Hipoclorito de sodio
Compuesto químico (conocido en solución como lejía)

Hipoclorito de sodio

  Sodio , Na
  Oxígeno , O
  Cloro , Cl
Nombres
Nombre IUPAC
Hipoclorito de sodio
Otros nombres
  • Antiformina
  • Lejía
  • Cloruro de sodio
  • Cloróxido de sodio
  • En dilución:
  • Solución Carrel-Dakin
  • Solución de Dakin modificada
  • Solución quirúrgica de soda clorada
Identificadores
  • 7681-52-9 (anhidro) controlarY
  • 10022-70-5 (pentahidrato) controlarY
Modelo 3D ( JSmol )
  • Imagen interactiva
EBICh
  • CHEBI:32146 controlarY
Araña química
  • 22756 controlarY
Banco de medicamentos
  • DBSALT001517
Tarjeta informativa de la ECHA100.028.790
Número CE
  • 231-668-3
BARRIL
  • D01711 controlarY
Identificador de centro de PubChem
  • 23665760
Número RTECS
  • NH3486300
UNIVERSIDAD
  • DY38VHM5OD controlarY
Número de la ONU1791
  • DTXSID8021276
  • InChI=1S/ClO.Na/c1-2;/q-1;+1 controlarY
    Clave: SUKJFIGYRHOWBL-UHFFFAOYSA-N controlarY
  • InChI=1/ClO.Na/c1-2;/q-1;+1
    Clave: SUKJFIGYRHOWBL-UHFFFAOYAD
  • [Na+].[O-]Cl
Propiedades
NaOCl
Masa molar74,442 g/mol
Apariencia
  • Sólido cristalino blanco (anhidro);
  • Sólido cristalino incoloro o ligeramente amarillo [1] o de color amarillo verdoso (pentahidrato)
OlorSimilar al cloro y dulce (pentahidrato) [1]
Densidad1,11 g/ cm3
Punto de fusión18 °C (64 °F; 291 K) (pentahidrato)
Punto de ebullición101 °C (214 °F; 374 K) (se descompone) (pentahidrato)
29,3 g/(100 mL) (0 °C) [2]
Acidez (p K a )7.5185
Basicidad (p K b )6.4815
Termoquímica
−347,1 kJ/mol
Farmacología
D08AX07 ( OMS )
Peligros
Seguridad y salud en el trabajo (SST/OHS):
Principales peligros
agente corrosivo, oxidante [3]
Etiquetado SGA :
GHS05: CorrosivoGHS09: Peligro ambiental
Peligro
H302 , H314 , H410
P260 , P264 , P273 , P280 , P301+P330+P331 , P303+P361+P353 , P304+P340 , P305+P351+P338 , P310 , P321 , P363 , P391 , P405 , P501
NFPA 704 (rombo cortafuegos)
NFPA 704 diamante de cuatro coloresHealth 2: Intense or continued but not chronic exposure could cause temporary incapacitation or possible residual injury. E.g. chloroformFlammability 0: Will not burn. E.g. waterInstability 1: Normally stable, but can become unstable at elevated temperatures and pressures. E.g. calciumSpecial hazard OX: Oxidizer. E.g. potassium perchlorate
2
0
1
BUEY
Ficha de datos de seguridad (FDS)ICSC 1119 (solución, > 10 % de cloro activo)
ICSC 0482 (solución, < 10 % de cloro activo)
Compuestos relacionados
Otros aniones
Otros cationes
Compuestos relacionados
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para los materiales en su estado estándar (a 25 °C [77 °F], 100 kPa).
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Compuesto químico

El hipoclorito de sodio es un compuesto químico inorgánico alcalino con la fórmula NaOCl (también escrito como NaClO ) . Se conoce comúnmente en una solución acuosa diluida como blanqueador o blanqueador de cloro. [4] Es la sal sódica del ácido hipocloroso , que consta de cationes sodio ( Na + ) y aniones hipoclorito ( −OCl , también escrito como OCl− y ClO− ) .

