Гіпохлорит кальцію

Гіпохлорит кальцію є білим кристалами. Сполука поглинає вологу з повітря, утворюючи гідрати із двома—чотирма молекулами H₂O.

Вибухонебезпечний у присутності органічних сполук.

Гіпохлорит кальцію отримують шляхом хлорування гідроксиду кальцію (гашеного вапна) із наступним розділенням суміші шляхом випарювання за низького тиску:

${\displaystyle \mathrm {Ca(OH)_{2}+Cl_{2}\longrightarrow Ca(ClO)_{2}+CaCl_{2}+H_{2}O} }$

Застосовується метод обробки реакційної суміші гідроксидом натрію (каустичною содою) для уникнення утворення зайвих солей кальцію:

${\displaystyle \mathrm {Ca(OH)_{2}+2Cl_{2}+2NaOH\longrightarrow Ca(ClO)_{2}+2NaCl+H_{2}O} }$

Використовується також обмінна реакція — взаємодія холодного гіпохлориту натрію та солей кальцію (або гідроксиду):

${\displaystyle \mathrm {CaCl_{2}+2NaClO\longrightarrow Ca(ClO)_{2}+2NaCl} }$

Гіпохлорит кальцію, як й інші гіпохлорити, є малостійким. При нагріванні понад 175 °C він розкладається з виділенням кисню:

${\displaystyle \mathrm {Ca(ClO)_{2}\longrightarrow CaCl_{2}+O_{2}\uparrow } }$

У гарячих розчинах гіпохлориту може відбуватися реакція диспропорціонування:

${\displaystyle \mathrm {3Ca(ClO)_{2}\longrightarrow Ca(ClO_{3})_{2}+2CaCl_{2}} }$

Утворені гіпохлоритом кристалогідрати дегідратуються при низьких температурах:

${\displaystyle \mathrm {Ca(ClO)_{2}\cdot 3H_{2}O{\xrightarrow {50^{o}C}}Ca(ClO)_{2}+2H_{2}O} }$

Якщо речовина зберігається у негерметичних контейнерах, вона поглинає з повітря вуглекислий газ:

${\displaystyle \mathrm {Ca(ClO)_{2}+CO_{2}+H_{2}O\longrightarrow CaCO_{3}+2HClO} }$

При взаємодії із хлоридною кислотою виділяється газуватий хлор:

${\displaystyle \mathrm {Ca(ClO)_{2}+4HCl\longrightarrow CaCl_{2}+2Cl_{2}+2H_{2}O} }$

Гіпохлорит кальцію є сильним окисником. Він активно взаємодіє із сульфатною кислотою, виділяючи кисень:

${\displaystyle \mathrm {Ca(ClO)_{2}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow CaSO_{4}+O_{2}\uparrow +2HCl} }$

Основним застосуванням гіпохлориту кальцію є відбілювання тканин, паперу та дезінфекція води. Однак, його використання є обмеженим через схильність до взаємодії із вуглекислим газом в повітрі та, як наслідок, втраті окисних властивостей. Тому його використовують для синтезу більш стійкого та дорожчого гіпохлориту натрію.

• Гіпохлорит натрію
• Хлорне вапно

• CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
• Farr J. P., Smith W. L., Steichen D. S. Bleaching Agents. Survey // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York : John Wiley & Sons, 2004. — Vol. 4. — P. 143. — ISBN 978-0-471-48517-9. — DOI:10.1002/0471238961.1921182206011818.a01.pub2. (англ.)
• Sheikh S. A. Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim : Wiley-VCH, 2005. — P. 5—6. — DOI:10.1002/14356007.a06_483.pub2. (англ.)
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / В. И. Спицын. — М. : «Мир», 1971. — Т. 1. — 561 с. (рос.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)
• Химический энциклопедический словарь / И. Л. Кнунянц. — М. : Сов. энциклопедия, 1983. — 792 с. (рос.)