Peróxido

De Wikipedia, la enciclopedia libre
Ir a la navegación Ir a la búsqueda
Fórmula general de un peróxido.

Los peróxidos son sustancias que presentan un enlace oxígeno-oxígeno y que contienen el oxígeno en estado de oxidación −1.[1][2]​La fórmula general de los peróxidos es Metal + O22-. Generalmente se comportan como sustancias oxidantes.[3]

En contacto con material combustible pueden provocar incendios o incluso explosiones. Sin embargo, frente a oxidantes fuertes como el permanganato, pueden actuar como reductores oxidándose a oxígeno elemental. Es importante señalar que el peróxido tiene carga.

En pocas palabras, son óxidos que presentan mayor cantidad de oxígeno que un óxido normal y en su estructura manifiestan un enlace covalente sencillo apolar entre oxígeno y oxígeno.

Historia[editar]

Como probablemente el primer compuesto de peróxido producido sintéticamente, Alexander v. Humboldt en 1799 en un intento de descomponer el aire con peróxido de bario. No fue hasta 19 años después que Thénard se dio cuenta de que esta sal podría usarse para producir un compuesto previamente desconocido al que llamó agua oxidada, ahora conocido como peróxido de hidrógeno.[4]​ En 1811 Thénard y Gay-Lussac presentaron el primer peróxido. En los esfuerzos de investigación sostenidos durante las siguientes décadas, se investigó el peróxido de hidrógeno y sus sales. En la búsqueda de un uso, se reconoció desde el principio el efecto blanqueador del compuesto sobre los tintes naturales. Sin embargo, el uso industrial fracasó inicialmente porque solo se podían producir soluciones de peróxido de bario contaminadas y débilmente concentradas. La primera planta industrial para la síntesis de peróxido de hidrógeno se construyó en Berlín en 1873. Solo después del descubrimiento de la síntesis de peróxido de hidrógeno por electrólisis del ácido sulfúrico se pudieron desarrollar procesos mejorados sobre una base electroquímica. La primera fábrica en utilizar este método se abrió en 1908 Weißenstein en Carintia. El proceso de antraquinona que todavía se utiliza en la actualidad fue desarrollado por IG Farben en Ludwigshafen en la década de 1930. Con procesos de síntesis más modernos y la expansión del campo de aplicación, la producción anual de peróxido de hidrógeno aumentó bruscamente de 35.000 t en 1950 a 100.000 t en 1960 a 300.000 t en 1970. En 1998 había una capacidad de producción mundial de 2.700.000 t por año.[5]

Ocurrencia[editar]

En el medio ambiente[editar]

La studtita mineral que contiene peróxido sobre uranofano.

Los peróxidos suelen ser muy reactivos, por lo que hay pocas ocurrencias naturales. Además del peróxido de hidrógeno, esto incluye algunas sustancias vegetales naturales como un derivado peroxídico de prostaglandina y ascaridol. El peróxido de hidrógeno se encuentra naturalmente en las aguas superficiales, subterráneas y en la atmósfera terrestre. La formación tiene lugar aquí mediante la acción de sustancias catalíticamente activas ligeras o naturales del agua. El agua de mar contiene de 0,5 a 14 μg/l, el agua dulce de 1 a 30 μg/l y aire de 0,1 a 1 ppb.[5]

Se conocen dos minerales que contienen peróxido, la studtita y la metastudita. Estos son peróxidos de uranilo con diferentes cantidades de agua de cristalización en la estructura. El peróxido inestable se crea durante la radiólisis del agua por la radiación alfa del uranio. Aparte de en los depósitos naturales de uranio, estos compuestos también se forman en la superficie de los desechos radiactivos y, por lo tanto, su estabilidad podría ser importante para el almacenamiento final de los desechos de uranio. [6]

Síntesis[editar]

El peróxido más conocido y principal compuesto de partida en la síntesis de otros peróxidos es el peróxido de hidrógeno (H2O2). Hoy en día se suele obtener por autooxidación de naftohidroquinona. Antiguamente se utilizaba la formación de peróxido de bario o la hidrólisis de persulfatos que a su vez se generaban por electrólisis de sulfatos en disolución acuosa con altas densidades de corriente por superficie del electrodo.

