Hispanopedia WikiEl peróxido de hidrógeno es un compuesto químico con la fórmula H₂O₂ . En su forma pura, es un líquido de color azul muy pálido [ 5 ] ; sin embargo, a concentraciones más bajas, parece incoloro debido a la debilidad de su color azul [ 6 ] . La molécula de peróxido de hidrógeno es asimétrica y altamente polarizada. Su fuerte tendencia a formar redes de enlaces de hidrógeno resulta en una mayor viscosidad en comparación con el agua . Se utiliza como oxidante , agente blanqueador y antiséptico , generalmente como una solución diluida (3%-6% en peso) en agua para uso doméstico y en concentraciones más altas para uso industrial. El peróxido de hidrógeno concentrado, o " peróxido de alta concentración ", se descompone explosivamente al calentarse y se ha utilizado como monopropelente y oxidante en cohetería [ 7 ] .
El peróxido de hidrógeno es una especie reactiva de oxígeno y el peróxido más simple, un compuesto con un enlace simple oxígeno-oxígeno . Se descompone lentamente en agua y oxígeno elemental al exponerse a la luz, y rápidamente en presencia de compuestos orgánicos o reactivos. Generalmente se almacena con un estabilizador en una solución ligeramente ácida en un frasco opaco. El peróxido de hidrógeno se encuentra en sistemas biológicos, incluido el cuerpo humano. Las enzimas que utilizan o descomponen el peróxido de hidrógeno se clasifican como peroxidasas .
Propiedades
El punto de ebullición del H₂O₂ se ha extrapolado a 150,2 °C (302,4 °F) , aproximadamente 50 °C (90 °F) más alto que el del agua. En la práctica, el peróxido de hidrógeno sufrirá una descomposición térmica potencialmente explosiva si se calienta a esta temperatura. Puede destilarse de forma segura a temperaturas más bajas y a presión reducida. [ 8 ]
El peróxido de hidrógeno forma aductos estables con urea ( peróxido de hidrógeno-urea ), carbonato de sodio ( percarbonato de sodio ) y otros compuestos. [ 9 ] Se conocen aductos estables con enlaces de hidrógeno con varios óxidos de amina y óxidos de fosfina sustituidos . [ 10 ] El aducto con óxido de trifenilfosfina puede servir como "portador" de H₂O₂ en algunas reacciones, [ 11 ] aunque el óxido de trifenilfosfina también puede catalizar la descomposición del peróxido de hidrógeno . [ 12 ]
Estructura
El peróxido de hidrógeno ( H₂O₂ ) es una molécula no planar con simetría C₂ (torsionada) ; esto fue demostrado por primera vez por Paul-Antoine Giguère en 1950 usando espectroscopia infrarroja . [ 13 ] [ 14 ] Aunque el enlace O−O es un enlace simple , la molécula tiene una barrera de energía relativamente alta de 386 cm⁻¹ (4,62 kJ / mol ) para la rotación entre enantiómeros a través de la configuración anti , y 2460 cm⁻¹ ( 29,4 kJ/mol) a través de la configuración eclipsada. [ 15 ] Se propone que estas barreras se deben a la repulsión entre los pares solitarios de los átomos de oxígeno adyacentes y efectos dipolares entre los dos enlaces O–H. Para comparar, la barrera de rotación para el etano es 1040 cm⁻¹ ( 12,4 kJ/mol).
El ángulo diedro de aproximadamente 100° entre los dos enlaces O–H hace que la molécula sea quiral . Es la molécula más pequeña y simple que exhibe enantiomería . Se ha propuesto que las interacciones enantioespecíficas de una u otra forma podrían haber llevado a la amplificación de una forma enantiomérica de los ácidos ribonucleicos y, por lo tanto, a un origen de homochiralidad en un mundo de ARN . [ 16 ]
Las estructuras moleculares del H₂O₂ gaseoso y cristalino son significativamente diferentes. Esta diferencia se atribuye a los efectos de los enlaces de hidrógeno , que están ausentes en el estado gaseoso . [ 17 ] Los cristales de H₂O₂ son tetragonales con el grupo espacial D₄₄ o P₄₁₂₁₂ . [ 18 ]
Soluciones acuosas
En soluciones acuosas , el peróxido de hidrógeno forma una mezcla eutéctica , que presenta un descenso del punto de congelación de hasta −56 °C a presión atmosférica; el agua pura tiene un punto de congelación de 0 °C y el peróxido de hidrógeno puro de −0,43 °C. El punto de ebullición de estas mismas mezclas también se reduce en relación con la media de ambos puntos de ebullición (125,1 °C). Se sitúa en 114 °C. Este punto de ebullición es 14 °C superior al del agua pura y 36,2 °C inferior al del peróxido de hidrógeno puro. [ 19 ]
El peróxido de hidrógeno se suele encontrar en solución acuosa. Para el consumidor, generalmente se adquiere en farmacias con concentraciones del 3% y 6 % en peso . Estas concentraciones a veces se expresan en términos del volumen de oxígeno gaseoso generado; un mililitro de una solución de 20 volúmenes genera veinte mililitros de oxígeno gaseoso al descomponerse por completo. Para uso en laboratorio, las soluciones al 30% en peso son las más comunes. También existen grados comerciales del 70% al 98%, pero debido a que las soluciones con más del 68% de peróxido de hidrógeno pueden convertirse completamente en vapor y oxígeno (con un aumento de la temperatura del vapor a medida que la concentración supera el 68%), estos grados son potencialmente mucho más peligrosos y requieren un cuidado especial en áreas de almacenamiento específicas. Por lo general, los compradores deben permitir la inspección por parte de los fabricantes comerciales.
