El hipoclorito de sodio es un compuesto químico inorgánico alcalino con la fórmula Na O Cl (también escrito como NaClO). Se conoce comúnmente en solución acuosa diluida como lejía o blanqueador con cloro. [4] Es la sal sódica del ácido hipocloroso , formada por 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 NaOCl pentahidratado · 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 como una solución diluida de color amarillo verdoso pálido denominada blanqueador con cloro, que es un químico doméstico ampliamente utilizado (desde el siglo XVIII) como agente desinfectante y blanqueador . En solución, el compuesto es inestable y se descompone fácilmente, liberando cloro , que es el principio activo de este tipo de productos. El hipoclorito de sodio sigue siendo el blanqueador a base de cloro más importante . [10] [11]
Sus propiedades corrosivas, disponibilidad común y productos de reacción lo convierten en un riesgo importante para la seguridad. En particular, mezclar lejía líquida con otros productos de limpieza, como los ácidos que se encuentran en los productos de eliminación de cal , liberará cloro gaseoso . El cloro gaseoso se utilizó como arma química en la Primera Guerra Mundial . [12] [13] [14] Un error común es pensar que mezclar lejía con amoníaco también libera cloro, pero en realidad reaccionan para producir cloraminas como el tricloruro de nitrógeno . Con exceso de amoníaco e hidróxido de sodio se puede generar hidrazina .
Se puede preparar hipoclorito de sodio anhidro pero, como muchos hipocloritos, es muy inestable y se descompone explosivamente al calentarlo o por fricción. [5] La descomposición es acelerada por el dióxido de carbono en la atmósfera de la Tierra : alrededor de 4 partes por diez mil. [6] [15] Es un sólido blanco con estructura cristalina ortorrómbica . [dieciséis]
El hipoclorito de sodio también se puede obtener como un 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 [18] [19] transparentes, de color amarillo verdoso claro, 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 en refrigeración. Sin embargo, a temperaturas más bajas es bastante estable: según se informa, 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 que se dice que catalizan la descomposición del hipoclorito en clorato. ( ClO−3) y cloruro. En una prueba, se afirmó que el dihidrato mostraba 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, produciendo un sólido que no mostró descomposición después de 64 horas a -25 °C. [21]
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 1,093 g/mL al 5% de concentración, [22] y 1,21 g/mL al 14%, 20 °C. [23] Las soluciones estequiométricas son bastante alcalinas , con pH 11 o superior [8] ya que el ácido hipocloroso es un ácido débil :
Las siguientes especies y equilibrios están presentes en soluciones de NaOCl/NaCl: [24]
La segunda ecuación de equilibrio anterior se desplazará hacia la derecha si se permite que el cloro Cl 2 escape en forma gaseosa. Las proporciones de Cl 2 , HOCl y OCl − en solución también dependen del pH. A un pH inferior a 2, la mayor parte del cloro de la solución se encuentra en forma de Cl 2 elemental disuelto . A un pH superior a 7,4, la mayoría se encuentra en forma de hipoclorito ClO − . [10] El equilibrio se puede cambiar agregando ácidos (como el ácido clorhídrico ) o bases (como el hidróxido de sodio ) a la solución:
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:
Las soluciones de hipoclorito de sodio combinadas con ácido desprenden cloro gaseoso, especialmente a pH < 2, mediante las siguientes reacciones:
A pH > 8, el cloro se encuentra prácticamente todo en forma de aniones de hipoclorito ( OCl − ). Las soluciones son bastante estables a un pH de 11 a 12. Aun así, un informe afirma que una solución reactiva 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 necesaria ]
El hipoclorito de sodio anhidro es soluble en metanol y las soluciones son estables. [ cita necesaria ]
En solución, bajo ciertas condiciones, el anión hipoclorito también puede desproporcionarse ( autooxidarse ) a cloruro y clorato : [25]
En particular, esta reacción ocurre en soluciones de hipoclorito de sodio a altas temperaturas, formando clorato de sodio y cloruro de sodio: [25] [26]
Esta reacción se aprovecha en la producción industrial de clorato de sodio.