Muchas sustancias orgánicas pueden convertirse en hidroperóxidos en reacciones de autooxidación en presencia de luz y oxígeno atmosférico. Especialmente peligroso es la formación a partir de éteres ya que estos se transforman muy fácilmente y los peróxidos se suelen enriquecer en el residuo de una posterior destilación. Allí pueden producir explosiones muy fuertes. Muchos de los accidentes más trágicos de laboratorio se deben a este tipo de reacción. Por lo tanto antes de destilar cantidades mayores de estos disolventes hay que probar la presencia de peróxidos con papel impregnado de yoduro de potasio y almidón. La formación de un color azulado u oscuro indica la presencia de peróxido. (El peróxido oxida el yoduro a yodo elemental que, a su vez, forma con el almidón un complejo de inclusión del color característico oscuro).

Propiedades[editar]

El enlace O-O es inestable debido al grado de oxidación del oxígeno igual a -1 (excepción). Por tanto, el grupo funcional es muy reactivo y puede reaccionar como oxidante (caso más común) o como agente reductor para lograr grados de oxidación más estables. Otra propiedad de este grupo es su capacidad para formar radicales por escisión homolítica del enlace O-O. Esta escisión puede iniciarse térmicamente, por catálisis o por UV. Un peróxido se caracteriza en particular por su temperatura de vida media T ½ (dada por una vida-media t ½ de 10 h y 1 h), su tasa de masa de oxígeno activo, su temperatura de descomposición autoacelerada (TDAA), su temperatura máxima de almacenamiento y su rango de temperatura de uso; algunos parámetros permiten la clasificación según la estabilidad .

Algunas moléculas se consideran muy peligrosas porque presentan importantes riesgos de incendio y explosión. Algunos grados incorporan un flemador. Generalmente se recomienda almacenar los peróxidos por separado para evitar cualquier reacción con otras moléculas.

Usos[editar]

Parámetro de análisis en la industria alimentaria[editar]

En la industria alimentaria se utiliza como parámetro para medir la calidad de los aceites y las grasas, los cuales son susceptibles de enranciarse o descomponerse, mediante la técnica de medición del índice de peróxido (o índice de peroxidación); siendo la peroxidación una de las causas que provoca características rechazables en la calidad de los alimentos (tales como aceites, entre otros).

Aplicaciones químicas[editar]

Igualmente las aplicaciones de los peróxidos son muy versátiles (desde la peluquería donde se emplean en tintes para aclarar el pelo hasta en combustibles de cohetes).

En la industria química se utilizan en la obtención de los epóxidos, en diversas reacciones de oxidación, como iniciadores de reacciones radicalarias por ejemplo para endurecer poliésteres o en la fabricación del glicerol a partir del alcohol hidroxipropénico. El ácido peroxi-trifluoroacético (F3C–C(=O)–O–O–H) es un desinfectante muy potente y se emplea como tal en la industria farmacéutica. En odontología se utiliza para el blanqueamiento de los dientes, ya sea aplicado en gel o en bandas impregnadas de peróxido en concentraciones de 9 %, 16 % y 25 %.

Estado de oxidación[editar]

El estado de oxidación del oxígeno en los grupos peróxido es -1

Analítica[editar]

Los peróxidos dan una coloración anaranjada con disoluciones de óxido de titanio en ácido sulfúrico concentrado.

Con dicromato de potasio forman el peróxido de cromo (VI) de color azul que puede ser extraído con éter etílico.

Referencias[editar]

  1. IUPAC, Compendium of Chemical Terminology (2006). «Peroxides» (en inglés). Consultado el 28 de septiembre de 2015. 
  2. IUPAC, Compendium of Chemical Terminology (2006). «Oxidation state» (en inglés). Consultado el 28 de septiembre de 2015. 
  3. «Peróxido de hidrógeno». ATSDR. NaN de abril de 2002. Consultado el 23 de mayo de 2015. 
  4. L. W. Gilbert (Hrsg.): Der tropfbar flüssige Sauerstoff, oder das oxygenierte Wasser, in: Ann. der Physik 1820, S. 3, Leipzig
  5. a b H. Offermanns, G. Dittrich, N. Steiner: Wasserstoffperoxid in Umweltschutz und Synthese, in: Chemie in unserer Zeit 2000, 34, 150–159.
  6. Karrie-Ann Hughes Kubatko, Katheryn B. Helean, Alexandra Navrotsky, Peter C. Burns: Stability of Peroxide-Containing Uranyl Minerals. In: Science. 302, 2003, pag. 1191–1193,

Véase también[editar]