Comparación con análogos
El peróxido de hidrógeno tiene varios análogos estructurales con disposiciones de enlace H m X−XH n (también se muestra el agua para comparación). Tiene el punto de ebullición (teórico) más alto de esta serie (X = O, S, N, P). Su punto de fusión también es bastante alto, comparable al de la hidrazina y el agua, siendo solo la hidroxilamina la que cristaliza significativamente más fácilmente, lo que indica un enlace de hidrógeno particularmente fuerte. El difosfano y el disulfuro de hidrógeno exhiben solo enlaces de hidrógeno débiles y tienen poca similitud química con el peróxido de hidrógeno. Estructuralmente, todos los análogos adoptan estructuras sesgadas similares, debido a la repulsión entre pares de electrones no enlazantes adyacentes .
fenómeno natural
El peróxido de hidrógeno se produce mediante diversos procesos biológicos mediados por enzimas .
Se ha detectado peróxido de hidrógeno en aguas superficiales, subterráneas y en la atmósfera . También puede formarse cuando el agua se expone a la luz ultravioleta. [ 20 ] El agua de mar contiene de 0,5 a 14 μg/L de peróxido de hidrógeno, y el agua dulce contiene de 1 a 30 μg/L. [ 21 ] Las concentraciones en el aire son de aproximadamente 0,4 a 4 μg /m³ , variando en varios órdenes de magnitud dependiendo de condiciones como la estación, la altitud, la luz del día y el contenido de vapor de agua. En el aire nocturno rural es inferior a 0,014 μg/m³ , y en el smog fotoquímico moderado es de 14 a 42 μg/ m³ . [ 22 ]
La cantidad de peróxido de hidrógeno en sistemas biológicos se puede analizar mediante un ensayo fluorométrico . [ 23 ]
Descubrimiento
A veces se dice que Alexander von Humboldt fue el primero en informar sobre el primer peróxido sintético, el peróxido de bario , en 1799 como un subproducto de sus intentos de descomponer el aire, aunque esto es discutido debido a la ambigüedad de la redacción de von Humboldt. [ 24 ] Diecinueve años después, Louis Jacques Thénard reconoció que este compuesto podía usarse para la preparación de un compuesto previamente desconocido, que describió como eau oxygénée ("agua oxigenada"), posteriormente conocido como peróxido de hidrógeno. [ 25 ] [ 26 ] [ 27 ]
Una versión mejorada del proceso de Thénard utilizaba ácido clorhídrico , seguido de la adición de ácido sulfúrico para precipitar el sulfato de bario como subproducto. Este proceso se utilizó desde finales del siglo XIX hasta mediados del siglo XX. [ 28 ]
El efecto blanqueador de los peróxidos y sus sales sobre los tintes naturales se conocía desde los experimentos de Thénard en la década de 1820, pero los primeros intentos de producción industrial de peróxidos fracasaron. La primera planta productora de peróxido de hidrógeno se construyó en 1873 en Berlín . El descubrimiento de la síntesis de peróxido de hidrógeno por electrólisis con ácido sulfúrico introdujo el método electroquímico más eficiente. Se comercializó por primera vez en 1908 en Weißenstein , Carintia , Austria. El proceso de antraquinona , que todavía se utiliza, fue desarrollado durante la década de 1930 por el fabricante químico alemán IG Farben en Ludwigshafen . El aumento de la demanda y las mejoras en los métodos de síntesis dieron como resultado el aumento de la producción anual de peróxido de hidrógeno de 35.000 toneladas en 1950, a más de 100.000 toneladas en 1960, a 300.000 toneladas en 1970; En 1998 alcanzó los 2,7 millones de toneladas. [ 21 ]
Los primeros intentos de producir peróxido de hidrógeno puro fracasaron. El peróxido de hidrógeno anhidro se obtuvo por primera vez mediante destilación al vacío . [ 29 ]
La determinación de la estructura molecular del peróxido de hidrógeno resultó ser muy difícil. En 1892, el químico físico italiano Giacomo Carrara (1864-1925) determinó su masa molecular por descenso del punto de congelación , lo que confirmó que su fórmula molecular es H₂O₂ . [ 30 ] H₂O =O parecía ser tan posible como la estructura moderna, e incluso a mediados del siglo XX, al menos media docena de variantes isoméricas hipotéticas de dos opciones principales parecían ser consistentes con la evidencia disponible. [ 31 ] En 1934 , el físico matemático inglés William Penney y el físico escocés Gordon Sutherland propusieron una estructura molecular para el peróxido de hidrógeno que era muy similar a la actualmente aceptada. [ 32 ] [ 33 ]
Producción
En 1994, la producción mundial de H₂O₂ era de alrededor de 1,9 millones de toneladas y aumentó a 2,2 millones en 2006, [ 34 ] la mayor parte de la cual tenía una concentración del 70% o menos. En ese año, el H₂O₂ a granel al 30% se vendía a alrededor de 0,54 USD / kg , equivalente a US$1,50/kg (US$0,68/ lb ) sobre la base de una pureza del 100%. [ 35 ]
El peróxido de hidrógeno se fabrica casi exclusivamente mediante el proceso de antraquinona , desarrollado originalmente por BASF en 1939. Este proceso comienza con la reducción de una antraquinona (como la 2-etilantraquinona o el derivado 2-amilo) a la antrahidroquinona correspondiente, generalmente mediante hidrogenación con un catalizador de paladio . En presencia de oxígeno , la antrahidroquinona sufre autooxidación : los átomos de hidrógeno lábiles de los grupos hidroxilo se transfieren a la molécula de oxígeno, dando lugar a peróxido de hidrógeno y regenerando la antraquinona. La mayoría de los procesos comerciales logran la oxidación haciendo pasar aire comprimido a través de una solución de antrahidroquinona; posteriormente, se extrae el peróxido de hidrógeno de la solución y se recicla la antraquinona para ciclos sucesivos de hidrogenación y oxidación. [ 35 ] [ 36 ]
La reacción neta para el proceso catalizado por antraquinona es: [ 35 ]
- H₂ + O₂ → H₂O₂
La viabilidad económica del proceso depende en gran medida del reciclaje eficaz de los disolventes de extracción, el catalizador de hidrogenación y la costosa quinona .
