Wasserstoffperoxid - Hydrogen peroxide

Wasserstoffperoxid
Strukturformel von Wasserstoffperoxid
raumfüllendes Modell des Wasserstoffperoxidmoleküls
Namen
IUPAC-Name
Wasserstoffperoxid
Andere Namen
Dioxidan
Oxidanyl
Perhydroxsäure
0-Hydroxyol
Dihydrogendioxid Sauerstoffhaltiges
Wasser
Peroxaan
Bezeichner
3D-Modell ( JSmol )
ChEBI
ChEMBL
ChemSpider
ECHA-Infokarte 100.028.878 Bearbeite dies bei Wikidata
EG-Nummer
KEGG
RTECS-Nummer
UNII
UN-Nummer 2015 (>60% Lös.)
2014 (20–60% Lös.)
2984 (8–20% Lös.)
  • InChI=1S/H2O2/c1-2/h1-2H prüfenJa
    Schlüssel: MHAJPDPJQMAIIY-UHFFFAOYSA-N prüfenJa
  • InChI=1/H2O2/c1-2/h1-2H
    Schlüssel: MHAJPDPJQMAIIY-UHFFFAOYAL
Eigenschaften
H 2 O 2
Molmasse 34,0147 g/mol
Aussehen Sehr hellblaue Farbe; farblos in Lösung
Geruch leicht scharf
Dichte 1,11 g/cm 3 (20 °C, 30 % (w/w) Lösung)
1,450 g/cm 3 (20 °C, rein)
Schmelzpunkt −0,43 °C (31,23 °F; 272,72 K)
Siedepunkt 150,2 °C (302,4 °F; 423,3 K) (zersetzt)
Mischbar
Löslichkeit löslich in Äther , Alkohol
unlöslich in Petrolether
log P -0,43
Dampfdruck 5 mmHg (30 °C)
Säure (p K a ) 11,75
-17,7·10 -6 cm 3 /mol
1.4061
Viskosität 1,245 c P (20 ° C)
2,26  D
Thermochemie
1,267 J/(g·K) (gasförmig)
2,619 J/(g·K) (flüssig)
Std
Bildungsenthalpie
f H 298 )
−187,80 kJ/mol
Pharmakologie
A01AB02 ( WER ) D08AX01 ( WER ), D11AX25 ( WER ), S02AA06 ( WER )
Gefahren
Sicherheitsdatenblatt ICSC 0164 (>60% Lös.)
GHS-Piktogramme GHS03: OxidierendGHS05: ÄtzendGHS07: Gesundheitsschädlich
GHS-Signalwort Achtung
H271 , H302 , H314 , H332 , H335 , H412
P280 , P305+351+338 , P310
NFPA 704 (Feuerdiamant)
Flammpunkt Nicht brennbar
Letale Dosis oder Konzentration (LD, LC):
LD 50 ( mediane Dosis )
1518 mg/kg
2000 mg/kg (oral, Maus)
1418 ppm (Ratte, 4 Std.)
227 S./Min. (Maus)
NIOSH (US-Grenzwerte für die Gesundheitsbelastung):
PEL (zulässig)
TWA 1 ppm (1,4 mg/m 3 )
REL (empfohlen)
TWA 1 ppm (1,4 mg/m 3 )
IDLH (unmittelbare Gefahr)
75 ppm
Verwandte Verbindungen
Verwandte Verbindungen
Wasser
Ozon
Hydrazin
Hydrogen Disulfid
Disauerstoffdifluorid
Sofern nicht anders angegeben, beziehen sich die Daten auf Materialien im Standardzustand (bei 25 °C [77 °F], 100 kPa).
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Infobox-Referenzen

Wasserstoffperoxid ist eine chemische Verbindung mit der Formel H
2
Ö
2
. In seiner reinen Form ist es eine sehr hellblaue Flüssigkeit , etwas viskoser als Wasser . Es wird als Oxidationsmittel , Bleichmittel und Antiseptikum verwendet , normalerweise als verdünnte Lösung (3–6 Gew.-%) in Wasser für den Verbrauchergebrauch und in höheren Konzentrationen für den industriellen Gebrauch. Konzentriertes Wasserstoffperoxid oder " High-Test-Peroxid " zersetzt sich beim Erhitzen explosionsartig und wurde als Treibstoff in der Raketentechnik verwendet .

Wasserstoffperoxid ist eine reaktive Sauerstoffspezies und das einfachste Peroxid , eine Verbindung mit einer Sauerstoff-Sauerstoff- Einfachbindung . Es zersetzt sich langsam unter Lichteinwirkung und schnell in Gegenwart von organischen oder reaktiven Verbindungen. Es wird normalerweise mit einem Stabilisator in einer schwach sauren Lösung in einer dunklen Flasche aufbewahrt, um das Licht zu blockieren. Wasserstoffperoxid wird in biologischen Systemen einschließlich des menschlichen Körpers gefunden. Enzyme, die Wasserstoffperoxid verwenden oder abbauen, werden als Peroxidasen klassifiziert .

Eigenschaften

Der Siedepunkt von H
2
Ö
2
wurde mit 150,2 °C (302,4 °F) extrapoliert, ungefähr 50 °C (90 °F) höher als Wasser. In der Praxis unterliegt Wasserstoffperoxid einer potentiell explosiven thermischen Zersetzung, wenn es auf diese Temperatur erhitzt wird. Es kann bei niedrigeren Temperaturen unter vermindertem Druck sicher destilliert werden.

Struktur

O-O-Bindungslänge = 147.4 pm O-H-Bindungslänge = 95.0 pm
Struktur und Abmessungen von H 2 O 2 in der Gasphase
O-O-Bindungslänge = 145.8 pm O-H-Bindungslänge = 98.8 pm
Struktur und Abmessungen von H 2 O 2 in der festen (kristallinen) Phase

Wasserstoffperoxid ( H
2
Ö
2
) ein nichtplanares Molekül mit (verdrillter) C 2 -Symmetrie ist ; dies wurde erstmals 1950 von Paul-Antoine Giguère mittels Infrarotspektroskopie gezeigt . Obwohl die O-O-Bindung eine Einfachbindung ist , hat das Molekül eine relativ hohe Rotationsbarriere von 386  cm −1 (4.62  kJ / mol ) für die Rotation zwischen Enantiomeren über die trans- Konfiguration und 2460 cm −1 (29,4 kJ/mol) über die cis- Konfiguration. Es wird vermutet, dass diese Barrieren auf die Abstoßung zwischen den freien Elektronenpaaren der benachbarten Sauerstoffatome und auf dipolare Effekte zwischen den beiden OH-Bindungen zurückzuführen sind. Zum Vergleich: Die Rotationsbarriere für Ethan beträgt 1040 cm −1 (12,4 kJ/mol).

Der ungefähr 100° Diederwinkel zwischen den beiden OH-Bindungen macht das Molekül chiral . Es ist das kleinste und am einfachsten enantiomere Molekül . Es wurde vorgeschlagen , dass die enantiospezifischen Wechselwirkungen der einen und nicht der anderen zur Amplifikation einer enantiomeren Form von Ribonukleinsäuren und damit zu einem Ursprung der Homochiralität in einer RNA - Welt geführt haben könnten .

