Peroxyde d'hydrogène

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Modèle:Infobox Chimie

Fichier:Effet peroxyde hydrogene doigts.jpg
Effets du peroxyde d'hydrogène sur les doigts, à faible concentration.

Le peroxyde d'hydrogène est un composé chimique de formule Modèle:Fchim. Sa solution aqueuse est appelée eau oxygénée<ref group=alpha>L'expression « eau oxygénée » ne s'applique pas au « peroxyde d'hydrogène » Modèle:Fchim pur anhydre, un liquide très instable et explosif et que l'on ne rencontre qu'extrêmement rarement (comme comburant). Ce terme de la langue courante ne concerne que les solutions aqueuses de Modèle:Fchim.</ref>. Elle est incolore et légèrement plus visqueuse que l'eau.

Le peroxyde d'hydrogène possède à la fois des propriétés oxydantes par exemple vis-à-vis d'ions iodure et des propriétés réductrices par exemple vis-à-vis des ions permanganate. C'est un agent de blanchiment efficace. Il est utilisé comme antiseptique.

Le peroxyde d'hydrogène existe naturellement chez les êtres vivants comme sous-produit de la respiration cellulaire. Tous les organismes aérobies possèdent des enzymes, appelées peroxydases, qui catalysent la dismutation de Modèle:Fchim en [[Eau|Modèle:H2O]] et [[Dioxygène|Modèle:O2]] :

2 Modèle:Fchim → 2 [[Eau|Modèle:H2O]] + [[Dioxygène|Modèle:O2]]  (ΔrH = Modèle:Unité).

La concentration des solutions de peroxyde d'hydrogène est généralement indiquée en « volumes » ou en mol/l. Par définition, Modèle:Unité d'eau oxygénée à Modèle:Nobr est susceptible de dégager Modèle:Nobr de Modèle:Fchim gaz, mesurée dans les conditions normales de température et de pression, par dismutation de Modèle:Fchim (équation chimique ci-dessus). La correspondance est approximativement de Modèle:Unité pour Modèle:Unité.

Le peroxyde d'hydrogène a été utilisé en aéronautique comme comburant (par exemple, le T-Stoff utilisé dans les années 1940 pour le Messerschmitt Me 163B), voire comme monergol pour rocketbelts dans les années 1960. Il continue à être utilisé en astronautique comme ergol oxydant, pour les vaisseaux Soyouz russes.

Production

  • En 1992, les États-Unis en produisaient environ Modèle:Unité. Et le Canada en produisait environ Modèle:Unité<ref name="IARC"/> ;
  • En 1995, l'Amérique du Nord (Mexique y compris) avait une capacité de production estimée à Modèle:Unité<ref name="IARC"/> ;
  • Pour la première moitié des années 1990, la capacité mondiale de peroxyde d'hydrogène a été estimée entre Modèle:Unité<ref name="IARC"/> ;
  • En 2005, la capacité de production mondiale est estimée à Modèle:Unité<ref name="IARC"/> .

Mode de fabrication

Historiquement, le peroxyde d'hydrogène est préparé par l'électrolyse d'une solution aqueuse d'acide sulfurique ou de bisulfate d'ammonium (Modèle:Formule chimique), suivie par l'hydrolyse du peroxodisulfate Modèle:Fchim2− formé.Modèle:Refnec

Actuellement, le peroxyde d'hydrogène est produit presque exclusivement par l'autooxydation de la 2-alkyl anthrahydroquinone en 2-alkyl anthraquinone (procédé à l'anthraquinone). Les industriels utilisent plus particulièrement les dérivés 2-éthyle ou 2-amyle de l'anthraquinone. La plupart des procédés industriels utilisent le barbotage d'air comprimé à travers une solution d'un dérivé dihydroxyanthracène, le dioxygène réagissant avec les protons labiles des groupes hydroxyle pour donner le peroxyde d'hydrogène, donnant ainsi le dérivé anthraquinone. Le peroxyde d'hydrogène est ensuite extrait et le dérivé anthraquinone est réduit par le dihydrogène en présence d'un catalyseur métallique pour redonner le dérivé dihydroxyanthracène, le cycle pouvant ainsi être répété<ref> Modèle:Article</ref>. Ce procédé est aussi connu sous le nom de procédé Riedl-Pfleiderer, et a été découvert en 1936<ref>Modèle:Patent</ref>. En 2005, la production mondiale de peroxyde d'hydrogène atteignait Modèle:Unité de tonnes<ref> Modèle:Article</ref>. La synthèse électrochimique de Modèle:Fchim à partir de l'eau et de l'oxygène est une alternative très prometteuse car elle permet: (a) la production locale là où elle est nécessaire et (b) l'utilisation de l'énergie électrique pour la synthèse chimique<ref>Modèle:Article.</ref>,<ref>https://www.sciencedirect.com/science/article/abs/pii/S0926337321009735</ref>,<ref name=":0">Modèle:Article</ref>.

