Propriétés du peroxyde d'hydrogène, formule, structure et utilisations

Le du peroxyde d'hydrogène ou l'eau oxygénée, le dioxogène ou le dioxidano est un composé chimique représenté par la formule H2O2. Dans sa forme pure, ne montre pas de couleur, en plus d'être liquide, mais est légèrement plus visqueux que l'eau, car la quantité de « liaisons hydrogène » qui peut se former.

Ce peroxyde est également reconnu comme l'un des peroxydes les plus simples, compris comme des composés peroxydés ayant une simple liaison oxygène-oxygène.

Ses utilisations sont variées, allant de sa puissance comme oxydant, agent de blanchiment et désinfectant, et même à des concentrations élevées, a été utilisé comme carburant pour les vaisseaux spatiaux, en prenant un intérêt particulier dans la chimie des poudres et explosifs.

Le peroxyde d'hydrogène est instable et se décompose lentement en présence de bases ou de catalyseurs. En raison de cette instabilité, le peroxyde est généralement stocké avec un certain type de stabilisant, qui est en présence de solutions légèrement acides.

Le peroxyde d'hydrogène peut être trouvé dans les systèmes biologiques qui font partie du corps humain, et les enzymes qui agissent en le décomposant sont appelées "peroxydases".

Découverte

La découverte du peroxyde d’hydrogène est confiée au scientifique français Louis Jacques Thenard, qui a fait réagir le peroxyde de baryum avec de l’acide nitrique.

Une version améliorée de ce procédé utilise de l'acide chlorhydrique et par addition d'acide sulfurique, de sorte que le sulfate de baryum peut être précipité. Ce processus a été utilisé de la fin du XIXe siècle jusqu'au milieu du XXe siècle pour produire du peroxyde.

On a toujours pensé que le peroxyde était instable, à cause de toutes les tentatives infructueuses pour l'isoler de l'eau. Mais l'instabilité était due principalement aux impuretés des sels des métaux de transition, qui catalysaient leur décomposition.

Le peroxyde d'hydrogène d'une manière pure a été synthétisé en 1894, près de 80 ans après sa découverte, grâce au scientifique Richard Wolffenstein qui produit par distillation sous vide.

Sa structure moléculaire est difficile à déterminer, mais le physicochimique italien, Giacomo Carrara, qui a été déterminé par une diminution de la masse moléculaire cryoscopique, en raison de laquelle, sa structure peut être confirmée. Jusqu'à ce moment, au moins, une douzaine de structures hypothétiques avaient été proposées.

Fabrication

Auparavant, le peroxyde d'hydrogène est préparé industriellement par hydrolyse de peroxydisulfate d'ammonium, qui a été obtenu par électrolyse d'une solution de bisulfate d'ammonium (NH4HSO4) dans de l'acide sulfurique.

De nos jours, le peroxyde d'hydrogène est fabriqué presque exclusivement par le procédé à l'anthraquinone, formalisé en 1936 et breveté en 1939. Il commence par la réduction d'une anthraquinone (2-éthylanthraquinone en tant que ou d'un dérivé de 2-amyle) à anthrahydroquinone correspondante, typiquement par hydrogénation sur un catalyseur au palladium.

L'anthrahydroquinone subit ensuite une auto-oxydation pour régénérer l'anthraquinone de départ, le peroxyde d'hydrogène étant un sous-produit. La plupart des procédés commerciaux obtenir l'oxydation par barbotage d'air comprimé à travers une solution du dérivé d'anthracène, de sorte que l'oxygène de l'air réagit avec les atomes d'hydrogène labile (des groupes hydroxy), pour donner du peroxyde d'hydrogène et de régénération l'anthraquinone.

Le peroxyde d'hydrogène est ensuite extrait, et le dérivé d'anthraquinone est réduite en le composé dihydroxy (anthracène) en utilisant de l'hydrogène gazeux en présence d'un catalyseur métallique. Après le cycle se répète.