Die Molekülstrukturen von gasförmigem und kristallinem H
2
Ö
2
sind deutlich unterschiedlich. Dieser Unterschied wird den Auswirkungen der Wasserstoffbrückenbindung zugeschrieben , die im gasförmigen Zustand nicht vorhanden ist. Kristalle von H
2
Ö
2
sind tetragonal mit der Raumgruppe D4
4
P 4 1 2 1 .

Wässrige Lösungen

In wässrigen Lösungen unterscheidet sich Wasserstoffperoxid von der reinen Substanz durch die Auswirkungen der Wasserstoffbrückenbindung zwischen Wasser und Wasserstoffperoxidmolekülen. Wasserstoffperoxid und Wasser bilden ein eutektisches Gemisch mit einer Gefrierpunktserniedrigung von bis zu –56 °C; reines Wasser hat einen Gefrierpunkt von 0 °C und reines Wasserstoffperoxid von −0,43 °C. Auch der Siedepunkt der gleichen Mischungen wird im Verhältnis zum Mittelwert beider Siedepunkte (125,1 °C) erniedrigt. Es tritt bei 114 °C auf. Dieser Siedepunkt ist 14 °C höher als der von reinem Wasser und 36,2 °C niedriger als der von reinem Wasserstoffperoxid.

  • Phasendiagramm von H
    2
    Ö
    2
    und Wasser: Bereich oberhalb der blauen Linie ist flüssig. Gestrichelte Linien trennen Fest-Flüssig-Phasen von Fest-Fest-Phasen.
  • Dichte der wässrigen Lösung von H 2 O 2
    H 2 O 2 ( w/w ) Dichte
    (g/cm 3 )
    Temperatur
    (°C)
    3% 1.0095 fünfzehn
    27% 1,10 20
    35% 1,13 20
    50% 1,20 20
    70% 1,29 20
    75% 1.33 20
    96% 1,42 20
    98% 1.43 20
    100% 1.45 20
  • Vergleich mit Analoga

    Wasserstoffperoxid hat mehrere strukturelle Analoga mit H m −X−X−H n -Bindungsanordnungen (Wasser zum Vergleich ebenfalls gezeigt). Es hat den höchsten (theoretischen) Siedepunkt dieser Reihe (X = O, N, S). Sein Schmelzpunkt ist ebenfalls ziemlich hoch, vergleichbar mit dem von Hydrazin und Wasser, wobei nur Hydroxylamin deutlich leichter kristallisiert, was auf eine besonders starke Wasserstoffbrückenbindung hinweist. Diphosphan und Hydrogendisulfid zeigen nur schwache Wasserstoffbrückenbindungen und haben eine geringe chemische Ähnlichkeit mit Wasserstoffperoxid. Strukturell nehmen die Analoga aufgrund der Abstoßung zwischen benachbarten freien Elektronenpaaren alle ähnliche verzerrte Strukturen an .

    Eigenschaften von H 2 O 2 und seinen Analoga Mit
    * gekennzeichnete Werte sind extrapoliert
    Name Formel Molmasse
    (g/mol)
    Schmelzpunkt
    (°C)
    Siedepunkt
    (°C)
    Wasserstoffperoxid HOOH 34.01 −0,43 150,2*
    Wasser HOH 18.02 0,00 99,98
    Schwefelwasserstoff HSSH 66,15 -89,6 70,7
    Hydrazin H 2 NNH 2 32.05 2 114
    Hydroxylamin NH 2 OH 33.03 33 58*
    Diphosphan H 2 PPH 2 65,98 −99 63,5*

    Entdeckung

    Alexander von Humboldt berichtete 1799 über eines der ersten synthetischen Peroxide, Bariumperoxid , als Nebenprodukt seiner Versuche, Luft zu zersetzen. Neunzehn Jahre später erkannte Louis Jacques Thénard , dass diese Verbindung zur Herstellung einer bisher unbekannten Verbindung verwendet werden könnte, die er als Eau oxygénée („mit Sauerstoff angereichertes Wasser“) – später als Wasserstoffperoxid bezeichnet – bezeichnete. Heutzutage kann der Begriff "sauerstoffhaltiges Wasser" auf Einzelhandelsverpackungen erscheinen, der sich auf Mischungen bezieht, die entweder Wasser und Wasserstoffperoxid oder Wasser und gelösten Sauerstoff enthalten. Dies kann zu Verletzungen führen, wenn der Benutzer den Unterschied nicht richtig versteht.

    Eine verbesserte Version von Thénards Verfahren verwendete Salzsäure , gefolgt von der Zugabe von Schwefelsäure, um das Bariumsulfat- Nebenprodukt auszufällen . Dieses Verfahren wurde vom Ende des 19. Jahrhunderts bis Mitte des 20. Jahrhunderts angewendet.

    Thénard und Joseph Louis Gay-Lussac synthetisierten 1811 Natriumperoxid. Um diese Zeit wurde die bleichende Wirkung von Peroxiden und ihren Salzen auf natürliche Farbstoffe bekannt, aber frühe Versuche einer industriellen Herstellung von Peroxiden scheiterten. Die erste Anlage zur Herstellung von Wasserstoffperoxid wurde 1873 in Berlin gebaut . Die Entdeckung der Synthese von Wasserstoffperoxid durch Elektrolyse mit Schwefelsäure führte zu der effizienteren elektrochemischen Methode. Es wurde erstmals 1908 in Weißenstein , Kärnten , Österreich vermarktet . Das noch heute verwendete Anthrachinon-Verfahren wurde in den 1930er Jahren vom deutschen Chemiehersteller IG Farben in Ludwigshafen entwickelt . Der gestiegene Bedarf und die Verbesserung der Synthesemethoden führten zu einem Anstieg der Jahresproduktion von Wasserstoffperoxid von 35.000 Tonnen im Jahr 1950 auf über 100.000 Tonnen im Jahr 1960 auf 300.000 Tonnen im Jahr 1970; 1998 erreichte sie 2,7 Millionen Tonnen.

    Frühe Versuche scheiterten, reines Wasserstoffperoxid herzustellen. Wasserfreies Wasserstoffperoxid wurde zuerst durch Vakuumdestillation gewonnen .

    Die Bestimmung der Molekülstruktur von Wasserstoffperoxid erwies sich als sehr schwierig. 1892 bestimmte der italienische Physikochemiker Giacomo Carrara (1864–1925) seine Molekülmasse durch Gefrierpunktserniedrigung , was bestätigte, dass seine Summenformel H 2 O 2 ist . Mindestens ein halbes Dutzend hypothetischer Molekülstrukturen schienen mit den verfügbaren Beweisen in Einklang zu stehen. 1934 schlugen der englische mathematische Physiker William Penney und der schottische Physiker Gordon Sutherland eine Molekülstruktur für Wasserstoffperoxid vor, die der derzeit akzeptierten sehr ähnlich war.

