Hipoclorito de sodio

El hipoclorito de sodio, comúnmente conocido en una solución diluida como blanqueador (clorado), es un compuesto químico inorgánico con la fórmula NaOCl (o NaClO), que comprende un catión de sodio (Na ⁺
) y un anión hipoclorito (OCl⁻
o ClO⁻
). También puede verse como la sal de sodio del ácido hipocloroso. El compuesto anhidro es inestable y puede descomponerse de forma explosiva. Se puede cristalizar como un pentahidrato NaOCl·5H
₂O, un sólido de color amarillo verdoso pálido que no es explosivo y es estable si se mantiene refrigerado.

El hipoclorito de sodio se encuentra con mayor frecuencia como una solución diluida de color amarillo verdoso pálido conocida como blanqueador líquido, que es un químico doméstico ampliamente utilizado (desde el siglo XVIII) como desinfectante o agente blanqueador. En solución, el compuesto es inestable y se descompone fácilmente, liberando cloro, que es el principio activo de estos productos. El hipoclorito de sodio es el blanqueador a base de cloro más antiguo y aún más importante.

Sus propiedades corrosivas, disponibilidad común y productos de reacción lo convierten en un riesgo significativo para la seguridad. En particular, mezclar lejía líquida con otros productos de limpieza, como los ácidos que se encuentran en los productos para eliminar la cal, producirá cloro gaseoso, que se usó como arma química en la Primera Guerra Mundial. Una leyenda urbana común afirma que mezclar lejía con amoníaco también libera cloro, pero en realidad los dos químicos reaccionan de manera diferente, produciendo cloraminas y/o tricloruro de nitrógeno. Con exceso de amoníaco e hidróxido de sodio, se puede generar hidracina.

Química

Estabilidad de la sólida

Se puede preparar hipoclorito de sodio anhidro pero, como muchos hipocloritos, es muy inestable y se descompone de forma explosiva al calentarlo o frotarlo. La descomposición es acelerada por el dióxido de carbono a niveles atmosféricos. Es un sólido blanco con estructura cristalina ortorrómbica.

El hipoclorito de sodio también se puede obtener como un pentahidrato cristalino NaOCl·5H
₂O, que no es explosivo y es mucho más estable que el compuesto anhidro. La fórmula a veces se da como 2NaOCl·10H
₂O.. La longitud del enlace Cl–O en el pentahidrato es de 1,686 Å. Los cristales ortorrómbicos transparentes, de color amarillo verdoso claro, contienen un 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: se informa que solo se descompone en un 1 % después de 360 días a 7 °C.

Una patente estadounidense de 1966 afirma que el dihidrato de hipoclorito de sodio sólido estable NaOCl·2H
₂O se puede obtener excluyendo cuidadosamente los iones de cloruro (Cl⁻
), que están presentes en la salida de procesos de fabricación comunes y 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, lo que produce un sólido que no mostró descomposición después de 64 horas a -25 °C.

Equilibrios y estabilidad de soluciones

A temperaturas ambiente típicas, el hipoclorito de sodio es más estable en soluciones diluidas que contienen Na⁺
y OCl⁻
iones. La densidad de la solución es de 1,093 g/ml al 5 % de concentración y de 1,21 g/ml al 14 %, 20 °C. Las soluciones estequiométricas son bastante alcalinas, con un pH de 11 o superior, ya que el ácido hipocloroso es un ácido débil:

OCl⁻
+ H
₂O ⇌ HOCl + Oh.⁻

Las siguientes especies y equilibrios están presentes en las soluciones de NaOCl/NaCl:

HOCl (aq) ⇌ H⁺
+ OCl⁻

HOCl (aq) + Cl⁻
+ H⁺
⇌ Cl
₂ (aq) + H
₂O

Cl
₂ (aq) + Cl⁻
⇌ Cl⁻
₃

Cl
₂ (aq) ⇌ Cl
₂ g)

La segunda ecuación de equilibrio anterior se desplazará hacia la derecha si el cloro Cl
₂ puede escapar como gas. Las proporciones de Cl
₂, HOCl y OCl⁻
en solución también dependen del pH. Con un pH por debajo de 2, la mayoría del cloro en la solución se encuentra en forma de elemento disuelto Cl
₂. Con un pH superior a 7,4, la mayoría se encuentra en forma de hipoclorito ClO⁻
. El equilibrio se puede cambiar agregando ácidos (como el ácido clorhídrico) o bases (como el hidróxido de sodio) a la solución:

ClO⁻
(aq) + 2 HCl (aq) → Cl
₂ g) + H
₂O (aq) + Cl⁻
aq)

Cl
₂ g) + 2 Oh.⁻
→ ClO⁻
(aq) + Cl⁻
(aq) + H
₂O aq)

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 mayor. La reacción se puede escribir como:

ClO⁻
+ H⁺
⇌ HClO

Las soluciones de hipoclorito de sodio combinadas con ácido desprenden cloro gaseoso, especialmente a pH < 2, por las reacciones:

HOCl (aq) + Cl⁻
+ H⁺
⇌ Cl
₂ (aq) + H
₂O

Cl
₂ (aq) ⇌ Cl
₂ g)

A pH > 8, el cloro está prácticamente en su totalidad en forma de aniones de hipoclorito (OCl⁻
). Las soluciones son bastante estables a pH 11-12. Aun así, un informe afirma que una solución de reactivo de NaOCl al 13,6 % convencional perdió un 17 % de su fuerza después de almacenarse durante 360 días a 7 °C. Por esta razón, en algunas aplicaciones se pueden usar compuestos liberadores de cloro más estables, como el hipoclorito de calcio Ca(ClO)
₂ o ácido tricloroisocianúrico (CNClO)
₃.

El hipoclorito de sodio anhidro es soluble en metanol y las soluciones son estables.

Descomposición a clorato u oxígeno

En solución, bajo ciertas condiciones, el anión hipoclorito también puede desproporcionarse (autoxidarse) a cloruro y clorato:

3 ClO⁻
+ H⁺
→ HClO
₃ + 2 Cl⁻

En particular, esta reacción ocurre en soluciones de hipoclorito de sodio a altas temperaturas, formando clorato de sodio y cloruro de sodio:

3 NaOCl (aq) → 2 NaCl (aq) + NaClO
₃ aq)

Esta reacción se aprovecha en la producción industrial de clorato de sodio.

Una descomposición alternativa del hipoclorito produce oxígeno en su lugar:

2 OCl⁻
→ 2 Cl⁻
+ O
₂

En soluciones calientes de hipoclorito de sodio, esta reacción compite con la formación de clorato, produciendo cloruro de sodio y gas oxígeno:

2 NaOCl (aq) → 2 NaCl (aq) + O
₂ g)

Estas dos reacciones de descomposición de las soluciones de NaClO se maximizan a un pH de alrededor de 6. La reacción de producción de clorato predomina a un pH superior a 6, mientras que la del oxígeno se vuelve significativa por debajo de ese valor. 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. Esta descomposición se ve afectada por catalizadores ligeros y de iones metálicos como cobre, níquel, cobalto e iridio. Catalizadores como el dicromato de sodio Na
₂Cr
₂O
₇ y molibdato de sodio Na
₂MoO
₄ puede ser agregado industrialmente para reducir la vía del oxígeno, pero un informe afirma que solo este último es efectivo.

Valoración

La titulación de soluciones de hipoclorito a menudo se realiza agregando una muestra medida a una cantidad en exceso de solución acidificada de yoduro de potasio (KI) y luego titulando el yodo liberado (I
₂) con una solución estándar de tiosulfato de sodio u óxido de fenilarsina, usando almidón como indicador, hasta que desaparezca el color azul.

Según una patente de EE. UU., la estabilidad del contenido de hipoclorito de sodio en sólidos o soluciones se puede determinar mediante el control de la absorción infrarroja debida al enlace O-Cl. La longitud de onda característica se da como 140,25 μm para soluciones de agua, 140,05 μm para el dihidrato sólido NaOCl·2H
₂O, y 139,08 μm para la sal mixta anhidra Na
₂(OCl)(OH).

Oxidación de compuestos orgánicos

La oxidación del almidón por hipoclorito de sodio, que agrega grupos carbonilo y carboxilo, es relevante para la producción de productos de almidón modificado.

