hipoclorito de sodio

El hipoclorito de sodio anhidro se puede preparar, pero, como muchos hipocloritos, es altamente inestable y se descompone explosivamente al calentarse o al rozarse. ^{[ 5 ]} La descomposición se acelera por el dióxido de carbono en los niveles atmosféricos de la Tierra , alrededor de 4 partes por cada diez mil. ^{[ 6 ] [ 12 ]} Es un sólido blanco con estructura cristalina ortorrómbica . ^{[ 13 ]}

_El hipoclorito de sodio también se puede obtener como pentahidrato cristalino NaOCl · 5H₂O , 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 · 10H₂O . ^{[ 14 ]} La longitud del enlace Cl–O en el pentahidrato es de 1,686 Å. ^{[ 9 ]} Los cristales transparentes, de color amarillo verdoso claro y ortorrómbicos ^{[ 15 ] [ 16 ]} 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 refrigerado. Sin embargo, a temperaturas más bajas, es bastante estable: se informa que solo se descompone un 1 % después de 360 ​​días a 7 °C. ^{[ 8 ] [ 17 ]}  

Una patente estadounidense de 1966 afirma que el hipoclorito de sodio dihidratado sólido estable NaOCl · 2H₂O puede obtenerse excluyendo cuidadosamente los iones cloruro ( Cl⁻ ⁾ , presentes en el producto de los procesos de fabricación comunes y que, según se dice, catalizan la descomposición del hipoclorito en _clorato ( ClO⁻ ) 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 puede reducirse a la forma anhidra mediante secado al vacío a unos 50 °C, obteniendo un sólido que no mostró descomposición después de 64 horas a -25 °C. ^{[ 18 ]}   

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 de 1,093 g/mL a una concentración del 5%, ^{[ 19 ]} y de 1,21 g/mL al 14%, 20 °C. ^{[ 20 ]} Las soluciones estequiométricas son bastante alcalinas , con un pH de 11 o superior ^{[ 8 ]} ya que el ion hipoclorito es una base débil :   

OCl ⁻ + H ₂ O ⇌ HOCl + OH ⁻

Las siguientes especies y equilibrios están presentes en soluciones de NaOCl/NaCl: ^{[ 21 ]}

HOCl(aq) ⇌ H ⁺ + OCl ⁻

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

Cl ₂ (aq) + Cl ⁻ ⇌ Cl − 3

Cl ₂ (aq) ⇌ Cl ₂ (g)

_La segunda ecuación de equilibrio anterior se desplazará hacia la derecha si se permite que el cloro _Cl₂ escape en forma de gas. Las proporciones de Cl₂ , HOCl y OCl⁻ en solución también dependen del pH. A ^un pH inferior a 2, la mayor parte del cloro en la solución se encuentra en forma de Cl₂ _elemental disuelto . A un pH superior a 7,4, la mayor parte se encuentra en forma de hipoclorito ClO⁻ ^{. [ 10 ]} El equilibrio puede desplazarse añadiendo ácidos (como ácido clorhídrico ) o bases (como hidróxido de sodio ) a la solución:

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

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

A un pH de aproximadamente 4, como el que se obtiene al añadir ácidos fuertes como el ácido clorhídrico , la cantidad de HOCl no disociado (no ionizado) es máxima. La reacción se puede escribir como:

⁻ OCl + H ⁺ ⇌ HOCl

Las soluciones de hipoclorito de sodio combinadas con ácido desprenden gas cloro, particularmente en gran medida a pH < 2, mediante las siguientes reacciones:

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

Cl ₂ (aq) ⇌ Cl ₂ (g)

A pH > 8, el cloro se encuentra prácticamente todo en forma de aniones hipoclorito ( OCl⁻ ). Las soluciones son bastante estables a pH 11–12. Aun así, un informe afirma que una solución de reactivo NaOCl convencional al 13,6 % perdió el 17 % de su potencia tras ser almacenada 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 . 

