L'HYPOCHLORITE DE SODIUM(SODIUM HYPOCHLORITE)

CAS No.: 7681-52-9
EC No.: 231-668-3

Synonyms:
SODIUM HYPOCHLORITE; SODYUM HİPOKLORİT; Sodium hypochlorite; sodyum hipoklorit; SODIUM HYPOCHLORITE; 7681-52-9; Antiformin; Hypochlorous acid, sodium salt; Sodium oxychloride; Chlorox; Clorox; Javex; Javelle water; Hypochlorite sodium; Carrel-dakin solution; Chloros; Cloralex; Cloropool; Dispatch; Hyclorite; Klorocin; Parozone; Surchlor; Youxiaolin; Deosan; Hypure; SODIUM HYPOCHLORITE; SODYUM HİPOKLORİT; Sodium hypochlorite; sodyum hipoklorit; SODIUM HYPOCHLORITE; SODYUM HİPOKLORİT; Sodium hypochlorite; sodyum hipoklorit; Milton; Dakins solution; Hospital Milton; Javel water; Milton Crystals; Neo-cleaner; Household bleach; Neoseptal CL; sodiumhypochlorite; Dakin's solution; Hypure N; Purin B; B-K liquid; Modified dakin's solution; Hyposan and Voxsan; Solutions, Dakin's; AD Gel; Clorox liquid bleach; Sodium hypochlorite solution; Sunnysol 150; SODIUM HYPOCHLORITE; SODYUM HİPOKLORİT; Sodium hypochlorite; sodyum hipoklorit; SODIUM HYPOCHLORITE; SODYUM HİPOKLORİT; Sodium hypochlorite; sodyum hipoklorit; 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L'HYPOCHLORITE DE SODIUM

L'hypochlorite de sodium
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L'hypochlorite de sodium
Hypochlorite de sodium.png
Hypochlorite de sodium-3D-vdW.png
Noms
Nom IUPAC
L'hypochlorite de sodium
Autres noms
Antiformin
Eau de Javel
Chlorure de soude
En dilution:
Solution Carrel-Dakin
Solution modifiée de Dakin
Solution chirurgicale de soude chlorée
Identifiants
Numero CAS
7681-52-9 (anhydre) chèque
10022-70-5 (pentahydraté) vérifier
Modèle 3D (JSmol)
Image interactive
ChEBI
CHEBI: 32146 chèque
ChemSpider
22756 chèque
ECHA InfoCard 100.028.790 Modifiez ceci sur Wikidata
Numéro CE
231-668-3
KEGG
Chèque D01711
PubChem CID
23665760
Numéro RTECS
NH3486300
UNII
Contrôle DY38VHM5OD
Numéro ONU 1791
Tableau de bord CompTox (EPA)
DTXSID8021276 Modifiez ceci sur Wikidata
InChI [afficher]
SMILES [afficher]
Propriétés
Formule chimique NaOCl
Masse moléculaire 74,442 g / mol
Aspect solide jaune verdâtre (pentahydraté)
Odeur de chlore 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 / 100mL (0 ° C) [1]
Acidité (pKa) 7,5185
Basicité (pKb) 6,4815
Thermochimie
Enthalpie std de
formation (ΔfH⦵298) -347,1 kJ / mol
Pharmacologie
Code ATC D08AX07 (OMS)
Dangers
Fiche de données de sécurité ICSC 1119 (solution,> 10% de chlore actif)
ICSC 0482 (solution, <10% de chlore actif)
Classification UE (DSD) (obsolète) Corrosif (C)
Dangereux pour l'environnement (N)
Phrases R (obsolètes) R31, R34, R50
Phrases S (obsolète) (S1 / 2), S28, S45, S50, S61
NFPA 704 (diamant de feu)
Diamant quatre couleurs NFPA 704
021OX
Composés apparentés
Autres anions Chlorure de sodium
Chlorite de sodium
Chlorate de sodium
Perchlorate de sodium
Autres cations Hypochlorite de lithium
Hypochlorite de calcium
Hypochlorite de potassium
Composés apparentés Acide hypochloreux
Sauf indication contraire, les données sont données pour les matériaux dans leur état standard (à 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
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Références Infobox
L'hypochlorite de sodium (communément connu dans une solution diluée sous le nom d'agent de blanchiment) est un composé chimique de formule NaOCl ou NaClO, comprenant un cation sodium (Na +) et un anion hypochlorite (OCl−ou ClO−). Il peut également être considéré comme le sel de sodium de l'acide hypochloreux. Le composé anhydre est instable et peut se décomposer de manière explosive. [2] [3] Il peut être cristallisé sous forme de NaOCl · 5H pentahydraté
2O, un solide jaune verdâtre pâle qui n'est pas explosif et qui est stable s'il est conservé au réfrigérateur. [4] [5]