En presencia de un catalizador de transferencia de fase, los alcoholes se oxidan al compuesto carbonílico correspondiente (aldehído o cetona). El hipoclorito de sodio también puede oxidar sulfuros orgánicos a sulfóxidos o sulfonas, disulfuros o tioles a haluros de sulfonilo, iminas a oxaziridinas. También puede desaromatizar los fenoles.

Oxidación de metales y complejos

Las reacciones heterogéneas de hipoclorito de sodio y metales como el zinc proceden lentamente para dar el óxido o hidróxido metálico:

NaOCl + Zn → ZnO + NaCl

Las reacciones homogéneas con complejos de coordinación de metales son algo más rápidas. Esto ha sido explotado en la epoxidación de Jacobsen.

Otras reacciones

Si no se almacena correctamente en recipientes herméticos, el hipoclorito de sodio reacciona con el dióxido de carbono para formar carbonato de sodio:

2 NaOCl + CO₂ + H2O → Na
₂CO
₃ + 2 HOCl

El hipoclorito de sodio reacciona con la mayoría de los compuestos de nitrógeno para formar monocloramina, dicloraminas y tricloruro de nitrógeno volátiles:

NH
₃ + NaOCl → NH
₂Cl + NaOH

NH
₂Cl + NaOCl → NHCl
₂ + NaOH

NHCl
₂ + NaOCl → NCl
₃ + NaOH

Neutralización

El tiosulfato de sodio es un neutralizador de cloro eficaz. El enjuague con una solución de 5 mg/L, seguido de un lavado con agua y jabón, eliminará el olor a cloro de las manos.

Producción

Cloración de sosa

El hipoclorito de potasio fue producido por primera vez en 1789 por Claude Louis Berthollet en su laboratorio en el Quai de Javel en París, Francia, pasando 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 reemplazó la lejía potásica por la lejía de sosa, más económica, obteniendo así el hipoclorito de sodio (Eau de Labarraque).

Cl₂ (g) + 2 NaOH (aq) → NaCl (aq) + NaClO (aq) + H₂O (aq)

Por lo tanto, el cloro se reduce y oxida simultáneamente; este proceso se conoce como desproporción.

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.

De hipoclorito de calcio

Otro método implicó la reacción de carbonato de sodio ("sosa de lavado") 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:

Na
₂CO
₃ (aq) + Ca(OCl)
₂ (aq) → CaCO
₃ s) + 2 NaOCl aq)

Na
₂CO
₃ (aq) + CaCl
₂ (aq) → CaCO
₃ s) + 2 NaCl aq)

Na
₂CO
₃ (aq) + Ca (OH)
₂ s) → CaCO
₃ s) + 2 NaOH aq)

Este método se usaba comúnmente para producir soluciones de hipoclorito para usar como antiséptico hospitalario que se vendió después de la Primera Guerra Mundial con los nombres 'Eusol', una abreviatura de Edinburgh University Solution Of (clorinated) Lime, una referencia al departamento de patología de la universidad, donde se desarrolló.

Electrólisis de salmuera

Cerca de finales del siglo XIX, E. S. Smith patentó el proceso de cloro-álcali: un método para producir hipoclorito de sodio que involucra la electrólisis de salmuera para producir hidróxido de sodio y cloro gaseoso, que luego se mezclan para formar hipoclorito de sodio. Las reacciones clave son:

2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻ (en el ungido)

2 H
₂O + 2 e⁻ → H
₂ + 2 HOMBRE⁻
(en la cátodo)

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.

Actualmente, una versión mejorada de este método, conocida como el 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 el cloro se pasa a una solución diluida de hidróxido de sodio fría. El cloro se prepara industrialmente por electrólisis con mínima separación entre el ánodo y el cátodo. La solución debe mantenerse por debajo de los 40 °C (mediante serpentines de enfriamiento) para evitar la formación no deseada de clorato de sodio.

Las soluciones comerciales siempre contienen cantidades significativas de cloruro de sodio (sal común) como subproducto principal, como se ve en la ecuación anterior.

