Att döda bakterier - kan Klorin & Javex va´ nå´t?

[<-- Tillbaka till experimentet] [Kemisk bakgrund] [Fördjupning]

Kemisk bakgrund

Desinfektion

Med desinfektion menar man "oskadliggörande eller bortskaffande av sjukdomsframkallande mikroorganismer i sådan utsträckning att de behandlade föremålen inte sprider smitta". Det innebär alltså att ett föremål som desinficerats inte alls behöver vara helt fritt från mikroorganismer, vilket är fallet vid sterilisering. De smittämnen som man oskadliggör vid desinfektion är exempelvis bakterier, virus och sjukdomsalstrande mikroskopiska svampar.

De vanligaste desinfektionsmetoderna är värmebehandling och behandling med kemiska medel. Vilken metod man väljer beror på vad som ska desinficeras och vilka smittämnen som är aktuella. [6]

Värmedesinfektion

Vid pastörisering av mjölk eller andra födoämnen används temperaturer mellan 70 °C och 80 °C som dödar de smittämnen som kan finnas här. Kokning dödar alla vegetativa former av bakterier, liksom virus och svampar. Denna breda verkan gör att uppvärmning oftast är att föredra framför desinfektionsmedel. Bakteriesporer kan dock överleva kokning, en unik egenskap bland levande organismer. [6]

Kemisk desinfektion

Det finns inget desinfektionsmedel som är användbart för alla ändamål. De flesta desinfektionsmedel är giftiga eller har andra nackdelar som begränsar användbarheten. Dessutom kan medel som är verksamma mot en grupp av mikroorganismer vara helt overksamma mot andra, exempelvis kan substanser som är verksamma mot tarmbakterier ha näst intill obetydlig verkan på tuberkelbaciller. Det finns ett antal olika typer av desinfektionsmedel. Halogener (till exempel klorföreningar) och andra oxiderande medel bedöms ha mycket god verkan på bakterier och god verkan på tuberkelbaciller och virus. 1801 började man använda klor för desinfektion och vattenbehandling, vilket blev medicinskt betydelsefullt bland annat vid bekämpningen av koleraepidemin i Europa på 1830-talet. [6], [7]

Klorin och Javex som konsumentprodukter

Klorin och Javex är två produkter som enligt tillverkaren, Colgate, hjälper till att hålla hygieniskt rent i hushållet, och fritt från bakterier och mögel. Klorin innehåller natriumhypoklorit, NaClO, vilket tar bort bakterier, virus, svampar och sporer, till och med sådana sporer som är mycket resistenta och klarar kokande vatten!. Javex innehåller väteperoxid, H₂O₂, effektivt mot bakterier, och tensider, som tar bort fett och smuts [3]. Både natriumhypoklorit och väteperoxid är starka oxidationsmedel. Javex har dock inte lika kraftig desinficerande effekt som Klorin, för att få samma effekt krävs ungefär 10 gånger högre dos av en väteperoxidbaserad produkt jämfört med en natriumhypokloritbaserad produkt [8]. Klorin är inte nyttigt för miljön och bör därför användas sparsamt. I reningsverken kan det klor som finns i Klorin bilda miljögifter.

Natriumhypoklorit

Natriumhypoklorit, NaClO, är ett ämne som även används för desinfektion av bad- och dricksvatten [4]. Det bildas när klorgas får reagera med natriumhydroxid, till exempel vid kloralkalielektrolys, där klor och natriumhydroxid bildas i rätt proportioner:

Cl₂(g)	+	2 NaOH(s)	⇄	ClO^-	+	Cl^-	+	2 Na⁺	+	H₂O
klorgas		natriumhydroxid		hypokloritjon		kloridjon		natriumjoner		vatten

Vid kontakt med syror reagerar hypokloritjonerna och kloridjonerna och bildar klorgas:

ClO^-	+	Cl^-	+	2 H⁺	⇄	Cl₂(g)	+	H₂O
hypokloritjon		kloridjon		vätejoner		klorgas		vatten

Väteperoxid

Väteperoxid, H₂O₂, är vid rumstemperatur en tämligen lättflytande, färglös vätska. Den löser sig i vatten i alla halter och fungerar i lösningarna som en mycket svag syra, dock något starkare än vatten. Väteperoxid är en mycket instabil förening. Detta beror på att den kan fungera både som ett oxidationsmedel:

H₂O₂	+	2 H⁺	+	2 e^-	⇄	2 H₂O
väteperoxid		vätejoner		elektroner		vatten

och som ett relativt svagt reduktionsmedel:

H₂O₂	⇄	O₂	+	2 H⁺	+	2 e^-
väteperoxid		syre		vätejoner		elektroner

Detta gör att en väteperoxidmolekyl kan oxidera en annan väteperoxidmolekyl enligt formeln:

H₂O₂	⇄	H₂O	+	O₂	ΔG = -125 kJ, ΔH = -96 kJ (vid 25 °C)
väteperoxid		vatten		syre

Väteperoxidens instabilitet framgår av det starkt negativa ΔG-värdet. I ren form eller i ren vattenlösning och vid rumstemperatur sönderfaller den dock mycket långsamt. Vid tillsats av ämnen som kan fungera som katalysatorer (framför allt många övergångsmetaller och deras föreningar, liksom en del enzymer) kan ett mycket snabbt och häftigt sönderfall ske.

