El peróxido de hidrógeno es un compuesto químico con la fórmula H 2 O 2 . En su forma pura, es un líquido de color azul muy pálido [5] que es ligeramente más viscoso que el agua . Se utiliza como oxidante , agente blanqueador y antiséptico , generalmente como una solución diluida (3%-6% en peso) en agua para uso de consumo y en concentraciones más altas para uso industrial. El peróxido de hidrógeno concentrado, o " peróxido de alta prueba ", se descompone explosivamente cuando se calienta y se ha utilizado como monopropulsor y oxidante en cohetes . [6]
El peróxido de hidrógeno es una especie reactiva de oxígeno y el peróxido más simple , un compuesto que tiene un enlace simple oxígeno-oxígeno . Se descompone lentamente en agua y oxígeno elemental cuando se expone a la luz y rápidamente en presencia de compuestos orgánicos o reactivos. Por lo general, se almacena con un estabilizador en una solución débilmente ácida en una botella opaca. El peróxido de hidrógeno se encuentra en los sistemas biológicos, incluido el cuerpo humano. Las enzimas que utilizan o descomponen el peróxido de hidrógeno se clasifican como peroxidasas .
El punto de ebullición del H 2 O 2 se ha extrapolado como 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. [7]
El peróxido de hidrógeno forma aductos estables con urea ( peróxido de hidrógeno - urea ), carbonato de sodio ( percarbonato de sodio ) y otros compuestos. [8] Un aducto ácido-base con óxido de trifenilfosfina es un "portador" útil para el H 2 O 2 en algunas reacciones.
El peróxido de hidrógeno ( H 2 O 2 ) es una molécula no plana con simetría C 2 (retorcida) ; esto fue demostrado por primera vez por Paul-Antoine Giguère en 1950 mediante espectroscopia infrarroja . [9] [10] Aunque el enlace O-O es un enlace sencillo , la molécula tiene una barrera rotacional relativamente alta de 386 cm -1 (4,62 kJ / mol ) para la rotación entre enantiómeros a través de la configuración trans , y 2460 cm -1 (29,4 kJ/mol) a través de la configuración cis . [11] Se propone que estas barreras se deben a la repulsión entre los pares solitarios de átomos de oxígeno adyacentes y a los efectos dipolares entre los dos enlaces O-H. A modo de comparación, la barrera rotacional del etano es 1040 cm −1 (12,4 kJ/mol).
El ángulo diédrico de aproximadamente 100° entre los dos enlaces O-H hace que la molécula sea quiral . Es la molécula más pequeña y simple que exhibe enantiomerismo . Se ha propuesto que las interacciones enantioespecíficas de uno en lugar del otro pueden haber conducido a la amplificación de una forma enantiomérica de ácidos ribonucleicos y, por tanto, al origen de la homoquiralidad en un mundo de ARN . [12]
Las estructuras moleculares del H 2 O 2 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. [13] Los cristales de H 2 O 2 son tetragonales con el grupo espacial D. 4
4o P 4 1 2 1 2. [14]
En soluciones acuosas , el peróxido de hidrógeno forma una mezcla eutéctica , que presenta una depresión del punto de congelación de hasta -56 °C; 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 las mismas mezclas también está reducido en relación con la media de ambos puntos de ebullición (125,1 °C). Ocurre a 114 °C. Este punto de ebullición es 14 °C mayor que el del agua pura y 36,2 °C menor que el del peróxido de hidrógeno puro. [15]
El peróxido de hidrógeno suele estar disponible en forma de solución en agua. Para los consumidores, generalmente está disponible en farmacias en concentraciones de 3 y 6 % en peso . Las concentraciones a veces se describen en términos del volumen de gas oxígeno generado; un mililitro de una solución de 20 volúmenes genera veinte mililitros de gas oxígeno cuando se descompone por completo. Para uso en laboratorio, las soluciones al 30% en peso son las más comunes. También están disponibles grados comerciales del 70% al 98%, pero debido al potencial de las soluciones de más del 68% de peróxido de hidrógeno para convertirse completamente en vapor y oxígeno (la temperatura del vapor aumenta a medida que la concentración aumenta por encima del 68%). Estos grados son potencialmente mucho más peligrosos y requieren cuidado especial en áreas de almacenamiento dedicadas. Por lo general, los compradores deben permitir la inspección por parte de los fabricantes comerciales.
