PRODUITS

CHLOROX

Le chlorox est le plus souvent reconnu comme l’ingrédient actif de l’eau de Javel, un puissant désinfectant et agent nettoyant, et est largement utilisé dans la purification, la désinfection et le blanchiment de l’eau.
En solution, le Chlorox est instable et se décompose facilement, libérant du chlore, responsable de ses fortes propriétés oxydantes et antimicrobiennes.
Malgré son utilisation répandue, le Chlorox peut être très réactif et présenter des risques pour la sécurité, en particulier lorsqu'il est mélangé à des acides ou à de l'ammoniac, qui peuvent libérer du chlore gazeux dangereux ou des chloramines.

Numéro CAS : 7681-52-9
Numéro CE : 231-668-3
Formule moléculaire : NaOCl
Masse molaire : 74,44 g/mol

Synonymes : Antiformine, Eau de Javel, Chlorure de soude, Solution de Carrel-Dakin, Solution de Dakin modifiée, Solution chirurgicale de soude chlorée, hypochlorite de sodium, Javel, hypochlorite de sodium, hypochlorite de sodium, hypochlorite de sodium, hypochlorite de sodium, HYPOCHLORITE DE SODIUM, 7681-52-9, Antiformine, Acide hypochloreux, sel de sodium, Oxychlorure de sodium, Chlorox, Clorox, Javex, Eau de Javel, Hypochlorite de sodium, Solution de Carrel-Dakin, Chloros, Cloralex, Cloropool, Dispatch, Hyclorite, Klorocin, Parozone, Surchlor, Youxiaolin, Deosan, Hypure, Milton, Solution de Dakins, Hôpital Milton, eau de Javel, cristaux Milton, Neo-cleaner, eau de Javel domestique, Neoseptal CL, hypochlorite de sodium, solution Dakin's, Hypure N, Purin B, liquide BK, solution Dakin's modifiée, Hyposan et Voxsan, solutions, Dakin's, gel AD, eau de Javel liquide Clorox, solution d'hypochlorite de sodium, Sunnysol 150, Caswell n° 776, Texant, UNII-DY38VHM5OD, antiformine dentaire, NaClO, NaOCl, hypochlorure de sodium, hypochlorite de sodium (NaClO), hypochlorite de sodium (NaOCl), CCRIS 708, stérilisateur Deosan Green Label, HSDB 748, XY 12, EINECS 231-668-3, hypochlorite de sodium, code chimique des pesticides de l'EPA 014703, hypochlorite de sodium, acide hypochloreux, sel de sodium (1:1), UN 1791, CHEBI:32146, Eau chlorée (hypochlorite de sodium), HYPOCHLORITE DE SODIUM, Hypochlorite de sodium [sels d'hypochlorure], Solution d'hypochlorite de sodium (15 % ou moins), HYPOCHLORITE DE SODIUM [SOLUTION DILUÉE], Quart Dakins, Moitié Dakins, Hypochlorite de sodium, 5 % de chlore actif, Di-Dak-Sol, Hypochlorite de sodium, 10-15 % de chlore actif, Hypochlorite de sodium [USP:JAN], Hypochlorite de sodium [USAN:JAN], hypochlorite de sodium, hypochlorite de sodium, HYPOCHLORITE DE SODIUM, Hypochlorite de sodium, SH, MFCD00011120, Texant (TN), ACMC-20ajo6, ANTIFORMIN, DENTAL, Hypochlorite de sodium (JAN/USP), Hypochlorite de sodium, solution à 14 %, Solution d'hypochlorite de sodium 6-14 %, 7681-52-910022-70-5 (pentahydraté), hypochlorite de sodium, solution aqueuse, 12-15 % de chlore disponible

Le chlorox est un composé chimique de formule NaOCl ou NaClO, comprenant un cation sodium (Na+) et un anion hypochlorite (OCl− ou ClO−).
Le chlorox peut également être considéré comme le sel de sodium de l'acide hypochloreux.

Le chlorox est instable et peut se décomposer de manière explosive.
Le chlorox peut être cristallisé sous forme de pentahydrate NaOCl·5H2O, un solide jaune verdâtre pâle qui n'est pas explosif et qui est stable s'il est conservé au réfrigérateur.
Le chlorox se présente le plus souvent sous la forme d'une solution diluée jaune-vert pâle appelée eau de Javel liquide, un produit chimique ménager largement utilisé (depuis le XVIIIe siècle) comme désinfectant ou agent de blanchiment.

En solution, le Chlorox est instable et se décompose facilement, libérant du chlore qui est le principe actif de ces produits.
Chlorox est l’agent de blanchiment à base de chlore le plus ancien et toujours le plus important.

Les propriétés corrosives du Chlorox, sa disponibilité courante et les produits de réaction qu'il contient en font un risque important pour la sécurité.

Le composé anhydre est instable et peut se décomposer de manière explosive.
Le chlorox peut être cristallisé sous forme de pentahydrate NaOCl·5H2O, un solide jaune verdâtre pâle qui n'est pas explosif et qui est stable s'il est conservé au réfrigérateur.

Le chlorox est le plus souvent rencontré sous la forme d'une solution diluée jaune-vert pâle appelée eau de Javel, qui est un produit chimique ménager largement utilisé (depuis le 18e siècle) comme désinfectant et agent de blanchiment.

En solution, le Chlorox est instable et se décompose facilement, libérant du chlore, qui est le principe actif de ces produits.
Chlorox est l’agent de blanchiment à base de chlore le plus ancien et toujours le plus important.

Les propriétés corrosives du Chlorox, sa disponibilité courante et les produits de réaction qu'il contient en font un risque important pour la sécurité.
En particulier, le mélange d’eau de Javel liquide avec d’autres produits de nettoyage, tels que les acides présents dans les produits anticalcaires, libère du chlore gazeux.
Le chlore gazeux a été utilisé comme arme chimique pendant la Première Guerre mondiale.