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

En solución, bajo ciertas condiciones, el anión hipoclorito también puede desproporcionarse ( autooxidarse ) a cloruro y clorato : ^{[ 22 ]}

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: ^{[ 22 ] [ 23 ]}

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

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: ^{[ 22 ]}

2 NaOCl(ac) → 2 NaCl(ac) + O ₂ (g)

Estas dos reacciones de descomposición de soluciones de NaOCl se maximizan a un pH alrededor de 6. Por ejemplo, a 80 °C, con concentraciones de NaOCl y NaCl de 80 mM , en el rango de pH 5−10,5, ambas reacciones tienen una velocidad proporcional a ${\displaystyle [{\ce {HOCl}}]^{2}[{\ce {OCl-}}]}$, la descomposición es más rápida a pH 6,5 y el clorato se produce con una eficiencia de ~95%. ^{[ 22 ]} Por encima de pH 11, ambas reacciones tienen una velocidad proporcional a${\displaystyle [{\ce {OCl-}}]^{2}}$La descomposición es mucho más lenta y el clorato se produce con una eficiencia de aproximadamente el 90 %. ^{[ 24 ] Esta descomposición se ve afectada por la luz [ 23 ] y catalizadores de iones metálicos como cobre, níquel, cobalto [ 22 ] e iridio .} [ ^{25 ] Se} pueden agregar industrialmente catalizadores como el dicromato de ^{sodio Na} 2 Cr 2 O ^{7 y el} molibdato de sodio _Na 2 _MoO 4 _para reducir la vía _del oxígeno _, pero un informe afirma que solo este último es efectivo. ^{[ 22 ]}

La titulación de soluciones de hipoclorito se realiza _a menudo añadiendo una muestra medida a un exceso de solución acidificada de yoduro de potasio (KI) y luego titulando el yodo liberado ( I₂ ) con una solución estándar de tiosulfato de sodio u óxido de fenilarsina , utilizando almidón como indicador, hasta que desaparece el color azul. ^{[ 16 ]}

Según una patente estadounidense, la estabilidad del contenido de hipoclorito de sodio en sólidos o soluciones puede determinarse 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 · 2H₂O y 139,08 μm para la sal mixta anhidra Na₂ (OCl ₎ (OH) _₂ . ^{[ 18 ]}

La oxidación del almidón por hipoclorito de sodio, que añade grupos carbonilo y carboxilo , es relevante para la producción de productos de almidón modificado . ^{[ 26 ]}

En presencia de un catalizador de transferencia de fase , los alcoholes se oxidan al compuesto carbonílico correspondiente ( aldehído o cetona ). ^{[ 27 ] [ 8 ]} El hipoclorito de sodio también puede oxidar sulfuros orgánicos a sulfóxidos o sulfonas ; disulfuros o tioles a haluros de sulfonilo ; e iminas a oxaziridinas . ^{[ 8 ]} También puede dearomatizar fenoles . ^{[ 8 ]}

Las reacciones heterogéneas del hipoclorito de sodio con metales como el zinc se desarrollan lentamente para dar lugar al óxido o hidróxido metálico :

NaOCl + Zn → ZnO + NaCl

Las reacciones homogéneas con complejos de coordinación metálica se desarrollan algo más rápido. Esto se ha aprovechado en la epoxidación de Jacobsen .

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 + CO ₂ + H ₂ O → Na ₂ CO ₃ + 2 HOCl

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

NH3 + NaOCl → _NH2Cl + _NaOH

NH2Cl + NaOCl → _NHCl2 + _NaOH

NHCl ₂ + NaOCl → NCl ₃ + NaOH

El tiosulfato de sodio es un neutralizador de cloro eficaz. Enjuagarse con una  solución de 5 mg/L, seguido de lavarse con agua y jabón, eliminará el olor a cloro de las manos. ^{[ 28 ]}

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 gas cloro a través de una solución de lejía de potasa . El líquido resultante, conocido como " Eau de Javel " ("agua de Javel"), era una solución diluida de hipoclorito de potasio. Antoine Labarraque sustituyó la lejía de potasa por la lejía de sosa , más barata , obteniendo así hipoclorito de sodio ( Eau de Labarraque ). ^{[ 29 ] [ 30 ]}