I större skala säljs väteperoxid oftast som 30%-ig vattenlösning, men ökade krav på högre koncentrationer har gjort att man allt oftare tillverkar lösningar med upp till 90% väteperoxid. Dessa måste hanteras mycket försiktigt på grund av risken för våldsam sönderdelning.

Väteperoxid används bland annat till blekning (av textilfibrer till exempel), som oxidationsmedel på laboratorier, som antiseptikum och för att oskadliggöra klor:

H₂O₂	+	Cl₂	⇄	HCl	+	O₂
väteperoxid		klor		väteklorid		syre

Väteperoxid har även fått stor användning för oxidation av flytande bränslen, både i raketer och u-båtsmotorer. Dessutom har sönderfallsreaktionen utnyttjats för att med hjälp av katalysatorer ge en gasblandning med högt tryck som kan användas för exempelvis turbindrift. Den militära betydelsen av dessa metoder har gjort att väteperoxidproduktionen ökat enormt efter andra världskriget. [2]

Fördjupning

pH-begreppet

pH-värden för några vanliga ämnen.

"pH scale" av OpenStax College" (CC BY 3.0)

pH är ett mått på surhetsgraden i en vattenlösning. Det som gör vattnet surt är vätejoner, H⁺. Vätejoner kommer från syror, såsom ättiksyra, svavelsyra eller kolsyra, men jonerna bildas inte förrän syran löser sig i vatten.

pH är definierat bara i vattenlösningar. Man kan alltså inte ange pH för till exempel en etanollösning, även om syran kan lösa sig i etanolen och avge vätejoner på liknande sätt som i vatten.

pH i vardagen

Det är vätejonerna som ger de sura egenskaperna hos lösningen. Till exempel är vätejoner frätande på många ämnen. Vätejonerna ger också en syrlig smak. Faktiskt är mycket av det vi äter mer eller mindre surt. Frukter innehåller fruktsyror av olika slag. Filmjölk innehåller mjölksyra och läsk innehåller kolsyra. Den syrliga smaken är faktiskt uppfriskande.

Vattenlösningar med högt pH innehåller väldigt lite vätejoner. De är basiska. Basiska livsmedel finns nästan inte. Undantag kan vara svagt basiska kakor bakade med bikarbonat eller lutfisk där det finns små rester av luten. Däremot är många rengöringsmedel starkt basiska. I basiska lösningar är halten vätejoner väldigt låg. I stället finns det gott om hydroxidjoner, OH^–.

pH-skalan

pH-skalan går från cirka pH 0 för starkt sura lösningar via pH 7 för en neutral lösning till cirka pH 14 för mycket basiska lösningar.

Vätejonerna (H⁺) står i jämvikt med hydroxidjonerna (OH^–) i vattenlösningen. Vätejoner och hydroxidjoner är som vågskålarna i en balansvåg. När det finns mycket av den ena finns det lite av den andra, och vice versa. Det väger jämnt vid pH 7, när vattnet är neutralt. Så är fallet i alldeles rent vatten.

pH-skalans koppling till koncentrationen av vätejoner

Halten av vätejoner kan variera mycket. I mycket sura lösningar är halten i storleksordningen 1 mol/dm³. I mycket basiska lösningar är halten väldigt låg, ned till cirka 0,00000000000001 mol/dm³. I en neutral vattenlösning är halten 0,0000001 mol/dm³.

För att slippa skriva så många siffror, så kan man uttrycka halterna med hjälp av 10-potenser. Då blir det på följande sätt:

lösning	[H⁺] på vanligt sätt	[H⁺] med 10-potenser	pH
mycket sur	1 mol/dm³	10⁰ mol/dm³	0
neutral	0,0000001 mol/dm³	10^–7 mol/dm³	7
mycket basisk	0,00000000000001 mol/dm³	10^–14 mol/dm³	14

Man använder hakparenteser för att ange att det handlar om koncentrationen av något. Koncentrationen av vätejoner betecknas då [H⁺].

Genom att definiera pH som exponentens värde med motsatt tecken, så kan vi hantera halter från suraste lösningen till den mest basiska utan att skriva så många siffror. I tabellen finns pH-värdet i kolumnen längst till höger.