Fichier:Riedl-Pfleiderer process.svg
Production de peroxyde d'hydrogène par le procédé à l'anthraquinone.

Composé naturel

Le peroxyde d'hydrogène est non seulement produit par des micro-organismes mais aussi par les protéines DUOX<ref>Modèle:Article</ref>,<ref>Modèle:Article</ref>. Il est ensuite détoxifié par les peroxydases afin de produire de l'hypothiocyanite<ref>Modèle:Article</ref>,<ref>Modèle:Article</ref>. Il est produit naturellement par le coléoptère bombardier et agit comme système de défense combiné à de l'hydroquinone<ref> Modèle:Article.</ref>. Cette réaction exothermique libère de l'énergie et élève la température du mélange à près de Modèle:Tmp.

Décomposition

Le peroxyde d'hydrogène se décompose dans une réaction exothermique de dismutation en eau et dioxygène dans des proportions dépendantes de la température, de la concentration, de la présence d’impuretés et de stabilisants. Il est décomposé par beaucoup de substances, dont la plupart des métaux de transition et leurs composés, des composés organiques, la poussière, etc. Répandre du peroxyde d'hydrogène sur une substance inflammable peut provoquer un embrasement.

L’utilisation d’un catalyseur (comme le dioxyde de manganèse, le permanganate de potassium, l'argent, ou une enzyme telle que la catalase) augmente considérablement le taux de décomposition du peroxyde d'hydrogène. Ce phénomène produit un dégagement d'oxygène intense ainsi qu'une forte chaleur. Les récipients de stockage doivent être constitués d'une matière compatible comme le polyéthylène ou l'aluminium et nettoyés de toute impureté (un procédé appelé passivation).

La réaction de dismutation est lente et les solutions aqueuses de peroxyde d'hydrogène peuvent être conservées longtemps sous certaines conditions. L'eau oxygénée commerciale dite « stabilisée » contient des agents permettant de complexer ou d'adsorber les impuretés en solution. Celles-ci catalysent la dismutation et accélèrent la décomposition de la solution, parfois violente. Pour empêcher ceci, des agents stabilisants variés peuvent être utilisés, tels des phosphates, stannates ou silicates de sodium, de l'acide phosphorique ou encore de l'acétanilide<ref name="FT123" />,<ref>Modèle:Lien web</ref>.

La dismutation met en évidence les propriétés oxydantes et réductrices du peroxyde d'hydrogène. La dismutation peut être décrite comme une réaction entre Modèle:Fchim réducteur et Modèle:Fchim oxydant.

La réaction de dismutation

Modèle:Fchim (Modèle:Unité/2 = –98,90 kJ)

est composée des deux demi-équations d'oxydoréduction suivantes :

Modèle:Fchim est le réducteur, donneur d'électrons)
Modèle:Fchim est l'oxydant, accepteur d'électrons)

Le peroxyde d'hydrogène a aussi été utilisé comme monergol. Dans les années 1930 et 1940, l'ingénieur allemand Hellmuth Walter en fut le pionnier. Cependant, son utilisation dans les torpilles a été abandonnée dans la plupart des marines pour des raisons de sécurité.

Purification

Comme le peroxyde d'hydrogène concentré (pourcentage molaire supérieur à 70 %) est en vente restreinte, certains sont tentés de distiller des solutions plus diluées pour obtenir un monergol. C’est extrêmement dangereux.

Le barbotage suivi éventuellement d'une congélation fractionnée constitue un procédé plus sûr. Le barbotage profite du fait que l’air tiède (pas trop chaud) évapore préférentiellement l'eau.

À des concentrations dépassant 62 %, le peroxyde d'hydrogène en solution dans l’eau gèle avant l’eau (c'est l'inverse à des concentrations plus faibles). L'eau oxygénée tend à demeurer en surfusion, un état métastable qui cesse, par exemple si l'on immerge un cristal de « glace oxygénée » dans la solution surfusée.

Toxicité, écotoxicité

Ce puissant biocide est toxique pour de nombreux organismes, à des doses variant selon les espèces, leur âge et le contexte. Sa toxicité a fait l'objet d'une réévaluation publiée en 1999 par le Centre international de recherche sur le cancer (CIRC)<ref name="IARC" />.