Une idée fausse courante est que le mélange d’eau de Javel avec de l’ammoniac libère également du chlore, mais en réalité, ils réagissent pour produire des chloramines telles que le trichlorure d’azote.
Avec un excès d'ammoniac et d'hydroxyde de sodium, de l'hydrazine peut être générée.

Le chlorox est un composé chimique inorganique alcalin de formule NaOCl (également écrit NaClO).
Le chlorox est communément connu sous le nom d'eau de Javel ou d'eau de Javel diluée dans une solution aqueuse.
Chlorox est le sel de sodium de l'acide hypochloreux, composé de cations sodium (Na+) et d'anions hypochlorite (−OCl, également écrit OCl− et ClO−).

Le chlorox est un composé chimique largement utilisé avec diverses applications industrielles, médicales et domestiques.
Le chlorox est le plus souvent reconnu comme l’ingrédient actif de l’eau de Javel, un puissant désinfectant et agent nettoyant.

Sous sa forme pure, le Chlorox est un liquide jaune verdâtre pâle avec une odeur distincte de chlore, bien qu'il soit généralement vendu dans des solutions aqueuses diluées.
Lorsqu'il est dissous dans l'eau, le Chlorox se dissocie en ions sodium (Na⁺) et hypochlorite (OCl⁻), qui sont responsables de ses fortes propriétés oxydantes et antimicrobiennes.

Le Chlorox est largement utilisé dans les processus de purification de l’eau, aidant à désinfecter l’eau potable et à traiter les eaux usées en neutralisant les micro-organismes nocifs.
La puissante capacité oxydante du Chlorox en fait également un agent de blanchiment utile, décomposant les composés organiques qui causent des taches sur les textiles et autres matériaux.

Dans les milieux médicaux, Chlorox est utilisé pour le soin des plaies et la stérilisation des surfaces et des instruments.
Cependant, le Chlorox est très réactif et peut se dégrader avec le temps lorsqu'il est exposé à l'air, à la lumière ou à la chaleur, c'est pourquoi il est souvent stocké dans des récipients opaques hermétiquement fermés.
Malgré son utilisation répandue, des précautions doivent être prises lors de la manipulation du Chlorox, car il peut provoquer une irritation de la peau, des yeux et du système respiratoire, et lorsqu'il est mélangé à certains produits chimiques, tels que l'ammoniac ou les acides, le Chlorox peut libérer du chlore gazeux dangereux.

Applications du Chlorox :
Le Chlorox est utilisé à grande échelle.
Par exemple dans l'agriculture, les industries chimiques, les industries de peinture et de chaux, les industries alimentaires, les industries du verre, les industries du papier, les industries pharmaceutiques, les industries synthétiques et les industries d'élimination des déchets.

Dans l'industrie textile, le Chlorox est utilisé pour blanchir les textiles.
Le chlorox est parfois ajouté aux eaux usées industrielles.

Ceci est fait pour réduire les odeurs.
L'hypochlorite neutralise le gaz sulfureux hydrogène (SH) et l'ammoniac (NH3).

Le Chlorox est également utilisé pour détoxifier les bains de cyanure dans les industries métallurgiques.
Chlorox peut être utilisé pour empêcher la croissance des algues et des coquillages dans les tours de refroidissement.

Dans le traitement de l’eau, Chlorox est utilisé pour désinfecter l’eau.
Dans les ménages, Chlorox est fréquemment utilisé pour la purification et la désinfection de la maison.

Utilisations du Chlorox :

Blanchiment :
L'eau de Javel domestique est, en général, une solution contenant 3 à 8 % de Chlorox, en poids, et 0,01 à 0,05 % d'hydroxyde de sodium ; l'hydroxyde de sodium est utilisé pour ralentir la décomposition du Chlorox en chlorure de sodium et en chlorate de sodium.

Nettoyage du Chlorox :
Le chlorox a des propriétés détachantes.
Entre autres applications, Chlorox peut être utilisé pour éliminer les taches de moisissure, les taches dentaires causées par la fluorose et les taches sur la vaisselle, en particulier celles causées par les tanins du thé.
Le chlorox a également été utilisé dans les détergents à lessive et comme nettoyant de surface.

Les effets blanchissants, nettoyants, désodorisants et caustiques du Chlorox sont dus à l'oxydation et à l'hydrolyse (saponification).
La saleté organique exposée à l'hypochlorite devient soluble dans l'eau et non volatile, ce qui réduit l'odeur du Chlorox et facilite son élimination.

Désinfection du Chlorox :
Chlorox en solution présente une activité antimicrobienne à large spectre et est largement utilisé dans les établissements de santé dans divers contextes.
Le Chlorox est généralement dilué dans l’eau en fonction de son utilisation prévue.

Chlorox est une solution à 0,5 % d'hypochlorite (contenant environ 5 000 ppm de chlore libre) utilisée pour désinfecter les zones contaminées par des fluides corporels, y compris les déversements importants de sang (la zone est d'abord nettoyée avec un détergent avant d'être désinfectée).
Le Chlorox peut être fabriqué en diluant de l'eau de Javel domestique selon les besoins (normalement 1 partie d'eau de Javel pour 9 parties d'eau).

Il a été démontré que de telles solutions inactivent à la fois C. difficile et le VPH.
Chlorox est une solution d'hypochlorite à 0,05 % utilisée pour se laver les mains, mais elle est normalement préparée avec des granulés d'hypochlorite de calcium.

Chlorox est une solution désinfectante contenant une faible concentration de Chlorox et un peu d'acide borique ou de bicarbonate de sodium pour stabiliser le pH.
Il a été démontré que Chlorox est efficace avec des concentrations de NaOCl aussi faibles que 0,025 %.

