H2O2
El peróxido de hidrógeno (H2O2), también conocido como agua oxigenada, dioxogen, dioxidano, o peróxido de dihidrógeno es un compuesto químico con características de un líquido altamente polar, fuertemente enlazado con el hidrógeno, tal como el agua, por lo general de aspecto líquido ligeramente más viscoso. Es conocido por ser un poderoso oxidante.
A temperatura ambiente es un líquido incoloro de olor penetrante y desagradable. En el aire se encuentran de manera natural pequeñas cantidades de peróxido de hidrógeno gaseoso. El peróxido de hidrógeno es muy inestable. Se descompone lentamente en oxígeno y agua, con liberación de gran cantidad de calor. Su velocidad de descomposición puede aumentar mucho en presencia de catalizadores.
Aunque no es inflamable, es un agente oxidante potente que cuando entra en contacto con materia orgánica o algunos metales, como el cobre, la plata o el bronce puede causar combustión espontánea.
El peróxido de hidrógeno se encuentra en bajas concentraciones (3 a 9 %) en muchos productos domésticos para usos medicinales y como blanqueador de vestimenta y del cabello. En la industria se usa en concentraciones más altas, para blanquear telas y pasta de papel, y a 90 % como componente de combustibles para cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas. En otras áreas, como en la investigación, se utiliza para medir la actividad de algunas enzimas, como la catalasa.
El peróxido de hidrógeno puro (H2O2) es un líquido denso y claro, con una densidad de 1,47 g/cm³ a 0 °C. El punto de fusión es de –0,4 °C. Su punto de ebullición normal es de 150 °C.
De manera similar a la del agua, el peróxido de hidrógeno presenta un eje de simetría (eje rotado 180°). Presenta tres conformaciones: cis-planar (grupo de simetría C2v), cis-no planar (grupo de simetría C2) y trans-planar (grupo de simetría C2h).
El peróxido de hidrógeno concentrado es una sustancia peligrosamente reactiva, debido a que su descomposición para generar agua y oxígeno es sumamente exotérmica. La siguiente reacción termoquímica demuestra ese hecho:
El peróxido de hidrógeno es capaz de actuar ya sea como agente oxidante o como reductor. Las ecuaciones que se muestran a continuación presentan las semirreacciones en medio ácido:
En solución básica, los potenciales correspondientes al electrodo estándar son de 0,87 V (voltios̠) para la reducción del peróxido de hidrógeno y de 0,08 V para su oxidación.
Antiguamente el agua oxigenada se preparaba mediante la electrólisis de una solución acuosa de ácido sulfúrico o de bisulfato ácido de amonio (NH4HSO4), seguida por la hidrólisis del peroxodisulfato ((SO4)2). En la actualidad el peróxido de hidrógeno se obtiene casi exclusivamente por la autooxidación de una 2-alcohol-antrahidroquinona (o 2-alco-9-10-dihidroxiantraceno) al correspondiente 2-alco antraquinona en un método denominado «proceso antraquinona».
En 1994, la producción mundial de H2O2 fue de 1,9 millones de toneladas. En 2006 creció hasta 2,2 millones, la mayor parte con una concentración de 70 % o menos. En ese año el kilogramo de peróxido de hidrógeno se vendía a 1,5 dólares estadounidense.
El peróxido de hidrógeno fue descrito por primera vez en 1818 por Louis Jacques Thénard, quien la produjo por tratamiento del peróxido de bario con ácido nítrico. Una versión mejorada de este proceso usa el ácido clorhídrico, seguido por la adición de ácido sulfúrico para precipitar el subproducto de sulfato de bario. El proceso de Thénard se utilizó desde el final del siglo XIX hasta mediados del siglo XX.
Durante mucho tiempo se creyó que el peróxido de hidrógeno puro sería inestable, dado que fallaron todos los primeros intentos de separarlo del agua, que está presente durante la síntesis. Esta inestabilidad se debía a las trazas de impurezas (sales de metales de transición), que catalizan la descomposición de este peróxido. El peróxido de hidrógeno puro se obtuvo por primera vez en 1894 —casi 80 años después de su descubrimiento—, por Richard Wolffenstein, quien lo produjo por destilación al vacío.
La determinación de la estructura molecular del peróxido de hidrógeno fue muy difícil. En 1892, el físico-químico italiano Giacomo Carrara (1864-1925) determinó su masa molecular mediante el descenso crioscópico, lo cual confirmó que su fórmula molecular es H2O2. Al menos media docena de estructuras moleculares hipotéticas parecían ser consistentes con la evidencia disponible. En 1934, el físico matemático inglés William Penney y el físico escocés Gordon Sutherland propusieron una estructura molecular muy similar a la aceptada actualmente.
El peróxido de hidrógeno tiene muchos usos industriales, como:
El agua oxigenada industrial suele tener concentraciones superiores a 30 %, a diferencia de la destinada a uso doméstico que se compra en farmacias y supermercados, la cual contiene habitualmente tan sólo 3 %.
El peróxido de hidrógeno se usa en la industria aeroespacial como combustible en motores de cohetes monopropelentes o para aportación de oxígeno en motores bipropelentes. Este peróxido se usa por lo general a una concentración de 90 %. Es extremadamente explosivo.
El peróxido de hidrógeno se emplea en trabajos de restauración. En muchas pinturas antiguas, los pigmentos blancos a base de carbonato de plomo (II) se han decolorado debido a la formación de sulfuro de plomo (II), de particular color negro. El peróxido de hidrógeno reacciona de manera que logra convertir el sulfuro de plomo (II) en sulfato de plomo (II) (color blanco). Ambas sales son insolubles en agua. La reacción es como se muestra en la ecuación siguiente.
Generalmente, las principales agencias sanitarias del mundo reconocen a las diluciones de peróxido de hidrógeno de hasta 6 % como seguras para su uso como agente antimicrobiano, agente oxidante y otros propósitos. Debido a su efecto oxidante, desde hace muchos años se ha utilizado como agente antiséptico y antibacteriano. Su uso ha descendido los últimos años debido a la popularidad de otros productos sustitutivos. Todavía se utiliza en muchos hospitales, centros médicos y clínicas.
El peróxido de hidrógeno es un antiséptico general. Su mecanismo de acción se debe a sus efectos oxidantes: produce oxhidrilo (OH-) y radicales libres que atacan una amplia variedad de compuestos orgánicos, entre ellos lípidos y proteínas que componen las membranas celulares de los microorganismos. La enzima catalasa presente en los tejidos degrada rápidamente el peróxido de hidrógeno, produciendo oxígeno, que dificulta la germinación de esporas anaerobias.
Se utiliza en dermoaplicaciones, limpieza de dentaduras y desinfección bucal, así como, en el campo de la óptica, en desinfección de lentes de contacto.
Además, aprovechando la actividad de la peroxidasa presente en la sangre, también se usa junto a la fenolftaleína para detectar la presencia de sangre (prueba de Kastle-Meyer).