Una descomposición alternativa del hipoclorito produce oxígeno:
En soluciones calientes de hipoclorito de sodio, esta reacción compite con la formación de clorato, produciendo cloruro de sodio y oxígeno gaseoso: [25]
Estas dos reacciones de descomposición de soluciones de NaClO se maximizan a un pH de alrededor de 6. La reacción que produce clorato predomina a un pH superior a 6, mientras que la reacción de oxígeno se vuelve significativa por debajo de eso. Por ejemplo, a 80 °C, con concentraciones de NaOCl y NaCl de 80 mM y un pH de 6 a 6,5, el clorato se produce con una eficiencia de ~95 %. La vía del oxígeno predomina a pH 10. [25] Esta descomposición se ve afectada por la luz [26] y catalizadores de iones metálicos como cobre , níquel , cobalto , [25] e iridio . [27] 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]
La valoración de soluciones de hipoclorito a menudo se realiza añadiendo una muestra medida a una cantidad excesiva de solución acidificada de yoduro de potasio (KI) y luego valorando el yodo liberado ( I 2 ) con una solución estándar de tiosulfato de sodio u óxido de fenilarsina , utilizando 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 monitorizando la absorción infrarroja debida al enlace O-Cl. La longitud de onda característica es de 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]
La oxidación del almidón por hipoclorito de sodio, que agrega grupos carbonilo y carboxilo , es relevante para la producción de productos de almidón modificado . [28]
En presencia de un catalizador de transferencia de fases , los alcoholes se oxidan al correspondiente compuesto carbonílico ( aldehído o cetona ). [29] [8] El hipoclorito de sodio también puede oxidar sulfuros orgánicos a sulfóxidos o sulfonas , disulfuros o tioles a haluros de sulfonilo , iminas a oxaziridinas . [8] También puede desaromatizar los fenoles . [8]
Las reacciones heterogéneas del hipoclorito de sodio y metales como el zinc proceden lentamente para dar el óxido o hidróxido metálico : [ cita necesaria ]
Las reacciones homogéneas con complejos de coordinación de metales proceden algo más rápido. Esto ha sido aprovechado en la epoxidación de Jacobsen . [ cita necesaria ]
Si no se almacena adecuadamente en recipientes herméticos, el hipoclorito de sodio reacciona con el dióxido de carbono para formar carbonato de sodio :
El hipoclorito de sodio reacciona con la mayoría de los compuestos nitrogenados para formar monocloramina volátil , dicloraminas y tricloruro de nitrógeno :
El tiosulfato de sodio es un neutralizador de cloro eficaz. Enjuagar con una solución de 5 mg/L, seguido de lavar con agua y jabón, eliminará el olor a cloro de las manos. [30]
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, haciendo pasar cloro gaseoso a través de una solución de lejía potásica . El líquido resultante, conocido como " Eau de Javel " ("agua de Javel"), era una solución débil de hipoclorito de potasio. Antoine Labarraque sustituyó la lejía potásica por la lejía sosa más barata , obteniendo así hipoclorito de sodio ( Eau de Labarraque ). [31] [32]
Por tanto, el cloro se reduce y se oxida simultáneamente ; este proceso se conoce como desproporción . [ cita necesaria ]
El proceso también se utiliza para preparar el pentahidrato NaOCl·5H 2 O para uso industrial y de laboratorio. En un proceso típico, se agrega cloro gaseoso 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]
Otro método implicó la reacción de carbonato de sodio ("soda de lavar") 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 :
Este método se usaba comúnmente para producir soluciones de hipoclorito para su uso 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 fue desarrollado. [33]
Cerca del final del siglo XIX, ES Smith patentó el proceso cloro-álcali : un método para producir hipoclorito de sodio que implica la electrólisis de salmuera para producir hidróxido de sodio y cloro gaseoso, que luego se mezclan para formar hipoclorito de sodio. [34] [32] [35] Las reacciones clave son:
Tanto la energía eléctrica como la solución de salmuera eran baratas en ese momento, y varios comerciantes emprendedores aprovecharon la situación para satisfacer la demanda del mercado de hipoclorito de sodio. Las soluciones embotelladas de hipoclorito de sodio se vendían con numerosos nombres comerciales. [ cita necesaria ]
Hoy en día, una versión mejorada de este método, conocida como proceso Hooker (llamado 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 pasa cloro a una solución fría de hidróxido de sodio diluido . El cloro se prepara industrialmente mediante electrólisis con mínima separación entre el ánodo y el cátodo . La solución debe mantenerse por debajo de 40 °C (mediante serpentines de enfriamiento) para evitar la formación no deseada de clorato de sodio . [ cita necesaria ]
Las soluciones comerciales siempre contienen cantidades importantes de cloruro de sodio (sal común) como principal subproducto , como se ve en la ecuación anterior.