När man skriver 10-potenser är exponenten ett mått på storleksordningen hos vätejonhalten. Varje minskning av pH med ett steg motsvarar en multiplikation av vätejonkoncentrationen med faktorn 10, och ökning av pH motsvarar en division av vätejonkoncentrationen med faktorn 10. Att låga pH ger hög halt av vätejoner beror på att man bytt tecken när man definierat pH.

På motsvarande sätt motsvarar 2 steg faktorn 100, 3 steg faktor 1000, och så vidare.

Beräkningar med pH och [H⁺]

Man får man pH-värdet ur vätejonkoncentrationen med följande formel:
pH = –log [H⁺]

Omvänt beräknar man vätejonkoncentrationen ur pH-värdet med följande formel:
[H⁺] = 10^–pH

Formell definition av pH

Moln av motjoner bildas kring enskilda joner i lösningen.

"Ionenverteilung inLoesung" av Daniele Pugliesi" (CC BY 3.0)

I praktiken använder man koncentrationer av ämnen i lösningar när man räknar på kemiska jämvikter. Koncentrationen av vätejoner, [H⁺], stämmer väl med hur stor effekt vätejonerna har kemiskt när de deltar i kemiska reaktioner om lösningen är relativt utspädd. Men om koncentrationen är högre än cirka 0,1 mol/dm³, så börjar man se tydliga avvikelser mellan den faktiska kemiska effekten och den man förväntar sig utifrån koncentrationen.

Orsaken till att kemisk effekt och koncentration inte längre är proportionella vid höga koncentrationer är att det bildas moln av motjoner kring vätejonerna som påverkar deras möjlighet att delta i kemiska reaktioner. Detta beskrivs av Debye–Hückel i deras teori. De kom fram till en korrektionsfaktor som kallas aktivitetskoefficient.

Vätejonens kemiska aktivitet, som betecknas {H⁺}, får man genom att multiplicera jonkoncentrationen [H⁺] med aktivitetskoefficienten γ.

Aktivitetskoefficienten γ för lösningar med olika jonstyrkor.

"Debye-Hückel equation" av V8rik" (CC BY 3.0)

Vid låga koncentrationer är aktivitetskoefficienten γ = 1, men vid högre koncentrationer tenderar γ att vara mindre än 1.

Debye–Hückels teori för aktivitetskoefficienten γ bygger på lösningens jonstyrka. Om lösningen bara innehåller envärda joner, så är jonstyrkan lika med koncentrationen av saltet. Men om lösningen innehåller 2-värda, eller till och med 3-värda joner, så blir jonstyrkan betydligt högre. Då sjunker aktivitetskoefficienten betydligt mera.

Den formella definitionen av pH bygger på vätejonens aktivitet:
pH = –log {H⁺}, där {H⁺} = γ [H⁺]

Omvänt får man:
{H⁺} = 10^–pH

Natriumvätekarbonat

Natriumvätekarbonat kallas också natriumbikarbonat, eller helt enkelt bikarbonat.

Vätekarbonatet i jämvikt med koldioxid och karbonater finns överallt i naturen

Vätekarbonat finns nästan överallt i naturen eftersom det är nära kopplat till koldioxid, som ju finns i atmosfären. Koldioxiden löser sig i vatten och bildar då kolsyra. Kolsyran står sedan i syra-basjämvikt med vätekarbonat.

Vätekarbonatet ingår i kolets kretslopp på grund av jämvikten med kolsyra. Vid matsmältningen bryts maten ned till bland annat koldioxid och vatten. Koldioxiden förs bort med blodet till lungorna. Vi andas sedan ut koldioxiden.

Växterna gör tvärtom. De tar upp koldioxid via sina klyvöppningar och koldioxiden löser sig i cellvätskorna. Där står koldioxiden också i jämvikt med vätekarbonat. I fotosyntesen binds koldioxiden/vätekarbonatet och tillsammans med vatten och solenergi bildas sockerarter som bygger upp växterna.

Kalksten är en bergart av mineralet kalciumkarbonat. Kalciumkarbonat är svårlöslig, men kan reagera med surt vatten. Surt regn får kalkstenen att lösas upp. Då bildas vätekarbonat. I havet finns stora mängder koksalt, som ju innehåller natriumjoner. Man kan därför säga att upplöst kalksten som hamnar i havet finns där i form av natriumvätekarbonat.

Vätekarbonat bildar koldioxid tillsammans med syra

Om man har karbonat i någon form, vare sig det är vätekarbonat eller karbonat, så får man koldioxidutveckling om man tillsätter syra. Följande reaktion sker:

H⁺ + HCO₃^– → H₂CO₃(aq) → CO₂(g) + H₂O(l)

från vätekarbonat, respektive

2 H⁺ + CO₃^2– → H₂CO₃(aq) → CO₂(g) + H₂O(l)

från karbonat.