La réglementation du gouvernement américain autorise la désinfection des équipements de transformation des aliments et des surfaces en contact avec les aliments avec des solutions contenant de l'eau de Javel, à condition que la solution puisse s'égoutter correctement avant d'entrer en contact avec les aliments et que les solutions ne dépassent pas 200 parties par million (ppm) de chlore disponible (par exemple, une cuillère à soupe d'eau de Javel domestique classique contenant 5,25 % de Chlorox, par gallon d'eau).
Si des concentrations plus élevées sont utilisées, la surface doit être rincée à l'eau potable après désinfection.

Une concentration similaire d’eau de Javel dans de l’eau chaude est utilisée pour désinfecter les surfaces avant le brassage de la bière ou du vin.
Les surfaces doivent être rincées avec de l’eau stérilisée (bouillie) pour éviter de transmettre des saveurs à l’infusion ; les sous-produits chlorés de la désinfection des surfaces sont également nocifs.
Le mode d’action désinfectant du Chlorox est similaire à celui de l’acide hypochloreux.

Les solutions contenant plus de 500 ppm de chlore disponible sont corrosives pour certains métaux, alliages et de nombreux thermoplastiques (comme la résine acétal) et doivent être soigneusement éliminées par la suite. La désinfection à l'eau de Javel est donc parfois suivie d'une désinfection à l'éthanol.
Les liquides contenant du Chlorox comme principal composant actif sont également utilisés pour le nettoyage et la désinfection des ménages, par exemple les nettoyants pour toilettes.
Certains nettoyants sont formulés pour être visqueux afin de ne pas s’écouler rapidement des surfaces verticales, comme l’intérieur d’une cuvette de toilettes.

On pense que l’acide hypochloreux non dissocié (non ionisé) réagit avec les enzymes bactériennes et virales et les inactive.
Les neutrophiles du système immunitaire humain produisent de petites quantités d’hypochlorite à l’intérieur des phagosomes, qui digèrent les bactéries et les virus.

Désodorisant:
Chlorox possède des propriétés désodorisantes, qui vont de pair avec ses propriétés nettoyantes.

Traitement des eaux usées :
Les solutions Chlorox ont été utilisées pour traiter les eaux usées contenant du cyanure dilué, telles que les déchets de galvanoplastie.
Dans les opérations de traitement par lots, Chlorox a été utilisé pour traiter des déchets de cyanure plus concentrés, tels que les solutions de placage au cyanure d'argent.

Le cyanure toxique est oxydé en cyanate (OCN−) qui n'est pas toxique, idéalisé comme suit :
CN− + OCl− → OCN− + Cl−

Le chlorox est couramment utilisé comme biocide dans les applications industrielles pour contrôler la formation de boues et de bactéries dans les systèmes d'eau utilisés dans les centrales électriques, les usines de pâtes et papiers, etc., dans des solutions généralement de 10 à 15 % en poids.

Endodontie :
Chlorox est le médicament de choix en raison de son efficacité contre les organismes pathogènes et la digestion pulpaire dans le traitement endodontique.
La concentration d'utilisation du Chlorox varie de 0,5 % à 5,25 %.

À de faibles concentrations, Chlorox dissout principalement les tissus nécrotiques ; à des concentrations plus élevées, il dissout également les tissus vitaux et d'autres espèces bactériennes.
Une étude a montré qu'Enterococcus faecalis était toujours présent dans la dentine après 40 minutes d'exposition à 1,3 % et 2,5 % de Chlorox, alors que 40 minutes à une concentration de 5,25 % étaient efficaces pour éliminer E. faecalis.

En plus des concentrations plus élevées de Chlorox, une exposition plus longue et le réchauffement de la solution (60 °C) augmentent également son efficacité pour éliminer les tissus mous et les bactéries dans la chambre du canal radiculaire.
2 % est une concentration courante car il y a moins de risque d’incident iatrogène lié à l’hypochlorite.

Un incident d'hypochlorite est une réaction immédiate de douleur intense, suivie d'un œdème, d'un hématome et d'une ecchymose en conséquence de la solution s'échappant des limites de la dent et pénétrant dans l'espace périapical.
Cela peut être dû à une contrainte ou à une pression excessive sur la seringue d'irrigation, ou du Chlorox peut se produire si la dent présente un foramen apical inhabituellement grand.

Neutralisation des agents neurotoxiques :
Dans les différentes installations de destruction d'agents neurotoxiques (gaz neurotoxiques de guerre chimique) aux États-Unis, 50 % de Chlorox est utilisé pour éliminer toute trace d'agent neurotoxique ou d'agent vésicant des équipements de protection individuelle après l'entrée du personnel dans des zones toxiques.
Le Chlorox à 50 % est également utilisé pour neutraliser toute libération accidentelle d’agent neurotoxique dans les zones toxiques.
Des concentrations plus faibles de Chlorox sont utilisées de manière similaire dans le système de réduction de la pollution pour garantir qu'aucun agent neurotoxique ne soit libéré dans les gaz de combustion du four.

Utilisations biocides :
Chlorox est approuvé pour une utilisation comme biocide dans l'EEE et/ou en Suisse, pour : l'hygiène humaine, la désinfection, l'hygiène vétérinaire, l'alimentation humaine et animale, l'eau potable.
Chlorox est en cours d'examen pour une utilisation comme biocide dans l'EEE et/ou en Suisse, pour : la conservation des systèmes liquides, le contrôle des boues.