Cl ₂ (g) + 2 NaOH (acuoso) → NaCl(acuoso) + NaClO(acuoso) + H ₂ O

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

El proceso también se utiliza para preparar el pentahidrato de NaOCl · 5H₂O para uso industrial y de laboratorio. En un proceso típico, se añade gas cloro a una solución de NaOH _al 45-48%. Parte del cloruro de sodio precipita y se elimina por filtración, y el pentahidrato se obtiene enfriando el filtrado a 12 °C. ^{[ 8 ]} 

Otro método implicaba la reacción del carbonato de sodio ("soda para 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 :

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

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

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

Este método se utilizaba comúnmente para producir soluciones de hipoclorito para su uso como antiséptico hospitalario, que se vendía después de la Primera Guerra Mundial con el nombre de "Eusol", abreviatura de Edinburgh University Solution Of (chlorinated) Lime (Solución de cal clorada de la Universidad de Edimburgo), en referencia al departamento de patología de la universidad, donde se desarrolló. ^{[ 31 ]}

A finales del siglo XIX, E.S. Smith patentó el proceso cloroalcalino : un método para producir hipoclorito de sodio mediante la electrólisis de salmuera para producir hidróxido de sodio y gas cloro, que luego se mezclan para formar hipoclorito de sodio. ^{[ 32 ] [ 30 ] [ 33 ]} Las reacciones clave son:

2 Cl ⁻ → Cl ₂ + 2 e ⁻ (en el ánodo )

2 H ₂ O + 2 e ⁻ → H ₂ + 2 ⁻ OH (en el cátodo )

Tanto la energía eléctrica como las soluciones salinas eran baratas en aquel entonces, 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 bajo numerosas marcas 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 para la producción de hipoclorito de sodio. En este proceso, el hipoclorito de sodio (NaClO) y el cloruro de sodio (NaCl) se forman al introducir cloro en una solución fría y diluida de hidróxido de sodio . El cloro se prepara industrialmente mediante electrólisis con una separación mínima entre el ánodo y el cátodo . La solución debe mantenerse por debajo de 40  °C (mediante serpentines de enfriamiento) para evitar la formación indeseada de clorato de sodio .

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

Una patente de 1966 describe la producción de dihidrato sólido estable de NaOCl · 2H₂O mediante la reacción _de 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 255 mL de una solución con 118 g/L de HClO a una solución de 40 g de NaOH en agua a 0 °C, bajo agitación. Parte del 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 el dihidrato cristaliza. Los cristales se secan al vacío para obtener un polvo cristalino de flujo libre. ^{[ 18 ]}  

El mismo principio se utilizó en una patente de 1993 para producir suspensiones concentradas _de NaClO₄ pentahidratado · 5H₂O . Típicamente, una solución al 35 % (en peso) de HClO₄ se combina con hidróxido de sodio a unos 25 °C o menos . La suspensión resultante contiene aproximadamente un 35 % de NaClO₄ y es relativamente estable debido a la baja concentración de cloruro. ^{[ 34 ]} 

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 ralentizar la descomposición del hipoclorito de sodio en cloruro de sodio y clorato de sodio . ^{[ 41 ]}

El hipoclorito de sodio tiene propiedades decolorantes. ^{[ 42 ]} Entre otras aplicaciones, se puede usar para eliminar manchas de moho , manchas dentales causadas por fluorosis , ^{[ 43 ]} y manchas en la vajilla, especialmente las causadas por los taninos del té . También se ha usado en detergentes para ropa y como limpiador de superficies. Asimismo, se usa en lavados con hipoclorito de sodio .

Sus efectos blanqueadores, limpiadores, desodorantes y cáusticos se deben a la oxidación e 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 presenta una actividad antimicrobiana de amplio espectro y se utiliza ampliamente en centros sanitarios en diversos entornos. ^{[ 44 ]} Generalmente se diluye en agua según 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 se limpia primero con detergente antes de desinfectarla). ^{[ 44 ] [ 45 ]} Puede prepararse diluyendo lejía doméstica según sea necesario (normalmente 1 parte de lejía por 9 partes de agua). ^{[ 46 ]} Se ha demostrado que dichas soluciones inactivan tanto C. difficile ^{[ 44 ]} como VPH . ^{[ 47 ]} La "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 de calcio . ^{[ 45 ]}

