Hipoclorito de sodio

Hipoclorito de sodio
Hipoclorito de sodio
Sodium-hypochlorite.png

catión sodio

anión hipoclorito
Nombre (IUPAC) sistemático
Hipoclorito de sodio
General
Otros nombres Lejía
Hipoclorito de sodio
Hipoclorito sódico
Agua lavandina
Cloro
Agua de Giweissi
Agua Jane
Fórmula semidesarrollada NaClO
Fórmula molecular n/d
Identificadores
Número CAS 7681-52-9
PubChem 24340
Propiedades físicas
Estado de agregación Sólido
Apariencia Blanco
Densidad 1110 kg/m3; 1,11 g/cm3
Masa molar 74.44 g/mol
Punto de fusión 291 K (17,85 °C)
Punto de ebullición 374 K (100,85 °C)
Propiedades químicas
Acidez (pKa) <7
Solubilidad en agua 29.3 g/100mL (0 °C)
Peligrosidad
Frases R R31, R34, R50
Frases S S1/2, S28, S45, S50, S61
Riesgos
Hazardous Chemical Database (en inglés)
Ingestión Peligroso en grandes concentraciones.
Inhalación Peligroso en grandes concentraciones.
Piel Causa quemaduras y cáncer de piel en grandes cantidades.
Ojos Causa quemaduras.
Valores en el SI y en condiciones normales
(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Exenciones y referencias

El hipoclorito de sodio o hipoclorito sódico, (cuya disolución en agua es conocida popularmente como agua lavandina, cloro, lejía, agua de Javel o agua Jane) es un compuesto químico, fuertemente oxidante, su fórmula es NaClO.

Contiene el cloro en estado de oxidación +1 y por lo tanto es un oxidante fuerte y económico. Debido a esta característica destruye muchos colorantes por lo que se utiliza como blanqueador. Además se aprovechan sus propiedades desinfectantes.

En disolución acuosa sólo es estable a pH básico. Al acidular en presencia de cloruro libera cloro elemental, que en condiciones normales se combina para formar el gas dicloro, tóxico. Por esto debe almacenarse alejado de cualquier ácido.

Contenido

Otros nombres

  • agua lavandina (en Argentina, antiguo; actualmente se le dice «lavandina»).
  • agua de Giweissi
  • agua de jane (pronunciado éste /jane/, no /yein/; en Argentina)
  • agua Jane
  • agua de javel (antiguo nombre en Francia)
  • cloro (en México; en Argentina se le llama así en su presentación en pastillas, para piscinas)
  • hipoclorito de sodio (nombre científico)
  • hipoclorito sódico (nombre científico)
  • lavandina (en Argentina)
  • lejía
  • licor de Labarraque (antiguo nombre en México).

Historia

El hipoclorito de sodio es un producto químico, usado frecuentemente en hogares.

Su uso industrial va unido a su uso como blanqueador. Derry (1977:783) afirma que el uso del cloro como blanqueante fue utilizado primero por Claude Louis Berthollet (1785), cuya agua de Javel se obtenía haciendo pasar cloro a través de potasa (sin embargo, Carl Wilhelm Scheele, descubridor del cloro, ya había notado estas propiedades). Posteriormente, Charles Tennant (1799) utilizaría el cloro que se obtenía como subproducto en la fabricación de sosa; el producto de Tennant era un hipoclorito de calcio en polvo.

Desde finales del siglo XVIII, además, se fueron encontrando usos al hipoclorito como desinfectante; los pioneros fueron el médico francés Pierre-François Percy (1793; la reducción de mortalidad sería de alrededor del 50%[1] ) y el farmacéutico Antoine Germain Labarraque (1825), a quien se atribuye la sustitución del potasio por sodio.