Métodos históricos
El peróxido de hidrógeno se preparaba antiguamente de forma industrial mediante la hidrólisis del persulfato de amonio :
- [ NH 4 ] 2 S 2 O 8 + 2 H 2 O → 2 [ NH 4 ]HSO 4 + H 2 O 2
[ NH4 ] 2S2O8 se obtuvo mediante la electrólisis de una solución de bisulfato de amonio ( [ NH4 ] HSO4 ) en ácido sulfúrico . [ 37 ]
Otras rutas
Se forman pequeñas cantidades mediante electrólisis, fotoquímica , arco eléctrico y métodos relacionados. [ 38 ]
Una ruta comercialmente viable para el peróxido de hidrógeno mediante la reacción de hidrógeno con oxígeno favorece la producción de agua, pero puede detenerse en la etapa de peróxido. [ 39 ] [ 40 ] Un obstáculo económico ha sido que los procesos directos dan como resultado una solución diluida, cuyo transporte resulta poco rentable. Ninguno de estos métodos ha alcanzado aún un punto en el que pueda utilizarse para la síntesis a escala industrial.
La reducción electroquímica del oxígeno permite la generación de peróxido de hidrógeno a partir de oxígeno y agua. [ 41 ]
Reacciones
Ácido-base
El peróxido de hidrógeno es aproximadamente 1000 veces más fuerte como ácido que el agua. [ 42 ]
- H 2 O 2 ⇌ H + + HO − 2 (p K = 11,65)
Desproporción
El peróxido de hidrógeno se desproporciona para formar agua y oxígeno con un Δ H o de −2884,5 kJ / kg [ 43 ] y un Δ S de 70,5 J/(mol·K):
- 2 H 2 O 2 → 2 H 2 O + O 2
La velocidad de descomposición aumenta con el incremento de la temperatura, la concentración y el pH . El H₂O₂ es inestable en condiciones alcalinas. La descomposición es catalizada por diversos iones o compuestos redox-activos, incluyendo la mayoría de los metales de transición y sus compuestos (por ejemplo, dióxido de manganeso ( MnO₂ ), plata y platino ). [ 44 ]
Reacciones de oxidación
Las propiedades redox del peróxido de hidrógeno dependen del pH. En soluciones ácidas, el H₂O₂ es un potente oxidante .
El sulfito ( SO 2− 3 ) se oxida a sulfato ( SO 2− 4 ).
Reacciones de reducción
En condiciones alcalinas , el peróxido de hidrógeno actúa como reductor. Cuando el H₂O₂ actúa como agente reductor, también se produce oxígeno gaseoso . Por ejemplo, el peróxido de hidrógeno reduce el hipoclorito de sodio y el permanganato de potasio , lo cual es un método práctico para preparar oxígeno en el laboratorio.
- NaOCl + H 2 O 2 → O 2 + NaCl + H 2 O
- 2 KMnO 4 + 3 H 2 O 2 → 2 MnO 2 + 2 KOH + 2 H 2 O + 3 O 2
El oxígeno producido a partir de peróxido de hidrógeno e hipoclorito de sodio se encuentra en estado singlete .
El peróxido de hidrógeno también reduce el óxido de plata a plata :
- Ag 2 O + H 2 O 2 → 2 Ag + H 2 O + O 2
Aunque normalmente es un reductor, el peróxido de hidrógeno alcalino convierte el Mn(II) en dióxido:
- H₂O₂ + Mn²⁺ + 2 OH⁻ → MnO₂ + 2 H₂O
En una reacción relacionada, el permanganato de potasio se reduce a Mn 2+ por H 2 O 2 ácido : [ 5 ]
- 2 MnO − 4 + 5 H 2 O 2 + 6 H + → 2 Mn 2+ + 8 H 2 O + 5 O 2
Reacciones orgánicas
El peróxido de hidrógeno se usa frecuentemente como agente oxidante . Un ejemplo ilustrativo es la oxidación de tioéteres para formar sulfóxidos , como la conversión de tioanisol a metil fenil sulfóxido : [ 45 ] [ 46 ]
- Ph-S-CH3 + H2O2 → Ph-S ( O ) -CH3 + H2O
El peróxido de hidrógeno alcalino se utiliza para la epoxidación de alquenos deficientes en electrones, como los derivados del ácido acrílico , [ 47 ] y para la oxidación de alquilboranos a alcoholes , el segundo paso de la hidroboración-oxidación . También es el reactivo principal en el proceso de oxidación de Dakin .
Precursor de otros compuestos de peróxido
El peróxido de hidrógeno es un ácido débil que forma hidroperóxidos o sales de peróxido con muchos metales.
También convierte los óxidos metálicos en los peróxidos correspondientes. Por ejemplo, al ser tratado con peróxido de hidrógeno, el ácido crómico ( CrO3 y H2SO4 ) forma un peróxido azul CrO( O2 ) 2 .