Detta är ett sätt att testa om ett salt innehåller vätekarbonat eller karbonat.

Vätekarbonat sönderfaller vid 200 ^⚬C

Förutom att reaktionen med syra kan ge koldioxidutveckling, så kan även vätekarbonat sönderdelas av hög värme. Vid temperaturer över 200 ^⚬C sker följande:

2 NaHCO₃(s) → Na₂CO₃(s) + H₂O(g) + CO₂(g)

Man får även här koldioxidutveckling. Eftersom natriumkarbonat är ett stabilt ämne, så avges bara en koldioxid av två molekyler vätekarbonat.

Men om temperaturen skulle vara så hög som över 850 ^⚬C, så fortsätter sönderfallet till natriumoxid, det vill säga även den andra koldioxiden avges:

Na₂CO₃ → Na₂O(s) + CO₂(g)

Bikarbonat används vid bakning

Bikarbonat (= natriumvätekarbonat) används som hävningsmedel vid bakning. Bikarbonat ingår också i bakpulver tillsammans med sura ämnen som kan få vätekarbonatet att avge koldioxid. Det är koldioxidgasen som får bakverket att bli poröst.

I recept där bikarbonat används behövs något surt som gör att vätekarbonatet kan bilda koldioxid, till exempel fil. Restprodukten natriumkarbonat är också lite bitter och tvålaktig i smaken. Därför behövs sura ingredienser i bakverket.

Övrig användning av vätekarbonat

Natriumvätekarbonat finns i brustabletter, oftast tillsammans med citronsyra. När tabletten läggs i vatten löses vätekarbonat och syra upp, så att de kan komma i kontakt med varandra och reagera. Resultatet blir kraftig koldioxidutveckling.

En bisarr och rätt grym metod att bli kvitt kackerlackor är att mata dem med bikarbonat. I kackerlackans mage utvecklas koldioxid som får insekten att svälla upp och spricka.

Natriumvätekarbonat sägs också kunna används för att bekämpa svamptillväxt.

Allmänt gäller att ämnen som används för rengöring av icke-feta fläckar är basiska. Även natriumvätekarbonat kan användas för fläckborttagning, till exempel av rostfläckar.

Salt med både sura och basiska egenskaper

Natriumvätekarbonat är ett salt med övervägande basiska egenskaper. Saltet är amfotert, dvs. kan fungera både som syra och som bas. Vätekarbonatet fungerar som bas genom att ta upp en vätejon kring pH 6,35 och övergår då till kolsyra. Det kan också fungera som syra genom att avge en vätejon kring pH 10,33 och övergå till karbonat.

kolsyra	pKa_1,app = 6,35	vätekarbonat	pKa₂ = 10,33	karbonat
H₂CO₃(aq)	⇄	H⁺ + HCO₃^–	⇄	2 H⁺ + CO₃^2–

Notera: Värdet pKa_1,app =6,35 ovan är ett apparent pKa-värde för kolsyra som egentligen avser summan av kolsyra H₂CO₃(aq) och löst koldioxid CO₂(aq) i jämvikt med varandra i lösningen. Mängden löst koldioxid är betydligt större än den faktiska mängden kolsyra.

Syra-basegenskaperna gör vätekarbonat till en pH-buffert

En pH-buffert fungerar så att den förbrukar tillsatt syra eller bas och stabiliserar på så vis pH-värdet. Syra-basreaktionerna för vätekarbonatet sker kring pKa-värdena pH 6,35±1 och pH 10,33±1. Det är kring dessa värden som den buffrande förmågan finns.

Vätekarbonat finns till exempel i blodet, där pH ligger mellan 7,35 och 7,45, det vill säga aningen åt det basiska hållet. Vid pH 7,4 är jämvikten 92 % vätekarbonat och 8 % kolsyra (och 0 % karbonat).

Vätekarbonat buffrar också naturliga vatten. Koldioxid som finns i atmosfären och som bildas vid nedbrytning av organiskt material kan lösa sig i vattnet. Kolsyran står då i kemisk jämvikt med vätekarbonat. Dessutom finns mineraler som är karbonater, främst kalksten. Kalkstenen kan lösas upp av syror och bilda vätekarbonat. Allt detta tillsammans ger en blandning av kolsyra, vätekarbonat och karbonat där vätekarbonatet är den viktigaste lösta jonen som buffrar pH.

Vätekarbonat finns i tabletter mot sur mage. Den pH-buffrande förmågan gör att en alltför sur mage motverkas.

Man använder också vätekarbonat i pH-buffertar på kemilab. Då används den oftast tillsammans med andra amfotera salter för att utöka den buffrande förmågan över ett större pH-intervall, inte bara kring pH 6,35 och 10,33.