L'hypochlorite de sodium est le plus souvent rencontré sous forme de solution diluée jaune verdâtre pâle appelée eau de javel liquide, qui est un produit chimique domestique largement utilisé (depuis le 18ème siècle) comme désinfectant ou agent de blanchiment.

En solution, le composé est instable et se décompose facilement, libérant du chlore qui est le principe actif de ces produits. L'hypochlorite de sodium est l'agent de blanchiment à base de chlore le plus ancien et le plus important. [6] [7]

Ses propriétés corrosives, sa disponibilité commune et ses produits de réaction 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'ammoniac, peut produire des fumées toxiques. [8]

Contenu
1 Chimie
1.1 Stabilité du solide
1.2 Équilibres et stabilité des solutions
1.3 Décomposition en chlorate ou oxygène
1.4 Titrage
1.5 Oxydation des composés organiques
1.6 Oxydation des métaux et complexes
1.7 Autres réactions
1.8 Neutralisation
2 Production
2.1 Chloration de la soude
2.2 De l'hypochlorite de calcium
2.3 Electrolyse de la saumure
2.4 De l'acide hypochloreux et de la soude
2.5 De ​​l'ozone et du sel
3 Emballage et vente
4 utilisations
4.1 Blanchiment
4.2 Nettoyage
4.3 Désinfection
4.4 Désodorisation
4.5 Traitement des eaux usées
4.6 Endodontie
4.7 Neutralisation des agents neurotoxiques
4.8 Réduction des lésions cutanées
5 Sécurité
5.1 Oxydation et corrosion
5.2 Dangers de stockage
5.3 Réactions avec d'autres produits courants
5.4 Limitations des soins de santé
6 Impact environnemental
7 Voir aussi
8 Références
9 Bibliographie
10 Liens externes
Chimie
Stabilité du solide
L'hypochlorite de sodium anhydre peut être préparé mais, comme beaucoup d'hypochlorites, il est très instable et se décompose de manière explosive sous l'effet de la chaleur ou du frottement. [2] La décomposition est accélérée par le dioxyde de carbone aux niveaux atmosphériques. [3] [8] C'est un solide blanc avec la structure cristalline orthorhombique. [9]

L'hypochlorite de sodium peut également être obtenu sous forme de pentahydrate cristallin NaOCl · 5H
2O, qui n'est pas explosif et est beaucoup plus stable que le composé anhydre. [3] [4] La formule est parfois donnée comme 2NaOCl · 10H
2O. [La citation nécessaire] Les cristaux orthorhombiques jaune verdâtre clair [10] [11] transparents contiennent 44% de NaOCl en poids et fondent à 25–27 ° C. Le composé se décompose rapidement à température ambiante, il doit donc être conservé au réfrigérateur. À des températures plus basses, cependant, il est assez stable: décomposition de seulement 1% après 360 jours à 7 ° C. [5] [12]