    Bisher wurde Wasserstoffperoxid industriell durch Hydrolyse von Ammoniumpersulfat hergestellt , das selbst durch Elektrolyse einer Lösung von Ammoniumbisulfat ( NH
    4
    HSO
    4
    ) in Schwefelsäure :

    Produktion

    Katalysezyklus für den Anthrachinonprozess zur Herstellung von Wasserstoffperoxid

    Heute wird Wasserstoffperoxid fast ausschließlich nach dem Anthrachinon-Verfahren hergestellt , das der deutsche Chemiekonzern BASF 1939 entwickelt und patentieren ließ. Es beginnt mit der Reduktion eines Anthrachinons (wie 2-Ethylanthrachinon oder das 2-Amyl-Derivat) zum entsprechenden Anthrahydrochinon , typischerweise durch Hydrierung über einem Palladium - Katalysator . In Gegenwart von Sauerstoff durchläuft das Anthrahydrochinon dann eine Autoxidation : Die labilen Wasserstoffatome der Hydroxygruppen werden auf das Sauerstoffmolekül übertragen, um Wasserstoffperoxid zu ergeben und das Anthrachinon zu regenerieren. Die meisten kommerziellen Verfahren erreichen eine Oxidation, indem Druckluft durch eine Lösung des Anthrahydrochinons gesprudelt wird, wobei das Wasserstoffperoxid dann aus der Lösung extrahiert und das Anthrachinon für aufeinanderfolgende Hydrierungs- und Oxidationszyklen zurückgeführt wird.

    Die Nettoreaktion für den Anthrachinon-katalysierten Prozess ist:

    h
    2
    + O
    2
    H
    2
    Ö
    2

    Die Wirtschaftlichkeit des Verfahrens hängt stark von der effektiven Rückführung der Extraktionslösungsmittel, des Hydrierungskatalysators und des teuren Chinons ab .

    ISO-Tankcontainer für den Wasserstoffperoxid-Transport
    Ein Kesselwagen für den Transport von Wasserstoffperoxid auf der Schiene

    Andere Quellen

    Kleine, aber nachweisbare Mengen an Wasserstoffperoxid können durch verschiedene Verfahren gebildet werden. Kleine Mengen werden durch Elektrolyse verdünnter Säure um die Kathode herum gebildet, wo sich Wasserstoff entwickelt, wenn Sauerstoff um sie herum geperlt wird. Es wird auch hergestellt, indem Wasser ultravioletten Strahlen einer Quecksilberlampe oder einem Lichtbogen ausgesetzt wird, während es in einem UV-durchlässigen Gefäß (zB Quarz) eingeschlossen wird. Es ist in Eiswasser nachweisbar, nachdem ein darauf gerichteter Wasserstoffgasstrom verbrannt wurde, und ist auch auf schwimmendem Eis nachweisbar. Schnell abkühlende feuchte Luft, die durch eine ca. 2.000 °C heiße Funkenstrecke geblasen wird, führt zu nachweisbaren Mengen.

    Ein kommerziell tragfähiges Verfahren zur Herstellung von Wasserstoffperoxid direkt aus der Umwelt ist seit vielen Jahren von Interesse. Eine effiziente Direktsynthese ist schwierig zu erreichen, da die Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff thermodynamisch die Wasserbildung begünstigt. Es wurden Systeme für die Direktsynthese entwickelt, von denen die meisten fein verteilte Metallkatalysatoren ähnlich denen verwenden, die für die Hydrierung organischer Substrate verwendet werden. Keines davon hat noch einen Punkt erreicht, an dem sie für die Synthese im industriellen Maßstab verwendet werden können.

    Verfügbarkeit

    Wasserstoffperoxid ist am häufigsten als Lösung in Wasser erhältlich. Für Verbraucher ist es normalerweise in einer Konzentration von 3 und 6 Gew.-% in Apotheken erhältlich . Die Konzentrationen werden manchmal als Volumen des erzeugten Sauerstoffgases beschrieben; Ein Milliliter einer 20-Volumen-Lösung erzeugt bei vollständiger Zersetzung zwanzig Milliliter Sauerstoffgas. Für den Laborgebrauch sind 30 Gew.-% Lösungen am gebräuchlichsten. Handelsübliche Qualitäten von 70 % bis 98 % sind ebenfalls erhältlich, aber aufgrund des Potenzials von Lösungen mit mehr als 68 % Wasserstoffperoxid, vollständig in Dampf und Sauerstoff umgewandelt zu werden (wobei die Temperatur des Dampfes steigt, wenn die Konzentration über 68 % steigt) diese Qualitäten sind potenziell viel gefährlicher und erfordern besondere Sorgfalt in speziellen Lagerbereichen. Käufer müssen in der Regel eine Inspektion durch kommerzielle Hersteller zulassen.

    1994, Weltproduktion von H
    2
    Ö
    2
    betrug rund 1,9 Millionen Tonnen und wuchs 2006 auf 2,2 Millionen Tonnen an, die meisten davon mit einer Konzentration von 70 % oder weniger. In diesem Jahr 30 % H
    2
    Ö
    2
    verkauft für etwa 0,54 USD / kg , das entspricht 1,50 USD / kg (0,68 USD / lb ) auf einer "100%-Basis".

    Wasserstoffperoxid kommt in Oberflächenwasser, Grundwasser und in der Atmosphäre vor . Es bildet sich bei Beleuchtung oder natürlicher katalytischer Wirkung durch im Wasser enthaltene Substanzen. Meerwasser enthält 0,5 bis 14 µg/L Wasserstoffperoxid, Süßwasser 1 bis 30 µg/L und Luft 0,1 bis 1 Teile pro Milliarde.

    Reaktionen

    Zersetzung

    Wasserstoffperoxid zerfällt zu Wasser und Sauerstoff mit einem Δ H o von –2884,5  kJ / kg und einem Δ S von 70,5 J/(mol·K):

    2 H
    2
    Ö
    2
    → 2 H
    2
    O
    + O
    2

    Die Zersetzungsgeschwindigkeit nimmt mit steigender Temperatur, Konzentration und pH-Wert zu ( H
    2
    Ö
    2
    unter alkalischen Bedingungen instabil ist), wobei kühle, verdünnte und saure Lösungen die beste Stabilität zeigen. Die Zersetzung wird durch verschiedene redoxaktive Ionen oder Verbindungen katalysiert, darunter die meisten Übergangsmetalle und ihre Verbindungen (zB Mangandioxid (MnO 2 ), Silber und Platin ). Bestimmte Metallionen, wie Fe2+
    oder Ti3+
    , kann dazu führen, dass die Zersetzung einen anderen Weg nimmt, wobei freie Radikale wie das Hydroxylradikal (HO ) und Hydroperoxyl (HOO ) entstehen. Zu den nichtmetallischen Katalysatoren zählt Kaliumjodid (KI), das besonders schnell reagiert und die Grundlage der Elefantenzahnpasta- Demonstration bildet. Wasserstoffperoxid kann auch durch das Enzym Katalase biologisch abgebaut werden . Die Zersetzung von Wasserstoffperoxid setzt Sauerstoff und Wärme frei; dies kann gefährlich sein, da das Verschütten von hochkonzentriertem Wasserstoffperoxid auf eine brennbare Substanz einen sofortigen Brand verursachen kann.