Les aspects économiques du procédé dépendent dans une large mesure du recyclage efficace de la quinone (qui est coûteuse), des solvants d'extraction et du catalyseur d'hydrogénation.

Propriétés du peroxyde d'hydrogène

Le peroxyde d'hydrogène est présenté sous la forme d'un liquide bleu clair dans des solutions diluées et incolore à température ambiante, avec un léger goût amer. Il est légèrement plus visqueux que l'eau en raison des liaisons hydrogène qu'il peut former.

Il est considéré comme un acide faible (PubChem, 2013). Il est également un puissant agent oxydant, qui est responsable de la plupart de ses applications en plus pur comme oxydant, ils sont le blanchiment - pour l'industrie du papier - et aussi comme désinfectant. À basse température, il se comporte comme un solide cristallin.

Lors de la formation est le peroxyde de carbamide (de CH6N2O3) (PubChem, 2011) a un bien reconnu que l'utilisation de blanchiment dentaire soit géré par des professionnels, ou, en particulier.

Il y a beaucoup de littérature sur l'importance de peroxyde d'hydrogène dans les cellules vivantes, car il joue un rôle important dans la défense du corps contre les personnes nuisibles, en plus des réactions biosynthétiques oxydatif.

De plus, il existe d'autres preuves (PubChem, 2013) que même à de faibles niveaux de peroxyde d'hydrogène dans le corps, cela joue un rôle fondamental, en particulier chez les organismes supérieurs.Ainsi, il est considéré comme un agent de signalisation cellulaire important, capable de moduler à la fois la contraction et les promoteurs de croissance.

En raison de l'accumulation de peroxyde d'hydrogène dans la peau des patients souffrant dépigmentation « Vitiligo » (Lopez-Lazaro, 2007), l'épiderme humain, le désordre n'a pas la capacité normale d'exercer leurs fonctions, il est suggéré que L'accumulation de peroxyde peut jouer un rôle important dans le développement du cancer.

Même des données expérimentales (López-Lázaro, 2007) montrent que les cellules cancéreuses produisent de grandes quantités de peroxyde, qui sont associées à des alternances d’ADN, à la prolifération cellulaire, etc.

De petites quantités de peroxyde d'hydrogène peuvent être produites spontanément dans l'air. Le peroxyde d'hydrogène est instable et se décompose rapidement en oxygène et en eau, libérant ainsi de la chaleur dans la réaction.

Bien que n'étant pas inflammable, comme il a déjà été mentionné, il s'agit d'un puissant agent oxydant (ATSDR, 2003), qui peut provoquer une combustion spontanée au contact des matières organiques.

Dans le peroxyde d'hydrogène, de l'oxygène (Rayner-Canham, 2000) a un état d'oxydation « anormal » sous forme de paires d'atomes ayant le même électronégativité sont liés, il est donc supposé que la paire d'électrons de liaison diviser entre eux. Dans ce cas, chaque atome d'oxygène a un nombre d'oxydation de 6 moins 7 ou - l, alors que les atomes d'hydrogène ont encore + l.

Le pouvoir oxydant puissant de peroxyde d'hydrogène à l'eau, est expliqué par son potentiel d'oxydation (Rayner-Canham, 2000), de telle sorte que peut oxyder l'ion ferreux (II) en fer ferrique (III), comme le montre la réaction suivante:

Le peroxyde d'hydrogène a également la propriété du dismutar, c'est-à-dire réduire et oxyder (Rayner-Canham, 2000), comme le montrent les réactions suivantes ainsi que leur potentiel:

En ajoutant les deux équations, l’équation globale suivante est obtenue:

Bien que la "dismutation" soit favorisée du point de vue thermodynamique, elle n’est pas favorisée cinétiquement. Mais (Rayner-Canham, 2000), la cinétique de cette réaction peut être favorisée par l'utilisation de catalyseurs tels que l'ion iodure ou d'autres ions de métaux de transition.