Una patente de 1966 describe la producción de dihidrato sólido estable NaOCl · 2H 2 O haciendo reaccionar 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, con agitación, 255 ml de una solución con 118 g/l de HClO a una solución de 40 g de NaOH en agua a 0 °C. Parte del cloruro de sodio precipita y se elimina mediante 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 que fluye libremente. [21]
El mismo principio se utilizó en una patente de 1993 para producir suspensiones concentradas del pentahidrato NaClO · 5H2O . Normalmente, una solución al 35 % (en peso) de HClO se combina 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. [36]
La lejía doméstica que se vende para lavar ropa es una solución de hipoclorito de sodio al 3-8 % en el momento de su fabricación. La fuerza varía de una formulación a otra y disminuye gradualmente con el almacenamiento prolongado. Generalmente se agrega hidróxido de sodio en pequeñas cantidades a la lejía doméstica para frenar la descomposición del NaClO. [10]
Los productos para eliminar manchas negras en patios de uso doméstico son soluciones de aproximadamente un 10 % de hipoclorito de sodio.
Según la hoja de seguridad de Univar, una solución de hipoclorito de sodio al 10-25% se suministra con sinónimos o nombres comerciales de blanqueador, Hypo, Everchlor, Chloros, Hispec, Bridos, Bleacol o Vo-redox 9110. [37]
Una solución al 12% se usa ampliamente en plantas de tratamiento de agua para la cloración del agua , y una solución al 15% se usa más comúnmente [38] 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 lugar de uso, [39] tomando entre 0,2 y 2 mg de hipoclorito de sodio por litro de agua. [40]
Las soluciones diluidas (de 50 ppm a 1,5%) se encuentran en aerosoles y toallitas desinfectantes que se utilizan en superficies duras. [41] [42]
La lejía doméstica 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 . [43]
El hipoclorito de sodio tiene propiedades decolorantes. [44] Entre otras aplicaciones, puede utilizarse para eliminar manchas de moho , manchas dentales provocadas por la fluorosis , [45] y manchas en la vajilla, especialmente las provocadas 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 blanqueantes, limpiadores, desodorizantes y cáusticos se deben a la oxidación y la 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.
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. [46] Generalmente se diluye en agua dependiendo de 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 utiliza para desinfectar áreas contaminadas con fluidos corporales, incluidos grandes derrames de sangre (el área primero se limpia con detergente antes de desinfectarla). [46] [47] Se puede preparar diluyendo lejía doméstica según corresponda (normalmente 1 parte de lejía por 9 partes de agua). [48] Se ha demostrado que estas soluciones inactivan tanto C. difficile [46] como el VPH . [49] La "solución débil de cloro" es una solución de hipoclorito al 0,05% que se utiliza para lavarse las manos, pero normalmente se prepara con gránulos de hipoclorito de calcio . [47]
La " Solución de Dakin " es una solución desinfectante que contiene baja concentración de hipoclorito de sodio y algo de ácido bórico o bicarbonato de sodio para estabilizar el pH. Se ha descubierto que es eficaz con concentraciones de NaOCl tan bajas como 0,025%. [50]
Las regulaciones del gobierno de EE. UU. permiten que los equipos de procesamiento de alimentos y las superficies en contacto con los alimentos se desinfecten con soluciones que contengan lejía, siempre que se permita que la solución drene 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 lejía doméstica típica que contiene 5,25 % de hipoclorito de sodio, por galón de agua). [51] Si se utilizan concentraciones más altas, la superficie debe enjuagarse con agua potable después de desinfectar.