    Redoxreaktionen

    Die Redoxeigenschaften von Wasserstoffperoxid hängen vom pH-Wert ab, da saure Bedingungen die Kraft von Oxidationsmitteln und basische Bedingungen die Kraft von Reduktionsmitteln verstärken . Da Wasserstoffperoxid ambivalente Redoxeigenschaften aufweist und gleichzeitig Oxidationsmittel oder Reduktionsmittel ist, hängt sein Redoxverhalten unmittelbar vom pH-Wert ab.

    In sauren Lösungen H
    2
    Ö
    2
    ist ein starkes Oxidationsmittel , stärker als Chlor , Chlordioxid und Kaliumpermanganat . Bei der Reinigung von Laborglas wird eine Lösung aus Wasserstoffperoxid und Schwefelsäure als Piranha-Lösung bezeichnet .

    h
    2
    Ö
    2
    ist eine Quelle von Hydroxylradikalen ( OH), die hochreaktiv sind. h
    2
    Ö
    2
    wird in den oszillierenden Reaktionen von Briggs-Rauscher und Bray-Liebhafsky verwendet .

    Oxidations
    Reagenz
    Reduziertes
    Produkt

    Oxidationspotential

    (V)
    F 2 HF 3.0
    O 3 O 2 2.1
    H 2 O 2 H 2 O 1,8
    KMnO 4 MnO 2 1.7
    ClO 2 HClO 1,5
    Kl 2 Cl 1,4

    In sauren Lösungen Fe2+
    wird zu Fe . oxidiert3+
    (Wasserstoffperoxid als Oxidationsmittel):

    2 Fe2+
    (wässrig) + H
    2
    Ö
    2
    + 2 H+
    (wässrig) → 2 Fe3+
    (wässrig) + 2 H
    2
    O
    (l)

    und Sulfit ( SO2−
    3
    ) wird zu Sulfat oxidiert ( SO2−
    4
    ). Jedoch Kaliumpermanganat wird reduziert Mn2+
    durch saures H
    2
    Ö
    2
    . Unter alkalischen Bedingungen kehren sich jedoch einige dieser Reaktionen um; zum Beispiel Mn2+
    wird zu Mn . oxidiert4+
    (als MnO
    2
    ).

    In basischen Lösungen ist Wasserstoffperoxid ein starkes Reduktionsmittel und kann eine Vielzahl anorganischer Ionen reduzieren. Wenn H
    2
    Ö
    2
    als Reduktionsmittel wirkt, wird auch Sauerstoffgas erzeugt. Wasserstoffperoxid reduziert beispielsweise Natriumhypochlorit und Kaliumpermanganat , was eine bequeme Methode zur Herstellung von Sauerstoff im Labor ist:

    NaOCl + H
    2
    Ö
    2
    O
    2
    + NaCl + H
    2
    Ö
    2 KMnO
    4
    + 3 H
    2
    Ö
    2
    → 2 MnO
    2
    + 2 KOH + 2 H
    2
    O
    + 3 O
    2

    Organische Reaktionen

    Als Oxidationsmittel wird häufig Wasserstoffperoxid verwendet . Beispielhaft ist die Oxidation von Thioethern zu Sulfoxiden :

    Ph −S−CH
    3
    + H
    2
    Ö
    2
    → Ph −S(O)−CH
    3
    + H
    2
    Ö

    Alkalisches Wasserstoffperoxid wird zur Epoxidierung von elektronenarmen Alkenen wie Acrylsäurederivaten und zur Oxidation von Alkylboranen zu Alkoholen , dem zweiten Schritt der Hydroborierungs-Oxidation, verwendet . Es ist auch das Hauptreagenz im Dakin-Oxidationsprozess .

    Vorläufer anderer Peroxidverbindungen

    Wasserstoffperoxid ist eine schwache Säure, bilden Hydroperoxid oder Peroxid Salze mit vielen Metallen.

    Es wandelt auch Metalloxide in die entsprechenden Peroxide um. Bei der Behandlung mit Wasserstoffperoxid wird beispielsweise Chromsäure ( CrO
    3
    und H
    2
    SO
    4
    ) bildet ein blaues Peroxid CrO( O
    2
    )
    2
    .

    Diese Art von Reaktion wird industriell zur Herstellung von Peroxoanionen verwendet. Zum Beispiel führt die Reaktion mit Borax zu Natriumperborat , einem Bleichmittel, das in Waschmitteln verwendet wird:

    N / A
    2
    B
    4
    Ö
    7
    + 4 H
    2
    Ö
    2
    + 2 NaOH → 2 Na
    2
    B
    2
    Ö
    4
    (OH)
    4
    + H
    2
    Ö

    h
    2
    Ö
    2
    wandelt Carbonsäuren (RCO 2 H) in Peroxysäuren (RC(O)O 2 H) um, die ihrerseits als Oxidationsmittel verwendet werden. Wasserstoffperoxid reagiert mit Aceton zu Acetonperoxid und mit Ozon zu Trioxidan . Wasserstoffperoxid bildet stabile Addukte mit Harnstoff ( Wasserstoffperoxid-Harnstoff ), Natriumcarbonat ( Natriumpercarbonat ) und anderen Verbindungen. Ein Säure-Base-Addukt mit Triphenylphosphinoxid ist ein nützlicher "Träger" für H
    2
    Ö
    2
    bei einigen Reaktionen.

    Wasserstoffperoxid ist sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel. Die Oxidation von Wasserstoffperoxid durch Natriumhypochlorit liefert Singulett-Sauerstoff . Die Nettoreaktion eines Eisen(III)-Ions mit Wasserstoffperoxid ist ein Eisen(II)-Ion und Sauerstoff. Dies erfolgt über Einzelelektronenoxidation und Hydroxylradikale. Dies wird in einigen Oxidationen der organischen Chemie verwendet, zB im Fenton-Reagenz . Es werden nur katalytische Mengen an Eisenionen benötigt, da Peroxid auch Eisen(II) zu Eisen(III)-Ionen oxidiert. Die Nettoreaktion von Wasserstoffperoxid und Permanganat oder Mangandioxid ist Mangan-Ion; bis das Peroxid jedoch verbraucht ist, werden einige Manganionen reoxidiert, um die Reaktion katalytisch zu machen. Dies bildet die Grundlage für gängige Eintreibstoffraketen .

    Biologische Funktion

    Wasserstoffperoxid wird in Menschen und anderen Tieren als kurzlebiges Produkt in biochemischen Prozessen gebildet und ist toxisch auf Zellen . Die Toxizität ist auf die Oxidation von Proteinen , Membranlipiden und DNA durch die Peroxidionen zurückzuführen. Die Klasse der biologischen Enzyme namens Superoxiddismutase (SOD) wird in fast allen lebenden Zellen als wichtiges Antioxidans entwickelt . Sie fördern die Disproportionierung von Superoxid in Sauerstoff und Wasserstoffperoxid, das dann durch das Enzym Katalase schnell zu Sauerstoff und Wasser abgebaut wird .