De ácido hipocloroso y soda

Una patente de 1966 describe la producción de dihidrato sólido estable NaOCl·2H
₂O haciendo reaccionar una solución libre de cloruro de ácido hipocloroso HClO (como el preparado a partir de monóxido de cloro ClO y agua), con una solución concentrada de hidróxido de sodio. En una preparación típica, 255 mL de una solución con 118 g/L HClO se agregan lentamente con agitación a una solución de 40 g de NaOH en agua a 0 °C. Algo de cloruro de sodio precipita y se elimina por filtración. La solución se evapora al vacío a 40–50 °C y 1–2 mmHg hasta que cristaliza el dihidrato. Los cristales se secan al vacío para producir un polvo cristalino que fluye libremente.

El mismo principio se utilizó en una patente de 1993 para producir lechadas concentradas del pentahidrato NaClO·5H
₂O. Por lo general, una solución al 35 % (en peso) de HClO se combina con hidróxido de sodio a aproximadamente o menos de 25 °C. La suspensión resultante contiene aproximadamente un 35 % de NaClO y es relativamente estable debido a la baja concentración de cloruro.

De ozono y sal

El hipoclorito de sodio se puede producir fácilmente con fines de investigación al hacer reaccionar el ozono con la sal.

NaCl + O₃ → NaClO + O₂

Esta reacción ocurre a temperatura ambiente y puede ser útil para oxidar alcoholes.

Embalaje y venta

Lejía envasada para uso doméstico, con hipoclorito de sodio 2,6%

La lejía doméstica que se vende para usar en el lavado de ropa es una solución de hipoclorito de sodio al 3–8 % en el momento de la fabricación. La fuerza varía de una formulación a otra y disminuye gradualmente con el almacenamiento prolongado. El hidróxido de sodio generalmente se agrega en pequeñas cantidades a la lejía doméstica para retardar la descomposición del NaClO.

Los productos removedores de manchas negras para patio de uso doméstico son soluciones de hipoclorito de sodio al ~10 %.

Según la hoja de seguridad de Univar, se suministra una solución de hipoclorito de sodio al 10-25 % con sinónimos o nombres comerciales blanqueador, Hypo, Everchlor, Chloros, Hispec, Bridos, Bleacol o Vo-redox 9110.

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 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 punto de uso, tomando 0,2-2 mg de hipoclorito de sodio por litro de agua.

Las soluciones diluidas (50 ppm a 1,5 %) se encuentran en aerosoles y toallitas desinfectantes que se usan en superficies duras.

Usos

Blanqueamiento

La lejía doméstica es, en general, una solución que contiene de 3 a 8 % de hipoclorito de sodio, por peso, y de 0,01 a 0,05 % de hidróxido de sodio; el hidróxido de sodio se usa para retardar la descomposición del hipoclorito de sodio en cloruro de sodio y clorato de sodio.

Limpieza

El hipoclorito de sodio tiene propiedades decolorantes. Entre otras aplicaciones, se puede utilizar para eliminar manchas de moho, manchas dentales causadas por fluorosis y manchas en la vajilla, especialmente las causadas 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 blanqueadores, limpiadores, desodorizantes y cáusticos se deben a la oxidación e hidrólisis (saponificación). La suciedad orgánica expuesta al hipoclorito se vuelve hidrosoluble y no volátil, lo que reduce su olor y facilita su eliminación.

Desinfección

El hipoclorito de sodio en solución exhibe una actividad antimicrobiana de amplio espectro y se usa ampliamente en los centros de atención médica en una variedad de entornos. Por lo general, se diluye en agua dependiendo de su uso previsto. "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 (primero se limpia el área con detergente antes de desinfectarla). Puede hacerse diluyendo lejía doméstica según corresponda (normalmente 1 parte de lejía por 9 partes de agua). Se ha demostrado que tales soluciones inactivan tanto C. difficile como HPV. "Solución de cloro débil" es una solución de hipoclorito al 0,05% que se utiliza para lavarse las manos, pero normalmente se prepara con gránulos de hipoclorito cálcico.

"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 encontrado que es efectivo con concentraciones de NaOCl tan bajas como 0.025%.

Las reglamentaciones 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 se drene adecuadamente antes de entrar en contacto con los alimentos y que las soluciones no superen las 200 partes por millón (ppm) cloro disponible (por ejemplo, una cucharada de blanqueador doméstico típico que contenga hipoclorito de sodio al 5,25 %, por galón de agua). Si se usan concentraciones más altas, la superficie debe enjuagarse con agua potable después de desinfectar.