El peróxido de hidrógeno tiene varios análogos estructurales con las disposiciones de enlace H m X − XH n (el agua también se muestra a modo de 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 hidracina y el agua, y sólo la hidroxilamina cristaliza mucho más fácilmente, lo que indica que los enlaces de hidrógeno son especialmente fuertes. El difosfano y el disulfuro de hidrógeno presentan sólo 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 solitarios adyacentes .
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 . Se forma al iluminarse con agua. [ cita necesaria ] 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. [16] Las concentraciones en el aire son de aproximadamente 0,4 a 4 μg/m 3 , y varían 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/m 3 y en el smog fotoquímico moderado es de 14 a 42 μg/m 3 . [17]
La cantidad de peróxido de hidrógeno en los sistemas biológicos se puede analizar mediante un ensayo fluorométrico . [18]
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 controvertido debido a la redacción ambigua de von Humboldt. [19] Diecinueve años más tarde, Louis Jacques Thénard reconoció que este compuesto podría usarse para la preparación de un compuesto previamente desconocido, que describió como eau oxygénée ("agua oxigenada"), posteriormente conocido como peróxido de hidrógeno. [20] [21] [22]
Una versión mejorada del proceso de Thénard utilizaba ácido clorhídrico , seguido de la adición de ácido sulfúrico para precipitar el subproducto sulfato de bario . Este proceso se utilizó desde finales del siglo XIX hasta mediados del siglo XX. [23]
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 que produjo 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 y 300.000 toneladas en 1970; en 1998 alcanzó los 2,7 millones de toneladas. [dieciséis]
Los primeros intentos no lograron producir peróxido de hidrógeno puro. El peróxido de hidrógeno anhidro se obtuvo por primera vez mediante destilación al vacío . [24]
La determinación de la estructura molecular del peróxido de hidrógeno resultó ser muy difícil. En 1892, el físico químico italiano Giacomo Carrara (1864-1925) determinó su masa molecular mediante la depresión del punto de congelación , lo que confirmó que su fórmula molecular es H 2 O 2 . [25] H 2 O = O parecía ser tan posible como la estructura moderna, y ya a mediados del siglo XX, al menos media docena de variantes isoméricas hipotéticas de dos opciones principales parecían ser consistentes con la evidencia disponible. . [26] 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. [27] [28]
En 1994, la producción mundial de H 2 O 2 fue de alrededor de 1,9 millones de toneladas y aumentó a 2,2 millones en 2006, [29] la mayor parte de la cual estaba en una concentración del 70% o menos. En ese año, el H 2 O 2 al 30 % a granel se vendió a alrededor de 0,54 USD / kg , equivalente a 1,50 USD/kg (0,68 USD/ lb ) sobre una “base del 100 %” [ se necesita aclaración ] . [30]
Hoy en día, el peróxido de hidrógeno se fabrica casi exclusivamente mediante el proceso de antraquinona , que fue desarrollado originalmente por BASF en 1939. Comienza con la reducción de una antraquinona (como la 2-etilantraquinona o el derivado 2-amilo) a la antrahidroquinona correspondiente, normalmente mediante Hidrogenación sobre un catalizador de paladio . En presencia de oxígeno , la antrahidroquinona sufre entonces una autooxidación : los átomos de hidrógeno lábiles de los grupos hidroxi se transfieren a la molécula de oxígeno, para dar peróxido de hidrógeno y regenerar la antraquinona. La mayoría de los procesos comerciales logran la oxidación burbujeando aire comprimido a través de una solución de antrahidroquinona, luego se extrae el peróxido de hidrógeno de la solución y la antraquinona se recicla nuevamente para ciclos sucesivos de hidrogenación y oxidación. [30] [31]
La reacción neta para el proceso catalizado por antraquinona es: [30]
La economía del proceso depende en gran medida del reciclaje eficaz de los disolventes de extracción, el catalizador de hidrogenación y la costosa quinona .