    2 O
    2
    + 2 H+
    O
    2
    + H
    2
    Ö
    2
    2 H 2 O 2 → O 2 + 2 H 2 O

    Peroxisomen sind Organellen, die in praktisch allen eukaryontischen Zellen vorkommen. Sie sind in den involvierten Katabolismus von sehr langkettigen Fettsäuren , verzweigtkettigen Fettsäuren , D -Aminosäuren , Polyaminen und Biosynthese von Plasmalogene , Ether- Phospholipide kritisch für die normale Funktion von Säuger - Gehirnen und Lunge. Bei der Oxidation produzieren sie Wasserstoffperoxid in dem folgenden Prozess, der durch Flavin-Adenin-Dinukleotid (FAD) katalysiert wird :

    Katalase , ein weiteres peroxisomales Enzym, verwendet dieses H 2 O 2 , um andere Substrate, einschließlich Phenole , Ameisensäure , Formaldehyd und Alkohol , durch eine Peroxidationsreaktion zu oxidieren :

    Dadurch wird das giftige Wasserstoffperoxid im Prozess eliminiert.

    Diese Reaktion ist in Leber- und Nierenzellen wichtig, wo die Peroxisomen verschiedene toxische Substanzen, die ins Blut gelangen, neutralisieren. Ein Teil des vom Menschen getrunkenen Ethanols wird auf diese Weise zu Acetaldehyd oxidiert . Wenn sich überschüssiges H 2 O 2 in der Zelle ansammelt, wandelt Katalase es außerdem durch diese Reaktion in H 2 O um:

    Ein anderer Ursprung von Wasserstoffperoxid ist der Abbau von Adenosinmonophosphat, der Hypoxanthin ergibt . Hypoxanthin wird dann oxidativ katabolisiert zuerst Xanthin und dann an Harnsäure , und die Reaktion wird durch das Enzym katalysierten Xanthinoxidase :

    h
    2
    O
    , O 2
    H 2 O 2
    Reaktionspfeil nach rechts mit Nebensubstrat(en) von links oben und Nebenprodukt(en) nach rechts oben
    h
    2
    O
    , O 2
    H 2 O 2
    Reaktionspfeil nach rechts mit Nebensubstrat(en) von links oben und Nebenprodukt(en) nach rechts oben
    Abbau von Hypoxanthin durch Xanthin zu Harnsäure unter Bildung von Wasserstoffperoxid.
    Australischer Bombardierkäfer

    Beim Abbau von Guanosinmonophosphat entsteht als Zwischenprodukt Xanthin, das in gleicher Weise unter Bildung von Wasserstoffperoxid in Harnsäure umgewandelt wird.

    Eier von Seeigeln produzieren kurz nach der Befruchtung durch ein Spermium Wasserstoffperoxid. Es wird dann schnell zu OH· -Radikalen dissoziiert . Die Radikale dienen als Initiator der radikalischen Polymerisation , die die Eier mit einer schützenden Polymerschicht umgibt .

    Der Bombardierkäfer verfügt über ein Gerät, mit dem er ätzende und übel riechende Blasen auf seine Feinde schießen kann. Der Käfer produziert und speichert Hydrochinon und Wasserstoffperoxid in zwei separaten Reservoirs in der hinteren Spitze seines Bauches. Bei Bedrohung zieht der Käfer Muskeln zusammen, die die beiden Reaktanten durch Röhren mit Ventilen in eine Mischkammer mit Wasser und einer Mischung katalytischer Enzyme zwingen. Wenn sie kombiniert werden, durchlaufen die Reaktanten eine heftige exotherme chemische Reaktion , die die Temperatur bis nahe an den Siedepunkt von Wasser anhebt . Das Sieden, übelriechender Flüssigkeit wird teilweise ein Gas ( Flash - Verdampfung ) und wird durch einen Auslassventil mit einem lauten Knall ausgetrieben.

    Wasserstoffperoxid ist ein Signalmolekül der Pflanzenabwehr gegen Krankheitserreger .

    Wasserstoffperoxid spielt als Signalmolekül eine Rolle bei der Regulierung einer Vielzahl biologischer Prozesse. Die Verbindung ist ein wichtiger Faktor in der Theorie der freien Radikale des Alterns , basierend darauf, wie leicht sich Wasserstoffperoxid in ein Hydroxylradikal zersetzen kann und wie Superoxidradikal- Nebenprodukte des Zellstoffwechsels mit Umgebungswasser reagieren können, um Wasserstoffperoxid zu bilden. Diese Hydroxylradikale reagieren wiederum leicht mit lebenswichtigen zellulären Komponenten, insbesondere denen der Mitochondrien und schädigen diese . Mindestens eine Studie hat auch versucht, die Produktion von Wasserstoffperoxid mit Krebs in Verbindung zu bringen. Diese Studien wurden häufig in betrügerischen Behandlungsansprüchen zitiert.

    Die Menge an Wasserstoffperoxid in biologischen Systemen kann unter Verwendung eines fluorometrischen Assays bestimmt werden .

    Verwendet

    Bleichen

    Ungefähr 60 % der weltweiten Produktion von Wasserstoffperoxid werden für die Zellstoff- und Papierbleiche verwendet . Die zweite große industrielle Anwendung ist die Herstellung von Natriumpercarbonat und Natriumperborat , das als Bleichmittel in mild verwendet werden Wäschewaschmittel . Natriumpercarbonat, ein Addukt von Natriumcarbonat und Wasserstoffperoxid, ist der Wirkstoff in Waschmitteln wie OxiClean und Tide Waschmittel . In Wasser gelöst, setzt es Wasserstoffperoxid und Natriumcarbonat frei. Diese Bleichmittel selbst sind nur bei Waschtemperaturen von 60 °C (140 °F) oder darüber wirksam und werden daher oft in Verbindung mit Bleichaktivatoren verwendet , die die Reinigung erleichtern bei niedrigeren Temperaturen.

    Herstellung organischer Verbindungen

    Es wird bei der Herstellung verschiedener organischer Peroxide verwendet, wobei Dibenzoylperoxid ein Beispiel für große Mengen ist. Es wird bei Polymerisationen , als Mehlbleichmittel und zur Behandlung von Akne verwendet. Peroxysäuren wie Peressigsäure und meta-Chlorperoxybenzoesäure werden auch unter Verwendung von Wasserstoffperoxid hergestellt. Wasserstoffperoxid wurde zur Herstellung organischer Sprengstoffe auf Peroxidbasis verwendet, wie beispielsweise Acetonperoxid .

    Desinfektionsmittel

    Fingerspitzen
    Haut kurz nach Exposition gegenüber 35% H
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    Kontaktlinsen, die in einer 3%igen Lösung auf Wasserstoffperoxidbasis eingeweicht werden. Das Gehäuse enthält eine katalytische Scheibe, die das Wasserstoffperoxid im Laufe der Zeit neutralisiert.

