Hypochlorite
Un hypochlorite, ou oxochlorate(I), est un composé chimique contenant l'anion hypochlorite, de formule brute ClO−, où l'atome de chlore est à l'état d'oxydation +1. Cet anion est un hypohalogénite et la base conjuguée de l'acide hypochloreux HClO, et les hypochlorites sont les sels de cet acide. Ce sont par exemple l'hypochlorite de sodium NaClO (constituant l'eau de Javel) et l'hypochlorite de calcium Modèle:Fchim (utilisé notamment pour chlorer l'eau des piscines).
Propriétés
Les hypochlorites sont assez instables. L'eau de Javel sous forme de pastilles solides se conserve ainsi moins de trois mois en raison de sa dismutation progressive en chlorure de sodium NaCl et chlorate de sodium Modèle:Fchim sous l'effet de la déshydratation ; la même réaction se produit en chauffant cette fois une solution aqueuse de ce composé. Les hypochlorites se décomposent également sous l'effet de la lumière en donnant des chlorures et de l'oxygène Modèle:Fchim.
Du fait de leur instabilité, les hypochlorites sont des oxydants très énergiques, qui réagissent avec la plupart des composés organiques et inorganiques. La réaction avec les composés organiques est très exothermique et peut déclencher un incendie. Avec les composés du manganèse, ils donnent des permanganates (composés contenant l'ion Modèle:Fchim).
Des hypochlorites covalents sont également connus, par exemple l'hypochlorite de méthyle Modèle:Fchim, composé instable obtenu par réaction de l'acide hypochloreux HClO avec le méthanol Modèle:Fchim :
- HClO + [[Méthanol|Modèle:Fchim]] → [[Hypochlorite de méthyle|Modèle:Fchim]] + [[Eau|Modèle:Fchim]].
Préparation
L'hypochlorite de sodium NaClO est formé par dismutation en faisant barboter du chlore Modèle:Fchim dans une solution diluée d'hydroxyde de sodium NaOH à température ambiante :
- [[Dichlore|Modèle:Fchim]] + 2 [[Hydroxyde de sodium|Modèle:Fchim]] → [[Chlorure de sodium|Modèle:Fchim]] + [[Hypochlorite de sodium|Modèle:Fchim]] + [[Eau|Modèle:Fchim]].
À température plus élevée, la réaction du chlore Modèle:Fchim avec une solution concentrée d'hydroxyde de sodium NaOH aboutit à des chlorates à l'état d'oxydation plus élevé :
- 3 [[Dichlore|Modèle:Fchim]] + 6 [[Hydroxyde de sodium|Modèle:Fchim]] → 5 [[Chlorure de sodium|Modèle:Fchim]] + [[Chlorate de sodium|Modèle:Fchim]] + 3 [[Eau|Modèle:Fchim]].
Réactions
En fonction du pH
Les hypochlorites provoquent un dégagement de chlore Modèle:Fchim en présence d'un acide dilué, les ions hypochlorite ClO− et chlorure Cl− étant en équilibre avec le chlore :
- 2 [[Proton|Modèle:Fchim]] + Modèle:Fchim + [[Chlorure|Modèle:Fchim]] Modèle:Équil [[Dichlore|Modèle:Fchim]] + [[Eau|Modèle:Fchim]].
Il s'ensuit qu'en milieu acide (pH faible) l'équilibre est déplacé vers la droite avec libération de [[Dichlore|Modèle:Fchim]] tandis qu'en milieu basique (pH élevé) le Modèle:Fchim se dismute en Cl− et ClO−.
Oxydation
Les hypochlorites sont parmi les chlorates les plus oxydants, capables d'oxyder les ions manganèse Mn2+ en ions permanganate Modèle:Fchim :
- 2 Mn2+ + 5 ClO− + 6 OH− → 2 [[Permanganate|Modèle:Fchim]] + 5 Cl− + 3 [[Eau|Modèle:Fchim]].
La réaction des hypochlorites avec le peroxyde d'hydrogène Modèle:Fchim libère de l'oxygène singulet Modèle:Fchim :
- [[Peroxyde d'hydrogène|Modèle:Fchim]] + ClO− → [[Eau|Modèle:Fchim]] + Cl− + [[Oxygène singulet|Modèle:Fchim]].
C'est par exemple le cas en faisant réagir de l'eau oxygénée avec de l'eau de Javel.
Stabilité
Les hypochlorites sont parmi les plus instables des composés d'oxoanion du chlore, nombreux étant ceux qui n'existent qu'en solution, ce qui est d'ailleurs le cas de l'acide hypochloreux HClO lui-même. Cette instabilité se manifeste par la dismutation des hypochlorites en oxygène Modèle:Fchim, chlorure Cl− et chlorate Modèle:Fchim :
- 2 Modèle:Fchim → 2 [[Chlorure|Modèle:Fchim]] + [[Dioxygène|Modèle:Fchim]].
- 3 Modèle:Fchim → 2 [[Chlorure|Modèle:Fchim]] + [[Chlorate|Modèle:Fchim]].