La " solución de Dakin " es una solución desinfectante que contiene una baja concentración de hipoclorito de sodio y algo de ácido bórico o bicarbonato de sodio para estabilizar el pH. Es eficaz con concentraciones de NaOCl tan bajas como 0,025 %. ^{[ 48 ]}

Las regulaciones del gobierno de EE. UU. permiten desinfectar los equipos de procesamiento de alimentos y las superficies en contacto con alimentos 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 superen las 200 partes por millón (ppm) de cloro disponible (por ejemplo, una cucharada de lejía doméstica común que contiene 5,25 % de hipoclorito de sodio por galón de agua). ^{[ 49 ]} Si se utilizan concentraciones más altas, la superficie debe enjuagarse con agua potable después de la desinfección.

Se utiliza una concentración similar de lejía en agua tibia para desinfectar superficies antes de elaborar cerveza o vino. Es necesario enjuagar las superficies con agua esterilizada (hervida) para evitar que adquieran sabores que alteren la bebida; además, los subproductos clorados de la desinfección de superficies son perjudiciales. 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 completamente después, por lo que a veces la desinfección con lejía 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 inodoros . ^{[ 50 ]} Algunos limpiadores están formulados para ser viscosos para que no se escurran rápidamente de superficies verticales, como el interior de una taza de inodoro.

Se cree que el ácido hipocloroso no disociado (no ionizado) reacciona con las enzimas bacterianas y virales y las inactiva.

Los neutrófilos del sistema inmunitario humano producen pequeñas cantidades de hipoclorito dentro de los fagosomas , que digieren bacterias y virus.

El hipoclorito de sodio tiene propiedades desodorantes, que van de la mano con sus propiedades limpiadoras. ^{[ 42 ]}

Las soluciones de hipoclorito de sodio se han utilizado para tratar aguas residuales con cianuro diluido , como los desechos de galvanoplastia . En operaciones de tratamiento por lotes, el hipoclorito de sodio se ha utilizado para tratar desechos con cianuro más concentrado, como las soluciones de recubrimiento de cianuro de plata. El cianuro tóxico se oxida a cianato ( OCN⁻ ) ^, que no es tóxico, idealmente como sigue:

CN ⁻ + ⁻ OCl → OCN ⁻ + Cl ⁻

El hipoclorito de sodio se utiliza comúnmente como biocida en aplicaciones industriales para controlar la formación de lodo y bacterias en los sistemas de agua utilizados en centrales eléctricas, fábricas de pulpa y papel, etc., en soluciones que suelen ser del 10 al 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 de 0,5% a 5,25%. A bajas concentraciones disuelve principalmente tejido necrótico; a 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 a hipoclorito de sodio al 1,3% y 2,5%, mientras que 40 minutos a una concentración del 5,25% fue eficaz en la eliminación de E. faecalis . ^{[ 51 ]} Además de concentraciones más altas de hipoclorito de sodio, un tiempo de exposición más prolongado y calentar la solución (60  °C) también aumenta su eficacia en la eliminación de tejido blando y bacterias dentro de la cámara del conducto radicular. ^{[ 51 ]} El 2% es una concentración común ya que hay menos riesgo de un incidente iatrogénico por hipoclorito. ^{[ 52 ]} Un incidente con hipoclorito es una reacción inmediata de dolor intenso, seguida de edema , hematoma y equimosis como consecuencia de que la solución se salga de los límites del diente y entre en el espacio periapical. Esto puede deberse a la obstrucción o a una presión excesiva en la jeringa de irrigación, o puede ocurrir si el diente tiene un foramen apical inusualmente grande . ^{[ 53 ]}

En las diversas instalaciones de destrucción de agentes nerviosos (gases nerviosos de guerra química) en todo Estados Unidos , se utiliza hipoclorito de sodio al 0,5-2,5% para eliminar todo rastro de agente nervioso o agente vesicante del equipo de protección personal después de que el personal ingrese a áreas tóxicas. ^{[ 54 ]}

También se utiliza hipoclorito de sodio al 0,5-2,5% para neutralizar cualquier liberación accidental del agente nervioso en las zonas tóxicas. ^{[ 55 ]}

En el sistema de control de la contaminación se utilizan concentraciones menores de hipoclorito de sodio para garantizar que no se libere ningún agente neurotóxico en los gases de combustión del horno.