    Wasserstoffperoxid wird in bestimmten Abwasserbehandlungsverfahren verwendet, um organische Verunreinigungen zu entfernen. Bei der fortgeschrittenen Oxidationsverarbeitung ergibt die Fenton-Reaktion das hochreaktive Hydroxylradikal (·OH). Dadurch werden organische Verbindungen abgebaut, auch solche, die normalerweise robust sind, wie aromatische oder halogenierte Verbindungen . Es kann auch im Abfall vorhandene schwefelbasierte Verbindungen oxidieren ; was von Vorteil ist, da es im Allgemeinen ihren Geruch reduziert.

    Wasserstoffperoxid kann zur Sterilisation verschiedener Oberflächen, einschließlich chirurgischer Instrumente, verwendet werden und kann als Dampf ( VHP ) zur Raumsterilisation eingesetzt werden. H 2 O 2 zeigt ein breites Wirkungsspektrum gegen Viren, Bakterien, Hefen und Bakteriensporen. Im Allgemeinen wird eine größere Aktivität gegen Gram-positive als gegen Gram-negative Bakterien beobachtet; jedoch kann die Anwesenheit von Katalase oder anderen Peroxidasen in diesen Organismen die Toleranz in Anwesenheit niedrigerer Konzentrationen erhöhen. Geringere Konzentrationen (3%) wirken gegen die meisten Sporen; höhere Konzentrationen (7 bis 30 %) und längere Kontaktzeiten verbessern die sporizide Wirkung.

    Wasserstoffperoxid wird als eine umweltverträgliche Alternative zu sehen Chlorbleichmittel -Basis, wie es abbaut Sauerstoff und Wasser zu bilden , und es wird allgemein als sicher anerkannt als ein antimikrobielles Mittel von der US Food and Drug Administration (FDA).

    Wasserstoffperoxid kann zur Behandlung von Akne verwendet werden , obwohl Benzoylperoxid eine häufigere Behandlung ist.

    Nischennutzungen

    Chemilumineszenz von Cyalume , wie sie in einem Leuchtstab vorkommt

    Wasserstoffperoxid hat verschiedene Anwendungen im Haushalt, vor allem als Reinigungs- und Desinfektionsmittel.

    Haarbleichen

    Verdünntes H
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    (zwischen 1,9% und 12%) gemischt mit wässrigem Ammoniak wurde verwendet, um menschliches Haar zu bleichen . Die bleichende Eigenschaft der Chemikalie verleiht dem Begriff " Peroxidblond " seinen Namen . Wasserstoffperoxid wird auch zur Zahnaufhellung verwendet . Es ist in den meisten Whitening-Zahnpasten enthalten. Wasserstoffperoxid hat positive Ergebnisse in Bezug auf die Helligkeits- und Chroma-Farbparameter der Zähne gezeigt. Es funktioniert, indem es Farbpigmente auf den Zahnschmelz oxidiert, wo die Farbe des Zahns heller werden kann. Wasserstoffperoxid kann mit Backpulver und Salz gemischt werden, um eine hausgemachte Zahnpasta herzustellen.

    Entfernung von Blutflecken

    Wasserstoffperoxid reagiert mit Blut als Bleichmittel, und wenn ein Blutfleck frisch oder nicht zu alt ist, wird die großzügige Anwendung von Wasserstoffperoxid, falls erforderlich in mehr als einer einzigen Anwendung, den Fleck vollständig ausbleichen. Nach etwa zwei Minuten der Anwendung sollte das Blut fest ausgetupft werden.

    Treibmittel
    Raketengurt-Wasserstoffperoxid-Antriebssystem, das in einem Jetpack verwendet wird

    Hochkonzentriertes H
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    wird als "High-Test-Peroxid" (HTP) bezeichnet. Es kann entweder als Monotreibstoff (nicht mit Treibstoff gemischt) oder als Oxidationsmittelkomponente einer Zweitreibstoffrakete verwendet werden . Die Verwendung als Monotreibstoff nutzt die Zersetzung von 70–98 % konzentriertem Wasserstoffperoxid in Wasserdampf und Sauerstoff. Das Treibmittel wird in eine Reaktionskammer gepumpt, wo ein Katalysator, normalerweise ein Silber- oder Platinsieb, die Zersetzung auslöst und Dampf mit über 600 °C (1.100 °F) erzeugt, der durch eine Düse ausgestoßen wird und Schub erzeugt . h
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    Monotreibstoff erzeugt einen maximalen spezifischen Impuls ( I sp ) von 161 s (1,6 kN·s /kg). Peroxid war der erste große Monotreibstoff, der für Raketenanwendungen verwendet wurde. Hydrazin ersetzte schließlich Wasserstoffperoxid-Einzeltreibstoff-Triebwerksanwendungen, hauptsächlich aufgrund einer 25-prozentigen Zunahme des vakuumspezifischen Impulses. Hydrazin (giftig) und Wasserstoffperoxid (weniger giftig [ACGIH TLV 0,01 bzw. 1 ppm]) sind die einzigen beiden Monotreibstoffe (außer kalten Gasen), die weit verbreitet für Antriebs- und Energieanwendungen eingesetzt und verwendet wurden. Der Bell Rocket Belt , Reaktionskontrollsysteme für X-1 , X-15 , Centaur , Mercury , Little Joe sowie die Turbopumpen-Gasgeneratoren für X-1, X-15, Jupiter, Redstone und Viking verwendeten Wasserstoffperoxid als Monotreibstoff.

    Als Doppeltreibstoff, H
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    zersetzt wird, um einen Brennstoff als Oxidationsmittel zu verbrennen. Je nach Brennstoff können spezifische Impulse bis 350 s (3,5 kN·s/kg) erreicht werden. Als Oxidationsmittel verwendetes Peroxid ergibt einen etwas niedrigeren I sp als flüssiger Sauerstoff, ist jedoch dicht, lagerfähig, nicht kryogen und kann leichter verwendet werden, um Gasturbinen anzutreiben, um unter Verwendung eines effizienten geschlossenen Kreislaufs hohe Drücke zu erzeugen . Es kann auch zur regenerativen Kühlung von Raketentriebwerken verwendet werden. Peroxid wurde sehr erfolgreich als Oxidationsmittel im Zweiten Weltkrieg deutscher Raketenmotoren (zB verwendet T-Stoff , mit Oxychinolin- Stabilisator, sowohl für die Walter HWK 109-500 Starthilfe RATO extern podded Einkomponententreibstoffs Erhöhungsanlage und für die Walter HWK 109-509 Rakete Motorserie für die Me 163 B), die am häufigsten mit C-Stoff in einer selbstzündenden hypergolischen Kombination verwendet wird, und für die kostengünstigen britischen Trägerraketen Black Knight und Black Arrow .