Bioquímica
Producción
La oxidación aeróbica de la glucosa en presencia de la enzima glucosa oxidasa produce peróxido de hidrógeno. La conversión produce gluconolactona : [ 48 ]
- C 6 H 12 O 6 + O 2 → C 6 H 10 O 6 + H 2 O 2
Las superóxido dismutasas (SOD) son enzimas que promueven la desproporción del superóxido en oxígeno y peróxido de hidrógeno. [ 49 ]
- 2 O − 2 + 2 H + → O 2 + H 2 O 2
- 2 H 2 O 2 → O 2 + 2 H 2 O
Los peroxisomas son orgánulos que se encuentran en prácticamente todas las células eucariotas . [ 50 ] Participan en el catabolismo de ácidos grasos de cadena muy larga , ácidos grasos de cadena ramificada , D -aminoácidos , poliaminas y en la biosíntesis de plasmalógenos y fosfolípidos de éter , que se encuentran en el cerebro y los pulmones de los mamíferos. [ 51 ] Producen peróxido de hidrógeno en un proceso catalizado por el dinucleótido de flavina y adenina (FAD): [ 52 ]
- R-CH 2 -CH 2 -CO-SCoA + O 2R-CH=CH-CO-SCoA + H 2 O 2
El peróxido de hidrógeno surge por la degradación del monofosfato de adenosina , que produce hipoxantina . La hipoxantina se cataboliza oxidativamente primero a xantina y luego a ácido úrico , y la reacción es catalizada por la enzima xantina oxidasa : [ 53 ]
La degradación del monofosfato de guanosina produce xantina como producto intermedio, que luego se convierte de la misma manera en ácido úrico con la formación de peróxido de hidrógeno. [ 53 ]
Consumo
La catalasa , otra enzima peroxisomal, utiliza este H₂O₂ para oxidar otros sustratos, incluidos fenoles , ácido fórmico , formaldehído y alcohol , mediante una reacción de peroxidación :
- H₂O₂ + R'H₂ → R ' + 2 H₂O
De esta forma, se elimina el peróxido de hidrógeno tóxico en el proceso.
Esta reacción es importante en las células del hígado y los riñones, donde los peroxisomas neutralizan diversas sustancias tóxicas que ingresan a la sangre. Parte del etanol que beben los humanos se oxida a acetaldehído de esta manera. [ 54 ] Además, cuando se acumula un exceso de H₂O₂ en la célula, la catalasa lo convierte en H₂O mediante esta reacción:
- H₂O₂ → 0,5 O₂ + H₂O
La glutatión peroxidasa , una selenoenzima , también cataliza la desproporción del peróxido de hidrógeno.
reacción de Fenton
La reacción del Fe 2+ con el peróxido de hidrógeno es la base de la reacción de Fenton , que genera radicales hidroxilo , los cuales son importantes en biología:
- Fe(II) + H 2 O 2 → Fe(III)OH + HO ·
La reacción de Fenton explica la toxicidad de los peróxidos de hidrógeno porque los radicales hidroxilo oxidan rápida e irreversiblemente todos los compuestos orgánicos, incluyendo proteínas , lípidos de membrana y ADN . [ 55 ] El peróxido de hidrógeno es una fuente importante de daño oxidativo del ADN en células vivas. El daño del ADN incluye la formación de 8-oxo-2'-desoxiguanosina entre muchas otras bases alteradas, así como roturas de cadena, enlaces cruzados entre cadenas y daño de la desoxirribosa. [ 56 ] Al interactuar con Cl − , el peróxido de hidrógeno también conduce a bases de ADN cloradas. [ 56 ] Los radicales hidroxilo dañan fácilmente componentes celulares vitales, especialmente los de las mitocondrias . [ 57 ] [ 58 ] [ 59 ] El compuesto es un factor importante implicado en la teoría de los radicales libres del envejecimiento , basada en su fácil conversión en un radical hidroxilo .
Función
Los óvulos del erizo de mar , poco después de ser fertilizados por un espermatozoide, producen peróxido de hidrógeno. Este se convierte en radicales hidroxilo (HO•), que inician la polimerización por radicales libres , la cual rodea los óvulos con una capa protectora de polímero .
El escarabajo bombardero combina hidroquinona y peróxido de hidrógeno, lo que da lugar a una violenta reacción química exotérmica que produce un líquido hirviente y maloliente que se convierte parcialmente en gas ( evaporación instantánea ) y es expulsado a través de una válvula de salida con un fuerte chasquido. [ 60 ] [ 61 ] [ 62 ]
Como molécula señalizadora propuesta , el peróxido de hidrógeno puede regular una amplia variedad de procesos biológicos. [ 63 ] [ 64 ] Al menos un estudio ha intentado vincular la producción de peróxido de hidrógeno con el cáncer. [ 65 ]
Usos
Blanqueamiento
Aproximadamente el 60% de la producción mundial de peróxido de hidrógeno se utiliza para el blanqueo de pulpa y papel . [ 34 ] La segunda aplicación industrial principal es la fabricación de percarbonato de sodio y perborato de sodio , que se utilizan como blanqueadores suaves en detergentes para ropa . Una conversión representativa es:
- Na 2 B 4 O 7 + 4 H 2 O 2 + 2 NaOH → 2 Na 2 B 2 O 4 (OH) 4 + H 2 O
El percarbonato de sodio, que es un aducto de carbonato de sodio y peróxido de hidrógeno, es el ingrediente activo de productos de lavandería como OxiClean y el detergente Tide . Al disolverse en agua, libera peróxido de hidrógeno y carbonato de sodio. [ 28 ] Por sí solos, estos agentes blanqueadores solo son efectivos a temperaturas de lavado de 60 °C (140 °F) o superiores, por lo que a menudo se utilizan junto con activadores de blanqueador , que facilitan la limpieza a temperaturas más bajas.
El peróxido de hidrógeno también se ha utilizado como agente blanqueador de la harina y como agente blanqueador de dientes y huesos .