El peróxido de hidrógeno alguna vez se preparó industrialmente mediante hidrólisis de persulfato de amonio :
El [NH 4 ] 2 S 2 O 4 se obtuvo por electrólisis de una solución de bisulfato de amonio ( [NH 4 ]HSO 4 ) en ácido sulfúrico . [32]
Se forman pequeñas cantidades mediante electrólisis, fotoquímica , arco eléctrico y métodos relacionados. [33]
Una ruta comercialmente viable para el peróxido de hidrógeno mediante la reacción del hidrógeno con oxígeno favorece la producción de agua, pero puede detenerse en la etapa de peróxido. [34] [35] Un obstáculo económico ha sido que los procesos directos dan una solución diluida y antieconómica para el transporte. Ninguno de estos ha llegado todavía a un punto en el que pueda utilizarse para síntesis a escala industrial.
El peróxido de hidrógeno es un ácido aproximadamente 1000 veces más fuerte que el agua. [36]
El peróxido de hidrógeno se desproporciona para formar agua y oxígeno con un Δ H o de –2884,5 kJ / kg [37] y un Δ S de 70,5 J/(mol·K):
La velocidad de descomposición aumenta con el aumento de la temperatura, la concentración y el pH . El H 2 O 2 es inestable en condiciones alcalinas. La descomposición es catalizada por varios iones o compuestos activos redox, incluida la mayoría de los metales de transición y sus compuestos (por ejemplo, dióxido de manganeso ( MnO 2 ), plata y platino ). [38]
Las propiedades redox del peróxido de hidrógeno dependen del pH. En soluciones ácidas, el H 2 O 2 es un potente oxidante .
Sulfito ( SO2-3) se oxida a sulfato ( SO2-4).
En condiciones alcalinas , el peróxido de hidrógeno es un reductor. Cuando el H 2 O 2 actúa como agente reductor, también se produce gas oxígeno . Por ejemplo, el peróxido de hidrógeno reducirá el hipoclorito de sodio y el permanganato de potasio , que es un método conveniente para preparar oxígeno en el laboratorio:
El oxígeno producido a partir del peróxido de hidrógeno y el hipoclorito de sodio se encuentra en estado singlete .
Aunque suele ser un reductor, el peróxido de hidrógeno alcalino convierte Mn(II) en dióxido:
En una reacción relacionada, el permanganato de potasio se reduce a Mn 2+ mediante H 2 O 2 ácido : [5]
El peróxido de hidrógeno se utiliza frecuentemente como agente oxidante . Es ilustrativa la oxidación de tioéteres a sulfóxidos : [39] [40]
El peróxido de hidrógeno alcalino se utiliza para la epoxidación de alquenos deficientes en electrones, como los derivados del ácido acrílico , [41] 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 .
El peróxido de hidrógeno es un ácido débil que forma hidroperóxido o sales de peróxido con muchos metales.
También convierte los óxidos metálicos en los correspondientes peróxidos. Por ejemplo, tras el tratamiento con peróxido de hidrógeno, el ácido crómico ( CrO 3 y H 2 SO 4 ) forma un peróxido azul CrO(O 2 ) 2 .