El compuesto anhidro es inestable y puede descomponerse explosivamente. [5] [6] Puede cristalizarse como un pentahidrato NaOCl·5H 2 O , un sólido de color amarillo verdoso pálido que no es explosivo y es estable si se mantiene refrigerado. [7] [8] [9]

El hipoclorito de sodio se encuentra con mayor frecuencia en forma de una solución diluida de color amarillo verdoso pálido, conocida como blanqueador de cloro, que es un producto químico doméstico ampliamente utilizado (desde el siglo XVIII) como desinfectante y agente blanqueador . En solución, el compuesto es inestable y se descompone fácilmente, liberando cloro , que es el principio activo de dichos productos. El hipoclorito de sodio sigue siendo el blanqueador a base de cloro más importante . [10] [11]

Sus propiedades corrosivas, su disponibilidad habitual y los productos de reacción lo convierten en un riesgo de seguridad importante. En particular, al mezclar lejía líquida con otros productos de limpieza, como los ácidos que se encuentran en los productos para eliminar la cal , se liberará gas cloro . El gas cloro se utilizó como arma química en la Primera Guerra Mundial . [12] [13] [14] Un error común es pensar que al mezclar lejía con amoníaco también se libera cloro, pero en realidad reaccionan para producir cloraminas como el tricloruro de nitrógeno . Con un exceso de amoníaco e hidróxido de sodio , se puede generar hidracina .

Química

Estabilidad del sólido

Se puede preparar hipoclorito de sodio anhidro pero, como muchos hipocloritos, es muy inestable y se descompone explosivamente con el calor o la fricción. [5] La descomposición se acelera por el dióxido de carbono en los niveles atmosféricos de la Tierra , alrededor de 4 partes por diez mil. [6] [15] Es un sólido blanco con la estructura cristalina ortorrómbica . [16]

El hipoclorito de sodio también se puede obtener como pentahidrato cristalino NaOCl·5H 2 O , que no es explosivo y es mucho más estable que el compuesto anhidro. [6] [7] La ​​fórmula a veces se da en su forma cristalina hidratada como 2NaOCl·10H 2 O . [17] La ​​longitud del enlace Cl–O en el pentahidrato es 1,686 Å. [9] Los cristales ortorrómbicos transparentes, de color amarillo verdoso claro [18] [19] contienen 44% de NaOCl en peso y se funden a 25–27 °C. El compuesto se descompone rápidamente a temperatura ambiente, por lo que debe mantenerse refrigerado. Sin embargo, a temperaturas más bajas, es bastante estable: se informa que solo se descompone un 1% después de 360 ​​días a 7 °C. [8] [20]

Una patente estadounidense de 1966 afirma que se puede obtener hipoclorito de sodio sólido estable dihidrato NaOCl·2H 2 O excluyendo cuidadosamente los iones cloruro ( Cl − ), que están presentes en el resultado de los procesos de fabricación comunes y se dice que catalizan la descomposición del hipoclorito en clorato ( ClO−3) y cloruro. En una prueba, se afirmó que el dihidrato mostró solo un 6% de descomposición después de 13,5 meses de almacenamiento a -25 °C. La patente también afirma que el dihidrato se puede reducir a la forma anhidra mediante secado al vacío a aproximadamente 50 °C, lo que produce un sólido que no mostró descomposición después de 64 horas a -25 °C. [21]

Equilibrios y estabilidad de soluciones

A temperaturas ambiente típicas, el hipoclorito de sodio es más estable en soluciones diluidas que contienen iones Na + y OCl− solvatados. La densidad de la solución es de 1,093 g/mL al 5% de concentración, [ 22] y de 1,21 g/mL al 14%, 20 °C. [23] Las soluciones estequiométricas son bastante alcalinas , con un pH de 11 o superior [8], ya que el ácido hipocloroso es un ácido débil :

OCl − + H 2 O ⇌ HOCl + OH −

Las siguientes especies y equilibrios están presentes en soluciones de NaOCl/NaCl: [24]

HOCl(ac) ⇌ H + + OCl −
HOCl(ac) + Cl − + H + ⇌ Cl 2 (ac) + H 2 O
Cl 2 (ac) + Cl − ⇌ Cl−3
Cl2 ( ac ) ⇌ Cl2 ( g)

La segunda ecuación de equilibrio anterior se desplazará hacia la derecha si se permite que el cloro Cl 2 escape como gas. Las proporciones de Cl 2 , HOCl y OCl − en solución también dependen del pH. A un pH inferior a 2, la mayoría del cloro en la solución está en forma de Cl 2 elemental disuelto . A un pH superior a 7,4, la mayoría está en forma de hipoclorito ClO − . [10] El equilibrio se puede desplazar añadiendo ácidos (como ácido clorhídrico ) o bases (como hidróxido de sodio ) a la solución:

ClO − (ac) + 2 HCl(ac) → Cl 2 (g) + H 2 O + Cl − (ac)
Cl2 (g) + 2OH− → ClO− ( ac ) + Cl− ( ac) + H2O (ac)