Un brevet américain de 1966 revendique que l'hypochlorite de sodium solide stable dihydraté NaOCl · 2H
2O peut être obtenu en excluant soigneusement les ions chlorure (Cl−
), qui sont présents dans la sortie des procédés de fabrication courants et sont censés catalyser ta décomposition de l'hypochlorite en chlorate (ClO−
3) et chlorure. Dans un essai, le dihydrate a été déclaré ne présenter qu'une décomposition de 6% après 13,5 mois de stockage à -25 ° C. Le brevet revendique également que le dihydrate peut être réduit à la forme anhydre par séchage sous vide à environ 50 ° C, donnant un solide qui ne s'est pas décomposé après 64 heures à -25 ° C. [13]

Équilibres et stabilité des solutions
Aux températures ambiantes typiques, l'hypochlorite de sodium est plus stable dans les solutions diluées contenant du Na + solvaté
 et OCl−
 ions. La densité de la solution est de 1,093 g / ml à une concentration de 5%, [14] et de 1,21 g / ml à 14%, 20 ° C. [15] Les solutions stoechiométriques sont assez alcalines, avec un pH de 11 ou plus [5] car l'acide hypochloreux est un acide faible:

Les espèces et équilibres suivants sont présents dans les solutions de 
La deuxième équation d'équilibre ci-dessus sera décalée vers la droite si le chlore Cl
2 est autorisé à s'échapper sous forme de gaz. Les ratios de Cl
2, HOCl et OCl−
 en solution dépendent également du pH. À un pH inférieur à 2, la majorité du chlore dans la solution est sous forme de Cl élémentaire dissous
2. À pH supérieur à 7,4, la majorité est sous forme d'hypochlorite ClO−
. [6] L'équilibre peut être déplacé en ajoutant des acides (comme l'acide chlorhydrique) ou des bases (comme l'hydroxyde de sodium) à la solution:

A un pH d'environ 4, tel qu'obtenu par l'addition d'acides forts comme l'acide chlorhydrique, la quantité de HOCl non dissocié (non ionisé) est la plus élevée. La réaction peut s'écrire:

Les solutions d'hypochlorite de sodium associées à l'acide dégagent du chlore gazeux, particulièrement fortement à pH <2, par les réactions:

A pH> 8, le chlore est pratiquement entièrement sous forme d'anions hypochlorite (OCl-
). Les solutions sont assez stables à pH 11–12. Malgré cela, un rapport affirme qu'une solution de réactif NaOCl conventionnelle à 13,6% a perdu 17% de sa concentration après avoir été conservée pendant 360 jours à 7 ° C. [5] 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 acide trichloroisocyanurique (CNClO)
3.

L'hypochlorite de sodium anhydre est soluble dans le méthanol, et les solutions sont stables. [Citation nécessaire]

Décomposition en chlorate ou oxygène
En solution, dans certaines conditions, l'anion hypochlorite peut également se disproportionner (s'oxyder automatiquement) en chlorure et chlorate: [17]

En particulier, cette réaction se produit dans des solutions d'hypochlorite de sodium à des températures élevées, formant du chlorate de sodium et du chlorure de sodium: [17] [18]

3 NaOCl (aq) → 2 NaCl (aq) + NaClO
3 (aq)
Cette réaction est exploitée dans la production industrielle de chlorate de sodium.

Une autre décomposition de l'hypochlorite produit de l'oxygène à la place:

Dans les solutions chaudes d'hypochlorite de sodium, cette réaction entre en compétition avec la formation de chlorate, donnant du chlorure de sodium et de l'oxygène gazeux: [17]

Ces deux réactions de décomposition des solutions de NaClO sont maximisées à pH autour de 6. La réaction de production de chlorate prédomine à pH supérieur à 6, tandis que celle d'oxygène devient significative en dessous de cela. Par exemple, à 80 ° C, avec des concentrations de NaOCl et 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. [17] Cette décomposition est affectée par la lumière [18] et les catalyseurs d'ions métalliques tels que le cuivre, le nickel, le cobalt [17] et l'iridium. [19] Catalyseurs comme le dichromate de 
4 peut être ajouté industriellement pour réduire la voie de l'oxygène, mais un rapport affirme que seul ce dernier est efficace. [17]