Los baños de lejía diluida se han utilizado durante décadas para tratar el eccema moderado a grave en humanos. ^{[ 56 ] [ 57 ]} Sin embargo, no ha estado claro por qué funcionan. Una de las razones por las que la lejía ayuda es que el eccema puede producir con frecuencia infecciones secundarias, especialmente por bacterias como Staphylococcus aureus , lo que hace que sea difícil de manejar. La infección por Staphylococcus aureus está relacionada con la patogénesis del eccema y la DA. Los baños de lejía son un método para reducir el riesgo de infecciones por estafilococos en personas con eccema. 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. ^{[ 58 ]} 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 cutáneo con un componente inflamatorio causado por la radioterapia , la exposición excesiva al sol 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 cutáneos menos graves y una mejor cicatrización y regeneración del pelo que los animales bañados en agua. Se sabe que el 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 del NF-κB en ratones ancianos mediante baños 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 la exposición regular era necesaria para mantener el grosor de la piel. ^{[ 56 ] [ 59 ]}

El hipoclorito de sodio es un oxidante fuerte . Las reacciones de oxidación son corrosivas . Las soluciones queman la piel y causan daños oculares, especialmente cuando se usan en concentraciones elevadas. A pesar de esto, la NFPA no clasifica las soluciones de hipoclorito de sodio como oxidantes , ya que "las soluciones de hipoclorito de sodio no generan fácilmente oxígeno ni otros gases oxidantes y no inician ni promueven la combustión de materiales combustibles". ^{[ 60 ]}

Las soluciones de lejía doméstica y cloradores para piscinas suelen estabilizarse con una concentración significativa de sosa cáustica (NaOH) durante el proceso de fabricación. Este aditivo, por sí solo, provoca irritación o quemaduras debido a la desengrasación y saponificación de los aceites de la piel y la destrucción de los tejidos. La sensación resbaladiza que deja la lejía en la piel se debe a este proceso.

El contacto de soluciones de hipoclorito de sodio con metales puede generar gas hidrógeno inflamable. Los recipientes pueden explotar al calentarse debido a la liberación de gas cloro. ^{[ 12 ]}

Las soluciones de hipoclorito son corrosivas para los materiales comunes de los recipientes, 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 recipientes de vidrio son seguros. ^{[ 8 ]} Algunos plásticos y cauchos también se ven afectados; las opciones seguras incluyen el polietileno (PE), el polietileno de alta densidad (HDPE, PE-HD), el 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 el caucho de etileno propileno y el Viton . ^{[ 10 ]}

Los contenedores deben permitir la salida del oxígeno producido por la descomposición con el tiempo; de lo contrario, podrían reventar. ^{[ 5 ]}

Mezclar lejía con algunos productos de limpieza domésticos puede ser peligroso.

Las soluciones de hipoclorito de sodio, como la lejía líquida, liberan gas cloro 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 productos químicos orgánicos (por ejemplo, tensioactivos, fragancias) contenidos en varios productos de limpieza domésticos pueden reaccionar para generar compuestos orgánicos clorados. ^{[ 61 ]} El estudio mostró que las concentraciones en el 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.

En particular, la mezcla de lejía 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 . ^{[ 62 ] [ 12 ]} Estos productos gaseosos pueden causar lesiones pulmonares agudas. La exposición crónica , por ejemplo, al aire de piscinas donde se utiliza cloro como desinfectante, puede provocar el desarrollo de asma atópica. ^{[ 63 ]}

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

H ₂ O ₂ (ac) + NaOCl (ac) → NaCl (ac) + H ₂ O + O ₂ (g)

También pueden producirse reacciones explosivas o subproductos en entornos industriales y de laboratorio cuando el hipoclorito de sodio se mezcla con diversos compuestos orgánicos. ^{[ 12 ]}

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 se utilizara en el cuidado rutinario de heridas. ^{[ 64 ]}