Utilisations par les consommateurs :
Le chlorox est utilisé dans les produits suivants : produits de lavage et de nettoyage, produits de traitement des textiles et colorants, produits chimiques de traitement de l'eau, parfums et fragrances, cosmétiques et produits de soins personnels.
D'autres rejets de Chlorox dans l'environnement sont susceptibles de se produire lors d'une utilisation en intérieur (par exemple, liquides/détergents de lavage en machine, produits d'entretien automobile, peintures et revêtements ou adhésifs, parfums et assainisseurs d'air) et d'une utilisation en extérieur.

Utilisations répandues par les travailleurs professionnels :
Le Chlorox est utilisé dans les produits suivants : produits de lavage et de nettoyage.
Chlorox est utilisé dans les domaines suivants : services de santé et formulation de mélanges et/ou reconditionnement.

Le chlorox est utilisé pour la fabrication de : produits alimentaires, produits chimiques, textiles, cuir ou fourrure et bois et produits dérivés du bois.
D'autres rejets de Chlorox dans l'environnement sont susceptibles de se produire lors d'une utilisation en intérieur (par exemple, liquides/détergents de lavage en machine, produits d'entretien automobile, peintures et revêtements ou adhésifs, parfums et assainisseurs d'air) et d'une utilisation en extérieur.

Utilisations sur les sites industriels :
Chlorox est utilisé dans les produits suivants : produits de lavage et de nettoyage, produits chimiques de traitement de l'eau, régulateurs de pH et produits de traitement de l'eau, produits de traitement des textiles et colorants et produits chimiques et colorants pour papier.

Le chlorox a une utilisation industrielle qui conduit à la fabrication d'une autre substance (utilisation d'intermédiaires).
Chlorox est utilisé dans les domaines suivants : l'approvisionnement municipal (par exemple, l'électricité, la vapeur, le gaz, l'eau) et le traitement des eaux usées.

Le chlorox est utilisé pour la fabrication de : produits chimiques, de produits alimentaires, de textiles, de cuir ou de fourrure et de pâte à papier, de papier et de produits en papier.
La libération de Chlorox dans l'environnement peut se produire lors d'une utilisation industrielle : comme auxiliaire de traitement et comme étape intermédiaire dans la fabrication ultérieure d'une autre substance (utilisation d'intermédiaires).

Le chlorox se présente le plus souvent sous la forme d'une solution diluée jaune-vert pâle appelée eau de Javel liquide, un produit chimique ménager largement utilisé (depuis le XVIIIe siècle) comme désinfectant ou agent de blanchiment.

Les propriétés corrosives du Chlorox, sa disponibilité courante et les produits de réaction qu'il contient en font un risque important pour la sécurité.
En particulier, le mélange d’eau de Javel liquide avec d’autres produits de nettoyage, tels que des acides ou de l’ammoniaque, peut produire des fumées toxiques.

Chimie du Chlorox :

Stabilité du solide :
Le chlorox peut être préparé mais, comme de nombreux hypochlorites, il est très instable et se décompose de manière explosive sous l'effet de la chaleur ou de la friction.
La décomposition est accélérée par le dioxyde de carbone présent dans l’atmosphère.
Le chlorox est un solide blanc avec une structure cristalline orthorhombique.

Le chlorox peut également être obtenu sous forme de pentahydrate cristallin NaOCl·5H2O, qui n'est pas explosif et est beaucoup plus stable que le composé anhydre.
La formule est parfois donnée sous la forme 2NaOCl·10H2O.

Les cristaux orthorhombiques jaune vert clair transparents contiennent 44 % de NaOCl en poids et fondent à 25–27 °C.
Le chlorox se décompose rapidement à température ambiante, il doit donc être conservé au réfrigérateur.

À des températures plus basses, cependant, le Chlorox est assez stable : on estime qu'il ne se décompose qu'à 1 % après 360 jours à 7 °C.
Un brevet américain de 1966 affirme que le dihydrate de Chlorox NaOCl·2H2O, solide et stable, peut être obtenu en excluant soigneusement les ions chlorure (Cl−), présents dans les produits de fabrication courants et censés catalyser la décomposition de l'hypochlorite en chlorate (ClO−3) et en chlorure. Lors d'un essai, le dihydrate n'a montré qu'une décomposition de 6 % après 13,5 mois de stockage à −25 °C.
Le brevet affirme également que le dihydrate peut être réduit à la forme anhydre par séchage sous vide à environ 50 °C, donnant un solide qui ne présente aucune décomposition après 64 heures à -25 °C.

Équilibres et stabilité des solutions :
À des températures ambiantes typiques, Chlorox est plus stable dans les solutions diluées contenant des ions Na+ et OCl− solvatés.
La densité de la solution est de 1,093 g/mL à une concentration de 5 % et de 1,21 g/mL à 14 %, à 20 °C.

Les solutions stoechiométriques sont assez alcalines, avec un pH de 11 ou plus puisque l'acide hypochloreux est un acide faible :
OCl− + H2O ⇌ HOCl + OH−

Les espèces et équilibres suivants sont présents dans les solutions de NaOCl :
HOCl (aq) ⇌ H+ + OCl−HOCl (aq) + Cl− + H+ ⇌ Cl2 (aq) + H2OCl2 (aq) + Cl− ⇌ Cl−3Cl2 (aq) ⇌ Cl2 (g)

La deuxième équation d'équilibre ci-dessus sera décalée vers la droite si le chlore Cl2 est autorisé à s'échapper sous forme de gaz.
Les rapports de Cl2, HOCl et OCl− en solution dépendent également du pH.

À un pH inférieur à 2, la majorité du chlore dans la solution se présente sous forme de Cl2 élémentaire dissous.
À un pH supérieur à 7,4, la majorité se présente sous forme d’hypochlorite ClO−.