Producción de compuestos peroxi orgánicos
Se utiliza en la producción de varios peróxidos orgánicos e hidroperóxidos . El peróxido de dibenzoilo es un ejemplo de alto volumen. [ 66 ] Los peroxiácidos , como el ácido peracético y el ácido meta -cloroperoxibenzoico , también se producen utilizando peróxido de hidrógeno. El peróxido de hidrógeno se ha utilizado para crear explosivos a base de peróxidos orgánicos , como el peróxido de acetona . Se utiliza como iniciador de radicales en procesos de polimerización por radicales . El peróxido de hidrógeno reacciona con ciertos diésteres , como el éster de oxalato de fenilo (cyalume), para producir quimioluminiscencia ; esta aplicación se encuentra más comúnmente en forma de barras luminosas .
Producción de peróxidos inorgánicos
La reacción con bórax produce perborato de sodio , un blanqueador utilizado en detergentes para ropa:
- Na 2 B 4 O 7 + 4 H 2 O 2 + 2 NaOH → 2 Na 2 B 2 O 4 (OH) 4 + H 2 O
Tratamiento de aguas residuales
El peróxido de hidrógeno se utiliza en ciertos procesos de tratamiento de aguas residuales para eliminar impurezas orgánicas. En el procesamiento de oxidación avanzada , la reacción de Fenton [ 67 ] [ 68 ] produce el radical hidroxilo (•OH), altamente reactivo . Este degrada compuestos orgánicos, incluidos aquellos que normalmente son resistentes, como los compuestos aromáticos o halogenados . [ 69 ] También puede oxidar compuestos a base de azufre presentes en los residuos, lo cual es beneficioso ya que generalmente reduce su olor. [ 70 ]
Desinfectante
El peróxido de hidrógeno puede utilizarse para la esterilización de diversas superficies, [71] incluyendo instrumentos quirúrgicos, [72] y puede emplearse como vapor (VHP) para la esterilización de habitaciones. [73] El H₂O₂ demuestra una eficacia de amplio espectro contra virus , bacterias , levaduras y esporas bacterianas . [ 74 ] [ 75 ] En general , se observa mayor actividad contra bacterias Gram positivas que contra Gram negativas ; sin embargo, la presencia de catalasa u otras peroxidasas en estos organismos puede aumentar la tolerancia en presencia de concentraciones más bajas. [ 76 ] Niveles de concentración más bajos (3%) funcionarán contra la mayoría de las esporas; concentraciones más altas (7 a 30%) y tiempos de contacto más prolongados mejorarán la actividad esporicida. [ 75 ] [ 77 ]
El peróxido de hidrógeno se considera una alternativa ecológica a los blanqueadores a base de cloro , ya que se degrada para formar oxígeno y agua, y la Administración de Alimentos y Medicamentos de los Estados Unidos (FDA) lo reconoce generalmente como un agente antimicrobiano seguro . [ 78 ]
Propulsor
El H₂O₂ de alta concentración se denomina "peróxido de alta concentración" (HTP). Puede utilizarse como monopropelente (sin mezclar con combustible) o como componente oxidante de un cohete bipropelente . Su uso como monopropelente aprovecha la descomposición del peróxido de hidrógeno con una concentración del 70-98% en vapor y oxígeno. El propelente se bombea a una cámara de reacción, donde un catalizador, generalmente una malla de plata o platino, desencadena la descomposición, produciendo vapor a más de 600 °C (1100 ° F ) , que se expulsa a través de una tobera , generando empuje . El monopropelente de H₂O₂ produce un impulso específico máximo ( Isp ) de 161 s (1,6 kN·s /kg). El peróxido fue el primer monopropelente importante adoptado para su uso en cohetes. La hidracina acabó sustituyendo a las aplicaciones de propulsores monopropelentes de peróxido de hidrógeno , principalmente debido a un aumento del 25% en el impulso específico en el vacío. [ 79 ] La hidracina (tóxica) y el peróxido de hidrógeno (menos tóxico [ACGIH TLV 0,01 y 1 ppm respectivamente]) son los únicos dos monopropelentes (aparte de los gases fríos) que se han adoptado y utilizado ampliamente para aplicaciones de propulsión y energía. El cinturón de cohetes Bell , los sistemas de control de reacción para X-1 , X-15 , Centaur , Mercury , Little Joe , así como los generadores de gas de turbobomba para X-1, X-15, Jupiter, Redstone y Viking utilizaron peróxido de hidrógeno como monopropelente. [ 80 ] Los motores RD-107 (utilizados desde 1957 hasta la actualidad) en la serie de cohetes R-7 descomponen el peróxido de hidrógeno para alimentar las turbobombas.
En aplicaciones de bipropelente, el H₂O₂ se descompone para oxidar un combustible en combustión. Se pueden alcanzar impulsos específicos de hasta 350 s (3,5 kN·s/kg), dependiendo del combustible. El peróxido , utilizado como oxidante , proporciona un Isp algo menor que el oxígeno líquido, pero es denso, almacenable y no criogénico, y puede utilizarse más fácilmente para accionar turbinas de gas y generar altas presiones mediante un ciclo cerrado eficiente . También puede utilizarse para la refrigeración regenerativa de motores de cohete. El peróxido se utilizó con gran éxito como oxidante en los motores de cohetes alemanes de la Segunda Guerra Mundial (por ejemplo, T-Stoff , que contiene un estabilizador de oxiquinolina, tanto para el sistema propulsor monopropelente externo Walter HWK 109-500 Starthilfe RATO como para la serie de motores de cohetes Walter HWK 109-509 utilizados para el Me 163 B), utilizado con mayor frecuencia con C-Stoff en una combinación hipergólica autoencendente , y para los lanzadores británicos de bajo coste Black Knight y Black Arrow . Actualmente, el HTP se utiliza en los cohetes suborbitales ILR-33 AMBER [ 81 ] y Nucleus [ 82 ] .