A un pH de aproximadamente 4, como el que se obtiene mediante la adición de ácidos fuertes como el ácido clorhídrico , la cantidad de HOCl no disociado (no ionizado) es máxima. La reacción se puede escribir como:

− OCl + H + ⇌ HOCl

Las soluciones de hipoclorito de sodio combinadas con ácido desprenden gas cloro, especialmente en gran cantidad a pH < 2, mediante las reacciones:

HOCl(ac) + Cl − + H + ⇌ Cl 2 (ac) + H 2 O
Cl2 ( ac ) ⇌ Cl2 ( g)

A pH > 8, el cloro se encuentra prácticamente en su totalidad en forma de aniones hipoclorito ( OCl − ). Las soluciones son bastante estables a pH 11-12. Aun así, un informe afirma que una solución de reactivo convencional de NaOCl al 13,6% perdió el 17% de su concentración después de almacenarse durante 360 ​​días a 7 °C. [8] Por esta razón, en algunas aplicaciones se pueden utilizar compuestos liberadores de cloro más estables, como el hipoclorito de calcio Ca(ClO) 2 o el ácido tricloroisocianúrico (CNClO) 3 . [ cita requerida ]

El hipoclorito de sodio anhidro es soluble en metanol y las soluciones son estables. [ cita requerida ]

Descomposición en clorato u oxígeno.

En solución, bajo ciertas condiciones, el anión hipoclorito también puede desproporcionarse ( autooxidarse ) a cloruro y clorato : [25]

3ClO − + H + → HClO 3 + 2Cl −

En particular, esta reacción ocurre en soluciones de hipoclorito de sodio a altas temperaturas, formándose clorato de sodio y cloruro de sodio: [25] [26]

3 NaOCl(ac) → 2 NaCl(ac) + NaClO 3 (ac)

Esta reacción se aprovecha en la producción industrial de clorato de sodio.

Una descomposición alternativa del hipoclorito produce oxígeno:

2OCl− → 2Cl− + O2​

En soluciones calientes de hipoclorito de sodio, esta reacción compite con la formación de clorato, produciendo cloruro de sodio y gas oxígeno: [25]

2 NaOCl(ac) → 2 NaCl(ac) + O 2 (g)

Estas dos reacciones de descomposición de soluciones de NaOCl se maximizan a un pH de alrededor de 6. Por ejemplo, a 80 °C, con concentraciones de NaOCl y NaCl de 80 mM , en el rango de pH de 5 a 10,5, ambas reacciones tienen una velocidad proporcional a , la descomposición es más rápida a pH 6,5 y el clorato se produce con una eficiencia de ~95%. [25] Por encima de un pH de 11, ambas reacciones tienen una velocidad proporcional a , la descomposición es mucho más lenta y el clorato se produce con una eficiencia de ~90%. [27] Esta descomposición se ve afectada por la luz [26] y los catalizadores de iones metálicos como cobre , níquel , cobalto , [25] e iridio . [28] Los catalizadores como el dicromato de sodio Na 2 Cr 2 O 7 y el molibdato de sodio Na 2 MoO 4 se pueden agregar industrialmente para reducir la vía del oxígeno, pero un informe afirma que solo este último es efectivo. [25] [ verificación fallida ] [ Cloruro de potasio ] 2 [ OCl − ] {\displaystyle [{\ce {HOCl}}]^{2}[{\ce {OCl-}}]} [ OCl − ] 2 {\displaystyle [{\ce {OCl-}}]^{2}}

Valoración

La titulación de soluciones de hipoclorito a menudo se realiza añadiendo una muestra medida a una cantidad en exceso de solución acidificada de yoduro de potasio (KI) y luego titulando el yodo liberado ( I 2 ) con una solución estándar de tiosulfato de sodio u óxido de fenilarsina , usando almidón como indicador, hasta que desaparezca el color azul. [19]

Según una patente estadounidense, la estabilidad del contenido de hipoclorito de sodio en sólidos o soluciones se puede determinar mediante el control de la absorción infrarroja debida al enlace O-Cl. La longitud de onda característica se indica como 140,25 μm para soluciones acuosas, 140,05 μm para el dihidrato sólido NaOCl·2H 2 O y 139,08 μm para la sal mixta anhidra Na 2 (OCl)(OH) . [21]

Oxidación de compuestos orgánicos

La oxidación del almidón con hipoclorito de sodio, que añade grupos carbonilo y carboxilo , es relevante para la producción de productos de almidón modificado . [29]

En presencia de un catalizador de transferencia de fase , los alcoholes se oxidan al compuesto carbonílico correspondiente ( aldehído o cetona ). [30] [8] El hipoclorito de sodio también puede oxidar sulfuros orgánicos a sulfóxidos o sulfonas ; disulfuros o tioles a haluros de sulfonilo ; e iminas a oxaziridinas . [8] También puede desaromatizar fenoles . [8]

Oxidación de metales y complejos.