Par exemple, l'enzyme "catalase" présente dans notre organisme est capable de catalyser cette réaction, de sorte qu'elle détruit le peroxyde nocif qui peut exister dans nos cellules.

Tous les oxydes du groupe des alcalins, réagissent violemment avec l'eau pour donner la solution correspondante de l'hydroxyde de métal, mais sodium de dioxyde génère du peroxyde d'hydrogène, et les dioxydes de produire du peroxyde d'hydrogène et de l'oxygène, comme le montre la les réactions suivantes (Rayner-Canham, 2000):

D'autres données intéressantes recueillies à partir du peroxyde d'hydrogène sont:

• Masse moléculaire: 34,017 g / mol
• Densité: 1,11 g / cm3 à 20 ºC, dans les solutions à 30% (m / m) et 1 450 g / cm3 à 20 ºC dans les solutions pures.
• Les points de fusion et d'ébullition sont respectivement de -0,43 ° C et 150,2 ° C.
• Il est miscible à l'eau.
• Soluble dans les éthers, les alcools et insolubles dans les solvants organiques.
• La valeur de son acidité est pKa = 11,75.

Structure

La molécule de peroxyde d'hydrogène constitue une molécule non plane. Bien que la liaison oxygène-oxygène est unique, la molécule a une barrière de rotation relativement élevée (l'encyclopédie libre Wikipedia, 2012), en comparaison par exemple avec de l'éthane qui est également constitué par une liaison simple.

Cette barrière, en raison de la répulsion entre les paires d'ions d'oxygènes adjacentes et que le peroxyde est capable d'afficher « atropisomères » sont des stéréoisomères qui se posent en raison de la rotation empêchée autour d'une liaison simple, où les différences d'énergie dues En raison de la déformation stérique ou d'autres facteurs, ils créent une barrière de rotation suffisamment élevée pour permettre l'isolement des conformères individuels.

Les structures des formes gazeuses et cristallines du peroxyde d'hydrogène diffèrent de manière significative et ces différences sont attribuées à la liaison hydrogène absente sous forme gazeuse.

Utilise

Il est courant de trouver du peroxyde d'hydrogène en faibles concentrations (de 3 à 9%), dans de nombreux foyers pour des applications médicales (peroxyde d'hydrogène), ainsi que pour blanchir des vêtements ou des cheveux.

À des concentrations élevées, il est utilisé industriellement, également pour le blanchiment des textiles et du papier, ainsi que pour le carburant des engins spatiaux, la fabrication de caoutchouc spongieux et de composés organiques.

Il est conseillé de manipuler des solutions de peroxyde d'hydrogène, même diluées, avec des gants et des lunettes de protection, car elles attaquent la peau.

Le peroxyde d'hydrogène est un composé chimique industriel important (Rayner-Canham, 2000); se situant autour de l'ordre de 106 tonnes dans le monde chaque année. Le peroxyde d'hydrogène est également utilisé comme réactif industriel, par exemple dans la synthèse du peroxoborate de sodium.

Le peroxyde d'hydrogène a une application importante dans la restauration de peintures anciennes (Rayner-Canham, 2000) comme l'un des pigments blancs principalement utilisé était le blanc de plomb, ce qui correspond à un carbonate basique mixte ayant la formule Pb3 ( OH) 2 (C03) 2.

Des traces de sulfure d’hydrogène font que ce composé blanc se transforme en sulfure de plomb (Il), qui est noir, ce qui tache la peinture. L’application de peroxyde d’hydrogène oxyde le sulfure de plomb (Il) en sulfate de plomb blanc (Il), ce qui rétablit la couleur correcte de la peinture en suivant la réaction suivante:

Un autre curieux de constater (Rayner-Canham, 2000), l'application est appliquée pour modifier la forme des cheveux attaquer de façon permanente des ponts disulfure ce qui a naturellement par le peroxyde d'hydrogène dans des solutions légèrement basiques, découvert par la Rockefeller Institut en 1930.

