Peroxyde d'hydrogène: propriétés, formule, structure et utilisations

Le peroxyde d'hydrogène ou le peroxyde d' hydrogène, le dioxogène ou le dioxidane est un composé chimique représenté par la formule H2O2. Sous sa forme pure, il ne montre pas de couleur, en plus d'être à l'état liquide, mais il est légèrement plus visqueux que l'eau, en raison de la quantité de "ponts d'hydrogène" pouvant être formés.

Ce peroxyde est également reconnu comme l’un des peroxydes les plus simples, ce qui signifie peroxyde les composés qui possèdent une simple liaison oxygène-oxygène.

Ses utilisations sont variées, allant de sa puissance en tant qu'oxydant, agent de blanchiment et désinfectant, et même à des concentrations élevées, il a été utilisé comme carburant pour engins spatiaux, ayant un intérêt particulier pour la chimie des propulseurs et des 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 type de stabilisant, qui se trouve en présence de solutions légèrement acides.

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

Découverte

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

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

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

Le peroxyde d'hydrogène pur a été synthétisé pour la première fois en 1894, près de 80 ans après sa découverte, grâce au scientifique Richard Wolffenstein qui l'a produit grâce à la distillation sous vide.

Sa structure moléculaire était difficile à déterminer, mais le physicien chimique italien, Giacomo Carrara, a déterminé sa masse moléculaire par descente cryoscopique, grâce à 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 était préparé industriellement par hydrolyse du peroxydisulfate d'ammonium, obtenu par électrolyse d'une solution de bisulfate d'ammonium (NH4HSO4) dans de l'acide sulfurique.

Aujourd'hui, 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 (telle que la 2-éthylanthraquinone ou son dérivé) en un anthrahydroquinone correspondante, typiquement par hydrogénation sur un catalyseur au palladium.

L'anthrahydroquinone subit ensuite une auto-oxydation pour régénérer l'anthraquinone de départ, avec du peroxyde d'hydrogène en tant que sous-produit. La plupart des procédés commerciaux s'oxydent en faisant barboter de l'air comprimé dans une solution anthracénique dérivée, de sorte que l'oxygène présent dans l'air réagisse avec les atomes d'hydrogène labiles (des groupes hydroxy), donnant du peroxyde d'hydrogène et se régénérant. l'anthraquinone.

Le peroxyde d'hydrogène est ensuite extrait et le dérivé d'anthraquinone est à nouveau réduit en 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 coûte cher), des solvants d’extraction et du catalyseur d’hydrogénation.

Propriétés du peroxyde d'hydrogène

Le peroxyde d'hydrogène est présenté sous forme de liquide bleu clair dans des solutions diluées et incolore à la 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). C'est aussi un agent oxydant puissant, qui est responsable de la plupart de ses applications. Outre l'agent oxydant, il s'agit de l'eau de javel - pour l'industrie papetière - et également comme désinfectant. À basse température, il se comporte comme un solide cristallin.

Lorsqu'il forme le peroxyde de carbamide (CH6N2O3) (PubChem, 2011), il a un usage tout à fait reconnu en tant que blanchiment dentaire, administré de manière professionnelle ou particulière.

Il existe de nombreuses publications sur l'importance du peroxyde d'hydrogène dans les cellules vivantes, car il joue un rôle important dans la défense de l'organisme contre des hôtes nuisibles, en plus des réactions de biosynthèse oxydative.

De plus, il existe de plus en plus de 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 les promoteurs de contraction et de croissance.

En raison de l’accumulation de peroxyde d’hydrogène dans la peau des patients atteints du trouble dépigmentant appelé «vitiligo» (López-Lázaro, 2007), l’épiderme humain n’a pas la capacité normale de remplir ses fonctions; il est donc 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 une grande quantité de peroxyde, associée aux alternances de l'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 de la chaleur lors de la réaction.

Comme il a déjà été mentionné, il n’est pas inflammable, mais c’est un puissant agent oxydant (ATSDR, 2003) qui peut provoquer une combustion spontanée au contact de matières organiques.

Dans le peroxyde d'hydrogène, l'oxygène (Rayner-Canham, 2000) présente un état d'oxydation "anormal", dans la mesure où des paires d'atomes de même électronégativité sont liées. Il faut donc supposer que la paire d'électrons de liaison est diviser entre eux. Dans ce cas, chaque atome d'oxygène a un nombre d'oxydation de 6 moins 7, ou - l, tandis que les atomes d'hydrogène ont toujours + l.

Le puissant pouvoir oxydant de l'eau oxygénée vis-à-vis de l'eau s'explique par son potentiel d'oxydation (Rayner-Canham, 2000), de sorte qu'il peut oxyder l'ion ferreux (II) en ion ferrique (III), comme indiqué dans la réaction suivante:

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

En ajoutant les deux équations, on obtient l'équation globale suivante:

Bien que la "dismutation" soit favorisée du point de vue thermodynamique, cinétiquement, elle n'est PAS favorisée. Mais (Rayner-Canham, 2000), la cinétique de cette réaction peut être favorisée avec 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 corps est capable de catalyser cette réaction, de sorte qu'elle détruit le peroxyde nocif pouvant exister dans nos cellules.