Las reacciones heterogéneas del hipoclorito de sodio y metales como el zinc se producen lentamente para dar lugar al óxido o hidróxido metálico : [ cita requerida ]

NaOCl + Zn → ZnO + NaCl

Las reacciones homogéneas con complejos de coordinación de metales se producen algo más rápido. Esto se ha aprovechado en la epoxidación de Jacobsen . [ cita requerida ]

Otras reacciones

Si no se almacena adecuadamente en recipientes herméticos, el hipoclorito de sodio reacciona con el dióxido de carbono para formar carbonato de sodio :

2 NaOCl + CO 2 + H 2 O → Na 2 CO 3 + 2 HOCl

El hipoclorito de sodio reacciona con la mayoría de los compuestos de nitrógeno para formar monocloramina volátil , dicloraminas y tricloruro de nitrógeno :

NH3 + NaOCl → NH2Cl + NaOH
NH2Cl + NaOCl → NHCl2 + NaOH
NHCl 2 + NaOCl → NCl 3 + NaOH

Neutralización

El tiosulfato de sodio es un neutralizador de cloro eficaz. Enjuagarse las manos con una solución de 5 mg/L y luego lavarlas con agua y jabón eliminará el olor a cloro de las manos. [31]

Producción

Cloración de sosa

El hipoclorito de potasio fue producido por primera vez en 1789 por Claude Louis Berthollet en su laboratorio del Quai de Javel en París , Francia, al pasar gas cloro a través de una solución de lejía de potasa . El líquido resultante, conocido como " Eau de Javel " ("agua de Javel"), era una solución débil de hipoclorito de potasio. Antoine Labarraque reemplazó la lejía de potasa por la lejía de soda más económica , obteniendo así hipoclorito de sodio ( Eau de Labarraque ). [32] [33]

Cl 2 (g) + 2 NaOH (acuoso) → NaCl(acuoso) + NaClO(acuoso) + H 2 O

Por lo tanto, el cloro se reduce y se oxida simultáneamente ; este proceso se conoce como desproporción . [ cita requerida ]

El proceso también se utiliza para preparar el pentahidrato NaOCl·5H 2 O para uso industrial y de laboratorio. En un proceso típico, se añade gas cloro a una solución de NaOH al 45-48 %. Parte del cloruro de sodio precipita y se elimina por filtración, y luego se obtiene el pentahidrato enfriando el filtrado a 12 °C. [8]

A partir de hipoclorito de calcio

Otro método implicaba la reacción del carbonato de sodio ("carbonato de sodio") con cal clorada ("polvo blanqueador"), una mezcla de hipoclorito de calcio Ca(OCl) 2 , cloruro de calcio CaCl 2 e hidróxido de calcio Ca(OH) 2 :

Na 2 CO 3 (ac) + Ca(OCl) 2 (ac) → CaCO 3 (s) + 2 NaOCl (ac)
Na 2 CO 3 (ac) + CaCl 2 (ac) → CaCO 3 (s) + 2 NaCl (ac)
Na 2 CO 3 (ac) + Ca(OH) 2 (s) → CaCO 3 (s) + 2 NaOH (ac)

Este método se usaba comúnmente para producir soluciones de hipoclorito para usar como antiséptico hospitalario que se vendió después de la Primera Guerra Mundial con el nombre de "Eusol", una abreviatura de Solución de cal (clorada) de la Universidad de Edimburgo, una referencia al departamento de patología de la universidad, donde se desarrolló. [34]

Electrólisis de salmuera

A finales del siglo XIX, ES Smith patentó el proceso clorálcali : un método para producir hipoclorito de sodio que implica la electrólisis de salmuera para producir hidróxido de sodio y gas cloro, que luego se mezclan para formar hipoclorito de sodio. [35] [33] [36] Las reacciones clave son:

2 Cl − → Cl 2 + 2 e − (en el ánodo )
2 H 2 O + 2 e − → H 2 + 2 − OH (en el cátodo )

En aquella época, tanto la energía eléctrica como la solución de salmuera eran baratas y varios comerciantes emprendedores aprovecharon la situación para satisfacer la demanda del mercado de hipoclorito de sodio. Las soluciones de hipoclorito de sodio embotelladas se vendían bajo numerosos nombres comerciales. [ cita requerida ]