La oxidación aeróbica de la glucosa en presencia de la enzima glucosa oxidasa produce peróxido de hidrógeno. La conversión produce gluconolactona : [42]
Las superóxido dismutasas (SOD) son enzimas que promueven la desproporción de superóxido en oxígeno y peróxido de hidrógeno. [43]
Los peroxisomas son orgánulos que se encuentran en prácticamente todas las células eucariotas . [44] Están involucrados en el catabolismo de ácidos grasos de cadena muy larga , ácidos grasos de cadena ramificada , D -aminoácidos , poliaminas y la biosíntesis de plasmalógenos , éter fosfolípidos , que se encuentran en el cerebro y los pulmones de los mamíferos. [45] Producen peróxido de hidrógeno en un proceso catalizado por flavina adenina dinucleótido (FAD): [46]
El peróxido de hidrógeno surge de la degradación del monofosfato de adenosina , que produce hipoxantina . Luego, la hipoxantina se cataboliza oxidativamente primero a xantina y luego a ácido úrico , y la reacción es catalizada por la enzima xantina oxidasa : [47]
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. [47]
La catalasa , otra enzima peroxisomal, utiliza este H 2 O 2 para oxidar otros sustratos, incluidos fenoles , ácido fórmico , formaldehído y alcohol , mediante una reacción de peroxidación:
eliminando así el venenoso peróxido de hidrógeno en el proceso.
Esta reacción es importante en las células del hígado y del riñón, 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. [48] Además, cuando el exceso de H 2 O 2 se acumula en la célula, la catalasa lo convierte en H 2 O mediante esta reacción:
La glutatión peroxidasa , una selenoenzima, también cataliza la desproporción del peróxido de hidrógeno.
La reacción del Fe 2+ y el peróxido de hidrógeno es la base de la reacción de Fenton , que genera radicales hidroxilo , que son de importancia en biología:
La reacción de Fenton explica la toxicidad del peróxido de hidrógeno porque los radicales hidroxilo oxidan rápida e irreversiblemente todos los compuestos orgánicos, incluidas las proteínas , los lípidos de membrana y el ADN . [49] El peróxido de hidrógeno es una fuente importante de daño oxidativo al ADN en las células vivas. El daño al ADN incluye la formación de 8-Oxo-2'-desoxiguanosina entre muchas otras bases alteradas, así como roturas de cadenas, entrecruzamientos entre cadenas y daños por desoxirribosa. [50] Al interactuar con el peróxido de hidrógeno Cl¯ también se obtienen bases de ADN cloradas. [50] Los radicales hidroxilo dañan fácilmente los componentes celulares vitales, especialmente los de las mitocondrias . [51] [52] [53] El compuesto es un factor importante implicado en la teoría del envejecimiento de los radicales libres , basada en su fácil conversión en un radical hidroxilo .
Los huevos de erizo de mar , poco después de la fecundación por un espermatozoide, producen peróxido de hidrógeno. Luego se convierte en radicales hidroxilo (HO•), que inician la polimerización radical , que rodea los huevos con una capa protectora de polímero .
El escarabajo bombardero combina hidroquinona y peróxido de hidrógeno, lo que lleva a una violenta reacción química exotérmica para producir un líquido hirviendo y maloliente que se convierte parcialmente en gas ( evaporación instantánea ) y se expulsa a través de una válvula de salida con un fuerte estallido. [54] [55] [56]
Como molécula de señalización propuesta , el peróxido de hidrógeno puede regular una amplia variedad de procesos biológicos. [57] [58]
Al menos un estudio también ha intentado vincular la producción de peróxido de hidrógeno con el cáncer. [59]
Alrededor del 60% de la producción mundial de peróxido de hidrógeno se utiliza para el blanqueo de pulpa y papel . [29] La segunda aplicación industrial importante 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:
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 para ropa Tide . Cuando se disuelve en agua, libera peróxido de hidrógeno y carbonato de sodio. [23] Por sí solos, estos agentes blanqueadores solo son efectivos a temperaturas de lavado de 60 °C (140 °F) o superiores y, por lo tanto, a menudo se usan 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 harina y agente blanqueador de dientes y huesos .