Se utiliza una concentración similar de lejía en agua tibia para desinfectar las superficies antes de preparar cerveza o vino. Las superficies deben enjuagarse con agua esterilizada (hervida) para evitar impartir sabores a la infusión; Los subproductos clorados de la desinfección de superficies también son dañinos. 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 luego deben eliminarse completamente, por lo que a la desinfección con lejía a veces le sigue una desinfección con etanol . Para la limpieza y desinfección del hogar también se utilizan líquidos que contienen hipoclorito de sodio como principal componente activo, por ejemplo, limpiadores de inodoros . [52] Algunos limpiadores están formulados para ser viscosos, de modo que no se escurran rápidamente de las superficies verticales, como el interior de la taza del inodoro.
Se cree que el ácido hipocloroso no disociado (no ionizado) reacciona e inactiva las enzimas bacterianas y virales.
Los neutrófilos del sistema inmunológico humano producen pequeñas cantidades de hipoclorito dentro de los fagosomas , que digieren bacterias y virus.
El hipoclorito de sodio tiene propiedades desodorizantes, que van de la mano de sus propiedades limpiadoras. [44]
Se han utilizado soluciones de hipoclorito de sodio para tratar aguas residuales con cianuro diluido , como los desechos de galvanoplastia . En las operaciones de tratamiento por lotes, se ha utilizado hipoclorito de sodio para tratar desechos de cianuro más concentrados, como las soluciones de revestimiento de cianuro de plata. El cianuro tóxico se oxida a cianato OCN − ) que no es tóxico, idealizado de la siguiente manera:
El hipoclorito de sodio se usa comúnmente como biocida en aplicaciones industriales para controlar la formación de lodos y bacterias en sistemas de agua utilizados en plantas de energía, fábricas de pulpa y papel, etc., en soluciones típicamente de 10 a 15% en peso.
El hipoclorito de sodio es el medicamento de elección debido a su eficacia contra organismos patógenos y digestión pulpar en terapia endodóntica . Su concentración de uso varía del 0,5% al 5,25%. En bajas concentraciones disuelve principalmente tejido necrótico; en concentraciones más altas también disuelve 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 al 2,5% de hipoclorito de sodio, mientras que 40 minutos a una concentración del 5,25% fue eficaz en la eliminación de E. faecalis . [53] 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 para eliminar el tejido blando y las bacterias dentro de la cámara del conducto radicular. [53] El 2% es una concentración común ya que hay menos riesgo de un incidente iatrogénico con hipoclorito. [54] Un incidente de hipoclorito es una reacción inmediata de dolor intenso, seguida de edema , hematoma y equimosis como consecuencia de que la solución escapa de los confines del diente y entra en el espacio periapical. Esto puede deberse a una presión excesiva o atascada en la jeringa de irrigación, o puede ocurrir si el diente tiene un agujero apical inusualmente grande . [55]
En las diversas instalaciones de destrucción de agentes nerviosos (gas nervioso de guerra química) en los Estados Unidos, se utiliza hipoclorito de sodio al 0,5-2,5 % para eliminar todos los rastros de agente nervioso o agente ampolla del equipo de protección personal después de que el personal ingresa a áreas tóxicas. . [56] También se utiliza hipoclorito de sodio al 0,5-2,5% para neutralizar cualquier liberación accidental del agente nervioso en las áreas tóxicas. [57] Se utilizan concentraciones menores de hipoclorito de sodio de manera similar en el sistema de reducción de la contaminación para garantizar que no se libere ningún agente nervioso en los gases de combustión del horno.
Los baños de lejía diluida se han utilizado durante décadas para tratar el eccema de moderado a grave en humanos. [58] [59] Aún así, no ha quedado claro por qué funcionan. Una de las razones por las que la lejía ayuda es que el eccema con frecuencia puede provocar infecciones secundarias, especialmente por bacterias como Staphylococcus aureus , lo que dificulta su control. La infección por Staphylococcus aureus está relacionada con la patogénesis del eczema y la EA. Los baños de lejía son un método para reducir el riesgo de infecciones por estafilococos en personas con eczema. 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. [60] Según un 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 de la piel con un componente inflamatorio causado por la radioterapia , el exceso de sol. exposición 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 crecimiento 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 comenzaba a verse más joven, pasando de vieja y frágil a más gruesa, con una mayor proliferación celular . El efecto disminuyó después de suspender los baños, lo que indica que era necesaria una exposición regular para mantener el grosor de la piel. [58] [61]
Las soluciones diluidas de hipoclorito de sodio (como la lejía doméstica) irritan principalmente la piel y el tracto respiratorio. El contacto breve de la piel con lejía doméstica 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 hogares británicos (RoSPA, 2002).