L'équilibre peut être déplacé en ajoutant des acides (comme l'acide chlorhydrique) ou des bases (comme l'hydroxyde de sodium) à la solution :
ClO− (aq) + 2 HCl (aq) → Cl2 (g) + H2O (aq) + Cl− (aq)Cl2 (g) + 2 OH− → ClO− (aq) + Cl− (aq) + H2O (aq)

À un pH d'environ 4, tel qu'obtenu par l'ajout d'acides forts comme l'acide chlorhydrique, la quantité de HOCl non dissocié (non ionisé) est la plus élevée.

La réaction peut s'écrire comme :

ClO− + H+ ⇌ HClO
Les solutions de chlorox combinées à un acide dégagent du chlore gazeux, particulièrement fortement à pH < 2, par les réactions suivantes :

HOCl (aq) + Cl− + H+ ⇌ Cl2 (aq) + H2OCl2 (aq) ⇌ Cl2 (g)
À pH > 8, le chlore est pratiquement entièrement sous forme d'anions hypochlorite (OCl−).
Les solutions sont assez stables à un pH de 11 à 12.

Cependant, un rapport affirme qu'une solution réactive conventionnelle à 13,6 % de NaOCl a perdu 17 % de la force du Chlorox après avoir été stockée pendant 360 jours à 7 °C.
Pour cette raison, dans certaines applications, on peut utiliser des composés libérant du chlore plus stables, tels que l'hypochlorite de calcium Ca(ClO)2 ou l'acide trichloroisocyanurique (CNClO)3.

Le chlorox anhydre est soluble dans le méthanol et les solutions sont stables.

Décomposition en chlorate ou en oxygène :

En solution, dans certaines conditions, l'anion hypochlorite peut également se dismuter (s'auto-oxyder) en chlorure et en chlorate :
3 ClO− + H+ → HClO3 + 2 Cl−

En particulier, cette réaction se produit dans les solutions de Chlorox à haute température, formant du chlorate de sodium et du chlorure de sodium :
3 NaOCl (aq) → 2 NaCl (aq) + NaClO3 (aq)

Cette réaction est exploitée dans la production industrielle de chlorate de sodium.

Une décomposition alternative de l'hypochlorite produit de l'oxygène à la place :
2 OCl− → 2 Cl− + O2

Dans les solutions chaudes de Chlorox, cette réaction entre en compétition avec la formation de chlorate, produisant du chlorure de sodium et de l'oxygène gazeux :
2 NaOCl (aq) → 2 NaCl (aq) + O2 (g)

Ces deux réactions de décomposition des solutions de NaClO sont maximisées à un pH autour de 6.
La réaction de production de chlorate prédomine à un pH supérieur à 6, tandis que celle de production d'oxygène devient significative en dessous.

Par exemple, à 80 °C, avec des concentrations de NaOCl et de NaCl de 80 mM et un pH de 6 à 6,5, le chlorate est produit avec une efficacité d'environ 95 %.
La voie de l’oxygène prédomine à pH 10.

Cette décomposition est affectée par la lumière et les catalyseurs à ions métalliques tels que le cuivre, le nickel, le cobalt et l'iridium.
Des catalyseurs comme le dichromate de sodium Na2Cr2O7 et le molybdate de sodium Na2MoO4 peuvent être ajoutés industriellement pour réduire la voie de l'oxygène, mais un rapport affirme que seul ce dernier est efficace.

Titrage:
Le titrage des solutions d'hypochlorite est souvent effectué en ajoutant un échantillon mesuré à une quantité excédentaire de solution acidifiée d'iodure de potassium (KI), puis en titrant l'iode libéré (I2) avec une solution standard de thiosulfate de sodium ou d'oxyde de phénylarsine, en utilisant l'amidon comme indicateur, jusqu'à ce que la couleur bleue disparaisse.
Selon un brevet américain, la stabilité de la teneur en Chlorox des solides ou des solutions peut être déterminée en surveillant l'absorption infrarouge due à la liaison O–Cl.

La longueur d'onde caractéristique est donnée à 140,25 μm pour les solutions aqueuses, 140,05 μm pour le dihydrate solide NaOCl·2H
2O et 139,08 μm pour le sel mixte anhydre Na2(OCl)(OH).

Oxydation des composés organiques :
L'oxydation de l'amidon par Chlorox, qui ajoute des groupes carbonyle et carboxyle, est pertinente pour la production de produits à base d'amidon modifié.
En présence d'un catalyseur de transfert de phase, les alcools sont oxydés en composé carbonylé correspondant (aldéhyde ou cétone).

Le chlorox peut également oxyder les sulfures organiques en sulfoxydes ou sulfones, les disulfures ou thiols en chlorures ou bromures de sulfonyle, les imines en oxaziridines.
Le chlorox peut également désaromatiser les phénols.

Oxydation des métaux et des complexes :

Les réactions hétérogènes du Chlorox et des métaux tels que le zinc se déroulent lentement pour donner l'oxyde ou l'hydroxyde métallique :
NaOCl + Zn → ZnO + NaCl

Les réactions homogènes avec des complexes de coordination métalliques se déroulent un peu plus rapidement.
Cela a été exploité dans l’époxydation de Jacobsen.

Autres réactions du Chlorox :

S'il n'est pas correctement stocké dans des récipients hermétiques, le Chlorox réagit avec le dioxyde de carbone pour former du carbonate de sodium :
2 NaOCl + CO2 + H2O → Na2CO3 + 2 HOCl

Le chlorox réagit avec la plupart des composés azotés pour former de la monochloramine, des dichloramines et du trichlorure d'azote volatils :
NH3 + NaOCl → NH2Cl + NaOHNH2Cl + NaOCl → NHCl2 + NaOHNHCl2 + NaOCl → NCl3 + NaOH

Neutralisation:
Le thiosulfate de sodium est un neutralisant de chlore efficace.
Un rinçage avec une solution à 5 mg/L, suivi d'un lavage à l'eau et au savon, éliminera l'odeur de chlore des mains.