Se utiliza en la producción de diversos peróxidos orgánicos , siendo el peróxido de dibenzoilo un ejemplo de gran volumen. [60] Los peroxiácidos , como el ácido peracético y el ácido metacloroperoxibenzoico, también se producen utilizando peróxido de hidrógeno. El peróxido de hidrógeno se ha utilizado para crear explosivos a base de peróxido orgánico , como el peróxido de acetona . Se utiliza como iniciador en polimerizaciones . 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 .
La reacción con el bórax da lugar a perborato de sodio , un blanqueador utilizado en los detergentes para ropa:
El peróxido de hidrógeno se utiliza en determinados procesos de tratamiento de aguas residuales para eliminar impurezas orgánicas. En el procesamiento de oxidación avanzado , la reacción de Fenton [61] [62] da el radical hidroxilo altamente reactivo (•OH). Esto degrada los compuestos orgánicos, incluidos aquellos que ordinariamente son robustos, como los compuestos aromáticos o halogenados . [63] También puede oxidar compuestos a base de azufre presentes en los desechos; lo cual es beneficioso ya que generalmente reduce su olor. [64]
El peróxido de hidrógeno se puede utilizar para la esterilización de diversas superficies, [65] incluidas herramientas quirúrgicas, [66] y se puede utilizar como vapor ( VHP ) para la esterilización de habitaciones. [67] El H 2 O 2 demuestra una eficacia de amplio espectro contra virus, bacterias, levaduras y esporas bacterianas. [68] [69] En general, se observa una mayor actividad contra las bacterias Gram-positivas que contra las Gram-negativas ; sin embargo, la presencia de catalasa u otras peroxidasas en estos organismos puede aumentar la tolerancia en presencia de concentraciones más bajas. [70] Los niveles más bajos de concentración (3%) funcionarán contra la mayoría de las esporas; concentraciones más altas (7 a 30%) y tiempos de contacto más prolongados mejorarán la actividad esporicida. [69] [71]
El peróxido de hidrógeno se considera una alternativa ambientalmente segura a los blanqueadores a base de cloro , ya que se degrada para formar oxígeno y agua y, en general, la Administración de Alimentos y Medicamentos de EE. UU. (FDA) lo reconoce como seguro como agente antimicrobiano . [72]
El H 2 O 2 de alta concentración se denomina "peróxido de alta prueba" (HTP). Puede usarse como monopropulsor (no mezclado con combustible) o como componente oxidante de un cohete bipropelente . El uso como monopropulsor aprovecha la descomposición del peróxido de hidrógeno con una concentración del 70 al 98% en vapor y oxígeno. El propulsor se bombea a una cámara de reacción, donde un catalizador, generalmente una pantalla de plata o platino, desencadena la descomposición, produciendo vapor a más de 600 °C (1100 °F), que se expulsa a través de una boquilla , generando empuje . El monopropulsor H 2 O 2 produce un impulso específico máximo ( I sp ) de 161 s (1,6 kN·s /kg). El peróxido fue el primer monopropulsor importante adoptado para su uso en aplicaciones de cohetes. La hidracina finalmente reemplazó las aplicaciones de propulsores monopropulsores de peróxido de hidrógeno principalmente debido a un aumento del 25% en el impulso específico de vacío. [73] La hidrazina (tóxica) y el peróxido de hidrógeno (menos tóxico [ACGIH TLV 0,01 y 1 ppm respectivamente]) son los dos únicos monopropulsores (aparte de los gases fríos) que han sido ampliamente adoptados y utilizados para aplicaciones de propulsión y energía. [ cita necesaria ] El Bell Rocket Belt , sistemas de control de reacción para X-1 , X-15 , Centaur , Mercury , Little Joe , así como los generadores de gas con turbobomba para X-1, X-15, Júpiter, Redstone y Viking utilizó peróxido de hidrógeno como monopropulsor. [74] Los motores RD-107 (utilizados desde 1957 hasta el presente) en la serie de cohetes R-7 descomponen el peróxido de hidrógeno para impulsar las turbobombas.