En la actualidad, una versión mejorada de este método, conocida como el proceso Hooker (denominado así por Hooker Chemicals, adquirida por Occidental Petroleum ), es el único método industrial a gran escala de producción de hipoclorito de sodio. En el proceso, se forman hipoclorito de sodio (NaClO) y cloruro de sodio (NaCl) cuando se hace pasar cloro a una solución de hidróxido de sodio diluida y fría . El cloro se prepara industrialmente por electrólisis con una separación mínima entre el ánodo y el cátodo . La solución debe mantenerse por debajo de los 40 °C (mediante serpentines de enfriamiento) para evitar la formación no deseada de clorato de sodio . [ cita requerida ]

Las soluciones comerciales siempre contienen cantidades significativas de cloruro de sodio (sal común) como subproducto principal , como se ve en la ecuación anterior.

A partir de ácido hipocloroso y soda

Una patente de 1966 describe la producción de NaOCl·2H 2 O dihidrato estable sólido mediante la reacción de una solución libre de cloruro de ácido hipocloroso HClO (como la preparada a partir de monóxido de cloro ClO y agua), con una solución concentrada de hidróxido de sodio. En una preparación típica, se añaden lentamente 255 ml de una solución con 118 g/L de HClO con agitación a una solución de 40 g de NaOH en agua a 0 °C. Se precipita algo de cloruro de sodio y se elimina por filtración. La solución se evapora al vacío a 40–50 °C y 1–2 mmHg hasta que el dihidrato cristaliza. Los cristales se secan al vacío para producir un polvo cristalino de flujo libre. [21]

El mismo principio se utilizó en una patente de 1993 para producir suspensiones concentradas de NaClO·5H 2 O pentahidratado . Normalmente, se combina una solución al 35 % (en peso) de HClO con hidróxido de sodio a aproximadamente 25 °C o menos. La suspensión resultante contiene aproximadamente un 35 % de NaClO y es relativamente estable debido a la baja concentración de cloruro. [37]

Embalaje y venta

Lejía envasada para uso doméstico, con un 2,6%

El blanqueador doméstico que se vende para lavar la ropa es una solución de hipoclorito de sodio al 3-8 % en el momento de su fabricación. La concentración varía de una fórmula a otra y disminuye gradualmente con el almacenamiento prolongado. Por lo general, se agrega hidróxido de sodio en pequeñas cantidades al blanqueador doméstico para retardar la descomposición del NaClO. [10]

Los productos quitamanchas negros para patios de uso doméstico son soluciones de hipoclorito de sodio al 10%.

Según la hoja de seguridad de Univar, una solución de hipoclorito de sodio al 10-25% se suministra con sinónimos o nombres comerciales como blanqueador, Hypo, Everchlor, Chloros, Hispec, Bridos, Bleacol o Vo-redox 9110. [38]

En las plantas de tratamiento de agua se utiliza ampliamente una solución al 12% para la cloración del agua , y una solución al 15% se utiliza más comúnmente [39] para la desinfección de aguas residuales en plantas de tratamiento. El hipoclorito de sodio también se puede utilizar para la desinfección del agua potable en el punto de uso, [40] tomando 0,2–2 mg de hipoclorito de sodio por litro de agua. [41]

Se encuentran soluciones diluidas (50 ppm a 1,5 %) en aerosoles y toallitas desinfectantes que se utilizan en superficies duras. [42] [43]

Usos

Blanqueamiento

El blanqueador doméstico es, en general, una solución que contiene entre un 3 y un 8 % de hipoclorito de sodio, en peso, y entre un 0,01 y un 0,05 % de hidróxido de sodio ; el hidróxido de sodio se utiliza para retardar la descomposición del hipoclorito de sodio en cloruro de sodio y clorato de sodio . [44]

Limpieza

El hipoclorito de sodio tiene propiedades desmanchantes. [45] Entre otras aplicaciones, se puede utilizar para eliminar manchas de moho , manchas dentales causadas por fluorosis , [46] y manchas en la vajilla, especialmente las causadas por los taninos del té . También se ha utilizado en detergentes para ropa y como limpiador de superficies. También se utiliza en lavados con hipoclorito de sodio .

Sus efectos blanqueadores, limpiadores, desodorizantes y cáusticos se deben a la oxidación e hidrólisis ( saponificación ). La suciedad orgánica expuesta al hipoclorito se vuelve soluble en agua y no volátil, lo que reduce su olor y facilita su eliminación.

