ÁCIDO HIPOCLOROSO (HCLO): ESTRUTURA, PROPRIEDADES, USOS, SÍNTESE - QUÍMICA - 2025

O ácido hipocloroso é um composto inorgânico com a fórmula química HClO. Corresponde ao menos oxidado dos oxoácidos do cloro, pois contém apenas um átomo de oxigênio. Dele derivam o ânion hipoclorito, ClO ^-, e seus sais, amplamente utilizados como desinfetantes comerciais de água.

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

Molécula de ácido hipocloroso representada por um modelo ball-and-stick. Fonte: Ben Mills e Jynto

A sua descoberta remonta, de facto, ao ano de 1834, pelo químico francês Antoine Jérôme Balard, que conseguiu a oxidação parcial do cloro fazendo-o borbulhar numa 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 para 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 nos 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 HO-Cl e não H-Cl-O; no entanto, o último é frequentemente preferido para poder compará-lo diretamente com seus equivalentes mais oxidados: HClO ₂, HClO ₃ e HClO ₄.

Estrutura química do ácido hipocloroso.

O 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 OH e Cl-O, sendo a última a mais longa devido ao menor grau de sobreposição dos orbitais do cloro, mais difusos, com os do oxigênio.

A molécula HOCl dificilmente pode ser estável em condições normais; Não pode ser isolado de suas soluções aquosas sem ser desproporcional ou liberado como cloro gasoso, Cl ₂.

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 cristalizar, as moléculas de HClO interagiriam entre si 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) + H ₂ O ↔ ClO ^- (aq) + H ₃ O ⁺ (aq) (pKa = 7,53)

A partir dessa equação de equilíbrio observa-se que uma diminuição dos íons H ₃ O ⁺ (um aumento na basicidade do meio) favorece a formação de mais ânions hipoclorito, ClO ^-. Conseqüentemente, se uma solução de ClO ^- deve ser mantida relativamente estável, o pH deve ser básico, o que é obtido com NaOH.

Sua constante de dissociação, pKa, questiona que o HClO é um ácido fraco. Portanto, no manuseio do concentrado, não se deve preocupar tanto com os íons H ₃ O ⁺, mas com o próprio HClO (dada sua alta reatividade e não por 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 (Cl ⁰) e ser capaz de formar a molécula de Cl ₂. Consequentemente, o HClO será reduzido a Cl ₂ e H ₂ O, oxidando outra espécie mais rapidamente em comparação com o mesmo Cl ₂ ou ClO ^-:

2HClO (aq) + 2H ⁺ + 2e ^- ↔ Cl ₂ (g) + 2H ₂ O (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 Cl ₂, mas também por sua capacidade de abandonar seu átomo de cloro. Por exemplo, pode reagir com espécies nitrogenadas (incluindo amônia e bases nitrogenadas), para produzir cloroaminas:

HClO + NH → N-Cl + H ₂ O

Observe que uma ligação NH é quebrada, de um grupo amino (-NH ₂) em sua maior parte, e é substituída por um N-Cl. O mesmo acontece com as ligações OH dos grupos hidroxila:

HClO + OH → O-Cl + H ₂ O

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

Estabilidade

HClO é instável em quase todos os lugares que você olha. 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 ⁺ O ^2-):

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

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

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

É por isso que tentar aquecer uma solução de HClO para concentrá-la (ou isolá-la) leva à produção de Cl ₂, 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 se decompõem o Cl ₂ (o HClO desaparece ainda mais):

2Cl ₂ + 2H ₂ O → 4HCl + O ₂

HCl reage com HClO para gerar mais Cl ₂:

HClO + HCl → Cl ₂ + H ₂ O

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 em água. Outro método bastante semelhante consiste em dissolver o anidrido deste ácido em água: monóxido de dicloro, Cl ₂ O:

Cl ₂ O (g) + H ₂ O (l) ↔ 2HClO (aq)

Novamente, não há como isolar o HClO puro, já que a evaporação da água mudaria o equilíbrio para a formação de Cl ₂ O, um 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:

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

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. As salmouras são ricas em ânions cloreto, Cl ^-, que por meio de um processo de eletrólise podem ser oxidados a Cl ₂:

2H ₂ O → O ₂ + 4H ⁺ + 4e ^-

2Cl ^- ↔ 2e ^- + Cl ₂

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

2H ₂ O + 2e ^- → 2OH ^- + H ₂

Desta forma, o HClO pode ser sintetizado em uma escala comercial para industrial; e estas soluções obtidas a partir de salmouras são de facto os produtos deste 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 (começando a partir dos alcenos).

No entanto, todos os seus 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.

Inúmeros estudos sugerem vários mecanismos de ação do HClO na matriz biológica. Isso doa seu átomo de cloro aos grupos amino de certas proteínas e também oxida seus grupos SH presentes nas pontes dissulfeto SS, resultando em sua desnaturação.

Também 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, máquinas de café, 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 aos germes que, onde é regado, desaparece instantaneamente, sem representar risco posteriormente para quem toca as 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 muito concentrado (usado para fins sintéticos e não desinfetantes), pode ter efeitos indesejáveis ​​ao atacar também células saudáveis ​​(da pele, por exemplo).

Referências

1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. (Quarta edição). Mc Graw Hill.
2. 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
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