En aplicaciones de bipropelente, el H 2 O 2 se descompone para oxidar un combustible en llamas. Se pueden alcanzar impulsos específicos de hasta 350 s (3,5 kN·s/kg), dependiendo del combustible. El peróxido utilizado como oxidante proporciona una I sp algo más baja que el oxígeno líquido, pero es denso, almacenable, no criogénico y puede usarse más fácilmente para impulsar turbinas de gas para generar altas presiones mediante un ciclo cerrado eficiente . También puede utilizarse para el enfriamiento regenerativo de motores de cohetes. El peróxido se utilizó con mucho éxito como oxidante en los motores de cohetes alemanes de la Segunda Guerra Mundial (por ejemplo, T-Stoff , que contiene estabilizador de oxiquinolina, tanto para el sistema propulsor monopropulsor externo Walter HWK 109-500 Starthilfe RATO como para el cohete Walter HWK 109-509) . serie de motores utilizada para el Me 163 B), utilizada con mayor frecuencia con C-Stoff en una combinación hipergólica de encendido automático , y para los lanzadores británicos Black Knight y Black Arrow de bajo costo . Actualmente, el HTP se utiliza en los cohetes suborbitales ILR-33 AMBER [75] y Nucleus [76] .
En las décadas de 1940 y 1950, la turbina concebida por Hellmuth Walter KG utilizaba peróxido de hidrógeno para su uso en submarinos mientras estaba sumergido; Se descubrió que era demasiado ruidoso y requería demasiado mantenimiento en comparación con los sistemas de energía diésel-eléctricos . Algunos torpedos utilizaban peróxido de hidrógeno como oxidante o propulsor. El error del operador en el uso de torpedos de peróxido de hidrógeno fue mencionado como posible causa del hundimiento del HMS Sidon y del submarino ruso Kursk . [77] SAAB Underwater Systems fabrica el Torpedo 2000. Este torpedo, utilizado por la Armada sueca , está propulsado por un motor de pistón propulsado por HTP como oxidante y queroseno como combustible en un sistema bipropulsor. [78] [79]
El peróxido de hidrógeno tiene varios usos domésticos, principalmente como agente limpiador y desinfectante.
Para decolorar el cabello humano se ha utilizado H 2 O 2 diluido (entre 1,9 % y 12 %) mezclado con amoníaco acuoso . La propiedad blanqueadora del producto químico da su nombre a la frase " rubio peróxido ". [80] 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 relación con la luminosidad de los dientes y los parámetros de color cromático. [81] Funciona oxidando pigmentos coloreados sobre el esmalte donde el tono del diente puede volverse más claro. [ Se necesita más explicación ] El peróxido de hidrógeno se puede mezclar con bicarbonato de sodio y sal para hacer una pasta de dientes casera. [82]
El peróxido de hidrógeno reacciona con la sangre como agente blanqueador, por lo que si una mancha de sangre es reciente o no demasiado vieja, la aplicación abundante de peróxido de hidrógeno, si es necesario en más de una sola aplicación, blanqueará la mancha por completo. Después de unos dos minutos de la aplicación, la sangre debe secarse firmemente. [83] [84]
El peróxido de hidrógeno se puede utilizar para tratar el acné , [85] aunque el peróxido de benzoilo es un tratamiento más común.