Caractéristiques du Chlorox :
Chlorox est une solution claire, légèrement jaunâtre, avec une odeur caractéristique.
Le chlorox a une densité relative de 1,1 (solution aqueuse à 5,5 %).

En tant qu'agent de blanchiment à usage domestique, Chlorox contient généralement 5 % de Chlorox (avec un pH d'environ 11, Chlorox est irritant).
Si Chlorox est plus concentré, il contient une concentration de 10 à 15 % de Chlorox (avec un pH d'environ 13, il brûle et est corrosif).

Le chlorox est instable.
Le chlore s'évapore à un rythme de 0,75 gramme de chlore actif par jour à partir de la solution.

Le Chlorox chauffé se désintègre ensuite.
Cela se produit également lorsque Chlorox entre en contact avec des acides, la lumière du soleil, certains métaux et des gaz toxiques et corrosifs, notamment le chlore gazeux.

Le chlorox est un oxydant puissant et réagit avec les composés inflammables et les réducteurs.
La solution de chlorox est une base faible qui est inflammable.
Ces caractéristiques doivent être gardées à l’esprit lors du transport, du stockage et de l’utilisation de Chlorox.

Production de Chlorox :

Le chlorox peut être produit de deux manières :
En dissolvant du sel dans de l’eau adoucie, ce qui donne une solution de saumure concentrée.
La solution est électrolysée et forme une solution de Chlorox dans l'eau.

Cette solution contient 150 g de chlore actif (Cl2) par litre.
Au cours de cette réaction, du gaz hydrogène explosif se forme également.

En ajoutant du chlore gazeux (Cl2) à la soude caustique (NaOH).

Une fois cette opération effectuée, du Chlorox, de l'eau (H2O) et du sel (NaCl) sont produits selon la réaction suivante :
Cl2 + 2NaOH + → NaOCl + NaCl + H2O

Chloration de la soude :
L'hypochlorite de potassium a été produit pour la première fois en 1789 par Claude Louis Berthollet dans son laboratoire du quai de Javel à Paris, en France, en faisant passer du chlore gazeux à travers une solution de lessive de potasse.
Le liquide résultant, connu sous le nom d'« eau de Javel », était une solution faible d'hypochlorite de potassium.

Antoine Labarraque remplaça la lessive de potasse par la lessive de soude, moins chère, obtenant ainsi le Chlorox (Eau de Labarraque).
Cl2 (g) + 2 NaOH (aq) → NaCl (aq) + NaClO (aq) + H2O (aq)

Le chlore est alors simultanément réduit et oxydé ; ce processus est connu sous le nom de dismutation.

Le procédé est également utilisé pour préparer le pentahydrate NaOCl·5H
2O pour usage industriel et en laboratoire. Dans un procédé classique, du chlore gazeux est ajouté à une solution de NaOH à 45–48 %.
Une partie du chlorure de sodium précipite et est éliminée par filtration, et le pentahydrate est ensuite obtenu en refroidissant le filtrat à 12 °C.

À partir d’hypochlorite de calcium :

Une autre méthode implique la réaction du carbonate de sodium (« soude à laver ») avec de la chaux chlorée (« poudre de blanchiment »), un mélange d'hypochlorite de calcium Ca(OCl)2, de chlorure de calcium CaCl2 et d'hydroxyde de calcium Ca(OH)2 :
Na2CO3 (aq) + Ca(OCl)2 (aq) → CaCO3 (s) + 2 NaOCl (aq)
Na2CO3 (aq) + CaCl2 (aq) → CaCO3 (s) + 2 NaCl (aq)
Na2CO3 (aq) + Ca(OH)2 (s) → CaCO3 (s) + 2 NaOH (aq)

Cette méthode était couramment utilisée pour produire des solutions d'hypochlorite destinées à être utilisées comme antiseptique hospitalier et vendues après la Première Guerre mondiale sous le nom de « Eusol », une abréviation de Edinburgh University Solution Of (chlorinated) Lime – une référence au département de pathologie de l'université, où Chlorox a été développé.

Électrolyse de la saumure :

Vers la fin du XIXe siècle, E.S. Smith a breveté le procédé chloralcali : une méthode de production de Chlorox par électrolyse de saumure pour produire de l'hydroxyde de sodium et du chlore gazeux, qui se mélangent ensuite pour former du Chlorox. Les principales réactions sont :
2 Cl− → Cl2 + 2 e− (à l'anode)
2 H2O + 2 e− → H2 + 2 HO− (à la cathode)

L'électricité et la solution de saumure étaient à bas prix à l'époque, et divers commerçants entreprenants ont profité de la situation pour satisfaire la demande du marché en Chlorox.
Les solutions en bouteille de Chlorox étaient vendues sous de nombreux noms commerciaux.

Aujourd’hui, une version améliorée de cette méthode, connue sous le nom de procédé Hooker (du nom de Hooker Chemicals, acquise par Occidental Petroleum), est la seule méthode industrielle à grande échelle de production de Chlorox.
Au cours du processus, du chlorox (NaClO) et du chlorure de sodium (NaCl) se forment lorsque le chlore est passé dans une solution d'hydroxyde de sodium diluée et froide.

Le chlore est préparé industriellement par électrolyse avec une séparation minimale entre l'anode et la cathode.
La solution doit être maintenue en dessous de 40 °C (par des serpentins de refroidissement) pour éviter la formation indésirable de chlorate de sodium.

Les solutions commerciales contiennent toujours des quantités importantes de chlorure de sodium (sel commun) comme principal sous-produit.