Se usa 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 deben eliminarse por completo después, por lo que la desinfección con lejía a veces va seguida de una desinfección con etanol. Los líquidos que contienen hipoclorito de sodio como componente activo principal también se utilizan para la limpieza y desinfección del hogar, por ejemplo, limpiadores de baños. Algunos limpiadores están formulados para ser viscosos para 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 inmunitario humano producen pequeñas cantidades de hipoclorito dentro de los fagosomas, que digieren bacterias y virus.

Desodorante

El hipoclorito de sodio tiene propiedades desodorantes, que van de la mano con sus propiedades de limpieza.

Tratamiento de aguas residuales

Las soluciones de hipoclorito de sodio se han utilizado 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 recubrimiento de cianuro de plata. El cianuro tóxico se oxida a cianato (OCN⁻) que no es tóxico, idealizado de la siguiente manera:

CN⁻ + OCl⁻ → OCN⁻ + Cl⁻

El hipoclorito de sodio se usa comúnmente como biocida en aplicaciones industriales para controlar la formación de lodo y bacterias en los sistemas de agua utilizados en plantas de energía, fábricas de pulpa y papel, etc., en soluciones típicamente de 10 a 15 % en peso.

Endodoncia

El hipoclorito de sodio es el medicamento de elección debido a su eficacia contra los organismos patógenos y la digestión pulpar en la terapia endodóntica. Su concentración de uso varía del 0,5% al 5,25%. A bajas concentraciones disuelve principalmente tejido necrótico; a concentraciones más altas, también disuelve tejidos vitales y especies bacterianas adicionales. Un estudio ha demostrado que Enterococcus faecalis seguía presente en la dentina después de 40 minutos de exposición a hipoclorito de sodio al 1,3 % y al 2,5 %, mientras que 40 minutos a una concentración del 5,25 % fue eficaz en E. eliminación de heces. Además de las concentraciones más altas de hipoclorito de sodio, la exposición 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. 2% es una concentración común ya que hay menos riesgo de un incidente de hipoclorito iatrogénico. Un incidente de hipoclorito es una reacción inmediata de dolor intenso, seguida de edema, hematoma y equimosis como consecuencia de que la solución se escapa de los confines del diente y entra en el espacio periapical. Esto puede deberse a que la jeringa de irrigación se atasca o a una presión excesiva, o puede ocurrir si el diente tiene un agujero apical inusualmente grande.

Neutralización de agentes nerviosos

En las diversas instalaciones de destrucción de agentes neurotóxicos (gas neurotóxico para la guerra química) en los Estados Unidos, se usa hipoclorito de sodio al 50 % para eliminar todos los rastros de agente neurotóxico o agente ampollar del equipo de protección personal después de que el personal ingresa en un ambiente tóxico. áreas El hipoclorito de sodio al 50% también se usa para neutralizar cualquier liberación accidental del agente nervioso en las áreas tóxicas. 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.

Reducción del daño de la piel

Los baños de lejía diluida se han utilizado durante décadas para tratar el eczema de moderado a grave en humanos, pero no está 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 manejo. La infección por Staphylococcus aureus está relacionada con la patogenia del eccema 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. Según un trabajo publicado por investigadores de la Escuela de Medicina de la Universidad de Stanford en noviembre de 2013, una solución muy diluida (0,005%) de hipoclorito de sodio en agua fue exitosa en el tratamiento de daños en la piel con un componente inflamatorio causado por la radioterapia, la exposición solar excesiva o el 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 severos 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 encontraron que si la actividad de NF-κB se bloqueaba en ratones ancianos bañándolos en una solución de lejía, los animales & # 39; la piel comenzó a lucir más joven, pasando de envejecida y frágil a más gruesa, con una mayor proliferación celular. El efecto disminuyó después de que se detuvieran los baños, lo que indica que era necesaria una exposición regular para mantener el grosor de la piel.

Seguridad

Se estima que cada año en los hogares británicos se producen alrededor de 3.300 accidentes que necesitan tratamiento hospitalario causados por soluciones de hipoclorito de sodio (RoSPA, 2002).