Titrage
Le titrage des solutions d'hypochlorite est souvent effectué en ajoutant un échantillon mesuré à un excès de solution acidifiée d'iodure de potassium (KI), puis en titrant l'iode libéré (I
2) avec une solution standard de thiosulfate de sodium ou d'oxyde de phényl arsine, en utilisant l'amidon comme indicateur, jusqu'à ce que la couleur bleue disparaisse. [11]

Selon un brevet américain, la stabilité de la teneur en hypochlorite de sodium 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 de 140,25 μm pour les solutions aqueuses, 140,05 μm pour le solide dihydraté NaOCl · 2H
2O et 139,08 μm pour le sel mixte anhydre Na
2 (OCl) (OH). [13]

Oxydation de composés organiques
L'oxydation de l'amidon par l'hypochlorite de sodium, qui ajoute des groupes carbonyle et carboxyle, est pertinente pour la production de produits d'amidon modifiés. [20]

En présence d'un catalyseur de transfert de phase, les alcools sont oxydés en le composé carbonyle correspondant (aldéhyde ou cétone). [21] [5] L'hypochlorite de sodium peut également oxyder les sulfures organiques en sulfoxydes ou sulfones, disulfures ou thiols en chlorures ou bromures de sulfonyle, imines en oxaziridines. [5] Il peut également désaromatiser les phénols. [5]

Oxydation des métaux et complexes
Les réactions hétérogènes d'hypochlorite de sodium et de métaux tels que le zinc se déroulent lentement pour donner l'oxyde ou l'hydroxyde de métal:

NaOCl + Zn → ZnO + NaCl
Les réactions homogènes avec des complexes de coordination métalliques se déroulent un peu plus rapidement. Ceci a été exploité dans l'époxydation Jacobsen.

Autres réactions
S'il n'est pas correctement conservé dans des récipients hermétiques, l'hypochlorite de sodium réagit avec le dioxyde de carbone pour former du carbonate de sodium:

L'hypochlorite de sodium réagit avec la plupart des composés azotés pour former de la monochloramine volatile, des dichloramines et du trichlorure d'azote:

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. [22]

Production
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, appelé "Eau de Javel" ("Eau de Javel"), était une solution faible d'hypochlorite de potassium. Antoine Labarraque a remplacé la lessive de potasse par la lessive de soude moins chère, obtenant ainsi de l'hypochlorite de sodium (Eau de Labarraque). [23] [24]

Cl2 (g) + 2 NaOH (aq) → NaCl (aq) + NaClO (aq) + H2O (aq)
Par conséquent, le chlore est simultanément réduit et oxydé; ce processus est connu sous le nom de disproportion.

Le procédé est également utilisé pour préparer le pentahydrate NaOCl · 5H
2O pour usage industriel et laboratoire. Dans un processus typique, 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. [5]

De l'hypochlorite de calcium
Une autre méthode impliquée par réaction de carbonate de sodium ("lessive de soude") avec de la chaux chlorée ("poudre de blanchiment"), un mélange d'hypochlorite de calcium Ca (OCl)
2, chlorure de calcium CaCl
2 et hydroxyde de calcium Ca (OH)
2:

Cette méthode a été couramment utilisée pour produire des solutions d'hypochlorite à utiliser comme antiseptique hospitalier qui a été vendu après la Première Guerre mondiale sous le nom de "Eusol", une abréviation pour Edinburgh University Solution Of (chlorinated) Lime - une référence au département de pathologie de l'université, où il a été développé. [25]

Électrolyse de la saumure
Vers la fin du XIXe siècle, ES Smith a breveté le procédé chloralcali: une méthode de production d'hypochlorite de sodium impliquant l'électrolyse de la saumure pour produire de l'hydroxyde de sodium et du chlore gazeux, qui se sont ensuite mélangés pour former de l'hypochlorite de sodium. [26] [24] [27 ] Les principales réactions sont:

 (à la cathode)
L'énergie électrique et la solution de saumure étaient à l'époque bon marché et divers commerçants entreprenants ont profité de la situation pour satisfaire la demande du marché en hypochlorite de sodium. Des solutions en bouteille d'hypochlorite de sodium ont été 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, acquis par Occidental Petroleum), est la seule méthode industrielle à grande échelle de production d'hypochlorite de sodium. Dans le processus, de l'hypochlorite de sodium (NaClO) et du chlorure de sodium (NaCl) se forment lorsque le chlore est passé dans une solution froide d'hydroxyde de sodium diluée. 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 sous-produit principal, comme le montre l'équation ci-dessus.

De l'acide hypochloreux et de la soude
Un brevet de 1966 décrit la production de NaOCl · 2H dihydraté solide stable
2O en faisant réagir une solution d'acide hypochloreux HClO sans chlorure (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 contenant 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 ajustement. 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 à écoulement libre. [13]

Le même principe a été utilisé dans un autre brevet de 1991 pour produire des boues concentrées du pentahydrate NaClO · 5H
2O. Typiquement, une solution à 35% (en poids) de HClO est combinée avec de l'hydroxyde de sodium à environ ou en dessous de 25 ° C. Làla suspension épaisse contient environ 35% de NaClO et est relativement stable en raison de la faible concentration de chlorure. [28]

De l'ozone et du sel
L'hypochlorite de sodium 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.

Emballage et vente
Article principal: Bleach

Eau de Javel emballée pour un usage domestique, avec 2,6% d'hypochlorite de sodium
L'eau de Javel vendue pour la lessive des vêtements est une solution à 3 à 8% d'hypochlorite de sodium au moment de la fabrication. La force varie d'une formulation à l'autre et diminue progressivement avec un stockage prolongé. L'hydroxyde de sodium est généralement ajouté en petites quantités à l'eau de Javel pour ralentir la décomposition du NaClO. [6]

Selon la fiche de sécurité d'Univar, une solution à 10–25% d'hypochlorite de sodium est fournie avec des synonymes ou des noms commerciaux eau de Javel, Hypo, Everchlor, Chloros, Hispec, Bridos, Bleacol ou Vo-redox 9110. [29]

Une solution à 12% est largement utilisée dans les aqueducs pour la chloration de l'eau, et une solution à 15% est plus couramment [30] utilisée pour la désinfection des eaux usées dans les stations d'épuration. L'hypochlorite de sodium peut également être utilisé pour la désinfection au point d'utilisation de l'eau potable, [31] en prenant 0,2 à 2 mg d'hypochlorite de sodium par litre d'eau. [32]

Des solutions diluées (50 ppm à 1,5%) se trouvent dans les sprays et lingettes désinfectants utilisés sur les surfaces dures. [33] [34]

Les usages
Blanchiment
L'eau de Javel est, en général, une solution contenant 3 à 8% d'hypochlorite de sodium, en poids, et 0,01 à 0,05% d'hydroxyde de sodium; l'hydroxyde de sodium est utilisé pour ralentir la décomposition de l'hypochlorite de sodium en chlorure de sodium et chlorate de sodium. [35]

Nettoyage
L'hypochlorite de sodium a des propriétés de décoloration. [36] Entre autres applications, il peut être utilisé pour éliminer les taches de moisissure, les taches dentaires causées par la fluorose, [37] et les taches sur la vaisselle, en particulier celles causées par les tanins du thé. Il a également été utilisé dans les détergents à lessive et comme nettoyant de surface.

Ses effets blanchissants, nettoyants, désodorisants et caustiques 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 son odeur et facilite son élimination.