En las décadas de 1940 y 1950, la turbina concebida por Hellmuth Walter KG utilizaba peróxido de hidrógeno para su uso en submarinos sumergidos; se descubrió que era demasiado ruidosa y requería demasiado mantenimiento en comparación con los sistemas de energía diésel-eléctrica . Algunos torpedos utilizaban peróxido de hidrógeno como oxidante o propulsor. El error del operador en el uso de torpedos de peróxido de hidrógeno se mencionó como una posible causa del hundimiento del HMS Sidon y del submarino ruso Kursk . [ 83 ] SAAB Underwater Systems fabrica el Torpedo 2000. Este torpedo, utilizado por la Armada sueca , está propulsado por un motor de pistón que utiliza HTP como oxidante y queroseno como combustible en un sistema bipropelente. [ 84 ] [ 85 ]
Uso doméstico
El peróxido de hidrógeno tiene diversos usos domésticos, principalmente como agente de limpieza y desinfección.
Decoloración y tinte del cabello
El H₂O₂ diluido (entre 1,9 % y 12 %) , mezclado con amoníaco acuoso , anilina (molécula de color) y un acoplador, se ha utilizado para teñir el cabello humano . También se puede mezclar con compuestos blanqueadores en polvo o crema, principalmente cloruro de potasio. El blanqueamiento de los folículos pilosos no destruye ni elimina la molécula de color ni los melanocitos. Los compuestos blanqueadores actúan creando espacios entre las moléculas de color o los melanocitos, permitiendo que pase más luz visible a través del tallo del cabello. La propiedad blanqueadora de este químico da origen a la expresión " rubio peróxido ". [ 86 ] El peróxido de hidrógeno también se utiliza para blanquear los dientes . Se puede encontrar en la mayoría de las pastas dentales blanqueadoras. El peróxido de hidrógeno ha mostrado resultados positivos en cuanto a la luminosidad de los dientes y los parámetros de croma. [ 87 ] Funciona oxidando los pigmentos de color sobre el esmalte , donde el tono del diente puede aclararse. El peróxido de hidrógeno se puede mezclar con bicarbonato de sodio y sal para hacer una pasta dental casera. [ 88 ]
Eliminación de manchas de sangre
El peróxido de hidrógeno reacciona con la sangre como agente blanqueador, por lo que si una mancha de sangre es reciente o no muy antigua, la aplicación abundante de peróxido de hidrógeno, incluso en varias aplicaciones si es necesario, la eliminará por completo. Después de aproximadamente dos minutos de aplicación, la sangre debería haberse absorbido completamente. [ 89 ] [ 90 ]
Tratamiento del acné
El peróxido de hidrógeno puede usarse para tratar el acné , [ 91 ] aunque el peróxido de benzoilo es un tratamiento más común.
agente de limpieza bucal
El uso de peróxido de hidrógeno diluido como agente de limpieza bucal ha sido revisado académicamente para determinar su utilidad en el tratamiento de la gingivitis y la placa . Si bien se observa un efecto positivo en comparación con un placebo, se concluyó que la clorhexidina es un tratamiento mucho más eficaz. [ 92 ]
Usos específicos
Horticultura
Algunos horticultores y usuarios de hidroponía recomiendan el uso de una solución diluida de peróxido de hidrógeno en el riego. Su descomposición espontánea libera oxígeno, lo que favorece el desarrollo de las raíces de la planta y ayuda a combatir la pudrición radicular (muerte celular de la raíz por falta de oxígeno) y diversas plagas. [ 93 ] [ 94 ]
Para concentraciones de riego generales, se utiliza alrededor del 0,1 %. Esta concentración puede aumentarse hasta el uno por ciento para acciones antifúngicas. [ 95 ] Las pruebas muestran que el follaje de las plantas puede tolerar de forma segura concentraciones de hasta el 3 %. [ 96 ]
Peces
El peróxido de hidrógeno se utiliza en acuicultura para controlar la mortalidad causada por diversos microbios. En 2019, la FDA de EE. UU. lo aprobó para el control de la saprolegniasis en todos los peces de agua fría y en todos los alevines y adultos de peces de agua fría y cálida, para el control de la enfermedad de la columnaris externa en peces de agua cálida y para el control de Gyrodactylus spp. en salmónidos criados en agua dulce. [ 97 ]
También puede utilizarse para aumentar el contenido de oxígeno del agua y permitir que los peces sobrevivan en condiciones hipóxicas . [ 98 ] El peróxido de hidrógeno libera oxígeno por descomposición cuando se expone a catalizadores como el dióxido de manganeso . El percarbonato de sodio , un complejo que contiene peróxido de hidrógeno como agente activo, se vende para la oxigenación de aguas con deficiencia aguda de oxígeno, lo que permite la supervivencia de los peces. [ 99 ]
Cómo eliminar el amarilleamiento de los plásticos envejecidos.
El peróxido de hidrógeno se puede usar en combinación con una fuente de luz ultravioleta para eliminar el amarilleamiento de los plásticos de acrilonitrilo butadieno estireno (ABS) blancos o gris claro, restaurando parcial o totalmente su color original. En el ámbito de la informática retro , este proceso se conoce comúnmente como retrobrillo .