Utilisation

Usage industriel

Usage médical ou esthétique

Usage en tant que comburant

  • À haute concentration, il peut servir de comburant pour la propulsion de fusées. En se décomposant dans le réacteur, il fournit le dioxygène nécessaire à la combustion des combustibles auxquels il est associé. Il a la particularité de pouvoir être aussi utilisé seul comme monergol (par exemple dans les Rocketbelts, ou encore dans l'avion-fusée X-15, pour les groupes auxiliaires de puissance (en anglais APU), la turbopompe et les verniers). Dans ce dernier cas, c'est la décomposition exothermique du peroxyde d'hydrogène concentré, déclenchée dans la chambre du réacteur par contact avec un catalyseur, qui produit un jet d'oxygène et de vapeur d'eau à Modèle:Tmp.
  • U-boot : durant la Seconde Guerre mondiale, les équipes de l'ingénieur Hellmuth Walter expérimentèrent la propulsion des sous-marins à l'aide de peroxyde d'hydrogène comme comburant pour brûler du mazout et actionner les turbines de propulsion. Il s'agit des premiers sous-marins anaérobies jamais réalisés, permettant de s'affranchir du double système de propulsion diesel et électrique pour la surface et la plongée. Toutefois, même si les performances étaient satisfaisantes (Modèle:Unité en plongée soit une augmentation de 300 % par rapport aux sous-marins conventionnels), ce type d'installation propulsive était un cauchemar d'ingénieur (risques élevés d'incendie et d'explosion, immenses réservoirs, autonomie limitée) et n'atteignit pas le statut opérationnel avant la capitulation de l'Allemagne. Les coques des navires de série ayant déjà été mises sur cale furent reconverties à la propulsion classique diesel + électrique avec des capacités d'accumulateurs très importantes, donnant ainsi naissance aux redoutables U-boote Type XXI ou Modèle:Lien. Après 1945, les Anglais renflouèrent un sous-marin Walter à peroxyde (rebaptisé Modèle:HMS dans la Royal Navy), s'assurèrent de la collaboration de l'ingénieur Walter et lancèrent deux versions améliorées de cette conception, les Modèle:HMS et Modèle:HMS qui s'avérèrent extrêmement stressants pour leurs équipages (incendies spontanés, explosions, dégagements de vapeurs toxiques). Les rapports officiels les qualifiaient de « sûrs… à 75 % » tandis que les matelots les avaient rebaptisés HMS Exploder et HMS Excruciator (traduction libre : L'Explosif et Le Tortionnaire). L'avènement des sous-marins atomiques relégua ces recherches au rang de voie de garage à la fin des années 1950.
  • Le véhicule terrestre supersonique Bloodhound SSC prévoit d'utiliser le peroxyde d'hydrogène comme monergol.

Autres usages

Histoire

Le peroxyde d'hydrogène a été isolé pour la première fois en 1818 par Louis Jacques Thénard en faisant réagir du peroxyde de baryum avec de l'acide nitrique<ref>Modèle:Article</ref>. Le procédé a pu être amélioré en utilisant de l'acide chlorhydrique à la place de l'acide nitrique, suivi par l'ajout d'acide sulfurique pour précipiter le sulfate de baryum comme sous-produit. Le procédé Thénard est utilisé de la fin du Modèle:Lien siècleModèle:Vérification siècle jusqu'au milieu du Modèle:Lien siècleModèle:Vérification siècle<ref>Modèle:Ouvrage</ref>. Les méthodes de productions actuelles sont discutées ci-dessous.

Le peroxyde d'hydrogène a longtemps été considéré comme instable, du fait des nombreuses tentatives pour le séparer de l'eau. Cette instabilité est due aux impuretés de métaux de transition présentes en solutions, même en très faible quantité, qui catalysent la décomposition du peroxyde d'hydrogène. Une solution pure a pu être obtenue pour la première fois par distillation sous vide en 1894 par Richard Wolffenstein<ref>Modèle:Article</ref>. À la fin du Modèle:Lien siècleModèle:Vérification siècle, Petre Melikichvili et son étudiant Modèle:Nobr ont pu montrer que de toutes les formules proposées pour le peroxyde d'hydrogène, la formule H-O-O-H était correcte.

L'utilisation de peroxyde d'hydrogène comme stérilisant a rapidement été considérée comme une alternative efficace à l'oxyde d'éthylène et a de fait été largement utilisée dans l'industrie pharmaceutique.

Notes et références

Modèle:Traduction/Référence

Notes

Modèle:Références

Références

Modèle:Références

Voir aussi

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Articles connexes

Liens externes

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