Desinfección

El hipoclorito de sodio en solución exhibe una actividad antimicrobiana de amplio espectro y se usa ampliamente en instalaciones de atención médica en una variedad de entornos. [47] Por lo general, se diluye en agua según su uso previsto. La "solución de cloro fuerte" es una solución de hipoclorito al 0,5% (que contiene aproximadamente 5000 ppm de cloro libre) que se usa para desinfectar áreas contaminadas con fluidos corporales, incluidos grandes derrames de sangre (primero se limpia el área con detergente antes de desinfectarla). [47] [48] Se puede preparar diluyendo lejía doméstica según corresponda (normalmente 1 parte de lejía por 9 partes de agua). [49] Se ha demostrado que estas soluciones inactivan tanto C. difficile [47] como HPV . [50] La "solución de cloro débil" es una solución de hipoclorito al 0,05% que se usa para lavarse las manos, pero normalmente se prepara con gránulos de hipoclorito de calcio . [48]

La “ solución de Dakin ” es una solución desinfectante que contiene una baja concentración de hipoclorito de sodio y un poco de ácido bórico o bicarbonato de sodio para estabilizar el pH. Se ha comprobado que es eficaz con concentraciones de NaOCl tan bajas como 0,025 %. [51]

Las regulaciones del gobierno de los EE. UU. permiten que los equipos de procesamiento de alimentos y las superficies en contacto con alimentos se desinfecten con soluciones que contengan blanqueador, siempre que se permita que la solución se escurra adecuadamente antes del contacto con los alimentos y que las soluciones no excedan las 200 partes por millón (ppm) de cloro disponible (por ejemplo, una cucharada de blanqueador doméstico típico que contenga 5,25 % de hipoclorito de sodio por galón de agua). [52] Si se utilizan concentraciones más altas, la superficie debe enjuagarse con agua potable después de desinfectar.

Se utiliza una concentración similar de cloro en agua tibia para desinfectar las superficies antes de elaborar cerveza o vino. Las superficies deben enjuagarse con agua esterilizada (hervida) para evitar que la bebida adquiera sabores; los subproductos clorados de la desinfección de superficies también son nocivos. El modo de acción desinfectante del hipoclorito de sodio es similar al del ácido hipocloroso.

Las soluciones que contienen más de 500 ppm de cloro disponible son corrosivas para algunos metales , aleaciones y muchos termoplásticos (como la resina de acetal ) y deben eliminarse completamente después, por lo que a veces la desinfección con lejía va seguida de una desinfección con etanol . Los líquidos que contienen hipoclorito de sodio como principal componente activo también se utilizan para la limpieza y desinfección del hogar, por ejemplo, limpiadores de inodoros . [53] Algunos limpiadores están formulados para ser viscosos para no escurrirse rápidamente de las superficies verticales, como el interior de la taza del inodoro.

Se cree que el ácido hipocloroso no disociado (no ionizado) reacciona con las enzimas bacterianas y virales y las inactiva.

Los neutrófilos del sistema inmune humano producen pequeñas cantidades de hipoclorito dentro de los fagosomas , que digieren bacterias y virus.

Desodorizante

El hipoclorito de sodio tiene propiedades desodorizantes, que van de la mano con sus propiedades limpiadoras. [45]

Tratamiento de aguas residuales

Las soluciones de hipoclorito de sodio se han utilizado para tratar aguas residuales con cianuro diluido , como los desechos de galvanoplastia . En operaciones de tratamiento por lotes, el hipoclorito de sodio se ha utilizado para tratar desechos de cianuro más concentrados, como las soluciones de galvanoplastia con cianuro de plata. El cianuro tóxico se oxida a cianato OCN − ) que no es tóxico, idealizado de la siguiente manera:

CN − + − OCl → OCN − + Cl −

El hipoclorito de sodio se utiliza comúnmente como biocida en aplicaciones industriales para controlar la formación de lodo y bacterias en los sistemas de agua utilizados en plantas de energía, fábricas de pulpa y papel, etc., en soluciones típicamente de 10 a 15 % en peso.