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 . Aunque existe un efecto positivo al compararlo con un placebo, se concluyó que la clorhexidina es un tratamiento mucho más eficaz. [86]
Algunos horticultores y usuarios de hidroponía recomiendan el uso de una solución débil de peróxido de hidrógeno en las soluciones de riego. Su descomposición espontánea libera oxígeno que mejora el desarrollo de las raíces de la planta y ayuda a tratar la pudrición de las raíces (muerte celular de las raíces debido a la falta de oxígeno) y una variedad de otras plagas. [87] [88]
Para riego general, se utilizan concentraciones de alrededor del 0,1% y se pueden aumentar hasta un uno por ciento para acciones antifúngicas. [89] Las pruebas muestran que el follaje de las plantas puede tolerar con seguridad concentraciones de hasta el 3%. [90]
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 agua fría y cálida, para el control de la enfermedad columnaris externa en peces de agua cálida y para el control de Gyrodactylus spp. en salmónidos criados en agua dulce. [91] Las pruebas de laboratorio realizadas por piscicultores han demostrado que el peróxido de hidrógeno común en el hogar se puede usar de manera segura para proporcionar oxígeno a los peces pequeños. El peróxido de hidrógeno libera oxígeno por descomposición cuando se expone a catalizadores como el dióxido de manganeso .
El peróxido de hidrógeno se puede utilizar en combinación con una fuente de luz ultravioleta para eliminar el color amarillento de los plásticos de acrilonitrilo butadieno estireno (ABS) blancos o grises claros para restaurar total o parcialmente el color original. En el ámbito de la retrocomputación , este proceso se denomina comúnmente retrobright .
Las regulaciones varían, pero las concentraciones bajas, como el 5%, están ampliamente disponibles y su compra es legal para uso médico. La mayoría de las soluciones de peróxido de venta libre no son aptas para la ingestión. Las concentraciones más altas pueden considerarse peligrosas y normalmente van acompañadas de una hoja de datos de seguridad (SDS). En altas concentraciones, el peróxido de hidrógeno es un oxidante agresivo y corroe muchos materiales, incluida la piel humana. En presencia de un agente reductor , altas concentraciones de H 2 O 2 reaccionarán violentamente. [92] Mientras que concentraciones de hasta el 35% producen sólo burbujas de oxígeno "blancas" en la piel (y algo de dolor punzante) que desaparecen con la sangre en 30 a 45 minutos, concentraciones del 98% disuelven el papel. Sin embargo, concentraciones tan bajas como el 3% pueden ser peligrosas para los ojos debido a la evolución de oxígeno dentro del ojo. [93]
Las corrientes de peróxido de hidrógeno de alta concentración, generalmente superiores al 40%, deben considerarse peligrosas debido a que el peróxido de hidrógeno concentrado cumple con la definición de oxidante del DOT según las regulaciones de EE. UU., si se liberan al medio ambiente. La cantidad reportable (RQ) de la EPA para desechos peligrosos D001 es de 100 libras (45 kg), o aproximadamente 10 galones estadounidenses (38 L), de peróxido de hidrógeno concentrado.
El peróxido de hidrógeno debe almacenarse en un área fresca, seca y bien ventilada y lejos de sustancias inflamables o combustibles. Debe almacenarse en un recipiente compuesto de materiales no reactivos como acero inoxidable o vidrio (también pueden ser adecuados otros materiales, incluidos algunos plásticos y aleaciones de aluminio). [94] Debido a que se descompone rápidamente cuando se expone a la luz, debe almacenarse en un recipiente opaco, y las formulaciones farmacéuticas generalmente vienen en botellas marrones que bloquean la luz. [95]
El peróxido de hidrógeno, ya sea en forma pura o diluida, puede presentar varios riesgos, siendo el principal que forma mezclas explosivas al contacto con compuestos orgánicos. [96] La destilación de peróxido de hidrógeno a presiones normales es muy peligrosa. También es corrosivo, especialmente cuando está concentrado, pero incluso las soluciones domésticas pueden causar irritación en los ojos, las membranas mucosas y la piel. [97] Tragar soluciones de peróxido de hidrógeno es particularmente peligroso, ya que la descomposición en el estómago libera grandes cantidades de gas (diez veces el volumen de una solución al 3%), lo que provoca hinchazón interna. La inhalación de más del 10% puede causar irritación pulmonar grave. [98]