    In den 1940er und 1950er Jahren verwendete die von Hellmuth Walter KG konzipierte Turbine Wasserstoffperoxid für den Einsatz in U-Booten unter Wasser; Es wurde festgestellt, dass es zu laut ist und im Vergleich zu dieselelektrischen Antriebssystemen zu viel Wartung erfordert . Einige Torpedos verwendeten Wasserstoffperoxid als Oxidationsmittel oder Treibmittel. Als mögliche Ursachen für den Untergang der HMS Sidon und des russischen U-Bootes Kursk wurden Bedienungsfehler beim Einsatz von Wasserstoffperoxid-Torpedos genannt . SAAB Underwater Systems stellt den Torpedo 2000 her. Dieser Torpedo, der von der schwedischen Marine eingesetzt wird , wird von einem Kolbenmotor angetrieben, der von HTP als Oxidationsmittel und Kerosin als Treibstoff in einem Zweistoffsystem angetrieben wird.

    Leuchtstäbe

    Wasserstoffperoxid reagiert mit bestimmten Di- Ester , wie Phenyl Oxalatester (Cyalume), zur Erzeugung der Chemilumineszenz ; Diese Anwendung findet man am häufigsten in Form von Leuchtstäben .

    Gartenbau

    Einige Gärtner und Benutzer von Hydrokulturen befürworten die Verwendung einer schwachen Wasserstoffperoxidlösung in Gießlösungen. Seine spontane Zersetzung setzt Sauerstoff frei, der die Wurzelentwicklung einer Pflanze fördert und hilft, Wurzelfäule (Zellwurzeltod aufgrund von Sauerstoffmangel) und eine Vielzahl anderer Schädlinge zu behandeln.

    Für allgemeine Bewässerungskonzentrationen werden etwa 0,1% verwendet und diese können für antimykotische Wirkungen auf bis zu 1% erhöht werden. Tests zeigen, dass Pflanzenlaub Konzentrationen bis zu 3% sicher vertragen kann.

    Aquaristik

    Wasserstoffperoxid wird in der Aquakultur verwendet, um die durch verschiedene Mikroben verursachte Sterblichkeit zu kontrollieren . Im Jahr 2019 genehmigte die US FDA für die Kontrolle über Saprolegniasis in allen Kaltwasser- finfish und alle Pünkelchen und Erwachsenen und Coolwater Warmwasser finfish, für die Steuerung externer columnaris Krankheit in Warmwasser finfish und zur Steuerung von Gyrodactylus spp. bei Süßwasser-Salmoniden. Von Fischzüchtern durchgeführte Labortests haben gezeigt, dass haushaltsübliches Wasserstoffperoxid sicher verwendet werden kann, um kleine Fische mit Sauerstoff zu versorgen. Das Wasserstoffperoxid setzt durch Zersetzung Sauerstoff frei, wenn es Katalysatoren wie Mangandioxid ausgesetzt wird .

    Sicherheit

    Die Vorschriften variieren, aber niedrige Konzentrationen, wie z. B. 5%, sind weit verbreitet und für medizinische Zwecke legal zu kaufen. Die meisten rezeptfreien Peroxidlösungen sind nicht zur Einnahme geeignet. Höhere Konzentrationen können als gefährlich angesehen werden und werden normalerweise von einem Sicherheitsdatenblatt (SDB) begleitet. In hohen Konzentrationen ist Wasserstoffperoxid ein aggressives Oxidationsmittel und korrodiert viele Materialien, einschließlich der menschlichen Haut. In Gegenwart eines Reduktionsmittels sind hohe Konzentrationen von H
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    wird heftig reagieren.

    Hochkonzentrierte Wasserstoffperoxidströme, typischerweise über 40%, sollten als gefährlich angesehen werden, da konzentriertes Wasserstoffperoxid die Definition eines DOT- Oxidationsmittels gemäß den US-Vorschriften erfüllt, wenn es in die Umwelt freigesetzt wird. Die von der EPA meldepflichtige Menge (RQ) für gefährliche Abfälle D001 beträgt 100 Pfund (45 kg) oder ungefähr 10 US-Gallonen (38 Liter) konzentriertes Wasserstoffperoxid.

    Wasserstoffperoxid sollte an einem kühlen, trockenen, gut belüfteten Ort und fern von entzündlichen oder brennbaren Stoffen gelagert werden. Es sollte in einem Behälter aufbewahrt werden, der aus nicht reaktiven Materialien wie Edelstahl oder Glas besteht (andere Materialien, einschließlich einiger Kunststoffe und Aluminiumlegierungen, können ebenfalls geeignet sein). Da es bei Lichteinwirkung schnell zerfällt, sollte es in einem undurchsichtigen Behälter aufbewahrt werden, und pharmazeutische Formulierungen werden normalerweise in braunen Flaschen geliefert, die das Licht blockieren.

    Wasserstoffperoxid, entweder in reiner oder verdünnter Form, kann mehrere Risiken bergen, vor allem, dass es bei Kontakt mit organischen Verbindungen explosive Gemische bildet. Die Destillation von Wasserstoffperoxid bei Normaldruck ist hochgefährlich. Es ist auch ätzend, insbesondere wenn es konzentriert ist, aber selbst Lösungen in Haushaltsstärke können Augen, Schleimhäute und Haut reizen . Besonders gefährlich ist das Verschlucken von Wasserstoffperoxidlösungen, da bei der Zersetzung im Magen große Gasmengen freigesetzt werden (das zehnfache Volumen einer 3% igen Lösung), die zu inneren Blähungen führen. Das Einatmen von mehr als 10 % kann schwere Lungenreizungen verursachen.

    Bei einem erheblichen Dampfdruck (1,2 kPa bei 50 °C) ist Wasserstoffperoxiddampf potenziell gefährlich. Laut US NIOSH liegt der Grenzwert für unmittelbar gefährlich für Leben und Gesundheit (IDLH) nur bei 75 ppm. Die US- Behörde für Sicherheit und Gesundheit am Arbeitsplatz (OSHA) hat einen zulässigen Expositionsgrenzwert von 1,0 ppm festgelegt, berechnet als zeitgewichteter 8-Stunden-Durchschnitt (29 CFR 1910.1000, Tabelle Z-1). Wasserstoffperoxid wurde auch von der American Conference of Governmental Industrial Hygienists (ACGIH) als "bekanntes Tierkarzinogen mit unbekannter Bedeutung für den Menschen" eingestuft. An Arbeitsplätzen, an denen die Gefahr einer Exposition gegenüber gefährlichen Konzentrationen der Dämpfe besteht, sollten kontinuierliche Wasserstoffperoxid-Überwachungsgeräte verwendet werden. Informationen zu den Gefahren von Wasserstoffperoxid sind bei der OSHA und beim ATSDR erhältlich.

    Nebenwirkungen auf Wunden

    Historisch wurde Wasserstoffperoxid zur Desinfektion von Wunden verwendet, teilweise wegen seiner geringen Kosten und schnellen Verfügbarkeit im Vergleich zu anderen Antiseptika . Jetzt wird angenommen, dass es die Heilung hemmt und Narben verursacht , weil es neu gebildete Hautzellen zerstört . Eine Studie ergab, dass nur sehr geringe Konzentrationen (0,03% Lösung, dies ist eine 100-fache Verdünnung von typisch 3% Peroxid) eine Heilung bewirken können, und nur, wenn sie nicht wiederholt angewendet wird. Es wurde festgestellt, dass eine 0,5%ige Lösung die Heilung behindert. Die chirurgische Anwendung kann zur Bildung von Gasembolien führen. Trotzdem wird es in vielen Ländern immer noch zur Wundbehandlung verwendet und ist in den Vereinigten Staaten als wichtiges Erste-Hilfe-Antiseptikum weit verbreitet.