Oxidación y corrosión

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 por peso se consideran oxidantes peligrosos. Las soluciones de menos del 40 % se clasifican como un riesgo de oxidación moderado (NFPA 430, 2000).

Las soluciones de lejía doméstica y clorador de piscinas suelen estabilizarse con 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 desengrasación y saponificación de los aceites de la piel y la destrucción del tejido. La sensación resbaladiza de la lejía en la piel se debe a este proceso.

Peligros de almacenamiento

El contacto de las soluciones de hipoclorito de sodio con los metales puede generar gas hidrógeno inflamable. Los contenedores pueden explotar cuando se calientan debido a la liberación de cloro gaseoso.

Las soluciones de hipoclorito son corrosivas para los materiales comunes de los contenedores, como el acero inoxidable y el aluminio. Los pocos metales compatibles incluyen el titanio (que, sin embargo, no es compatible con el cloro seco) y el tántalo. Los recipientes de vidrio son seguros. Algunos plásticos y cauchos también se ven afectados; las opciones seguras incluyen polietileno (PE), polietileno de alta densidad (HDPE, PE-HD), polipropileno (PP), 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.

Los contenedores deben permitir la ventilación del oxígeno producido por la descomposición con el tiempo, de lo contrario pueden explotar.

Reacciones con otros productos comunes

Mezclar lejía con algunos limpiadores domésticos puede ser peligroso.

Las soluciones de hipoclorito de sodio, como la lejía líquida, liberarán gas de cloro tóxico cuando se mezclen con un ácido, como el ácido clorhídrico o el vinagre.

Un estudio de 2008 indicó que el hipoclorito de sodio y los químicos orgánicos (p. ej., surfactantes, fragancias) contenidos en varios productos de limpieza para el hogar pueden reaccionar y generar compuestos orgánicos volátiles clorados (COV). Estos compuestos clorados se emiten durante las aplicaciones de limpieza, algunos de los cuales son tóxicos y probablemente carcinógenos humanos. El estudio mostró que las concentraciones del aire interior aumentan significativamente (de 8 a 52 veces para el cloroformo y de 1 a 1170 veces para el tetracloruro de carbono, respectivamente, por encima de las cantidades de referencia en el hogar) durante el uso de productos que contienen lejía. El aumento en las concentraciones de compuestos orgánicos volátiles clorados fue el más bajo para la lejía simple y el más alto para los productos en forma de "líquido espeso y gel". Los aumentos significativos observados en las concentraciones de aire interior de varios COV clorados (especialmente tetracloruro de carbono y cloroformo) indican que el uso de lejía puede ser una fuente importante en términos de exposición por inhalación a estos compuestos. Los autores sugirieron que el uso de estos productos de limpieza puede aumentar significativamente el riesgo de cáncer.

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. Estos productos gaseosos pueden causar lesiones pulmonares agudas. La exposición crónica, por ejemplo, del aire en piscinas donde se usa cloro como desinfectante, puede conducir al desarrollo de asma atópica.

La lejía puede reaccionar violentamente con el peróxido de hidrógeno y producir oxígeno gaseoso:

H₂O₂ (aq) + NaOCl (aq) → NaCl (aq) + H₂O (aq) + O₂ g)

También pueden ocurrir reacciones explosivas o subproductos en entornos industriales y de laboratorio cuando el hipoclorito de sodio se mezcla con diversos compuestos orgánicos.

Limitaciones en el cuidado de la salud

El Instituto Nacional para la Excelencia en Salud y Atención del Reino Unido recomendó en octubre de 2008 que la solución de Dakin no debe usarse en el cuidado de heridas de rutina.

Impacto ambiental

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.

Sin embargo, una de las principales preocupaciones derivadas 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 y entrar en la cadena alimentaria. Estos compuestos pueden formarse durante el almacenamiento y uso doméstico, así como durante el uso industrial. Por ejemplo, cuando se mezclaron lejía doméstica y aguas residuales, se observó que entre el 1% y el 2% del cloro disponible formaba compuestos orgánicos. A partir de 1994, no se habían identificado todos los subproductos, pero los compuestos identificados incluyen cloroformo y tetracloruro de carbono. Se estima que la exposición a estos productos químicos por el uso está dentro de los límites de exposición ocupacional.