Seguridad
Las regulaciones varían, pero las concentraciones bajas, como el 5%, están ampliamente disponibles. Las soluciones concentradas de H₂O₂ reaccionan violentamente con los materiales orgánicos. [ 100 ] Mientras que las concentraciones de hasta el 35% producen solo burbujas de oxígeno "blancas" en la piel (y algo de dolor punzante) que desaparecen con la sangre en 30-45 minutos, las concentraciones del 98% disuelven el papel. Sin embargo, concentraciones tan bajas como el 3% pueden ser peligrosas para el ojo debido a la liberación de oxígeno dentro del mismo. [ 101 ]
Cuando se utiliza peróxido de hidrógeno en concentraciones moderadas o altas en laboratorios de química orgánica, los riesgos asociados incluyen:
- Descomposición y acumulación de presión: el confinamiento o el calentamiento no intencionado de soluciones concentradas puede provocar una rápida evolución de gases, lo que conlleva el riesgo de rotura del recipiente. [ 102 ]
- Incompatibilidades y catálisis por metales de transición u orgánicos: la presencia de contaminantes traza, iones metálicos o agentes reductores orgánicos puede acelerar la descomposición o desencadenar vías radicalarias. [ 102 ]
- Descontrol térmico o descomposición autoacelerada: en el contexto de la química de los peróxidos, es crucial considerar la temperatura de descomposición autoacelerada (SADT) y evitar aumentar la escala de las reacciones sin realizar una evaluación exhaustiva de los riesgos. [ 102 ]
- Riesgos de los oxidantes en presencia de compuestos orgánicos: El peróxido de hidrógeno actúa como un oxidante agresivo. Al entrar en contacto con sustratos orgánicos, disolventes o materiales inflamables, aumenta el riesgo de incendio o explosión; por lo tanto, es fundamental asegurar que el almacenamiento de oxidantes se mantenga separado de los materiales reductores. [ 102 ]
Las corrientes de peróxido de hidrógeno de alta concentración, generalmente superiores al 40 %, deben considerarse peligrosas debido a que, si se liberan al medio ambiente, cumplen con la definición de oxidante del DOT según las regulaciones estadounidenses. La cantidad notificable (RQ) de la EPA para los residuos peligrosos D001 es de 45 kg (100 libras) , o aproximadamente 38 litros (10 galones estadounidenses ) , de peróxido de hidrógeno concentrado.
El peróxido de hidrógeno debe almacenarse en un lugar fresco, seco y bien ventilado, alejado de sustancias inflamables o combustibles. Debe guardarse en un recipiente de materiales no reactivos, como acero inoxidable o vidrio (otros materiales, como algunos plásticos y aleaciones de aluminio, también pueden ser adecuados). [ 103 ] Dado que se degrada rápidamente al exponerse a la luz, debe almacenarse en un recipiente opaco; las formulaciones farmacéuticas suelen venir en frascos marrones que bloquean la luz. [ 104 ]
El peróxido de hidrógeno, tanto puro como diluido, puede presentar varios riesgos, siendo el principal la formación de mezclas explosivas al entrar en contacto con compuestos orgánicos. [ 105 ] La destilación de peróxido de hidrógeno a presiones normales es muy peligrosa. Es corrosivo, especialmente en concentraciones elevadas, pero incluso las soluciones de uso doméstico pueden causar irritación en los ojos, las mucosas y la piel. [ 106 ] La ingestión de soluciones de peróxido de hidrógeno es particularmente peligrosa, ya que su descomposición en el estómago libera grandes cantidades de gas (diez veces el volumen de una solución al 3%), lo que provoca hinchazón abdominal. La inhalación de más del 10% puede causar irritación pulmonar grave. [ 107 ]
Con una presión de vapor significativa (1,2 kPa a 50 °C), [ 108 ] el vapor de peróxido de hidrógeno es potencialmente peligroso. Según el NIOSH de EE. UU., el límite inmediatamente peligroso para la vida y la salud (IDLH) es de solo 75 ppm. [ 109 ] La Administración de Seguridad y Salud Ocupacional de EE. UU . (OSHA) ha establecido un límite de exposición permisible de 1,0 ppm calculado como un promedio ponderado en el tiempo de 8 horas (29 CFR 1910.1000, Tabla Z-1). [ 105 ] El peróxido de hidrógeno ha sido clasificado por la Conferencia Americana de Higienistas Industriales Gubernamentales (ACGIH) como un "carcinógeno conocido en animales, con relevancia desconocida en humanos". [ 110 ] Para los lugares de trabajo donde existe riesgo de exposición a concentraciones peligrosas de los vapores, se deben utilizar monitores continuos de peróxido de hidrógeno. La información sobre los peligros del peróxido de hidrógeno está disponible en OSHA [ 105 ] y en la ATSDR. [ 111 ]
Cicatrización de heridas
Históricamente, el peróxido de hidrógeno se utilizaba para desinfectar heridas, en parte debido a su bajo costo y rápida disponibilidad en comparación con otros antisépticos . [ 112 ]
Existe evidencia contradictoria sobre el efecto del peróxido de hidrógeno en la cicatrización de heridas. Algunas investigaciones encuentran beneficios, mientras que otras encuentran retrasos e inhibición de la cicatrización. [ 113 ] Generalmente no se recomienda su uso para el tratamiento casero de heridas. [ 114 ] El peróxido de hidrógeno al 1,5-3% se utiliza como desinfectante en odontología, especialmente en tratamientos de endodoncia junto con hipoclorito y clorhexidina, y al 1-1,5% también es útil para el tratamiento de la inflamación de los terceros molares (muelas del juicio). [ 115 ]
Uso en medicina alternativa
Los practicantes de la medicina alternativa han defendido el uso de peróxido de hidrógeno para diversas afecciones, como el enfisema , la gripe , el SIDA y, en particular, el cáncer . [ 116 ] Las autoridades médicas y los organismos reguladores advierten que tales usos carecen de respaldo científico y pueden ser peligrosos. La ingestión o inyección de peróxido de hidrógeno, incluso en concentraciones consideradas aptas para el consumo humano, ha provocado efectos adversos graves y muertes. [ 117 ] [ 118 ] [ 119 ] [ 120 ]
Tanto la eficacia como la seguridad de la terapia con peróxido de hidrógeno son científicamente cuestionables. El peróxido de hidrógeno es producido por el sistema inmunitario, pero de manera cuidadosamente controlada. Las células llamadas fagocitos engullen los patógenos y luego usan peróxido de hidrógeno para destruirlos. El peróxido es tóxico tanto para la célula como para el patógeno, por lo que se mantiene dentro de un compartimento especial, llamado fagosoma . El peróxido de hidrógeno libre dañará cualquier tejido con el que entre en contacto a través del estrés oxidativo , un proceso que también se ha propuesto como causa de cáncer. [ 121 ] Las afirmaciones de que la terapia con peróxido de hidrógeno aumenta los niveles celulares de oxígeno no han sido respaldadas. Se esperaría que las cantidades administradas proporcionaran muy poco oxígeno adicional en comparación con el disponible de la respiración normal. También es difícil aumentar el nivel de oxígeno alrededor de las células cancerosas dentro de un tumor, ya que el suministro de sangre tiende a ser deficiente, una situación conocida como hipoxia tumoral .