Con una presión de vapor significativa (1,2 kPa a 50 °C), [99] el vapor de peróxido de hidrógeno es potencialmente peligroso. Según el NIOSH de EE. UU., el límite de peligro inmediato para la vida y la salud (IDLH) es de sólo 75 ppm. [100] La Administración de Salud y Seguridad 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). [96] El peróxido de hidrógeno también ha sido clasificado por la Conferencia Americana de Higienistas Industriales Gubernamentales (ACGIH) como un "carcinógeno animal conocido, con relevancia desconocida para los humanos". [101] En 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 [96] y en la ATSDR. [102]
Históricamente, el peróxido de hidrógeno se utilizaba para desinfectar heridas, en parte debido a su bajo coste y rápida disponibilidad en comparación con otros antisépticos . [103]
Existe evidencia contradictoria sobre el efecto del peróxido de hidrógeno en la cicatrización de heridas. Algunas investigaciones encuentran beneficios, mientras que otras investigaciones encuentran retrasos e inhibición de la curación. [104] Generalmente no se recomienda su uso para el tratamiento casero de heridas. [105] El peróxido de hidrógeno al 1,5-3% se utiliza como desinfectante en odontología, especialmente en tratamientos endodónticos 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). [106]
Los profesionales de la medicina alternativa han abogado por el uso del peróxido de hidrógeno para diversas afecciones, entre ellas el enfisema , la gripe , el SIDA y, en particular, el cáncer . [107] No hay evidencia de efectividad y en algunos casos ha resultado fatal. [108] [109] [110] [111]
Tanto la eficacia como la seguridad de la terapia con peróxido de hidrógeno son científicamente cuestionables. El peróxido de hidrógeno lo produce el sistema inmunológico, pero de forma cuidadosamente controlada. Las células llamadas fagocitos engullen a los patógenos y luego usan peróxido de hidrógeno para destruirlos. El peróxido es tóxico tanto para la célula como para el patógeno y por eso se mantiene dentro de un compartimento especial, llamado fagosoma . El peróxido de hidrógeno libre dañará cualquier tejido que encuentre a través del estrés oxidativo , un proceso que también se ha propuesto como causa de cáncer. [112] 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 en la respiración normal. También es difícil elevar el nivel de oxígeno alrededor de las células cancerosas dentro de un tumor, ya que el suministro de sangre tiende a ser deficiente, situación conocida como hipoxia tumoral .
Grandes dosis orales de peróxido de hidrógeno en una concentración del 3% pueden causar irritación y ampollas en la boca, garganta y abdomen, así como dolor abdominal, vómitos y diarrea. [108] La ingestión de peróxido de hidrógeno en concentraciones del 35% o más se ha implicado como la causa de numerosos eventos de embolia gaseosa que resultan en hospitalización. En estos casos, se utilizó oxigenoterapia hiperbárica para tratar las embolias. [113]
La inyección intravenosa de peróxido de hidrógeno se ha relacionado con varias muertes. [114] [110] [111] La Sociedad Estadounidense del Cáncer afirma que "no hay evidencia científica de que el peróxido de hidrógeno sea un tratamiento contra el cáncer seguro, eficaz o útil". [109] Además, la terapia no está aprobada por la FDA de EE. UU.
Revisé cuidadosamente la publicación pertinente de Humboldt, pero no pude encontrar una prueba inequívoca de esta suposición;
la descripción de los materiales de partida ("Alaun-Erden" o "schwere Erden") era demasiado imprecisa para entender qué tipo de experimentos químicos realizó.
El peróxido de hidrógeno fue descubierto en 1818 por el químico francés Louis-Jacques Thenard, quien lo llamó eau oxygénée (agua oxigenada).
![{\displaystyle {\ce {R-CH2-CH2-CO-SCoA + O2 ->[{\ce {FAD}}] R-CH=CH-CO-SCoA + H2O2}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c81784a048a5c7ac9b29e369eaef884fdf03642f)
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