Désinfection
Voir aussi: Acide hypochloreux
L'hypochlorite de sodium en solution présente une activité antimicrobienne à large spectre et est largement utilisé dans les établissements de santé dans divers contextes. [38] Il est généralement dilué dans l'eau en fonction de son utilisation prévue. La "solution chlorée forte" est une solution à 0,5% d'hypochlorite (contenant environ 5 000 ppm de chlore libre) utilisée pour désinfecter les zones contaminées par des liquides organiques, y compris les déversements de sang importants (la zone est d'abord nettoyée avec un détergent avant d'être désinfectée). [38] [ 39] Elle peut être préparée en diluant l'eau de Javel domestique selon le cas (normalement 1 partie d'eau de Javel pour 9 parties d'eau). [40] Il a été démontré que de telles solutions inactivent à la fois C. difficile [38] et le VPH. [41] La "solution de chlore faible" est une solution à 0,05% d'hypochlorite utilisée pour se laver les mains, mais elle est normalement préparée avec des granules d'hypochlorite de calcium. [39]

"Dakin's Solution" est une solution désinfectante contenant une faible concentration d'hypochlorite de sodium et de l'acide borique ou du bicarbonate de sodium pour stabiliser le pH. Il s'est avéré efficace avec des concentrations de NaOCl aussi faibles que 0,025%. [42]

Les réglementations gouvernementales américaines autorisent 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 le 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 ordinaire contenant 5,25% d'hypochlorite de sodium, par gallon d'eau). [43] Si des concentrations plus élevées sont utilisées, la surface doit être rincée à l'eau potable après la désinfection.

Une concentration similaire d'agent de blanchiment dans de l'eau chaude est utilisée pour désinfecter les surfaces avant le brassage de bière ou de vin. Les surfaces doivent être rincées avec de l'eau stérilisée (bouillie) pour éviter de donner des saveurs à l'infusion; les sous-produits chlorés des surfaces assainissantes sont également nocifs. Le mode d'action désinfectante de l'hypochlorite de sodium 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, de sorte que la désinfection à l'eau de javel est parfois suivie d'une désinfection à l'éthanol. Les liquides contenant de l'hypochlorite de sodium comme principal composant actif sont également utilisés pour le nettoyage et la désinfection des ménages, par exemple les nettoyants pour toilettes. [44] Certains nettoyants sont formulés pour être visqueux afin de ne pas s'écouler rapidement des surfaces verticales, comme l'intérieur d'une cuvette de toilette.

On pense que l'acide hypochloreux non dissocié (non ionisé) réagit avec et inactive les enzymes bactériennes et virales.

Les neutrophiles du système immunitaire humain produisent de petites quantités d'hypochlorite à l'intérieur du phagocertains, qui digèrent les bactéries et les virus.

Désodorisant
L'hypochlorite de sodium a des propriétés désodorisantes, qui vont de pair avec ses propriétés nettoyantes. [36]

Traitement des eaux usées
Des solutions d'hypochlorite de sodium ont été utilisées pour traiter les eaux usées de cyanure diluées, telles que les déchets de galvanoplastie. Dans les opérations de traitement par lots, l'hypochlorite de sodium a été utilisé pour traiter des déchets de cyanure plus concentrés, tels que des solutions de placage de cyanure d'argent. Le cyanure toxique est oxydé en cyanate (OCN-) non toxique, idéalisé comme suit:

CN− + OCl− → OCN− + Cl−
L'hypochlorite de sodium est couramment utilisé comme biocide dans les applications industrielles pour contrôler la formation de boue et de bactéries dans les systèmes hydrauliques utilisés dans les centrales électriques, les usines de pâtes et papiers, etc., dans des solutions généralement de 10 à 15% en poids.