    Dermale Kontakt mit verdünnten Wasserstoffperoxidlösungen führt zu einer Aufhellung oder Bleichung der Haut aufgrund von Mikroembolien, die durch Sauerstoffblasen in den Kapillaren verursacht werden.

    Verwendung in der Alternativmedizin

    Praktiker der alternativen Medizin haben die Verwendung von Wasserstoffperoxid bei verschiedenen Erkrankungen befürwortet, einschließlich Emphysem , Grippe , AIDS und insbesondere Krebs . Es gibt keine Beweise für die Wirksamkeit und in einigen Fällen hat es sich als tödlich erwiesen.

    Die Praxis fordert die tägliche Einnahme von Wasserstoffperoxid, entweder oral oder durch Injektion, und basiert auf zwei Regeln. Erstens, dass Wasserstoffperoxid vom Körper auf natürliche Weise produziert wird, um Infektionen zu bekämpfen; und zweitens, dass menschliche Krankheitserreger und Tumore (siehe Warburg-Hypothese ) anaerob sind und in sauerstoffreichen Umgebungen nicht überleben können. Es wird daher angenommen, dass die Einnahme oder Injektion von Wasserstoffperoxid Krankheiten abtötet, indem sie zusätzlich zur Erhöhung des Sauerstoffgehalts im Körper die Immunantwort nachahmt. Dadurch ähnelt die Praxis anderen sauerstoffbasierten Therapien, wie der Ozontherapie und der hyperbaren Sauerstofftherapie .

    Sowohl die Wirksamkeit als auch die Sicherheit der Wasserstoffperoxidtherapie sind wissenschaftlich fraglich. Wasserstoffperoxid wird vom Immunsystem produziert, jedoch auf sorgfältig kontrollierte Weise. Zellen, die Phagozyten genannt werden, verschlingen Krankheitserreger und verwenden dann Wasserstoffperoxid, um sie zu zerstören. Das Peroxid ist sowohl für die Zelle als auch für den Krankheitserreger toxisch und wird daher in einem speziellen Kompartiment, einem sogenannten Phagosom, aufbewahrt . Freies Wasserstoffperoxid schädigt jedes Gewebe, auf das es trifft, durch oxidativen Stress , ein Prozess, der auch als Ursache von Krebs vorgeschlagen wurde. Behauptungen, dass die Wasserstoffperoxid-Therapie den Sauerstoffgehalt der Zellen erhöht, wurden nicht unterstützt. Von den verabreichten Mengen wird erwartet, dass sie sehr wenig zusätzlichen Sauerstoff liefern, verglichen mit dem, der bei normaler Atmung verfügbar ist. Es ist auch schwierig, den Sauerstoffgehalt in der Umgebung von Krebszellen innerhalb eines Tumors zu erhöhen, da die Blutversorgung tendenziell schlecht ist, eine Situation, die als Tumorhypoxie bekannt ist .

    Große orale Dosen von Wasserstoffperoxid in einer Konzentration von 3 % können Reizungen und Blasenbildung in Mund, Rachen und Bauch sowie Bauchschmerzen, Erbrechen und Durchfall verursachen. Die intravenöse Injektion von Wasserstoffperoxid wurde mit mehreren Todesfällen in Verbindung gebracht. Die American Cancer Society stellt fest, dass "es keine wissenschaftlichen Beweise dafür gibt, dass Wasserstoffperoxid eine sichere, wirksame oder nützliche Krebsbehandlung ist". Darüber hinaus ist die Therapie von der US-amerikanischen FDA nicht zugelassen.

    Historische Vorfälle

    • Am 16. Juli 1934 explodierte in Kummersdorf , Deutschland, ein Treibstofftank, der ein experimentelles Monotreibstoffgemisch aus Wasserstoffperoxid und Ethanol enthielt, während eines Tests, wobei drei Menschen starben.
    • Während des Zweiten Weltkriegs experimentierten Ärzte in deutschen Konzentrationslagern mit der Verwendung von Wasserstoffperoxid-Injektionen bei der Tötung von Menschen.
    • Im April 1992 kam es in der Wasserstoffperoxidanlage in Jarrie in Frankreich aufgrund eines technischen Versagens des computergestützten Kontrollsystems zu einer Explosion, die einen Todesfall und eine weitgehende Zerstörung der Anlage zur Folge hatte.
    • Mehrere Menschen wurden am 28. Oktober 1998 auf einem Flug zwischen den US-Städten Orlando und Memphis leicht verletzt, nachdem Wasserstoffperoxid ausgelaufen war.
    • Das russische U - Boot K-141 Kursk segelte, um eine Übung zum Abfeuern von Attrappentorpedos auf den Pjotr ​​Velikiy , einen Schlachtkreuzer der Kirov- Klasse , durchzuführen . Am 12. August 2000 um 11:28 Uhr Ortszeit (07:28 UTC) kam es bei der Vorbereitung zum Abfeuern der Torpedos zu einer Explosion . Der einzige glaubwürdige Bericht ist bisher, dass dies auf den Ausfall und die Explosion eines mit Wasserstoffperoxid betriebenen Torpedos der Kursk zurückzuführen war. Es wird vermutet, dass HTP , eine Form von hochkonzentriertem Wasserstoffperoxid, das als Treibmittel für den Torpedo verwendet wird, durch seinen Behälter sickerte und entweder durch Rost beschädigt wurde oder während des Ladevorgangs zurück an Land, wo ein Vorfall, bei dem einer der Torpedos versehentlich den Boden berührte, nicht gemeldet wurde . Das Schiff war mit allen Händen verloren. Ein ähnlicher Vorfall war 1955 für den Verlust der HMS Sidon verantwortlich .
    • Am 15. August 2010 kam es im 54. Stock des 1515 Broadway am Times Square in New York City zu einem Verschütten von etwa 30 US Gallonen (110 l) Reinigungsflüssigkeit. Die Verschüttung, von der ein Sprecher der New Yorker Feuerwehr sagte, dass es sich um Wasserstoffperoxid handelte, schloss den Broadway zwischen der West 42nd und der West 48th Street, als Feuerwehrautos auf die Gefahrgutsituation reagierten . Es wurden keine Verletzungen gemeldet.

    Siehe auch

    Verweise

    Anmerkungen

    Literaturverzeichnis

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    • J. März (1992). Fortgeschrittene organische Chemie (4. Aufl.). New York: Wiley. P. 723.
    • WT Hess (1995). "Wasserstoffperoxid". Kirk-Othmer Enzyklopädie der chemischen Technologie . 13 (4. Aufl.). New York: Wiley. S. 961–995.

    Externe Links