Waterstofperoxide

Waterstofperoxide
Structuurformule en molecuulmodel
	Structuurformule van waterstofperoxide
Algemeen
Molecuulformule
IUPAC-naam	waterstofperoxide
Andere namen	hydroperoxide, peroxaan, diwaterstofperoxide, zuurstofwater
Molmassa	34,01468 g/mol
SMILES	OO
InChI	1/H2O2/c1-2/h1-2H
CAS-nummer	7722-84-1
EG-nummer	231-765-0
PubChem	784
Wikidata	Q171877
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
H-zinnen	H302 - H318
EUH-zinnen	geen
P-zinnen	P280 - P305+P351+P338
Carcinogeen	mogelijk (IARC-klasse 3)
EG-Index-nummer	008-003-00-9
VN-nummer	2015
ADR-klasse	Gevarenklasse 5.1
LD50 (ratten)	(oraal) 350 mg/kg; (dermaal) 3000 mg/kg
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand	vloeibaar
Kleur	kleurloos
Dichtheid	(bij 20°C) 1,45 g/cm³
Smeltpunt	(35% oplossing) −33 °C; (zuivere stof) −0,41 °C
Kookpunt	(35% oplossing) 108 °C; (zuivere stof) 150,2 °C
Dampdruk	(bij 20°C) 190 Pa
Goed oplosbaar in	water
Evenwichtsconstante(n)	pKz = 11,75
Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal	Scheikunde

Waterstofperoxide, ook aangeduid als zuurstofwater, is een anorganische verbinding van waterstof en zuurstof, met als brutoformule H₂O₂. Het werd in 1818 ontdekt door Louis Jacques Thénard. Doorgaans wordt het commercieel verhandeld als oplossing in water.

Productie[bewerken | brontekst bewerken]

Waterstofperoxide werd voor het eerst beschreven door Louis Jacques Thénard die waterstofperoxide maakte door bariumperoxide (BaO₂) te laten reageren met salpeterzuur (HNO₃). Een andere manier is via elektrolyse en via een autoredoxreactie met water.

Het meest gebruikte proces is tegenwoordig het zogenaamde antrachinon- of Riedl-Pfleiderer-proces, dat voor het eerst werd toegepast in de Tweede Wereldoorlog door I.G. Farbenindustrie in Duitsland. Hierbij wordt een antrachinonderivaat katalytisch met waterstofgas omgezet in het corresponderende hydrochinon. Dat wordt daarna met zuurstofgas of met zuurstofrijke lucht geoxideerd, waarbij opnieuw het oorspronkelijke antrachinonderivaat ontstaat samen met waterstofperoxide:

In 2014 werd wereldwijd meer dan 4,3 miljoen ton waterstofperoxide geproduceerd. Schattingen geven aan dat in 2019 de productie meer dan 5 miljoen ton zal bedragen.^[2]

Structuur en eigenschappen[bewerken | brontekst bewerken]

Het molecuul heeft één zuurstofatoom meer dan het veel stabielere water. De binding tussen de twee zuurstofatomen, de zogenaamde peroxidebinding, laat vrij makkelijk los, onder vorming van twee OH-radicalen:

{\ce {H2O2 -> 2OH^.}}

Omdat deze radicalen makkelijk reageren met andere zuurstofradicalen (tot zuurstofgas) of met andere stoffen, onder vorming van nieuwe radicalen en zo een soort kettingreactie kunnen ontketenen, is een oplossing van waterstofperoxide uiterst reactief.

Toepassingen[bewerken | brontekst bewerken]

Waterstofperoxide wordt onder andere gebruikt als ontsmettingsmiddel, bijvoorbeeld bij ontstekingen in de mondholte, ontsmetting van drinkwater, als bleekmiddel bijvoorbeeld bij het bleken van stoffen, tanden, botten en haar (blonderen).

Waterstofperoxide van 35% wordt veel toegepast in de farmaceutische industrie om steriele omgevingen te decontamineren. De vloeistof wordt hiervoor verdampt tot gasvorm. Deze techniek noemt men VHP, vaporized hydrogen peroxide.^[3]

Dit ontsmettende en blekende vermogen wordt veroorzaakt door de oxiderende werking van waterstofperoxide. Om deze reden wordt waterstofperoxide veel gebruikt in laboratoria en bij de productie van sommige organische stoffen.

Vermengd met andere chemicaliën werd het gebruikt als een van de zuurstofleverende middelen bij de voortstuwing van het Duitse raketvliegtuig Messerschmitt Me 163 Komet uit de Tweede Wereldoorlog. De ramp met de Russische kernonderzeeboot Koersk is waarschijnlijk veroorzaakt door het lekken van een waterstofperoxidetank in een torpedo.

In de handel zijn oplossingen met een sterkte tussen de 3% en 12% vrij verkrijgbaar. Sterkere oplossingen kunnen worden bereid, maar zijn potentieel explosief en dienen daarom met uiterste voorzichtigheid te worden behandeld.

Ontleding[bewerken | brontekst bewerken]

Waterstofperoxide is erg reactief, maar ook instabiel. Het zal na verloop van tijd ontleden in water en zuurstofgas via een auto-redoxreactie:

{\ce {2H2O2 -> 2H2O + O2}}

Deze reactie is spontaan, maar verloopt kinetisch gezien zeer traag onder standaardcondities. Ze kan versneld worden door de temperatuur, zuurgraad of concentratie te verhogen of door de aanwezigheid van licht.^[4] Ook het toevoegen van een katalysator kan de reactie versnellen, zoals mangaan(IV)oxide, kaliumpermanganaat, kaliumjodide, zilver, platina of het enzym katalase.

Externe link[bewerken | brontekst bewerken]

waterstofperoxide (> 60% oplossing in water) - International Chemical Safety Card

Bronnen, noten en/of referenties

↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h ⁱ ^j (en) Gegevens van waterstofperoxide in de GESTIS-stoffendatabank van het IFA (geraadpleegd op 8 januari 2010)
↑ (en) "Hydrogen Peroxide Output to Demonstrate Steady Growth", Merchant Research and Consulting, Ltd, 12 november 2015. Gearchiveerd op 7 november 2019. Geraadpleegd op 7 november 2019.
↑ vaporized hydrogen peroxide op de Engelstalige Wikipedia
↑ (en) Špalek, O., Balej, J., Paseka, I. (1982). Kinetics of the decomposition of hydrogen peroxide in alkaline solutions. J. Chem. Soc., Faraday Trans. 1 78: 2349-2359. DOI:10.1039/F19827802349.

[GESTIS-1] ↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h ⁱ ^j (en) Gegevens van waterstofperoxide in de GESTIS-stoffendatabank van het IFA (geraadpleegd op 8 januari 2010)

[2] (en) "Hydrogen Peroxide Output to Demonstrate Steady Growth", Merchant Research and Consulting, Ltd, 12 november 2015. Gearchiveerd op 7 november 2019. Geraadpleegd op 7 november 2019.

[3] vaporized hydrogen peroxide op de Engelstalige Wikipedia

[4] (en) Špalek, O., Balej, J., Paseka, I. (1982). Kinetics of the decomposition of hydrogen peroxide in alkaline solutions. J. Chem. Soc., Faraday Trans. 1 78: 2349-2359. DOI:10.1039/F19827802349.

[1]

[2]

[3]

[4]