Les propergols et les explosifs ont de nombreuses propriétés en commun (Rayner-Canham, 2000). Les deux fonctionnent au moyen d'une réaction exothermique rapide qui produit un grand volume de gaz. L'expulsion de ce gaz est ce qui fait avancer la fusée, mais dans le cas de l'explosif, c'est principalement l'onde de choc générée par la production du gaz qui cause les dommages.

La réaction qui a été utilisée dans le premier avion propulsé par fusée a utilisé un mélange de peroxyde d’hydrogène et d’hydrazine, dans lequel les deux ont réagi en donnant de l’azote gazeux et de l’eau, comme le montre la réaction suivante:

Ajout d'énergies de encales de chacun des réactifs et des produits, ce qui entraîne que une énergie de 707 kJ / mol de chaleur est libérée par mole d'hydrazine consommée, ce qui signifie une réaction très exothermique.

Cela signifie qu'il répond aux attentes nécessaires pour être utilisé comme combustible dans les agents propulsifs, car de très gros volumes de gaz sont produits, à travers de très petits volumes des deux liquides réactifs. Compte tenu de la réactivité et de la corrosion de ces deux liquides, ils ont été remplacés par des mélanges plus sûrs sur des bases répondant aux mêmes critères que ceux utilisés pour les carburants.

Sur le plan médical, le peroxyde d’hydrogène est utilisé comme solution topique pour le nettoyage des plaies, la suppression des ulcères et les infections locales. Il a été fréquemment utilisé dans le traitement des processus inflammatoires du conduit auditif externe, ou encore lors des traitements de pharyngite.

Il est également utilisé dans le domaine de la dentisterie pour nettoyer les canaux radiculaires des dents ou d'autres cavités de la pulpe dentaire, dans des processus tels que l'endodontie, en fin de compte dans des processus dentaires mineurs.

Son utilisation dans le nettoyage des plaies, des ulcères, etc. Il est parce qu'il est un agent capable de détruire des micro-organismes, mais pas les spores des bactéries, cela ne signifie pas que tous les micro-organismes tue, mais pour réduire le niveau de ceux-ci, de sorte que les infections ne passent pas de problèmes majeurs. Il appartiendrait donc au niveau des désinfectants et des antiseptiques de faible niveau.

Le peroxyde d'hydrogène réagit avec certains diesters, tels que l'ester phénylique d'oxalate, et produire quimioluminisicencia, ce taux est une application plutôt élevée, qui est en barres lumineuses, connu sous son nom anglais de « stick lueur » .

En plus de toutes les utilisations, il y a des évènements historiques avec l'utilisation de peroxyde d'hydrogène en tant que plus un composé chimique à des concentrations élevées et en raison de leur réactivité, peuvent conduire à des explosions, ce qui rend l'équipement de protection nécessaire lors de sa manipulation, tout en tenant compte des conditions de stockage appropriées.

Références

1. ATSDR. (2003). Substances toxiques - Peroxyde d'hydrogène. Extrait le 17 janvier 2017 de atsdr.cdc.gov.
2. Scientifiques célèbres - Louis Jacques Thenard découvre le peroxyde d'hydrogène. (2015). Extrait le 17 janvier 2017 de humantouchofchemistry.com.
3. López-Lázaro, M. (2007). Double rôle du peroxyde d'hydrogène dans le cancer: intérêt possible pour la chimioprévention du cancer et la thérapie. Lettres sur le cancer, 252 (1), 1-8.
4. PubChem. (2011). Urée de peroxyde d'hydrogène.
5. PubChem. (2013). Le peroxyde d'hydrogène. Récupéré le 15 janvier 2017.
6. Rayner-Canham, G. (2000). Chimie inorganique descriptive (2a). Pearson Education.
7. Wikipedia l'encyclopédie libre. (2012). Peroxyde d'hydrogène. Récupéré de wikipedia.org.