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 Ca(ClO)₂ (utilisé notamment pour chlorer l'eau des piscines).

Représentation de l'ion hypochlorite.

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 NaClO₃ 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 O₂.

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 MnO₄⁻).

Des hypochlorites covalents sont également connus, par exemple l'hypochlorite de méthyle ClOCH₃, composé instable obtenu par réaction de l'acide hypochloreux HClO avec le méthanol CH₃OH :

HClO + CH₃OH → ClOCH₃ + H₂O.

Préparation

L'hypochlorite de sodium NaClO est formé par dismutation en faisant barboter du dichlore Cl₂ dans une solution diluée d'hydroxyde de sodium NaOH à température ambiante :

Cl_{2 (g)} + 2 NaOH_(aq) → NaCl_(aq) + NaClO_(aq) + H₂O.

À température plus élevée, la réaction du chlore Cl₂ avec une solution concentrée d'hydroxyde de sodium NaOH aboutit à des chlorates à l'état d'oxydation plus élevé :

3 Cl_{2 (g)} + 6 NaOH_(aq) → 5 NaCl_(aq) + NaClO_{3 (aq)} + 3 H₂O_(l).

Réactions

En fonction du pH

Les hypochlorites provoquent un dégagement de chlore Cl₂ en présence d'un acide dilué, les ions hypochlorite ClO⁻ et chlorure Cl⁻ étant en équilibre avec le chlore :

2 H⁺_(aq) + ClO⁻_(aq) + Cl⁻_(aq)  $\rightleftharpoons$  Cl_{2 (g)} + H₂O_(l).

Il s'ensuit qu'en milieu acide (pH faible) l'équilibre est déplacé vers la droite avec libération de Cl₂ tandis qu'en milieu basique (pH élevé) le Cl₂ 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 MnO₄⁻ :

2 Mn²⁺ + 5 ClO⁻ + 6 OH⁻ → 2 MnO₄⁻ + 5 Cl⁻ + 3 H₂O.

La réaction des hypochlorites avec le peroxyde d'hydrogène H₂O₂ libère de l'oxygène singulet ¹O₂ :

H₂O₂ + ClO⁻ → H₂O + Cl⁻ + ¹O₂.

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 O₂, chlorure Cl⁻ et chlorate ClO₃⁻ :

2 ClO⁻_(aq) → 2 Cl⁻_(aq) + O_{2 (g)}.

3 ClO⁻_(aq) → 2 Cl⁻_(aq) + ClO₃⁻_(aq).

Voir aussi

Articles connexes

• Chlorite ClO₂⁻
• Chlorate ClO₃⁻
• Perchlorate ClO₄⁻