El hipoclorito de sodio es un oxidante fuerte . Las reacciones de oxidación son corrosivas . Las soluciones queman la piel y causan daño a los ojos, especialmente cuando se usan en formas concentradas. Sin embargo, como lo reconoce la NFPA, solo las soluciones que contienen más del 40 % de hipoclorito de sodio en peso se consideran oxidantes peligrosos. Las soluciones inferiores al 40% se clasifican como de riesgo de oxidación moderado (NFPA 430, 2000).
Las soluciones de lejía doméstica y clorador para piscinas generalmente se estabilizan mediante una concentración significativa de lejía (sosa cáustica, NaOH) como parte de la reacción de fabricación. Este aditivo por sí solo causará irritación cáustica o quemaduras debido a la desgrasación 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.
El contacto de soluciones de hipoclorito de sodio con metales puede desprender gas hidrógeno inflamable. Los contenedores pueden explotar cuando se calientan debido a la liberación de cloro gaseoso. [15]
Las soluciones de hipoclorito son corrosivas para los materiales de contenedores 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 envases de vidrio son seguros. [8] Algunos plásticos y cauchos también se ven afectados; Las opciones seguras incluyen polietileno (PE), polietileno de alta densidad (HDPE, PE-HD), 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 caucho de etileno propileno y Viton . [10]
Los contenedores deben permitir la salida del oxígeno producido por la descomposición con el tiempo, de lo contrario podrían explotar. [5]
Mezclar lejía con algunos limpiadores domésticos puede ser peligroso.
Las soluciones de hipoclorito de sodio, como la lejía líquida, liberarán cloro gaseoso 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 químicos orgánicos (por ejemplo, tensioactivos, fragancias) contenidos en varios productos de limpieza domésticos pueden reaccionar para generar compuestos orgánicos clorados. [62] El estudio demostró 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 básicas en el hogar) durante el uso de productos que contienen lejía.
En particular, mezclar 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. [63] [15] Estos productos gaseosos pueden causar lesión pulmonar aguda. La exposición crónica, por ejemplo, al aire de las piscinas donde se utiliza cloro como desinfectante, puede provocar el desarrollo de asma atópica. [64]
La lejía puede reaccionar violentamente con el peróxido de hidrógeno y producir oxígeno gaseoso:
También pueden ocurrir reacciones explosivas o subproductos en entornos industriales y de laboratorio cuando el hipoclorito de sodio se mezcla con diversos compuestos orgánicos. [15]
El Instituto Nacional para la Excelencia en la Salud y la Atención del Reino Unido recomendó en octubre de 2008 que la solución de Dakin no debería utilizarse en el cuidado habitual de las heridas. [sesenta y cinco]
A pesar de su fuerte acción biocida, el hipoclorito de sodio per se tiene un impacto ambiental limitado, ya que el ion hipoclorito se degrada rápidamente antes de que pueda ser absorbido por los seres vivos. [66]
Sin embargo, una preocupación importante que surge 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 e ingresar a la cadena alimentaria . Estos compuestos pueden formarse durante el almacenamiento y uso doméstico así como durante el uso industrial. [43] Por ejemplo, cuando se mezclaban lejía doméstica y aguas residuales, se observó que entre el 1% y el 2% del cloro disponible formaba compuestos orgánicos. [43] En 1994, no se habían identificado todos los subproductos, pero los compuestos identificados incluyen cloroformo y tetracloruro de carbono . [43] [ necesita actualización ] Se estima que la exposición a estos químicos por su uso está dentro de los límites de exposición ocupacional. [43]
Este Dossier de Apoyo trata información sobre la evaluación de la seguridad ambiental y humana del hipoclorito, y sobre sus beneficios como agente desinfectante, desodorizante y quitamanchas.