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Peroxyde d’hydrogène, (H2O2), un liquide incolore généralement produit sous forme de solutions aqueuses de différentes forces, utilisé principalement pour blanchir le coton et d’autres textiles et la pâte de bois, dans la fabrication d’autres produits chimiques, comme propulseur de fusée, et à des fins cosmétiques et médicinales. Les solutions contenant plus d’environ 8 % de peroxyde d’hydrogène sont corrosives pour la peau.
Considéré pour la première fois comme un composé chimique en 1818, le peroxyde d’hydrogène est le membre le plus simple de la classe des peroxydes. Parmi les différents procédés de fabrication, les principaux impliquent des réactions de l’oxygène de l’air avec certains composés organiques, notamment l’anthraquinone ou l’alcool isopropylique. Les principales qualités commerciales sont des solutions aqueuses contenant 35, 50, 70 ou 90 pour cent de peroxyde d’hydrogène et de petites quantités de stabilisants (souvent des sels d’étain et des phosphates) pour supprimer la décomposition.
Le peroxyde d’hydrogène se décompose en eau et en oxygène par chauffage ou en présence de nombreuses substances, notamment les sels de métaux tels que le fer, le cuivre, le manganèse, le nickel ou le chrome. Il se combine avec de nombreux composés pour former des solides cristallins utiles comme agents oxydants doux ; le plus connu d’entre eux est le perborate de sodium (NaBO2-H2O2-3H2O ou NaBO3-4H2O), utilisé dans les détergents à lessive et les produits de blanchiment sans chlore. Avec certains composés organiques, le peroxyde d’hydrogène réagit pour former des hydroperoxydes ou des peroxydes, dont plusieurs sont utilisés pour initier des réactions de polymérisation. Dans la plupart de ses réactions, le peroxyde d’hydrogène oxyde d’autres substances, bien qu’il soit lui-même oxydé par quelques composés, comme le permanganate de potassium.
Le peroxyde d’hydrogène pur gèle à -0,43 °C (+31,3 °F) et bout à 150,2 °C (302 °F) ; il est plus dense que l’eau et y est soluble en toutes proportions.