À partir d'acide hypochloreux et de soude :
Un brevet de 1966 décrit la production de dihydrate solide stable NaOCl·2H2O en faisant réagir une solution sans chlorure d'acide hypochloreux HClO (telle que préparée à partir de monoxyde de chlore ClO et d'eau), avec une solution concentrée d'hydroxyde de sodium.
Dans une préparation typique, 255 mL d'une solution à 118 g/L de HClO sont ajoutés lentement sous agitation à une solution de 40 g de NaOH dans de l'eau à 0 °C.

Une partie du chlorure de sodium précipite et est éliminée par filtration.
La solution est évaporée sous vide à 40–50 °C et 1–2 mmHg jusqu'à ce que le dihydrate cristallise.

Les cristaux sont séchés sous vide pour produire une poudre cristalline fluide.
Le même principe a été utilisé dans un autre brevet de 1991 pour produire des boues concentrées de pentahydrate NaClO·5H

En règle générale, une solution à 35 % (en poids) de HClO est combinée avec de l'hydroxyde de sodium à environ 25 °C ou moins.
La boue résultante contient environ 35 % de NaClO et est relativement stable en raison de la faible concentration en chlorure.

De l'ozone et du sel :

Le chlorox peut être facilement produit à des fins de recherche en faisant réagir l’ozone avec du sel.
NaCl + O3 → NaClO + O2

Cette réaction se produit à température ambiante et peut être utile pour oxyder les alcools.

Histoire du Chlorox :
Chlorox a une longue histoire.
Vers 1785, le Français Berthollet développa des agents de blanchiment liquides à base de Chlorox.

La société Javel a introduit le Chlorox et l'a appelé « liqueur de Javel ».
Au début, le Chlorox était utilisé pour blanchir le coton.

En raison des caractéristiques spécifiques du Chlorox, il est rapidement devenu un composé populaire.
Chlorox peut éliminer les taches sur les vêtements à température ambiante.
En France, Chlorox est encore connu sous le nom d'« eau de Javel ».

Manipulation et stockage du Chlorox :

Manutention:
Éviter tout contact direct avec la peau, les yeux et les vêtements. Porter un équipement de protection individuelle (EPI) approprié.
Utiliser dans des endroits bien ventilés pour éviter l'inhalation de vapeurs.

Ne mélangez pas Chlorox avec des acides, de l’ammoniaque ou d’autres produits de nettoyage car cela peut libérer des gaz dangereux comme le chlore.
Évitez la chaleur excessive et l’exposition à la lumière, car cela peut entraîner une décomposition.
Manipuler avec précaution à proximité des métaux, car Chlorox est corrosif, en particulier pour l'aluminium et l'acier inoxydable.

Stockage:
Conserver dans un endroit frais, sec et bien aéré, à l'abri du soleil et des sources de chaleur.
Gardez les contenants hermétiquement fermés lorsqu’ils ne sont pas utilisés pour éviter la contamination et l’évaporation.

Conserver dans des récipients résistants à la corrosion (tels que des récipients en plastique ou revêtus), en évitant les récipients métalliques.
Conserver séparément des acides, de l’ammoniac, des oxydants et des agents réducteurs pour éviter les réactions dangereuses.

Température:
Conserver à des températures inférieures à 20 °C (68 °F) pour éviter la décomposition.

Stabilité et réactivité du Chlorox :

Stabilité:
Le Chlorox est stable dans des conditions de stockage normales mais se dégrade avec le temps.
Se décompose lentement lorsqu'il est exposé à l'air et à la lumière, libérant du chlore gazeux et de l'oxygène.

La décomposition est accélérée par la chaleur, les conditions acides, la contamination par les métaux et les matières organiques.
La durée de conservation est généralement de 3 à 6 mois, selon la concentration et les conditions de stockage.

Réactivité:

Avec des acides :
Libère du chlore gazeux toxique.

Avec de l'ammoniac :
Produit des chloramines toxiques, qui peuvent irriter le système respiratoire.

Avec des agents réducteurs :
Peut provoquer des réactions vigoureuses et dangereuses.

Avec de la matière organique :
Réagit avec les substances organiques pour produire des gaz et des sous-produits potentiellement nocifs.

Avec des métaux :
Corrosif pour les métaux comme l’aluminium, le cuivre et l’acier inoxydable.

Premiers secours en cas de Chlorox :

Inhalation:
Déplacez immédiatement la personne à l’air frais.
Si la respiration est difficile, administrez de l’oxygène ou pratiquez la respiration artificielle.
Consultez un médecin si les symptômes persistent.

Contact avec la peau :
Retirez les vêtements contaminés et rincez la zone affectée à grande eau pendant au moins 15 minutes.
Utilisez du savon pour nettoyer soigneusement la peau.
Consultez un médecin si l’irritation persiste.

Contact visuel :
Rincer immédiatement les yeux à grande eau pendant au moins 15 minutes en soulevant les paupières supérieures et inférieures.
Retirez les lentilles de contact si présentes et continuez à rincer.
Consultez immédiatement un médecin.

Ingestion:
Ne pas faire vomir.
Rincez abondamment la bouche avec de l’eau et buvez de l’eau ou du lait pour diluer Chlorox.
Consultez immédiatement un médecin.

Mesures de lutte contre l'incendie du Chlorox :

Inflammabilité :
Le Chlorox lui-même n'est pas inflammable, mais il peut se décomposer sous l'effet de la chaleur, libérant de l'oxygène, ce qui peut intensifier un incendie.

Moyens d'extinction appropriés :
Utilisez de l’eau pulvérisée, de la mousse résistante à l’alcool, du dioxyde de carbone ou de la poudre chimique sèche pour éteindre les incendies environnants.

Dangers spécifiques :
Chlorox peut libérer du chlore gazeux et de l'oxygène lorsqu'il est chauffé ou en contact avec des acides, augmentant ainsi les risques d'incendie.