La ingestión oral de grandes dosis de peróxido de hidrógeno al 3% puede causar irritación y ampollas en la boca, la garganta y el abdomen, así como dolor abdominal, vómitos y diarrea. [ 117 ] La ingestión de peróxido de hidrógeno en concentraciones del 35% o superiores se ha relacionado con numerosos casos de embolia gaseosa que requirieron hospitalización. En estos casos, se utilizó oxigenoterapia hiperbárica para tratar las embolias. [ 122 ]
La inyección intravenosa de peróxido de hidrógeno se ha relacionado con varias muertes. [ 123 ] [ 119 ] [ 120 ] La Sociedad Americana del Cáncer afirma que "no hay evidencia científica de que el peróxido de hidrógeno sea un tratamiento seguro, eficaz o útil contra el cáncer". [ 118 ] Además, la terapia no está aprobada por la FDA de EE. UU.
Acontecimientos históricos
- El 16 de julio de 1934, en Kummersdorf , Alemania, un tanque de propelente que contenía una mezcla monopropelente experimental compuesta de peróxido de hidrógeno y etanol explotó durante una prueba, causando la muerte de tres personas. [ 124 ]
- Durante la Segunda Guerra Mundial , los médicos de los campos de concentración alemanes experimentaron con el uso de inyecciones de peróxido de hidrógeno para el asesinato de personas. [ 125 ]
- En diciembre de 1943, el piloto Josef Pöhs murió tras haber estado expuesto al T-Stoff de su Messerschmitt Me 163 .
- En junio de 1955, el submarino de la Marina Real HMS Sidon se hundió después de que una fuga de peróxido de alta concentración en un torpedo provocara su explosión en el tubo, causando la muerte de doce miembros de la tripulación; un miembro del equipo de rescate también falleció.
- En abril de 1992, se produjo una explosión en la planta de peróxido de hidrógeno de Jarrie, en Francia, debido a un fallo técnico del sistema de control informatizado, que provocó una víctima mortal y la destrucción generalizada de la planta. [ 126 ]
- Varias personas sufrieron heridas leves tras un derrame de peróxido de hidrógeno a bordo de un vuelo de Northwest Airlines desde Orlando, Florida a Memphis, Tennessee, el 28 de octubre de 1998. [ 127 ]
- El hundimiento del submarino ruso K-141 Kursk se atribuye a la explosión de uno de sus torpedos propulsados con peróxido de hidrógeno. [ 128 ]
- El 15 de agosto de 2010, se produjo un derrame de aproximadamente 110 litros (30 galones estadounidenses ) de líquido de limpieza en el piso 54 del número 1515 de Broadway, en Times Square , Nueva York . El derrame, que según un portavoz del Departamento de Bomberos de la ciudad de Nueva York era de peróxido de hidrógeno, provocó el cierre de Broadway entre las calles 42 y 48 Oeste mientras los camiones de bomberos respondían a la emergencia . No se reportaron heridos. [ 129 ]
- En agosto de 2024, se produjo una explosión en la planta química de Evonik Industries en Theodore, Alabama , cuando un vagón cisterna que contenía peróxido de hidrógeno al 70 % sufrió una sobrepresión. No se reportaron heridos graves. Tras el incidente, Evonik inició una reanudación gradual de las operaciones después de exhaustivas inspecciones de seguridad. [ 130 ]
Isomería estructural
El peróxido de hidrógeno tiene un isómero relativamente difícil de obtener y muy inestable llamado oxiagua , también conocido como óxido de agua . [ 131 ] Su fórmula química es H 2 OO y su nombre sistemático IUPAC es oxidooxidanio. [ 132 ] Es isoelectrónico a la fluoroamina y es un iluro . Se descompone rápidamente para formar peróxido de hidrógeno, cuyo mecanismo de reacción probablemente sea un desplazamiento de hidrógeno 1,2 . [ 133 ]
Véase también
- Reactivo FOX , utilizado para medir los niveles de peróxido de hidrógeno en sistemas biológicos.
- Retrobright , un proceso que utiliza peróxido de hidrógeno para restaurar el plástico de acrilonitrilo butadieno estireno amarillento.
- peróxido de bis(trimetilsililo) , un sustituto aprótico
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Enlaces externos
- El peróxido de hidrógeno en la tabla periódica de los vídeos (Universidad de Nottingham)
- Hoja de datos de seguridad del material
- Preguntas frecuentes de la ATSDR (Agencia para el Registro de Sustancias Tóxicas y Enfermedades)
- Ficha Internacional de Seguridad Química 0164
- Guía de bolsillo del NIOSH sobre riesgos químicos
- Diagrama de flujo del proceso de producción de peróxido de hidrógeno mediante la autooxidación de antrahidroquinona.
- Manual de peróxido de hidrógeno de Rocketdyne
- Estudio espectroscópico IR J. Phys. Chem.
- Acción blanqueadora del peróxido de hidrógeno en YouTube
- Peróxido de hidrógeno
- Antisépticos
- Blanqueadores
- Oxoácidos de calcógeno
- Desinfectantes
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