Endodontie
L'hypochlorite de sodium est le médicament de choix en raison de son efficacité contre les organismes pathogènes et la digestion de la pulpe en thérapie endodontique. Sa concentration d'utilisation varie de 0,5% à 5,25%. À de faibles concentrations, il 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% d'hypochlorite de sodium, tandis que 40 minutes à une concentration de 5,25% étaient efficaces pour éliminer E. faecalis. [45] Outre des concentrations plus élevées d'hypochlorite de sodium, une exposition plus longue et un réchauffement de la solution (60 ° C) augmentent également son efficacité pour éliminer les tissus mous et les bactéries dans la chambre du canal radiculaire. [45] 2% est une concentration courante car il y a moins de risque d'incident d'hypochlorite iatrogène. [46] Un incident d'hypochlorite est une réaction immédiate de douleur intense, suivie d'un œdème, d'un hématome et d'une ecchymose à la suite du fait que la solution s'échappe des limites de la dent et pénètre dans l'espace périapical. Cela peut être causé par une fixation ou une pression excessive sur la seringue d'irrigation, ou cela peut se produire si la dent a un foramen apical anormalement grand. [47]

Neutralisation des agents neurotoxiques

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Dans les diverses installations de destruction d'agents neurotoxiques (gaz neurotoxiques de guerre chimique) à travers les États-Unis, de l'hypochlorite de sodium à 50% est utilisé pour éliminer toute trace d'agent neurotoxique ou d'agent vésicatif de l'équipement de protection individuelle après une entrée du personnel dans des zones toxiques. L'hypochlorite de sodium à 50% est également utilisé pour neutraliser toute libération accidentelle d'agent neurotoxique dans les zones toxiques. De moindres concentrations d'hypochlorite de sodium sont utilisées de la même manière dans le système de réduction de la pollution pour s'assurer qu'aucun agent neurotoxique n'est libéré dans les gaz de combustion du four.

Réduction des dommages cutanés
Les bains d'eau de Javel dilués ont été utilisés pendant des décennies pour traiter l'eczéma modéré à sévère chez l'homme, [48] [49] mais on ne sait pas pourquoi ils fonctionnent. Selon des travaux publiés par des chercheurs de la Stanford University School of Medicine en novembre 2013, une solution très diluée (0,005%) d'hypochlorite de sodium dans l'eau a réussi à traiter les lésions cutanées avec un composant inflammatoire causé par la radiothérapie, une exposition excessive au soleil ou le vieillissement. chez les souris de laboratoire. Les souris atteintes de dermatite radiologique recevant des bains quotidiens de 30 minutes dans une solution d'eau de Javel ont subi des lésions cutanées moins graves et une meilleure guérison et repousse des poils que les animaux baignés dans l'eau. Une molécule appelée facteur nucléaire kappa-amplificateur de chaîne légère des cellules B activées (NF-κB) est connue pour jouer un rôle critique dans l'inflammation, le vieillissement et la réponse aux radiations. Les chercheurs ont découvert que si l'activité de NF-κB était bloquée chez les souris âgées en les baignant dans une solution d'eau de Javel, la peau des animaux commençait à paraître plus jeune, passant de vieille et fragile à plus épaisse, avec une prolifération cellulaire accrue. L'effet a diminué après l'arrêt des bains, indiquant qu'une exposition régulière était nécessaire pour maintenir l'épaisseur de la peau. [48] [50]

sécurité
On estime qu'il y a environ 3 300 accidents nécessitant un traitement hospitalier causés par des solutions d'hypochlorite de sodium chaque année dans les foyers britanniques (RoSPA, 2002).

Oxydation et corrosion
L'hypochlorite de sodium est un oxydant puissant. Les réactions d'oxydation sont corrosives. Les solutions brûlent la peau et provoquent des lésions oculaires, en particulier lorsqu'elles sont utilisées sous des formes concentrées. Cependant, comme le reconnaît la NFPA, seules les solutions contenant plus de 40% d'hypochlorite de sodium en poids sont considérées comme des oxydants dangereux. Les solutions à moins de 40% sont classées comme présentant un risque d'oxydation modéré (NFPA 430, 2000).

Les solutions d'agent de blanchiment domestique et de chlorateur de piscine sont généralement stabilisées par une concentration significative de lessive (soude caustique, NaOH) dans le cadre de la réaction de fabrication. Cet additif provoquera par lui-même une irritation caustique ou des brûlures dues au dégraissage et à la saponification des huiles cutanées et à la destruction des tissus. La sensation glissante de bleach sur la peau est due à ce processus.