Tous les oxydes du groupe alcalin réagissent vigoureusement avec l’eau pour donner la solution correspondante de l’hydroxyde de métal, mais le dioxyde de sodium produit du peroxyde d’hydrogène et les dioxydes produisent du peroxyde d’hydrogène et de l’oxygène, comme indiqué dans les réactions suivantes (Rayner-Canham, 2000):

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

• Masse moléculaire: 34, 017 g / mol
• Densité: 1, 11 g / cm3 à 20 ºC, dans des solutions à 30% (p / p), et 1 450 g / cm3 à 20 ºC dans des 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 insoluble dans les solvants organiques.
• La valeur de son acidité est pKa = 11, 75.

La structure

La molécule de peroxyde d'hydrogène constitue une molécule non plane. Bien que la liaison oxygène-oxygène soit simple, la molécule possède une barrière de rotation relativement élevée (Wikipedia l'Encyclopedia Libre, 2012), si on la compare par exemple à celle de l'éthane qui est également formée par une simple liaison.

Cette barrière est due à la répulsion entre les paires d'ions des oxygènes adjacents et il s'avère que le peroxyde est capable de montrer des "atropisomères" qui sont des stéréoisomères dus à la rotation entravée autour d'une simple liaison, où les différences d'énergie sont dues à la déformation stérique ou à d’autres facteurs contributifs, ils créent une barrière de rotation suffisamment élevée pour permettre l’isolement des conformères individuels.

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

Utilisations

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

Aux fortes concentrations, il est utilisé dans l'industrie, notamment pour le blanchiment des textiles et du papier, ainsi que pour la fabrication de véhicules spatiaux, la fabrication de caoutchouc spongieux et de composés organiques.

Il est conseillé de manipuler les solutions de peroxyde d'hydrogène, même diluées, avec des gants et une protection oculaire, car celles-ci attaquent la peau.

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

Le peroxyde d'hydrogène trouve une application importante dans la restauration de peintures anciennes (Rayner-Canham, 2000), l'un des pigments blancs le plus utilisé étant le blanc de plomb, qui correspondrait à un carbonate basique mixte dont la formule est Pb3 ( OH) 2 (C03) 2.

Des traces d'hydrogène sulfuré font de ce composé blanc se transformer 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), qui restitue la couleur correcte de la peinture, à la suite de la réaction suivante:

Une autre application curieuse à souligner (Rayner-Canham, 2000) est son application pour modifier la forme du cheveu en attaquant en permanence les ponts disulfures que celui-ci a naturellement au moyen de peroxyde d'hydrogène dans des solutions légèrement basiques, découvertes par le Rockefeller. Institut en l'an 1930.

Les propulseurs et les explosifs ont de nombreuses propriétés en commun (Rayner-Canham, 2000). Les deux fonctionnent par une réaction exothermique rapide qui produit un grand volume de gaz. C'est l'expulsion de ce gaz 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 utilisée dans le premier avion piloté par une fusée utilisait un mélange de peroxyde d'hydrogène et d'hydrazine, dans lequel les deux réagissaient en donnant de l'azote moléculaire et de l'eau, comme illustré dans la réaction suivante:

En faisant la somme des énergies d'encapsidation de chacun des réactifs et des produits, il en résulte une énergie de 707 Kj / mol de chaleur libérée, pour chaque mole d'hydrazine consommée, ce qui correspond à une réaction très exothermique.

Cela signifie qu'il répond aux attentes nécessaires pour être utilisé comme carburant dans les propulseurs, car de très grands volumes de gaz sont produits, à travers de très faibles 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 dans des bases répondant aux mêmes critères que ceux choisis pour être utilisés comme carburants.

Dans l'aspect médical, le peroxyde d'hydrogène est utilisé comme solution topique dans le nettoyage des plaies, des ulcères suppurants et des infections locales. Il a été fréquemment utilisé dans le traitement des processus inflammatoires du conduit auditif externe ou également pour le gargarisme lors de traitements de la 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, et finalement dans les processus dentaires mineurs.

Son utilisation dans le nettoyage des plaies, des ulcères, etc. c’est parce qu’il s’agit d’un agent capable de détruire les microorganismes, mais pas les spores de bactéries, cela ne signifie pas qu’on tue tous les microorganismes, mais cela en réduit le niveau, de sorte que les infections ne provoquent pas de problèmes majeurs. Cela appartiendrait donc au niveau des antiseptiques et des désinfectants de bas niveau.

Le peroxyde d'hydrogène réagit avec certains diesters, tels que l'ester de phényloxalate, et produit une chimioluminescence. Il s'agit d'une application de type secondaire, trouvée dans des barres lumineuses, connue sous son nom anglais "glow stick". .

En plus de toutes ses utilisations, l'utilisation de peroxyde d'hydrogène a donné lieu à des incidents historiques, car il s'agit toujours d'un composé chimique qui, à des concentrations élevées et en raison de sa réactivité, peut entraîner des explosions, ce qui signifie qu'un équipement de protection est nécessaire. personne lors de sa manipulation, en tenant compte des conditions de stockage appropriées.