale à industrielle; et ces solutions obtenues à partir de saumures sont en fait les produits disponibles dans le commerce de cet acide.

Applications

Aspects généraux

HClO peut être utilisé comme agent oxydant pour oxyder les alcools en cétones et pour synthétiser des chloroamines, des chloroamides ou des chlorohydrines (à partir des alcènes).

Cependant, toutes ses autres utilisations peuvent être englobées en un seul mot: biocide. C'est un tueur de champignons, de bactéries, de virus et un neutralisant des toxines libérées par des agents pathogènes.

Le système immunitaire de notre corps synthétise son propre HClO par l'action de l'enzyme myéloperoxydase, aidant les globules blancs à éradiquer les intrus à l'origine de l'infection.

D'innombrables études suggèrent divers mécanismes d'action de HClO sur la matrice biologique. Cela donne son atome de chlore aux groupes amino de certaines protéines, et oxyde également leurs groupes SH présents en ponts disulfure SS, entraînant leur dénaturation.

De même, il arrête la réplication de l'ADN en réagissant avec des bases azotées, il affecte l'oxydation complète du glucose et il peut également déformer la membrane cellulaire. Toutes ces actions finissent par faire mourir les germes.

Désinfection et nettoyage

C'est pourquoi les solutions HClO finissent par être utilisées pour:

-Traitement des plaies infectieuses et gangréneuses

-Désinfecter les approvisionnements en eau

-Agent de stérilisation pour matériel chirurgical ou outils utilisés en médecine vétérinaire, médecine et dentisterie

-Désinfectant de tout type de surface ou d'objet en général: barres, mains courantes, machines à café, céramiques, tables en verre, comptoirs de laboratoire, etc.

-Synthétiser les chloroamines qui servent d'antibiotiques moins agressifs, mais en même temps plus durables, spécifiques et stables que HClO lui-même

Des risques

Les solutions de HClO peuvent être dangereuses si elles sont hautement concentrées, car elles peuvent réagir violemment avec des espèces sujettes à l'oxydation. De plus, ils ont tendance à libérer du chlore gazeux lorsqu'ils sont déstabilisés, ils doivent donc être stockés selon un protocole de sécurité rigoureux.

Le HClO est si réactif vis-à-vis des germes que là où il est arrosé, il disparaît instantanément, sans poser de risque plus tard à ceux qui touchent les surfaces traitées par lui. Il en va de même à l'intérieur de l'organisme: il se décompose rapidement ou est neutralisé par n'importe quelle espèce de l'environnement biologique.

Lorsqu'il est généré par le corps lui-même, il est présumé qu'il peut tolérer de faibles concentrations de HClO. Cependant, s'il est très concentré (utilisé à des fins synthétiques et non désinfectantes), il peut avoir des effets indésirables en s'attaquant également aux cellules saines (de la peau par exemple).

Références

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2. Gottardi, W., Debabov, D. et Nagl, M. (2013). N-chloramines, une classe prometteuse d'anti-infectieux topiques bien tolérés. Agents antimicrobiens et chimiothérapie, 57 (3), 1107–1114. doi: 10.1128 / AAC.02132-12
3. Par Jeffrey Williams, Eric Rasmussen et Lori Robins. (06 octobre 2017). Acide hypochloreux: exploiter une réponse innée. Récupéré de: infectioncontrol.tips
4. Hydro Instruments. (sf). Chimie de base de la chloration. Récupéré de: hydroinstruments.com
5. Wikipédia. (2019). Acide hypochloreux. Récupéré de: en.wikipedia.org
6. Serhan Sakarya et coll. (2014). Acide hypochloreux: un agent de soin des plaies idéal avec un puissant pouvoir microbicide, antibiofilm et cicatrisant. Blessures HMP. Récupéré de: woundsresearch.com
7. PrebChem. (2016). Préparation d'acide hypochloreux. Récupéré de: prepchem.com