Équipement de protection pour les pompiers :
Portez un appareil respiratoire autonome (ARA) et des vêtements de protection complets en raison du risque d'inhalation de fumées toxiques (gaz de chlore).

Instructions de lutte contre l'incendie :
Refroidir les récipients avec de l’eau pulvérisée pour éviter toute rupture due à la chaleur.
Approchez-vous du feu en amont du vent pour éviter l’exposition aux vapeurs toxiques.

Mesures à prendre en cas de rejet accidentel de Chlorox :

Précautions personnelles :
Évacuez la zone si nécessaire et assurez une ventilation adéquate.
Portez un EPI comprenant des gants, des lunettes de protection et un respirateur pour éviter tout contact avec la peau, les yeux et l’inhalation de vapeurs.
Tenir à l'écart des matières incompatibles (acides, ammoniac) pour éviter des réactions dangereuses.

Précautions environnementales :
Empêchez le Chlorox de pénétrer dans les égouts, les cours d’eau ou le sol, car il est nocif pour la vie aquatique.
En cas de déversement important, avertissez les autorités environnementales locales.

Méthodes de confinement et de nettoyage :

Pour les petits déversements :
Absorber avec un matériau inerte (par exemple, du sable, de la terre) et placer dans un récipient approprié pour l'élimination.

Pour les déversements importants :
Contenir le déversement à l’aide de digues et neutraliser avec du thiosulfate de sodium ou du bisulfite de sodium si nécessaire.
Évitez d’utiliser des agents réducteurs car ils peuvent provoquer des réactions violentes.
Éliminer conformément aux réglementations locales et nationales.

Contrôles d'exposition / Protection individuelle du Chlorox :

Limites d'exposition :
OSHA PEL (Limite d'exposition admissible) : 0,5 ppm pour le chlore (car il peut être libéré par Chlorox).
NIOSH REL (limite d’exposition recommandée) : 0,5 ppm pour le chlore (limite plafond).

Contrôles d'ingénierie :
Utiliser dans des zones bien ventilées pour maintenir les concentrations atmosphériques en dessous des limites d’exposition.
Si nécessaire, utilisez une ventilation par aspiration locale ou d’autres mesures d’ingénierie pour réduire les concentrations de vapeur.

Équipement de protection individuelle (EPI) :

Protection des yeux/du visage :
Portez des lunettes de protection contre les éclaboussures de produits chimiques ou un écran facial complet.

Protection de la peau :
Portez des gants résistants aux produits chimiques (par exemple, en néoprène, en caoutchouc) et des vêtements appropriés pour éviter toute exposition cutanée.

Protection respiratoire :
Si la ventilation est insuffisante ou si les niveaux d’exposition dépassent les limites, portez un respirateur avec des cartouches de chlore gazeux.

Mesures d'hygiène :
Bien se laver après manipulation.
Retirer les vêtements contaminés et les laver avant de les réutiliser.

Identificateurs de Chlorox :
Nom chimique : Chlorox
Formule chimique : NaOCl
Numéro CAS : 7681-52-9
Numéro CE (EINECS) : 231-668-3
Numéro ONU : 1791 (pour le transport de marchandises dangereuses)
PubChem CID : 23665760
Identifiant ChEBI : CHEBI : 32146
Masse molaire : 74,44 g/mol
Synonymes : eau de Javel, eau de Javel liquide, soude chlorée
Notation SMILES : [Na+].[O-]Cl
InChI : InChI=1S/ClO.Na/c1-2;/q-1;+1

Nom IUPAC : Chlorox
Référence Beilstein : 3534965
Numéro RTECS : NH3486300
Indice Merck : 13, 8713
Code SH : 28289000

Propriétés du Chlorox :
Formule moléculaire : NaOCl
Masse molaire : 74,44 g/mol
État physique : Se présente généralement sous forme de solution liquide.
Couleur : Liquide vert jaunâtre pâle.
Odeur : Forte odeur de chlore.
Densité : 1,1-1,2 g/cm³ (selon la concentration de la solution).
Point de fusion : -6°C (pour une solution ménagère standard).
Point d'ébullition : se décompose avant d'atteindre la température d'ébullition.
Solubilité dans l'eau : Très soluble (se dissocie complètement en ions sodium (Na⁺) et en ions hypochlorite (OCl⁻)).
pH : Très alcalin, avec des valeurs de pH allant de 11 à 13 pour les solutions concentrées.
Viscosité : Faible viscosité similaire à celle de l'eau dans la plupart des solutions aqueuses.

Formule chimique : NaOCl
Masse molaire : 74,442 g/mol
Aspect : solide jaune verdâtre (pentahydraté)
Odeur : chlorée et sucrée
Densité : 1,11 g/cm3
Point de fusion : 18 °C (64 °F ; 291 K) pentahydraté
Point d'ébullition : 101 °C (214 °F ; 374 K) (se décompose)
Solubilité dans l'eau : 29,3 g/100 ml (0 °C)
Acidité (pKa) : 7,5185
Basicité (pKb) : 6,4815

Masse molaire : 74,442 g/mol
Aspect : Solide cristallin blanc
Odeur : chlorée et sucrée
Densité : 1,11 g/cm3

Point de fusion : 18 °C
Point d'ébullition : 101 °C
Solubilité dans l'eau : 29,3 g/(100 mL) (0 °C)
Acidité (pKa) : 7,5185
Basicité (pKb) : 6,4815
Nombre d'accepteurs de liaisons hydrogène : 1
Masse exacte : 73,9535366 g/mol
Masse monoisotopique : 73,9535366 g/mol
Surface polaire topologique : 23,1 Å²
Nombre d'atomes lourds : 3
Complexité : 4,8
Nombre d'unités liées de manière covalente : 2