Endodoncia

El hipoclorito de sodio es el medicamento de elección debido a su eficacia contra los organismos patógenos y la digestión pulpar en la terapia endodóncica . Su concentración de uso varía de 0,5% a 5,25%. En concentraciones bajas disuelve principalmente el tejido necrótico; en concentraciones más altas también disuelve el tejido vital y especies bacterianas adicionales. Un estudio ha demostrado que Enterococcus faecalis todavía estaba presente en la dentina después de 40 minutos de exposición al 1,3% y 2,5% de hipoclorito de sodio, mientras que 40 minutos a una concentración de 5,25% fue eficaz en la eliminación de E. faecalis . [54] Además de concentraciones más altas de hipoclorito de sodio, una exposición más prolongada y el calentamiento de la solución (60 °C) también aumentan su eficacia en la eliminación de tejido blando y bacterias dentro de la cámara del conducto radicular. [54] El 2% es una concentración común ya que hay menos riesgo de un incidente iatrogénico de hipoclorito. [55] Un incidente de hipoclorito es una reacción inmediata de dolor intenso, seguido de edema , hematoma y equimosis como consecuencia de que la solución se escapa de los confines del diente y entra en el espacio periapical. Esto puede ser causado por la obstrucción o una presión excesiva en la jeringa de irrigación, o puede ocurrir si el diente tiene un foramen apical inusualmente grande . [56]

Neutralización de agentes nerviosos

En las diversas instalaciones de destrucción de agentes nerviosos (gases nerviosos de guerra química) en todo Estados Unidos , se utiliza hipoclorito de sodio al 0,5-2,5% para eliminar todos los rastros de agente nervioso o agente vesicante del equipo de protección personal después de que el personal ingresa a áreas tóxicas. [57]

También se utiliza hipoclorito de sodio al 0,5-2,5% para neutralizar cualquier liberación accidental del agente nervioso en las áreas tóxicas. [58]

De manera similar, en el sistema de reducción de la contaminación se utilizan concentraciones menores de hipoclorito de sodio para garantizar que no se libere ningún agente nervioso en los gases de combustión del horno.

Reducción del daño a la piel

Los baños de lejía diluida se han utilizado durante décadas para tratar el eccema moderado a severo en humanos. [59] [60] Aún así, no ha quedado claro por qué funcionan. Una de las razones por las que la lejía ayuda es que el eccema puede resultar con frecuencia en infecciones secundarias, especialmente de bacterias como Staphylococcus aureus , lo que dificulta su manejo. La infección por Staphylococcus aureus está relacionada con la patogénesis del eccema y la DA. Los baños de lejía son un método para reducir el riesgo de infecciones por estafilococos en personas con eccema. Las propiedades antibacterianas y antiinflamatorias del hipoclorito de sodio contribuyen a la reducción de bacterias dañinas en la piel y a la reducción de la inflamación, respectivamente. [61] Según el trabajo publicado por investigadores de la Facultad de Medicina de la Universidad de Stanford en noviembre de 2013, una solución muy diluida (0,005 %) de hipoclorito de sodio en agua tuvo éxito en el tratamiento del daño cutáneo con un componente inflamatorio causado por radioterapia , exposición excesiva al sol o envejecimiento en ratones de laboratorio . Los ratones con dermatitis por radiación que recibieron baños diarios de 30 minutos en una solución de lejía experimentaron daños en la piel menos graves y una mejor curación y regeneración del cabello que los animales bañados en agua. Se sabe que una molécula llamada factor nuclear potenciador de la cadena ligera kappa de las células B activadas (NF-κB) desempeña un papel fundamental en la inflamación, el envejecimiento y la respuesta a la radiación. Los investigadores descubrieron que si se bloqueaba la actividad de NF-κB en ratones ancianos bañándolos en una solución de lejía, la piel de los animales comenzó a verse más joven, pasando de vieja y frágil a más gruesa, con un aumento de la proliferación celular . El efecto disminuyó después de que se detuvieron los baños, lo que indica que era necesaria una exposición regular para mantener el grosor de la piel. [59] [62]

Seguridad

Las soluciones diluidas de hipoclorito de sodio (como la lejía de uso doméstico) son irritantes principalmente para la piel y el tracto respiratorio. El contacto breve de la piel con la lejía de uso doméstico puede provocar sequedad de la piel.

Se estima que cada año se producen alrededor de 3.300 accidentes que requieren tratamiento hospitalario causados ​​por soluciones de hipoclorito de sodio en los hogares británicos (RoSPA, 2002).

Oxidación y corrosión

El hipoclorito de sodio es un oxidante fuerte . Las reacciones de oxidación son corrosivas . Las soluciones queman la piel y causan daño ocular, especialmente cuando se utilizan en formas concentradas. Sin embargo, como reconoce la NFPA, solo las soluciones que contienen más del 40% de hipoclorito de sodio en peso se consideran oxidantes peligrosos. Las soluciones con menos del 40% se clasifican como un peligro oxidante moderado (NFPA 430, 2000).