En México, Francisco Montes de Oca, hacia 11 de julio de 1860 inició la escuela entre los cirujanos militares de: lavar los campos quirúrgicos y camas de los heridos de guerra, lavar las manos antes, durante la cirugía y al concluir las amputaciones, lavar las heridas con el licor de Labarraque (con un sistema que usaría Alexis Carrel en la Primera Guerra Mundial), por lo que fue el iniciador empírico de la antisepsia, esto demostrado por las múltiples tesis de la Facultad de Medicina de la UNAM y los trabajos de Quijano[2] y Soriano[3] ), quienes reafirman esta primacía y extenso uso del referido licor desde 1860 hasta 1900.

Forma

El hipoclorito de sodio existe sólido en forma de sal pentahidratada NaClO * 5 H2O y con 2,5 moléculas de agua de hidratación por molécula: NaOCl * 2,5 H2O. La primera forma es la más conocida. A 0 °C se disuelven 29,3 g de la sal en 100 g de agua y a 23 °C ya son 94,2 g/100.

Reacciones

El hipoclorito se dismuta a temperaturas elevadas para dar clorato y cloruro:

3 NaClO → 2 NaCl + NaClO3

A veces se aprovecha esta reacción para la síntesis del clorato. Con aminas se forman las cloraminas. Estos compuestos suelen ser tóxicos y pueden ser explosivos. No es inflamable, pero con el fuego reacciona.

Otros usos

El hipoclorito de sodio se usa mucho como oxidante en el proceso de potabilización del agua, a dosis ligeramente superiores al punto crítico (punto en que empieza a aparecer cloro residual libre).

Se utiliza también como desinfectante en piscinas, ya sea por aplicación directa en forma de líquido (125 mL diarios por cada 10 m3 de agua), pastillas concentradas o en polvo, o a través de un aparato de electrólisis salina por el que se hace circular el agua de la piscina. Para que la electrólisis tenga lugar se debe salar ligeramente la piscina (necesitaremos 4 g de sal por litro de agua). El aparato de electrólisis, mediante descargas eléctricas trasforma la sal (NaCl) en hipoclorito de sodio consiguiendo desinfectar el agua.

También se usa en el proceso de identificación de especies de los distintos filos de animales que poseen espículas o escleritos, como poríferos o equinodermos (holoturoideos). El hipoclorito de sodio disuelve la materia orgánica dejando al descubierto estas estructuras (únicas en cada especie), que son de carbonato de calcio (calcáreas) o dióxido de silicio (silíceas) y, por tanto, no se disuelven.

Este producto químico se puede también utilizar como blanqueador para las fibras textiles, así como para desinfectar los lavabos gracias a su poder fungicida y bactericida.

En parasitología puede ser utilizado para la esporulación invitro de Ooquistes de protozoos del phylum apicomplexa en el método denominado de Cawthorn.

Fórmula de dilución del hipoclorito de sodio

Ejemplo:

Cantidad de líquido deseado: 15 L Concentración del producto comercial: 10%

En la práctica totalidad de los casos de desinfección de superficies se manejan cantidades de 5000 ppm (o lo que es lo mismo, 5000 mg/L, o 5 g/L).

Solución

  •  = \frac{(15 L)X (1,5 mg/L)}{5.000 mg/L} X 1.000= 4,5 mL

Se necesitarían para obtener 155000 mg/Llitros de disolución.

Referencias

  • Derry, T. K.; y Trevor I. WILLIAMS (1977). Historia de la tecnología. 3. Desde 1750 hasta 1900 (II).. Madrid/México: Siglo XXI. 84-323-0281-3. 
  1. Stéphanie LE QUELLEC: Histoire des urgences a Paris de 1770 a nos jours (tesis). Université Paris 7, 2000.
  2. Fernando QUIJANO-PIMAN: «El inicio de la antisepsia en México (1872)», en Gaceta Médica de México, 123 (11-12): pág. 289; 1987.
  3. M. F. Soriano: «Contibuciones a la cirugía militar en México», en Gaceta Médica de México, 21: pág. 158; 1886.

Enlaces externos


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