Risques de stockage
Le contact des solutions d'hypochlorite de sodium avec des métaux peut dégager de l'hydrogène gazeux inflammable. Les conteneurs peuvent exploser lorsqu'ils sont chauffés en raison de la libération de chlore gazeux. [8]

Les solutions d'hypochlorite sont corrosives pour les matériaux courants des conteneurs tels que l'acier inoxydable [5] et l'aluminium. Les quelques métaux compatibles comprennent le titane (qui n'est cependant pas compatible avec le chlore sec) et le tantale. [6] Les contenants en verre sont sûrs. [5] Certains plastiques et caoutchoucs sont également affectés; les choix sûrs incluent le polyéthylène (PE), le polyéthylène haute densité (HDPE, PE-HD), le polypropylène (PP), [5] certains polymères chlorés et fluorés tels que le polychlorure de vinyle (PVC), le polytétrafluoroéthylène (PTFE) et le polyfluorure de vinylidène (PVDF) ); ainsi que du caoutchouc éthylène-propylène et du Viton. [6]

Les conteneurs doivent permettre l'évacuation de l'oxygène produit par la décomposition au fil du temps, sinon ils peuvent éclater. [2]

Réactions avec d'autres produits courants
Mélanger de l'eau de Javel avec certains nettoyants ménagers peut être dangereux.

Les solutions d'hypochlorite de sodium, telles que l'eau de Javel, peuvent dégager du chlore gazeux toxique lorsqu'elles sont chauffées au-dessus de 35 ° C [8] ou mélangées à un acide, tel que l'acide chlorhydrique ou le vinaigre.

Une étude de 2008 a indiqué que l'hypochlorite de sodium et les produits chimiques organiques (p. Ex. Surfactants, parfums) contenus dans plusieurs produits de nettoyage ménagers peuvent réagir pour générer des composés organiques volatils chlorés (COV). [51] Ces composés chlorés sont émis lors des applications de nettoyage, dont certains sont des cancérogènes toxiques et probables pour l'homme. L'étude a montré que les concentrations dans l'air intérieur augmentent de manière significative (8 à 52 fois pour le chloroforme et 1 à 1 170 fois pour le tétrachlorure de carbone, respectivement, au-dessus des quantités de référence dans le ménage) pendant l'utilisation de produits contenant de l'eau de javel. L'augmentation des concentrations de composés organiques volatils chlorés était la plus faible pour l'eau de Javel ordinaire et la plus élevée pour les produits sous forme de «liquide épais et de gel». Les augmentations importantes observées dans les concentrations dans l'air intérieur de plusieurs COV chlorés (en particulier le tétrachlorure de carbone et le chloroforme) indiquent que l'utilisation d'eau de javel peut être une source qui pourrait être importante en termes d'exposition par inhalation à ces composés. Les auteurs ont suggéré que l'utilisation de ces produits de nettoyage peut augmenter considérablement le risque de cancer. [51]

En particulier, le mélange d'agents de blanchiment à base d'hypochlorite avec des amines (par exemple, des produits de nettoyage qui contiennent ou libèrent de l'ammoniac, des sels d'ammonium, de l'urée ou des composés apparentés et des matières biologiques telles que l'urine) produit des chloramines. [52] [8] Ces produits gazeux peuvent provoquer des lésions pulmonaires aiguës. L'exposition chronique, par exemple, à l'air des piscines où le chlore est utilisé comme désinfectant, peut conduire au développement de l'asthme atopique. [53]

L'eau de Javel peut réagir violemment avec le peroxyde d'hydrogène et produire de l'oxygène gazeux:

H2O2 (aq) + NaOCl (aq) → NaCl (aq) + H2O (aq) + O2 (g)
Des réactions ou sous-produits explosifs peuvent également se produire dans des environnements industriels et de laboratoire lorsque l'hypochlorite de sodium est mélangé à divers composés organiques. [8]