Las soluciones de lejía para uso doméstico y clorador de piscinas suelen estabilizarse con una concentración significativa de lejía (sosa cáustica, NaOH) como parte de la reacción de fabricación. Este aditivo por sí solo provocará irritación cáustica o quemaduras debido a la desengrasación y saponificación de los aceites de la piel y la destrucción del tejido. La sensación resbaladiza de la lejía sobre la piel se debe a este proceso.

Peligros de almacenamiento

El contacto de las soluciones de hipoclorito de sodio con metales puede generar gas hidrógeno inflamable. Los recipientes pueden explotar al calentarse debido a la liberación de gas cloro. [15]

Las soluciones de hipoclorito son corrosivas para los materiales de los recipientes comunes, como el acero inoxidable [8] y el aluminio . Los pocos metales compatibles incluyen el titanio (que, sin embargo, no es compatible con el cloro seco) y el tantalio [10] . Los recipientes de vidrio son seguros [8] . Algunos plásticos y cauchos también se ven afectados; las opciones seguras incluyen el polietileno (PE), el polietileno de alta densidad (HDPE, PE-HD), el polipropileno (PP), [8] algunos polímeros clorados y fluorados como el cloruro de polivinilo (PVC), el politetrafluoroetileno (PTFE) y el fluoruro de polivinilideno (PVDF); así como el caucho de etileno propileno y Viton [10] .

Los contenedores deben permitir la ventilación del oxígeno producido por la descomposición a lo largo del tiempo, de lo contrario podrían explotar. [5]

Reacciones con otros productos comunes

Mezclar cloro con algunos limpiadores domésticos puede ser peligroso.

Las soluciones de hipoclorito de sodio, como el blanqueador líquido, liberarán gas de cloro tóxico cuando se mezclan con un ácido , como el ácido clorhídrico o el vinagre .

Un estudio de 2008 indicó que el hipoclorito de sodio y los productos químicos orgánicos (por ejemplo, surfactantes, fragancias) contenidos en varios productos de limpieza del hogar pueden reaccionar para generar compuestos orgánicos clorados. [63] El estudio mostró que las concentraciones en el aire interior aumentan significativamente (8 a 52 veces para el cloroformo y 1 a 1170 veces para el tetracloruro de carbono, respectivamente, por encima de las cantidades de referencia en el hogar) durante el uso de productos que contienen blanqueador.

En particular, la mezcla de blanqueadores de hipoclorito con aminas (por ejemplo, productos de limpieza que contienen o liberan amoníaco , sales de amonio , urea o compuestos relacionados y materiales biológicos como la orina ) produce cloraminas. [64] [15] Estos productos gaseosos pueden causar lesiones pulmonares agudas. La exposición crónica, por ejemplo, al aire de piscinas donde se utiliza cloro como desinfectante, puede provocar el desarrollo de asma atópica. [65]

El blanqueador puede reaccionar violentamente con el peróxido de hidrógeno y producir gas oxígeno:

H 2 O 2 (ac) + NaOCl (ac) → NaCl (ac) + H 2 O + O 2 (g)

También pueden producirse reacciones o subproductos explosivos en entornos industriales y de laboratorio cuando el hipoclorito de sodio se mezcla con diversos compuestos orgánicos. [15]

Limitaciones en la atención sanitaria

En octubre de 2008, el Instituto Nacional para la Excelencia en la Salud y la Atención del Reino Unido recomendó que la solución de Dakin no se utilizara en el cuidado rutinario de heridas. [66]

Impacto ambiental

A pesar de su fuerte acción biocida, el hipoclorito de sodio en sí tiene un impacto ambiental limitado, ya que el ion hipoclorito se degrada rápidamente antes de que pueda ser absorbido por los seres vivos. [67]

Sin embargo, una de las principales preocupaciones que surgen del uso de hipoclorito de sodio es que tiende a formar compuestos orgánicos clorados persistentes , incluidos carcinógenos conocidos , que pueden ser absorbidos por los organismos y entrar en la cadena alimentaria . Estos compuestos pueden formarse durante el almacenamiento y uso doméstico, así como durante el uso industrial. [44] Por ejemplo, cuando se mezclaron lejía doméstica y aguas residuales, se observó que entre el 1% y el 2% del cloro disponible formaba compuestos orgánicos. [44] En 1994, no se habían identificado todos los subproductos, pero los compuestos identificados incluyen cloroformo y tetracloruro de carbono . [44] [ necesita actualización ] Se estima que la exposición a estos productos químicos por su uso está dentro de los límites de exposición ocupacional. [44]

Véase también

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